Unidad I - Termoquímica - Química General II - PDF

TERMOQUÍMICA Unidad I Química General II POR SHARON GARCÍA JAQUEZ 06 DE MAYO DE 2021  Contenido ❖ Termodinámica y termoquímica en Energía, Ley de Conservación de la energía ❖ Calor. ❖ Sistema y entorno. ❖ T...

TERMOQUÍMICA Unidad I Química General II POR SHARON GARCÍA JAQUEZ 06 DE MAYO DE 2021  Contenido ❖ Termodinámica y termoquímica en Energía, Ley de Conservación de la energía ❖ Calor. ❖ Sistema y entorno. ❖ Trabajar. ❖ Ley cero de la termodinámica. ❖ Primera ley de la termodinámica. ❖ Función estatal. ❖ Entalpía. ❖ Ley de Hess. ❖ Energía y alimentos. Calorías. ❖ Segunda ley de la termodinámica. ❖ Tercera ley de la termodinámica. ❖ Entropía. ❖ Energía libre de Gibbs.  Termodinámica / Termoquímica ❖Termodinámica es la rama de la Física que estudia la interconversión del calor y de la energía. ❖Termoquímica Es el estudio de cambio calor en las reacciones químicas.  Energía ❖ La energía es la capacidad de la materia para realizar trabajo o transferir calor. Hay varios tipos de energía conocido:  Ley de conservación de Energía Se establece que el importe total de energía en cualquier sistema físico aislado (sin interacción con ningún otro sistema) permanece inalterada a lo largo del tiempo, aunque esa energía puede transformarse en otra forma de energía. En resumen, la ley de conservación de la energía establece que La energía no se puede crear ni destruir, sólo puede ser transformada.  Sistema y entorno Un Sistema es la cantidad de materia o una región en el espacio elegida para el análisis. La masa o región fuera del sistema se conoce como Alrededores. La superficie real o imaginaria que separa el sistema de su El entorno se llama Límite o muro. Alrededores Sistema Muro  Tipos de sistemas Un Sistema abierto Puede intercambiar libremente energía y materia con su entorno. Sistema cerrado sólo puede intercambia energía con su entorno. Un Sistema Aislado No puede interactuar con su entorno.  Calor Se define como la transferencia de energía térmica que se produce entre diferentes cuerpos o zonas del mismo cuerpo que están en diferentes temperaturas, sin embargo en termodinámica generalmente el término calor significa energía transferida  Calor específico Q =m * Ce * (TF– Ti) Recordar  Trabajo El trabajo es la energía que se necesita para hacer que un objeto se mueva contra una fuerza. Se expresa de la siguiente manera: W=f * d Si el sistema ejerce el trabajo en los alrededores o ambiente, el trabajo (w) tiene un signo negativo. Si el trabajo se ejerce en el sistema, el signo de trabajo es positivo. Si el proceso libera calor (Q), el signo de calor será negativo (Exotérmico). Si en el proceso se Gana calor (Q), el signo de calor será positiva (endotérmico) Trabajo realizado por Trabajo realizado en El sistema El sistema SISTEMA Ganancias del sistema Versiones del sistema calor calor  Ley cero de la termodinámica La ley cero se puede expresar de la siguiente manera: Dos cuerpos están en equilibrio térmico si ambos tienen la misma lectura de temperatura incluso si no están en contacto. Fue enunciado por Ralph H. Fowler, en 1931.  Función de estado El estado de un sistema se define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes. Las funciones de estado son propiedades determinadas por el estado del sistema, independientemente de cómo se cumplió esa condición. Algunas funciones de estado son: Presión, volumen, temperatura, densidad, polarización, energía interna, entalpía, entropía y energía libre de Gibbs. Cuando el estado de un sistema cambia, la magnitud del cambio en cualquier función de estado depende únicamente de la condición inicial y Estado final del sistema y no de cómo se produjo el cambio.  