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http://ejemplosde.info/ejemplos-de-energia-quimica/
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La Termodinámica es esencial para la química.
Explica por qué las reaccionestienen lugar y nos permitepredecir la cantidad de calorque liberan y el trabajo quepueden realizar.
Forma parte de nuestrasvidas, ya que el calor emitidopor los combustibles alquemarse y los recursosenergéticos aportados por losalimentos que ingerimos,están gobernados porprincipios termodinámicos.
¿Por qué unos procesos ocurren en un sentidoy no en el contrario?
Para dar una explicación a esto, debemos entender algunos conceptos…
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: Es la porción de universo que tomamos comoobjeto de estudio. Existen tres tipos de sistemas:
---
Definiciones
: es el conjunto de propiedadesque permiten definirlo (ejemplo: presión, volumen,temperatura)
SISTEMA + ENTORNO= UNIVERSO
La representa laenergía molecular de un sistema(energía de las moléculas, susinteracciones, energía de protones,etc.).
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La suma de todas las formasde energía de un sistema sedenomina , la cuales la suma de las energíascinética, potencial e interna.
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Un sistema se define como termodinámicamente en equilibrio simantiene un equilibrio térmico, mecánico, de fase y químico.
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Es una transformación en la que un sistemaintercambia energía con su entorno, pasandode un estado inicial de equilibrio a otro estadofinal de equilibrio.
PUEDEN SER
Procesos reversibles: através de etapas tan cortas quelas variables del sistema novarían apreciablemente entreetapas. El sistema está enconstante equilibrio con elentorno y puede invertirsemediante un cambioinfinitesimal.
Procesos irreversibles: elsistema cambia tan rápidoque no puede restablecer elequilibrio con su entorno. Unpequeño cambio en lasvariables no consigue invertirel proceso.
http://www.youtube.com/watch?v=0eJy0hLaJw8
• Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso(por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) .
• Ejemplos:– Presión– Temperatura– Volumen– Concentración
Variables extensivas: cuyo valordepende de la cantidad de materia quecontiene el sistema. Ej. masa, volumenVariables intensivas: cuyo valor nodepende de la cantidad de materia quecontiene el sistema. Ej. T, P, densidad.
• Tienen un valor único para cada estado del sistema.• Su variación solo depende del estado inicial y final y no
del camino desarrollado.• SÍ son: presión, temperatura, energía interna, entalpía.• NO son: calor, trabajo
Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema
Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema
La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemasfísicos y su entorno
Energía: una propiedad de unsistema que expresa su capacidad derealizar un trabajo
Se distinguen dos formas deintercambio de energíaentre el sistema y suentorno:
Calor: es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededorescomo resultado de una diferencia de temperaturas. El calor fluye desde elcuerpo más caliente hasta el cuerpo más frío.
Trabajo: se realiza trabajo cuando sedesplaza un cuerpo una distancia drealizando sobre él una fuerza F
– se mide por calorimetría• medidas de cambios de temperatura y de capacidades caloríficas (calores
específicos)
A BQA
AQ BQ 2 1( )A A A Am c T T
QA: calor recibido por A QB: calor recibido por B
QB
0Q 0Q
El sistema recibe calor
El sistema pierde calor
2 1( )B B B Bm c T T
• POSITIVO: todo aquello que aumenta la energía del sistema.• NEGATIVO: todo aquello que la disminuye
SISTEMA
Q > 0
W > 0 W < 0
Q < 0
Q>0 calor absorbido por el sistema
Q<0 calor desprendido por el sistema
W>0 trabajo realizado sobre el sistema
W<0 trabajo realizado por el sistema
w = F x d = (P x A) x h = PV w = -PextV
p = cte W = - p V
Expansión V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema
Compresión V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema
Conservación de la energía
La energía no se crea ni se destruye. Se conserva constante ypuede interconvertirse.
E= q – w
Q = es el calor hacia el sistemaW = es el trabajo hecho por el sistemaE = es la energía interna∆E = la variación entre el estado final y el inicial. Es unafunción de estado
http://www.youtube.com/watch?v=J8P4j53SEK0
• ENERGÍA INTERNA (U)es la energía totaldel sistema.– Es imposible medir.– Su variación sí se mide.
U = Q + WQ y W > 0 si se realizan a favor del sistema.
• U es función de estado
CALOR
Q > 0CALOR
Q < 0
TRABAJO
W < 0TRABAJO
W > 0
ext 2 1( )W P V V
F
P1V1T
P2V2T
3P2V3T
3 2( )Q mc T T
extfinal inicialU U U Q W
Un sistema sólo tiene energía interna: Un sistema no contiene calor o trabajo.Estos sólo existen durante un cambio del sistema
PROCESOS ISOTÉRMICOS
ΔU = Q + W =0 y Q = -W
ΔT = 0, ΔU = 0
ENTRADA NETA DE CALOR = SALIDA DE TRABAJO
ΔU = 0 ΔU = 0
Qsalida
Entrada detrabajo
Salida
de trabajo
Qentrada
ENTRADA DE TRABAJO = SALIDA NETA DE CALOR
Aplicaciones de la primera Ley
PROCESOS ADIABÁTICOS
ΔU = Q + W ; ΔU = O + W → ΔU = W
Sale trabajo EntratrabajoU +U
Q = 0
W = -U U = -W
NO HAY INTERCAMBIO DE CALOR, ΔQ = 0
Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivoscomo productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K =25 ºC; conc. = 1 M).
Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo seajuste la reacción.
Así, H0 de la reacción “2 H2 + O2 2 H2O” es el doble del de “H2 + ½O2H2O”.
H0 = H0productos – H0
reactivos
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entreparéntesis su estado físico, y a continuación la variación energéticaexpresada como H (habitualmente como H0).
Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g)H2O(g); H0 = –241’4 kJ
¡CUIDADO!: H depende del número de moles que se forman oproducen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habráque multiplicar H0 por 2:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ; H0 = 2· (–241’4 kJ)
Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustarlas ecuaciones:
H2(g) + ½ O2(g)H2O(g) ; H0 = –241’4 kJ
Es el incremento entálpico (H) que se produce en la reacciónde formación de un mol de un determinado compuesto a partirde los elementos en estado físico normal (en condicionesestándar).Se expresa como Hf
0. Se trata de un “calor molar”, es decir, elcociente entre H0 y el número de moles formados de producto.Por tanto, se mide en kJ/mol.
Ejemplos
C(s) + O2(g) CO2(g) Hf0 = – 393’13 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g)H2O(l) Hf0 = – 285’8 kJ/mol
• H en una reacción química esconstante con independencia de que lareacción se produzca en una o másetapas.
• Recuerda que H es función de estado.• Por tanto, si una ecuación química se puede
expresar como combinación lineal de otras,podremos igualmente calcular H de lareacción global combinando los H de cadauna de las reacciones.
• Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :
H0 = npHf0
(productos)– nrHf0
(reactivos)
• Recuerda que Hf0 de todos los elementos en
estado original es 0.
Conocidas las entalpías estándar de formacióndel butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores sonrespectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpíaestándar de combustión del butano.
La reacción de combustión del butano es:C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) H0
comb= ?
ΔH0 = npHf0(prod) – nrHf
0(reac) =
4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) =ΔH0 = – 2878’3 kJ
Luego la entalpía estándar de combustión será:
H0combustión = – 2878’3 kJ/mol
Ejemplo:
Ejemplo: Dadas las reacciones
(1) H2(g) + ½ O2(g)H2O(g) H10 = – 241’8 kJ
(2) H2(g) + ½ O2(g)H2O(l) H20 = – 285’8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones
estándar.
La reacción de vaporización es...(3) H2O(l) H2O(g) H0
3 = ?(3) puede expresarse como (1) – (2), luegoH0
3 = H01 – H0
2 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ
H0vaporización = 44 kJ /mol
• Es una medida del desorden del sistema que sípuede medirse y tabularse.
S = Sfinal – Sinicial
• Existen tablas de S0 (entropía molar estándar)de diferentes sustancias.
• En una reacción química:
S0 = np· S0productos – nr· S0
reactivos
• La entropía es una función de estado.
Ejemplo: Calcula S0 para las siguientes reacciones químicas:a) N2(g) + O2(g) 2 NO(g);b) 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g).
Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5;NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3
S0 = np· S0productos – nr· S0
reactivosa) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 –
(191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1
b) S0 = 2·192,3 J·K–1 –(3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1 ) = –198,7 J·K–1
“En cualquier proceso espontáneo la entropía totaldel universo tiende a aumentar siempre”.
Suniverso = Ssistema + Sentorno 0
A veces el sistema pierde entropía (se ordena)espontáneamente. En dichos casos el entorno sedesordena.
• “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es iguala 0” (máximo orden).
• Equivale a decir que no se puede bajar de dichatemperatura.
• ¡CUIDADO! Las S de los elementos encondiciones estándar no son 0 sino que espositiva.
• En procesos reversibles y a temperatura constantese puede calcular S de un sistema como:
QS = —
T• y si el proceso químico se produce a presión constante:
• HsistemaSsistema = ———T
– Hsistema• Sentorno= ————
T
• S0 (entropía molar estándar) se mide en J·mol–1·K–1
• Sreacción se mide en J·K–1.
• En procesos a T constante se define como:G = H – T · S G = H – T · S
• En condiciones estándar: G0 = H0 – T· S0
Suniverso = Ssistema +Sentorno > 0 (proceso espontáneo)
Multiplicando por “–T” y como “–T Sentorno =Hsist–T
Suniverso = – T · Ssist + Hsist = G < 0
En procesos espontáneos: G < 0• Si G. > 0 la reacción no es espontánea• Si G. = 0 el sistema está en equilibrio
• G es una función de estado.• Al igual que el incremento entálpico el
incremento de energía libre de unareacción puede obtenerse a partir de Gf
0
de reactivos y productos:
G0 = npGf0
(productos)– nrGf0
(reactivos)
Reactivos
Ener
gía
libre
(G)
Productos
G > 0 Ener
gía
libre
(G
)
Reactivos
Productos
G < 0
Reacción espontánea
T, p = ctes. T, p = ctes.
Reacción no espontánea
Una reacción es espontánea cuando G (H – T x S)es negativo.Según sean positivos o negativos los valores de H yS (T siempre es positiva) se cumplirá que:
H < 0 y S > 0 G < 0 espontáneaH > 0 y S < 0 G > 0 no espontáneaH < 0 y S < 0 G < 0 a T bajas
G > 0 a T altasH > 0 y S > 0 G < 0 a T altas
G > 0 a T bajas