GUIA DE QUIMICA: TERMODINAMICA

Nombre: _______________________________________________ Curso: III Medio __

I. Sistemas Termodinámicos

En una reacción química no sólo existe una transformación de las sustancias, sino que también se ibera o absorbe energía. La parte de la química que se encarga de estudiar los cambios de energía involucrados en las reacciones químicas se llama termodinámica

1.- Sistemas: Un sistema termodinámico es una parte de la materia que se aísla, mediante límites reales y ficticios, para su estudio. Todo lo que rodea al sistema, pudiendo o no relacionarse con él, se llama entorno. El conjunto del sistema con el entorno forma el universo. Los sistemas termodinámicos pueden realizar intercambios de materia y energía con el entorno. Estos se clasifican en:

1.1. Abierto: Intercambian materia y energía, generalmente en forma de calor, con su entorno, ejemplo: una taza con agua caliente

1.2. Cerrado: Intercambian energía, pero no intercambia materia con el entorno, ejemplo: termómetro

1.3. Aislado: No Intercambia materia ni energía con el entorno, este es un sistema ideal que realmente o existe.

2. Funciones de estado: Son las variables termodinámicas cuyo valor concreto depende más que del estado actual del sistema. Si el sistema evoluciona y pasa de un estado a otro, la variación de una función de estado sólo depende de los estados iniciales y finales y no de los caminos seguidos para realizar el cambio. Por ejemplo: la presión, el volumen (V), la temperatura (T), la energía interna (U), la entalpía (H), la entropía (S), la energía libre de Gibbs (G), etc…son funciones de estado. Las variables termodinámicas se clasifican en:

a) Extensivas: Depende de la cantidad de materia, y su valor no se puede definir en cualquier punto del sistema, por ejemplo masa, volumen y calor

b) Intensivas: Son dependientes de la cantidad de materia y su valor se puede determinar en cualquier punto del sistema, por ejemplo densidad, temperatura y presión

II.- Energía – Calor y Trabajo

1.-Energía: Capacidad de un sistema para producir un trabajo. Cualquier sistema químico a presión y temperatura determinada, posee una cantidad de energía almacenada en su interior debido a su composición, llamada energía interna (U), la cual es característica del estado en el que se encuentra un sistema químico, y que equivale a la totalidad de la energía cinética y potencial de las partículas que la constituyen. Es una función de estado porque sólo depende del estado inicial y final del sistema y es extensiva, ya que depende de la masa del sistema. Su unidad de medida es Joule

Al ocurrir la transformación en el sistema, la cantidad de energía existente varía, ésta se produce por el intercambio entre el sistema y el entorno, y puede ocurrir en forma de calor o trabajo.

La unidad más conocida es la caloría, que se abrevia cal. Corresponde a la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 ºC. Esta es una cantidad muy pequeña de energía, por lo que es común utilizar la kilocaloría (kcal).En reacciones químicas es común el kiloJoule (kJ) La equivalencia con las calorías es: 1 cal = 4,184 J o bien 1 kcal = 4,184 kJ

Existen varios tipos de energías, en química las más utilizadas son

a) La energía cinética es la que posee un cuerpo en movimiento y está determinada por la velocidad que tenga este y su masa. La fórmula es: Ec = ½.m.v2

b) La energía potencial es energía que mide la capacidad que tiene dicho sistema para realizar un trabajo en función exclusivamente de su posición o configuraciones, es igual a la masa del cuerpo multiplicada por la gravedad y por la altura a la que se encuentra desde un centro de referencia Ep = m.g.h

2.-Calor (Q): Es la transferencia de energía que se produce de un sistema a otro como consecuencia de una diferencia de temperatura. El calor fluye desde el cuerpo de mayor temperatura al de menor temperatura hasta que ambos se igualan, es decir, llegan a equilibrio térmico. La unidad de medida es calorías o joule