Primera Ley de Termodinámica Se basa en la Ley de conservación de la energía. Afirma que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. La validez de la primera ley se puede demostrar midiendo únicamente el cambio de la energía interna de un sistema entre su estado inicial y final. ∆U = E final – E inicial ❖ Una mejor manera de enunciar la primera ley es: ∆U = q + w (Ecuación #1) Afirma que el cambio en la energía interna de un sistema es la suma del intercambio de calor entre el sistema y el entorno y el trabajo realizado sobre (o por) el sistema. Si se tiene en cuenta que un sistema aislado no puede intercambiar ni calor ni trabajo con su entorno, ∆U = 0, y se puede afirmar que: La energía de un sistema aislado permanece constante. En un sistema, si el balance energético es tal que entra más energía al sistema que la que sale, ∆U es positivo. Si sale más energía de la que sale en, ∆U es negativo.  Los procesos químicos pueden tener lugar en presión o volumen constante. Si el proceso ocurre a volumen constante, no hay posibilidad de desplazamiento, por lo tanto no hay trabajo y entonces, ∆U = q Cuando existe posibilidad de desplazamiento en la fórmula de trabajo, w = f * d, d se sustituye por la variación del volumen, (Δv) y F por la presión (P). Al final, la fórmula parece ser la siguiente: w = – P * ΔV (Ecuación #2)  El signo es negativo porque el sistema hace trabajo cuando se mueve. Si sustituimos W en la ecuación de calor (Q), la ecuación se convierte: q = ΔU + PΔV (Ecuación #3) 1. Calcule ΔU y determine si el proceso es endotérmico o exotérmico en los siguientes casos: a) Un sistema libera 113 kJ de calor al ambiente y realiza 39 kJ de trabajo sobre el ambiente. b) Con las siguientes condiciones: q = 1.62 kJ y W = -874 J. c) El sistema absorbe 77.5 kJ de calor mientras realiza 63.5 kJ de trabajo sobre el entorno. d) Un globo se calienta mediante la adición de 900 J de calor, y se expande realizando 422 J de trabajo sobre la atmósfera.  Entalpía (ΔH) En un proceso químico, el calor absorbido o liberado se denomina calor de reacción. Cuando el proceso se produce a presión constante, este calor se denomina entalpía. La entalpía es una función de estado que depende de las sustancias iniciales y finales de la reacción. Sustituyendo la entalpía en la ecuación para q: ΔH = ΔU + PΔV (Ecuación #4) Otra forma de calcular la entalpía es mediante el flujo de calor con la fórmula del calor específico. Sustituyendo q por ΔH ΔH = m * Ce * ΔT (Ecuación #5)  Entalpía de formación Entalpía o calor de formación (∆HF) representa el cambio de entalpía asociado con la formación de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes. Las entalpías de formación se determinan en el llamado “estado estándar”: presión de 1 atm y temperatura 298 K (25 ºC).  Entalpía de reacción ∆H reacción = Σ∆H (productos) – Σ∆H (reactivos) (Ecuación #6) El cambio de entalpía de una reacción depende del Estado físico de los reactivos y productos. Las reacciones que liberan calor o son exotérmicas tienen entalpías negativas y reacciones de absorción de calor o endotérmicas tienen entalpía positiva valores. Una forma de calcular el cambio de energía interna en una reacción con gases es suponer un comportamiento de gas ideal y una temperatura constante. A partir de la ley de los gases ideales PV =nRT Se puede derivar lo siguiente: ΔH =ΔU +PΔV ΔH = ΔU +Δ(nRT) ΔH = ΔU + ΔnRT (Ecuación #7) ❖ Δn = Número de moles de gases del producto – número de moles de gases de los reactivos. ❖ R = Constante molar universal de los gases. (8,314 J/K*mol). 2. Considere la siguiente reacción: 2 Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) ΔH = -1204 kJ a) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? b)Calcular el intercambio de calor cuando 2.4 gramos de Mg reaccionan a presión constante. c) ¿Cuántos gramos de MgO se producen durante un cambio de entalpía de -96 kJ? d) ¿Cuántos kJ de calor se absorben cuando se descomponen 7.50 gramos de MgO a presión constante?  3. Esta es la reacción de las termitas: 2Al(s)+ Fe2O3(s) Al2O3(s)+ 2Fe(s) Esta reacción altamente exotérmica se utiliza para soldar unidades de gran tamaño, como las hélices de grandes barcos o las vías de tren. Calcula el ΔHº para esta reacción.  