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Unidad 4Termoquímica
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TermoquímicaCiencia que estudia la relación existente, entre
la energía en sus diversas formas, y los procesos químicos.
Parte de la Termodinámica, ciencia más amplia que se ocupa de la relación entre el
calor y otras clases de energía, así como el uso
eficiente de los recursos energéticos
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Termodinámica
Termoquímica
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Termoquímica
La energía del Universo es constante
El desorden del Universo está aumentando
constantemente
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Unidad 4. Termoquímica 5
1. Energía
1.1. DEFINICIÓN: Capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo
1.2. FUNDAMENTO:PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE ENERGÍA
“La energía ni se crea ni se destruye, tan solo se transforma”
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Unidad 4. Termoquímica 6
1.3.TIPOS DE ENERGÍA
• Cinética• Potencial mecánica• Térmica• Electromagnética• Nuclear• Química : por uniones entre átomos iones y moléculas que forman
una sustancia
UNIDADES1cal = 4,184J
1. Energía
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Unidad 4. Termoquímica 7
1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA.• 1.4.1. Trabajo• Trabajo = Fuerza · desplazamiento= F· x cosa magnitud escalar
– Es un caso importante de trabajo, TRABAJO
POR EXPANSIÓN-COMPRESIÓN
En gases
W expansión-compresión = - p · V
V > 0 W < 0V < 0 W > 0
En sólidos y líquidos V =0 W expansión-compresión =0
1. Energía
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Unidad 4. Termoquímica 8
1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA.• 1.4.2. Calor• Calor = Transferencia de energía térmica natural o espontánea entre
dos cuerpos que están a temperatura diferente• Energía térmica: se mide con la T• Efectos físicos: o T
– qpresión constante = m · cp · T C, capacidad calorífica– qvolumen constante = m · cv · T C=m·c– qcambio de fase = m·L= Hcambio de fase L, calor latente de cambio de
estado H, entalpía
1. Energía
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Unidad 4. Termoquímica 9
2.Fundamentos de la Termodinámica
2.1.Sistemas termodinámicosPartes del universo , el resto es entorno
• Abiertos transfieren Q y materia
• Cerrados transfieren Q y nada de materia
• Aislados no transfieren Q ni materia
2.2. Delimitaciones.Existen paredes que delimitan los sistemas, éstas pueden ser:
Adiabáticas: que no dejan pasar calor
Conductoras o diatermas: dejan pasar calor
Rígidas: no permiten modificaciones del volumen del sistema
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Unidad 4. Termoquímica 10
2.Fundamentos de la Termodinámica
2.3.Estado de un sistemaSe utilizan valores que caracterizan sus propiedades físicas y químicas más
importantes. El conjunto define ESTADO DEL SISTEMA
Valores= propiedades macroscópicas generales
a. Intensivas: no dependen de la cantidad de materia, ni del tamaño
* densidad
* temperatura
* concentración
b. Extensivas: dependen de la cantidad de materia y el tamaño
* masa * energía
* volumen *número de moles
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Unidad 4. Termoquímica 11
2.Fundamentos de la Termodinámica
Estado de equilibrio
• La termodinámica estudia el estado final e inicial del sistema. Para nada se ocupa de cómo se han llevado a cabo los pasos
Funciones de estadoEnergía interna U
Entalpía H
Entropía S
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Unidad 4. Termoquímica 12
3.Primer principio de la Termodinámica
U = q + W
• Valor característico para cada estado y aumenta cuando absorbe calor o soporta un trabajo
• Suma de energía potencial y cinética de las partículas que componen el sistema
ENERGÍA INTERNA
U
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Unidad 4. Termoquímica 13
3.Primer principio de la termodinámicaU = q –pV PROCESO ISOCORO
QV calor a volumen constante
U = q V W=0
q V es función de estado PROCESO ISOBÁRICO
QP calor a presión constante
Con el 1er ppio tenemos
QP= U + pV= (U2-U1) + (pV2 –pV1)= (U2+ pV2) –(U1+pV1)
H = qp
q p es función de estado Entalpía de reacción Función de estado
H = U + p · V Propiedad extensiva
