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TERMODINÁMICA QUÍMICA
Es la parte de la Química que estudia los
intercambios energéticos que acompañan a
los procesos físicos y químicos.
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1° principio
La energía se convierte, se almacena, no se crea ni se destruye
E química
E térmica
E lumínica E cinética
E química
Er = Ep
luciérnaga mamífero
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calor
Flujo de energía entre el sistema el entorno
Se produce por el movimiento vibratorio de
las moléculas y se transfiere de un cuerpo
a otro.
Se representa con la letra Q.
Unidades 1 J = 0,24 cal
1 cal = 4,16 J
1 Kcal = 1000 cal
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CALOR ESPECIFICO
ce = Q__
m. t Temperatura (°C) Calor específico (J.g-1 °C-1)
0 4,218
10 4,192
25 4,180
[J.g-1K-1]
sistema Calor específico (J.g-1 °C-1)
plomo 0,128
acero 0,448
Petróleo 2,14
Alcohol etílico 2,43
P =1 atm
P =1 atm
t = 20 °C
Expresa la cantidad de calor que se de suministras a
1 g de materia para elevar en 1°C su temperatura
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El calor de reacción se mide en un calorímetro
Q cedido = Q absorbido
Investigar su
funcionamiento
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TERMOQUÍMICA
Rama de la termodinámica que estudia
específicamente la absorción y liberación de
calor que acompaña a una reacción química
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Reacciones químicas
Exotérmicas
(Q < 0) y (T > 0)
Endotérmicas
(Q > 0) y (T < 0) t
E
t
E
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VARIABLES DE ESTADO
Son magnitudes que pueden variar a lo
largo de un proceso
FUNCIONES DE ESTADO
Son variables de estado que tienen un valor único para
cada estado del sistema.
Su variación sólo depende del estado inicial y final y no
del camino desarrollado.
Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía
interna, entalpía.
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Entalpía
(del prefijo en y del griego "enthalpos― calentar)
• Magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H
H = Hf - Hi
•Se expresa en joule, kcal, BTU (sistema anglo).
• Representa una medida de la cantidad de energía
absorbida o cedida por un sistema termodinámico o la
cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar
con su entorno.
• Propiedad extensiva
• Depende de la temperatura.
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Entalpía estándar
Es el incremento entálpico de una reacción en la
cual, tanto reactivos como productos están en
condiciones estándar (P = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC;
concentración de sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como H0 y se expresa en J/mol.
H0 = H0p - H0r
entalpía estándar:
de formación, de combustión, de neutralización.
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La entalpía normal de formación de la sustancia simple es cero
ENTALPÍA DE FORMACIÓN
Calculo CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)
H0f CH4(g) = – 74,9 kJ.mol-1
H0f CO2(g) = – 394 kJ .mol-1
H0f H2O (g) = – 241,8 kJ .mol-1
H0 reacción= H0 fp - H0 fr
H0 reac = H0 f CO2(g) + 2H0
f H2O(l)- (H0 f CH4(g) + 2 H0
f O2 (g))
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Ecuaciones termoquímicas
Se expresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación
la variación energética expresada como H0.
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H0= - 890 kJ
H2(g) + ½ O2(g) H2O(g); H0 = –241,4 kJ
H depende del número de moles que se forman o
producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes
dobles, habrá que multiplicar H0 por 2:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H0 = 2 . (–241,4 kJ)
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EN
TA
LP
IA
EN
ER
GIA
REACTIVOS
PRODUCTOS
Calor absorbido por el sistema
H > 0 y Q < 0
EN
TA
LP
IA
EN
ER
GIA
REACTIVOS
PRODUCTOS
Calor cedido por el sistema
H < 0 y Q > 0
PROCESO ENDOTÉRMICO
PROCESO EXOTÉRMICO
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Ley de Lavoisier-Laplace (1780)
El calor desarrollado en la formación
de una sustancia a partir de las
sustancias simples es igual al calor que
la misma absorbe cuando se descompone.
H0 R directa= - H0 R inversa
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H °f = -241,60 Kj.mol-1
H2O (g) → H2 (g) + ½ O2(g) ∆H ° = +241,60 kJ.mol-1
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Ley de Hess (1840)
H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede
expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente
calcular H de la reacción global combinando los
H de cada una de las reacciones.
El calor liberado a presión o volumen constante en una reacción
química dada es una constante independientemente del número de
etapas en que se realiza el proceso químico
2 2C (s) O (g) CO (g) H = -393.5 kJ
2 2
1CO (g) CO (g) O (g)
2 H = +283 kJ
2
1C (s) O (g) CO (g)
2 H = ?
H = -110.5 kJ
C
CO
CO2
H 1
(1)
(2)
(3)
H 3 H 2
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0 0 0
3 1 2H H H 241,8 ( 285,8 ) 44 kJ kJ kJ
0 1(agua) 44 lvaporizaciónH kJ mo
Dadas las reacciones:
H2(g) + ½ O2(g) ¾ H2O(g) H10 = –241,8 kJ
H2(g) + ½ O2(g) ¾ H2O(l) H20 = –285,8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en
condiciones estándar. La reacción d vaporización es:
H2O(l) H2O(g) H03 = ?
