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Termoquímica

Química General e InorgánicaClase del 6 de abril de 2005

Dr. Pablo Evelson

TermodinámicaTermodinámica(Del griego: calor y potencia)

•Estudia la energía, el calor, el trabajo y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.

•Esta área de estudio se inició durante la Revolución Industrial cuando se intentó maximizar el rendimiento de las máquinas de vapor.

•Se examinarán las relaciones entre las reacciones químicas y los cambios de energía.

EnergíaEnergía

Capacidad para realizar trabajo o suministrar calor.

Unidades de energía; Unidades SI: Joule (J)

1 cal = 4,184 J

Caloría nutricional (Cal) = 1000 cal = 1 kcal

Energía potencial, mgh

Energía potencial, 0

Masa, m

Altu

ra, h

Tipos de energía:

•Energía cinética

•Energía solar

•Energía térmica

•Energía química

•Energía potencial

Un sistema es la porción del

universo aislada para su estudio.

Entorno

Energía

Sistema

Abierto Cerrado Aislado

Tipos de sistemas

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) + energía

Primera ley de la termodinámica

También llamada ley de la conservación de la energía.

“La energía se conserva”

“La energía interna de un sistema aislado es constante”

Energía internaEnergía interna

•La energía total de un sistema es la suma de todas las energías de sus partes componentes y se denomina energía interna.

•Se representa con la letra U.

•No se puede determinar la energía exacta de un sistema, pero si se puede medir el cambio de energía interna que acompaña un proceso.

U = Ufinal - Uinicial

U > 0

H2(g), O2(g)

Ene

rgía

inte

rna,

U

H2O(g)

U < 0

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

Calor

Trabajo

U

Estado inicial

Estado finalE

nerg

ía in

tern

a, U

U = q + w

Sistema

+ q

- q

+ w

- w

Convención de signos

Sistema

U > 0

Trabajo > 0

Calor > 0

Entorno

Procesos endotérmicos y exotérmicos

2 Al(s) + Fe2O3(s) Al2O3(s) +2 Fe(l)

Durante un proceso

exotérmico fluye calor desde el

sistema hacia el entorno.

Procesos endotérmicos y exotérmicos

2 NH4SCN(s) + Ba(OH)2(s) Ba(SCN)2(s) + 2 NH3(l) + 2 H2O(l)

Durante un proceso

endotérmico fluye calor desde el

entorno hacia el sistema.

Funciones de estado

Funciones de estado

Ene

rgía

inte

rna,

U

Entalpía

•Representa el calor que el sistema gana o pierde cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante.

•Se representa con la letra H.

H = Hfinal – Hinicial = qP

Proceso exotérmico

Entalpía

Calor

Proceso endotérmico

Entalpía

Calor

Energía, entalpía y trabajo P-V

VCambio en el volumen

Presión externa

Área transversal

w = -P V

U = q + w = q - P V

U = qP - P V

qP = U + P V

H = U + P V

•Calor en procesos a presión constante

qp = H

H = U - P V

•Calor en procesos a volumen constante

qv = U

Entalpías de reacción

Dado que:H = Hfinal – Hinicial

H = H(productos) – H(reactivos)

Se denomina entalpía de reacción o calor de reacción.

Se simboliza como Hr

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

H = - 484 kJ

2 H2(g) +O2(g)E

ntal

pía,

H

2 H2O(g)

H < 0(exotérmico)

Una ecuación química balanceada, con su valor de H y especificando las estados físicos

de todas las especies se denomina ecuación termoquímica.

1. La entalpía es una propiedad extensiva.

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

H = - 890 kJ

2. El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y los

productos.

2 H2O (l) 2 H2O (g)

H = + 88 kJ

Estado estándar

- Debe especificarse el estado de todos los reactivos y los productos.

- El estado estándar se define como: Presión estándar (P°): 101,32 kPa (1atm)Para gases, estado de gas ideal

- NO se especifica la temperatura.

Estado de referencia

-Las entalpías de los compuestos químicos en sus estados más estables a P° = 101,32 kPa y una temperatura especificada (en general, T = 298 K) se denomina estado de referencia.

-Este es el estado de referencia para las distintas funciones termodinámicas.

-Distintas condiciones para sólidos, líquidos, gases y soluciones.

Ley de Lavoiser y LaplaceLey de Lavoiser y Laplace

“Una reacción que es exotérmica en una dirección es endotérmica en la dirección

opuesta”

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

H = - 890 kJ

CO2 (g) + 2 H2O (g) CH4 (g) + 2 O2 (g)

H = + 890 kJ

CH4(g) + 2 O2(g)

Ent

alpí

a H1 =-890 kJ

H2 =890 kJ

CO2(g) + 2 H2O (l)

Ley de HessLey de Hess

“Si una reacción se efectúa en una serie de pasos, H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales”

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) H = - 802 kJ

2 H2O (g) 2 H2O (l) H = - 88 kJ

CH4 (g) + 2 O2 (g) + 2 H2O (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) + 2 H2O (l) H = - 890 kJ

La ecuación neta es:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) H = - 890 kJ

Ent

alpí

a

Ent

alpí

a

Cam

bio

de e

ntal

pía

tota

l

Reactivos

Productos

Camino alternativo

• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999.

Capítulo 6.• Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill.1998. Capítulo 6.

Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson)

BibliografíaBibliografía