Calorimetría La calorimetría puede medir el calor transferido en una reacción química. o cambio físico utilizando un instrumento llamado calorímetro. Se compone de dos vasos de poliestireno, uno dentro del otro, una tapa que encaja, y un termómetro. Las sustancias se colocan dentro y se observan los cambios de energía que se producen detectado por el termómetro Calor de Neutralización Es el calor que se produce cuando un gramo equivalente de ácido es neutralizado por una base 4. ¿Cuántos kJ de calor se necesitan para elevar la temperatura de 8.2 moles de agua líquida de 44.8ºC a 92.0 ºC? 5. Encuentra el calor de neutralización de la siguiente reacción: HNO3(ac)+ NaOH(ac) NaNO3(ac)+ H2O(l)  Ley de Hess “Cuando una reacción química se puede expresar como la suma algebraica de otras reacciones, su calor de reacción es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales.” “El cambio de entalpía, cuando los reactivos se convierten en productos, es el mismo sin importar si las reacciones ocurrieron en un solo paso o en una serie de reacciones”  6. A partir de las siguientes entalpías de reacción: H2(g)+ F2(g) 2HF(g) ΔH = -537 kJ C(s)+ 2F2(g) CF4(g) ΔH = -680 kJ 2C(s)+ 2 H2(g) C2H4(g) ΔH = +52,3 kJ Encuentra ΔH para la reacción del eteno con F2: C2H4(g)+ 6F2(g) 2CF4(g)+ 4HF(g)  7. De las siguientes entalpías de reacción: N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔH = +180.7kJ 2NO(g) + O2(g) —> 2NO2(g) ΔH = -113.1 kJ 2N2O(g) → 2N2(g) + O2(g) ΔH = -163.2 kJ Calculate ΔH for the reaction: N2O(g) + NO2(g) → 3NO(g  Entropía (S) Entropía es la medida de la aleatoriedad o desorden de un sistema. A medida que aumenta el desorden en un sistema, mayor es su entropía. En el caso de cualquier sustancia, las partículas en estado sólido están más ordenadas que las del estado líquido , y estas, a su vez, son más ordenados que los del estado gaseoso. Ssólido< Slíquido< Sgas En otras palabras, la entropía describe el grado en el que los átomos, moléculas o iones se distribuyen aleatoriamente en cierta región. del espacio.  Segunda ley de la termodinámica Afirma que la entropía del universo aumenta en procesos espontáneos. ΔS universo =ΔS sistema +ΔS entorno ≥0 (Ecuación #8) La entropía de una reacción se puede calcular de la siguiente manera: ∆Sº= Σ∆So(products)– Σ∆So(reactants) (Ecuación #9) Supongamos que el sistema se representa con la siguiente reacción: aA + bB --------> cC + dD La entropía estándar de formación será: ΔSo = [cSᴼ(C) + dSᴼ(D)] – [aSᴼ(A) + bSᴼ(B)] 8. Con base en los valores de Sº en las tablas termodinámicas, calcule los valores de ΔSº para la siguiente reacción. ❖2CH3OH(g) + 3O2 (g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) ❖SO2(g) + 2H2(g) —> S(s) + 2H2O(g) ❖6Cl2(g) + 2Fe2O3(s) → 4FeCl2(s) + 3O2(g)  Energía libre de Gibbs (G) Un Proceso espontáneo es un proceso que tiene lugar en un sistema que tiende a evolucionar; una vez que comienza, no es necesaria ninguna acción externa al sistema para que el proceso continúe. Por el contrario, un proceso no espontáneo no ocurre al menos que una acción externa se aplique constantemente.  Energía libre de Gibbs Esta función de estado (G) relaciona entalpía y entropía a una temperatura dada, proporcionando información sobre la espontaneidad de los procesos. ∆G = ∆H – T∆S (Ecuación #10)  Energía libre de Gibbs Al igual que la entropía, se puede calcular de la siguiente manera: ∆G = Σ∆Go (productos)– Σ∆Go (reactivos) (Ecuación #11) 9. Con base en los datos de las tablas termodinámicas, calcule ΔHº, ΔSº y ΔGº a 298 K a partir de las siguientes reacciones. En cada caso, demuestre que ΔGº = ΔHº - TΔSº. ❖2CH3OH(g) + H2(g) → C2H6(g) + 2H2O(g) ❖2PCl3(g) + O2(g) —> 2POCl3(g)  Tercera ley de la termodinámica ❖ Afirma que: “La entropía de una sustancia pura cristalina perfecta (perfectamente ordenada) es cero en el cero absoluto (0 K)”. ❖ Experimentalmente se ha comprobado que Cuanto más se enfría un sistema, más difícil es seguir enfriándolo, por lo que la temperatura cero absoluta (0 K) es prácticamente inalcanzable. ¡Gracias!