3.-Trabajo (W): Es un mecanismo de transferencia de energía, en este caso la energía se intercambia a través de un dispositivo mecánico entre el sistema y su entorno. Su unidad de medida es joule. Matemáticamente se define como el producto entre la fuerza y la distancia que este recorre. W = F · d

Para el siguiente sistema: En el cual se encierra un gas en un recipiente, este puede realizar trabajo sobre el entorno al expandirse y desplazarse el pistón. Esto ocurrirá si la presión del gas es mayor que la presión exterior. La expansión seguirá hasta que ambas presiones se igualen

SISTEMA TRABAJO ENERGIA INTERNA CALOREn contra de las fuerzas Negativo ( - ) Disminuye -----------A favor de las fuerzas Positivo ( + ) Aumenta -----------Libera calor ---------------- Disminuye Negativo( - )Absorbe calor ---------------- Aumenta Positivo (+ )

4.- Capacidad calorífica: En la experiencia anterior te has dado cuenta de que diferentes materiales requieren distintas cantidades de energía para producir la misma elevación de temperatura. Este fenómeno está determinado por la capacidad calorífica del material. La capacidad calorífica de una sustancia se refiere a la cantidad de flujo de calor necesario para elevar la temperatura en un grado 1 ºC. Mientras mayor sea la masa de la sustancia, se requiere más calor para producir el calentamiento. Normalmente la capacidad calorífica se expresa por mol o por gramo de sustancia. Cuando se expresa por gramo de sustancia se le denomina calor específico (c) y si se expresa por mol, capacidad calorífica molar (C).En forma práctica el calor específico (c) se determina experimentalmente como sigue: c = q m • ΔT. Donde: q es la cantidad de calor transferido. m es la masa de la sustancia; ΔT es el cambio de la temperatura, igual a Tfinal – Tinicial

5.- Energía interna (U): Cada vez que se calienta un objeto, la energía recibida se acumula en el material del que está compuesto. Cualquiera sea el sistema en estudio, se trata de un medio formado por átomos, iones o moléculas. A la suma de las energías individuales (cinéticas y potenciales) de todas las partículas, sean estas moléculas, átomos o iones, se le denomina energía interna. A la energía interna contribuyen diversas formas de energía, que se pueden resumir en energía de traslación, rotación, vibración, electrónica, interacciones moleculares y energía nuclear. Cuando se calienta agua, por el efecto de aumento de la temperatura, las moléculas se trasladan de un punto a otro, rotan y vibran con mayor intensidad. Por otro lado, con el aumento de la temperatura disminuyen las interacciones moleculares .Por lo tanto, la energía interna depende de la temperatura y de la masa del material. La energía interna es una función de estado. Ante cualquier modificación, la magnitud del cambio depende del valor inicial y final

III. Primera Ley de La Termodinámica

Llamado también de conservación de la energía, la cual dice:” La energía es el universo permanece constante”, es decir, que la energía sólo se transfiere entre un sistema y su entorno. Si el sistema es cerrado, este absorbe calor, una parte de este se utiliza para realizar trabajo; expandir el gas para mover el embolo; el resto se almacena en forma de energía interna. Si este razonamiento se expresa matemáticamente utilizando el criterio del signo, es decir,

Si el sistema es aislado, la energía interna es constante, es decir, la variación de energía interna es nula.

ΔU = ΔUsistema - ΔUentorno ΔU = 0

En resumen, la primera ley de la termodinámica se puede enunciar como:” La variación de la energía interna de un sistema es igual al calor absorbido más el trabajo externo realizado por el sistema, es decir,

ΔU = Q + W

ENTALPIA: (H)

La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante de la atmósfera. En laboratorio las reacciones químicas tienen lugar en matraces abiertos, por lo que el proceso tiene lugar a una presión aproximada de una atmósfera. Para expresar el calor absorbido ó liberado en un proceso se usa una cantidad llamada entalpía. El cambio de entalpía para un proceso a presión constante, se define como el calor liberado ó absorbido por el sistema en el proceso químico. La entalpía de reacción viene determinada por la siguiente fórmula.