Unidades de energía
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Unidad 4. Termoquímica 14
3.Primer principio de la Termodinámica
U = q –pV
PROCESO ISOTERMO
T= cte
U = 0 q= -W
PROCESO ADIABÁTICO
Q= 0
U = W
Representaciones gráficas de los procesos
http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodinámicas.html
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Unidad 4. Termoquímica 15
3.Primer principio de la TermodinámicaRELACIÓN
U , H
Reacciones entre fases condesadas (sól y líq)
V = 0 Hr = Ur qp= q V
Reacciones donde intervienen gases
Si T cte y con gases de comportamiento ideal
Hr = Ur + n R T=
qp = q V + n R T
= H U + pV
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Unidad 4. Termoquímica 16
4.Termoquímica4.1TermoquímicaEstudia los cambios de calor que se dan en las reacciones químicas
Hr = H (productos) – H (reactivos)
Ya que casi siempre las reacciones transcurren en condiciones a presión constante
Si Hr >0 Endotérmica
Si Hr <0 Exotérmica
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Unidad 4. Termoquímica 17
4.Termoquímica
4.2.Ecuaciones termoquímicasEcuación química ajustada en la que se dan expresamente, y a la derecha de ella,
los parámetros termodinámicos, generalmente la entalpía de la reacción
4.3.Entalpía molarEntalpía referida a 1 mol de la sustancia en cuestión, reactivo o producto.
Unidades: J/mol o kJ/mol.
Si invertimos la ecuación termoquímica, el valor de la entalpía cambia de signo.
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Unidad 4. Termoquímica 18
4.Termoquímica
4.4.Condiciones estándarLa entalpía viene condicionada por las condiciones en las que se lleve a cabo la
Reacción. Cuando no se indica nada se supone unas condiciones estándar
Hr º
• p= 1 bar= 105Pa=0,987 atm por considerarse despreciable el error p≈1 atm
• En mezcla de gases p parcial(gas)=p estándar
• No hay una T estándar, casi siempre se refieren a 25ºC
• Cada sustancia se encuentra en el estado de agregación más estable a 1bar y T de trabajo (a la que se lleva la reacción) En sólidos se especifica la variedad alotrópica más estable en esas condiciones.
• Para sustancias en disolución, el estado estándar se refiere a una concentración 1M
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Unidad 4. Termoquímica 19
4.Termoquímica
4.5.Diagrama entálpicoRepresentación gráfica esquemática del cambio de entalpía
una reacción química
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Unidad 4. Termoquímica 20
5.Ley de Hess y sus aplicaciones
5.1.Ley de HessHr depende solo de los estados finales e iniciales. Su valor es el mismo e
independiente de que la reacción transcurra en una o varias etapas.
“Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma algebraica de las
entalpías de las reacciones parciales”
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ΔHfº= ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º+ΔH5º Er= ΔH5º
Er=ΔHfº-(ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º)21
5.Ley de Hess y sus aplicaciones5.2.Aplicación. Ciclo de Born-Haber
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Unidad 4. Termoquímica 22
5.3.Entalpías de formación
5.Ley de Hess y sus aplicaciones
5.3.1. No se puede determinar valores absolutos de entalpía. Sí variaciones. Pero se hace necesario partir de un valor referencial, es decir un cero en la escala.
La entalpía de formación para elementos puros es 0
ΔHfº(ele puro)=0
• En elementos sólidos se elegirá la variedad más estable
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Unidad 4. Termoquímica 23
5.3.Entalpías de formación
5.Ley de Hess y sus aplicaciones
5.3.2. La entalpía estándar de formación de una sustancia ΔHfº , se define:
Variación de entalpía que acompaña a un mol de sustancia en estado estándar a partir de sus elementos componentes, igualmente
en sus estados estándares
• Varía con la T, pero casi siempre se elige 25ºC, 298,15 K (tablas)
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Unidad 4. Termoquímica 24
5.4.Entalpías de reacción y energía de enlace
5.Ley de Hess y sus aplicaciones
5.4.1. Cálculo de entalpías de reacción
Hr0 = n·Hf
0 (productos) - m·Hf0 (reactivos)
5.4.2. Energías de enlace
Hr0 = (Energía enlaces rotos) - (Energía enlaces formados)
Resolución de un problemahttp://www.youtube.com/watch?