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H10 = – 241,8 kJ
H20 = – 285,8 kJ
H30 = 44 kJ
H
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H2O(l)
Esquema de la ley de Hess
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ENTALPÍA DE ENLACE
―Es la energía necesaria para romper un mol de un
enlace de una sustancia en estado gaseoso‖.
En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace,
se corresponde con la energía necesaria para disociar
1mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen.
Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se
toma como el valor medio necesario para romper cada
uno de los enlaces iguales.
A—B(g) A(g) + B(g) H = Eenlace= Ee
H2(g) 2 H(g) H = 436 kJ
• Es positiva (es necesario aportar energía al sistema)
• Se mide en kJ/mol.
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Cálculo de energías de enlace
Calcular la energía del enlace H-Cl en el cloruro de hidrógeno
HCl(g) H(g) + Cl(g) H0 = ?
Conociendo
½ H2(g) + ½ Cl2(g) HCl(g) Hf0(HCl) = –92,3 kJ
H2(g) 2H(g) Ee(H2) = 436,0 kJ
Cl2(g) 2Cl(g) Ee (Cl2) = 243,4 kJ
Aplicando la ley de Hess
H0 = – (–92,3 kJ) + ½ .(436,0 kJ) + ½ . (243,4 kJ) = 432,0 kJ
1(HCl) 432,0 eE kJ mol
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Enlace Ee (kJ.mol-1)
H–H 436
C–C 347
C=C 620
CC 812
O=O 499
Cl–C 243
C–H 413
C–O 315
C=O 745
O–H 460
Cl–H 432
Cl–Cl 243
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final inicialS S S
ENTROPÍA (S)
Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse
y tabularse. Es función de estado ideada por Rudolf Clausius.
Aumenta al ir quitando restricciones. Se expresa en J.mol –1.K–1
S sólido < S líquido evaporación
disolución
S st + sv < S sc
T1 T2
calentamiento
S T1< S T2
fusión
S líquido < S gas
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entorno
sistema calor
energía
entorno
sistema calor
energía
Proceso exotérmico
Aumenta la entropía
Proceso endotérmico
Disminuye la entropía
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En una reacción química:
0 0 0(productos) (reactivos)p rS n S n S
S0 = 2.192,3 J.K-1 – (3 mol.130,6 J.mol-1.K-1 + 191,5 J.K-1)
Calculo de S0 para:
3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g)
0 0 0(productos) (reactivos)p rS n S n S
- 198,7J. K-1
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2° principio
―En cualquier proceso espontáneo la entropía
total del universo tiende a aumentar siempre‖.
(universo) (sistema) (entorno) 0S S S
A veces el sistema pierde entropía
(se ordena) espontáneamente.
El entorno se desordena.
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―La entropía de cualquier sustancia a 0 K
es igual a 0‖ (máximo orden).
3° principio
En procesos reversibles y a t cte se puede calcular
S de un sistema como:
QS
T
y si el proceso químico se produce a P cte (sistema) (entorno)
(sistema) (entorno);H H
S ST T
S0 (entropía molar estándar) se mide en J.mol–1.K–1.
Sreacción se mide en J x K–1.
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Energía liberada en los procesos bioquímicos
disponible para realizar trabajo de algún tipo
G es una función de estado
E LIBRE DE GIBBS (G)
E LIBRE O ENTALPÍA LIBRE
En procesos a T constante se define como: G = H – T x S
Por tanto:
G H T S
En condiciones estándar: G0 = H0 – T . S0
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G > 0
Productos
Reactivos
T, P = ctes.
Reacción no espontánea
Reactivos
Productos
G < 0
Reacción espontánea
T, P = ctes.
caso H S G
1 <0 >0 <0 espontanea
2 >0 <0 >0 No espontanea
3 <0 <0 ? espontanea a t bajas
4 >0 >0 ? espontanea a t altas
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H > 0
S > 0
Espontánea a
temperaturas altas
Espontánea a
todas las
temperaturas
Espontánea a
temperaturas bajas
No Espontánea a
cualquier
temperatura
H
S
H < 0
S > 0
H < 0
S < 0
H > 0
S < 0
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PROCESOS
ENDERGÓNICOS EXERGÓNICOS
Si G° < 0
E productos < E reactivos
R P
+ - ENERGÍA LIBRE
ESPONTANEO
R P
- + ENERGÍA LIBRE
NO ESPONTANEO
Si G° > 0
E productos > E reactivos