Para un proceso exotérmico siempre y para un proceso endotérmico siempre

La mayor parte de los procesos donde hay transferencias de calor ocurre en sistemas abiertos en contacto con la atmósfera, la cual mantiene su presión constante. Así sucede en las plantas, en los animales y en el laboratorio. El flujo de calor a presión constante, qp , se le denomina cambio o variación de entalpía y se designa por ΔH. De este modo, en un sistema a presión constante, la primera ley se puede expresar como:

ΔU = ΔH – PΔV (a presión constante)

La termoquímica es un área de la termodinámica que estudia los cambios térmicos relacionados con procesos químicos y cambios en el estado de agregación.

La manera tradicional de representar un proceso termoquímico es mediante una ecuación termoquímica balanceada, que indica el estado de agregación de las sustancias participantes y su correspondiente variación de entalpía

Un proceso endotérmico es donde el sistema absorbe calor, durante este proceso fluye calor hacia adentro del sistema desde su entorno; ejemplo, la fusión del hielo es un proceso endotérmico.

Otro proceso en donde se produce desprendimiento de calor se caracteriza como exotérmico, durante este proceso fluye calor hacia afuera del sistema, es decir hacia el entorno

Endotérmico Exotérmico

Entalpia estándar: Se llama también estado normal de un elemento, a la forma física más estable a 1 atm de presión y 25ºC de temperatura. A este se le asigna el valor de entalpía 0.

Entalpía estándar de formación:( ΔHºf): Es la cantidad de energía absorbida o liberada que resulta de la formación de 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en condiciones estándar. Esta presenta dos valores

a) Si ΔHºf es positivo, el compuesto es más inestable que sus elementos y su formación se lleva a cabo si los reactivos absorben calor

b) Si ΔHºf es negativo, el compuesto es más estable que sus elementos, la reacción libera calor

Ley de Hess: En muchas reacciones químicas es difícil el estudio termoquímico de manera experimental. La ley de Hess permite evaluar el cambio de entalpía de este tipo de reacciones mediante la suma de ecuaciones conocidas, con sus respectivos cambios de entalpía. El siguiente ejemplo de la combustión del gas metano ilustra la aplicación de esta ley.

CH4(g) C(graf, s) + 2H2(g) ΔHº1= + 74,8 kJ

2 H2(g) + 2½O2(g) 2H2O(l) 2ΔHº2 = 2(-285,3 kJ)

C(graf, s) + O2(g) CO2(g) ΔHº3 = – 393,5 kJ

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔHºComb = –889,3 kJ

ΔHº1 + 2 ΔHº2 + ΔHº3 = ΔHºcomb = –889,3 kJ

Mediante la adición de las tres ecuaciones y de sus correspondientes ΔHº se obtiene finalmente la variación de entalpía de la combustión del metano.

Actividad: Desarrolla los siguientes ejercicios de aplicación de Ley de Hess

1. Para la siguiente reacción química, calcular ΔH para: CS2(g) + 2H2O( ) CO2(g) + 2H2S(g)

A partir de las reacciones:

a) H2S(g) + 3/2 O2(g) H2O(g) + SO2(g) H= -563,6 KJ

b) CS2(g) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2(g) H= -1075,2 KJ

2. Calcular ΔH para: B2H6(9) + 6 Cl2(9) 2BCl3(g) + 6 HCl(g)

A partir de:

a) BCl3(g) + 3H2O H3BO3(g) + 3HCl(g) H= –112,5 KJ

b) B2H6(g) + 6H2O 2H3BO3(g) + 6H2(g) H=-493,4 KJ

c) ½ H2(g) + ½ Cl2(g) HCl(g) H= -92,3 KJ

3.Calcular ΔH para: 2H + J 2L + 3M

a) A H H= 1Kcal/mol

b) 3M D H= 2 Kcal/mol

c) J + 2A 2L + D H= 3Kcal/mol