v=5vPfBtALa_M&feature=player_embedded
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Unidad 4. Termoquímica 25
6.Segundo principio de la termodinámica
6.0. Análisis previoHemos relacionado diferentes tipos de energía:
Energía interna, entalpía de reacción, energías en tránsito como calor y trabajo.
¿Y qué pasa con la espontaneidad?
Generalmente cuando < 0 H suelen ser espontáneas, pero no siempre.
El paso de hielo a agua, es espontáneo y sin embargo es endotérmico.
Ha de haber algún otro término a considerar
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26
6.Segundo principio de la termodinámica
Ssistema ≥ q/ T
6.1.Concepto de entropíaNueva función de estado con el 2º ppio de
la termodinámica
ENTROPÍAMedida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía
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27
6.Segundo principio de la termodinámica
S sistema ≥ q/ T
6.1.Concepto de entropía• En cambios de estado S sólido< S líquido<S gas
• Disoluciones S disolución>S disolvente + S soluto
• Mezcla de gases S (mezcla gaseosa) > ΣS (gases puros)
• Aumento de temperatura. Todas las sustancias aumentan su entropía con el aumento de T S (T1)< S (T2) Siendo T1< T2
ENTROPÍAMedida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía
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Unidad 4. Termoquímica 28
6.Segundo principio de la termodinámica
S total= S universo= (S sistema + S entorno) > 0
No hay oposición a que la S de un sistema disminuya. Sobra con que salga calor de él. Fíjate en la variación global del universo
6.2.Enunciado del 2º PPIO
“En todo proceso espontáneo la entropía del universo aumenta.”
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Unidad 4. Termoquímica 29
6.Segundo principio de la termodinámica
S cristal perfecto a 0K = 0
Cálculo de la variación de entropía de una reacción química
Sr0 = n·S0 (productos) - m·S0 (reactivos)
6.3.Entropías absolutasEl tercer ppio de la termodinámica establece que la S de una sustanciapura, en su forma más estable, formando una red sólida cristalina sidefectos, es cero en el cero absoluto de temperatura (a T =0K)
En tablas se detallan las entropías molares estándar J /(mol·K)(todas ellas son positivas, siempre > 0)
Vídeo termodinámicahttp://www.youtube.com/watch?v=_r-IxlgqBxY&feature=related
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Unidad 4. Termoquímica 30
El aumento de entropía para un sistema químico no es condición que asegure la espontaneidad o no del proceso. Incluso puede ser imposible de aplicar al no poder conocer todas las interacciones del sistema con su entorno
7.1. La energía de Gibbs Contempla las tres variables de estado
G = H – T · SEn todo proceso espontáneo a p y T constantes, la energía libre de
Gibbs disminuye Δ G< 0
7.Espontaneidad de las reacciones químicas
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Unidad 4. Termoquímica 31
7.2. Energías libres de formación
7.Espontaneidad de las reacciones químicas
De la misma forma que se han visto ΔHºf , para calcular la entalpía de las reacciones, se define ahora, para cada sustancia:
la energía libre estándar de formaciónΔ Gºf
• La energía libre estándar de formación de los elementos puros es nula.
• El resto se detalla en tablas
Cálculo de la variación de energía libre de una reacción química
Gr0 = n·G0
f (productos) - m·G0
f (reactivos)
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Unidad 4. Termoquímica 32
7.3.Espontaneidad de los procesos
7.Espontaneidad de las reacciones químicas
Comprueba cómo varía Ghttp://www.educaplus.org/play-76-Energ%EF%BF%BDa-libre-de-Gibbs.html-UhKFniYm-GrQSU-xC2VSs?referrer=hlnk