Termoquímica

EnergíaLa energía generalmente se define como la capacidad para efectuar un trabajo. Todas las formas de energía son capaces de efectuar un trabajo, pero no todas ellas tienen la misma importancia para la química. La energía cinética, producida por un objeto en movimiento, es una de las formas de energía que para los químicos tiene gran interés. Otras son energía radiante, energía térmica, energía química y energía potencial.

Energía radiante: proviene del Sol y es la principal fuente de energía de la Tierra. La energía solar calienta la atmósfera y la superficie terrestre, estimula el crecimiento de la vegetación mediante la fotosíntesis, e influye en el clima.

Energía térmica: es la energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. Se produce cuando los átomos de las moléculas se mueven a gran velocidad, chocan y rebotan entre sí. Se calcula midiendo la temperatura. Sin embargo, es necesario distinguir entre energía térmica y temperatura. Una taza de café a 70°C tiene mayor temperatura que una tina llena con agua a 40°C, pero en la tina se almacena más energía térmica porque tiene un volumen y una masa mucho mayor que la taza de café.

Energía química: depende de la estructura atómica de las sustancias; esta cantidad se determina por el tipo y arreglo de los átomos que constituyen cada sustancia.

Energía potencial: es la energía disponible en función de la posición de un objeto. Por ejemplo, debido a su altitud, una piedra en la cima de una colina tiene mayor energía potencial y al caer en el agua salpicará más que una piedra semejante que se encuentre en la parte baja de la colina.

Ley de la conservación de la energía

La energía puede convertirse y cambiar, de una forma de energía a otra. Sin embargo, la energía no se destruye ni se crea. Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra (de igual magnitud), y viceversa. Este principio se resume en la ley de la conservación de la energía: la energía total del universo permanece constante.

Reacciones químicas y energía

Casi todas las reacciones químicas absorben o producen (liberan) energía, por lo general en forma de calor. Pero no debemos confundir calor y energía térmica. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Si el calor pasa de un objeto caliente a uno frio, se dice que hay un flujo de calor. La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas. Los cambios de energía en las reacciones químicas se dan en 3 sistemas diferentes:

El sistema abierto permite intercambio de energía y masa.

El sistema cerrado permite intercambio de energía, pero no de masa.

El sistema aislado no permite ninguna clase de intercambio.

La combustión de hidrógeno gaseoso con oxígeno es una de las muchas reacciones químicas que liberan una gran cantidad de energía:

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energía

Las moléculas involucradas en la reacción (H2, O2 y H2O) son el sistema. El entorno, es el universo. Debido a que la energía no se crea ni se destruye, la energía liberada en la reacción es recibida por los alrededores del sistema. Este tipo de reacción se denomina exotérmica porque libera energía al ambiente. Considere ahora la descomposición del óxido de mercurio (II) (HgO) a altas temperaturas:

Energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)

Esta reacción es endotérmica, debido a que los alrededores deben suministrar energía al sistema para que la reacción tenga lugar.

TermodinámicaLa termoquímica forma parte de un amplio tema llamado termodinámica, que es el estudio de la transferencia de calor y otras formas de energía. En la termodinámica se examinan los cambios en el estado de un sistema, que está definido por los valores de composición, energía, temperatura, presión y volumen llamados funciones de estado. Cuando cambia el estado de un sistema, el cambio de cualquiera de estos valores depende únicamente del estado inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó dicho cambio. La termodinámica es ampliamente aplicada al estudio de los gases:

Sistema abierto Sistema cerrado Sistema aislado

El estado de cierto gas se especifica por su volumen, su presión y su temperatura. Considere un gas de volumen 1 L, presión 2 atm y temperatura de 300 ºK (estado inicial). Ahora suponga que se realiza un proceso a temperatura constante, en donde la presión del gas disminuye a 1 atm. Por la ley de Boyle, podemos decir que:

P1.V1 = P2.V2

V2 = (2 atm). (1L) V2 = 2L

Entonces, el estado final corresponde a 1 atm, 300 ºK y 2 L. Teniendo estos datos, podemos determinar entonces cual fue la variación de volumen entre el estado inicial y el estado final:

∆V = Vf - Vi

∆V = 2L – 1L∆V = 1L

No importa cómo se ha llegado al estado final, el cambio del volumen es siempre de 1 L. De manera similar es posible demostrar que también la presión y la temperatura son funciones de estado, por lo tanto, también se podrá determinar ∆E, ∆P y ∆T, dependiendo de qué funciones de estado varíen.

(1 atm)