Química transformación de la materia

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Química: Ciencia que estudia
la materia y sus transformaciones
Enlace químico y 
estructura de la materia
Química: Ciencia que estudia
la materia y sus transformaciones
Enlace químico y 
estructura de la materia
Química
general
Reacciones químicas
¿Cuánto se produce?
¿Cuánto reacciona?
¿Desprende o absorbe calor?
¿Cuánto calor?
Tema 2
Estequiometría
Tema 3
Termoquímica
Tema 4
Espontaneidad
¿Por qué se produce?
¿En qué dirección?
Tema 5
Equilibrio
¿Cuándo se alcanza?
¿Cómo modificarlo?
Tema 11
Cinética
¿Cómo de rápido va?
¿Cómo acelerarla?
Tipos
Tema 6
Eq. de fases
Tema 9: Eq. solubilidad
Tema 8: Eq. ácido-base
Tema 10: Eq. redox
Tema 7
Disoluciones
¡Para el año que viene: el tema 7 plantearlo como equilibrio de fases con más de un componente!
Tema 3
La energía de las
reacciones químicas
¿Qué nos interesa de una reacción química?
CONTENIDO
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos.
2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica.
3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess.
5.- Entalpías estándar de formación.
6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
CONTENIDO
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos.
2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica.
3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess.
5.- Entalpías estándar de formación.
6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Fundamentos de
Termodinámica
Termodinámica: Rama de la Física que estudia el calor, el trabajo,
la energía y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.
CONTENIDO
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos.
2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica.
3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess.
5.- Entalpías estándar de formación.
6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido
o absorbido en las reacciones químicas.
Aplicación a
reacc. químicas:
Termoquímica
CONCEPTOS BÁSICOS.
SISTEMAS, VARIABLES Y PROCESOS.1
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio.
Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo
Abierto Cerrado Aislado
Tipos de sistemas
Puede
intercambiar
Materia
Energía
Materia Materia
Energía
Los sistemas se presentan de diferentes formas  ESTADOS
caracterizados por VARIABLES termodinámicas
(p.ej: T, P, V, m, r, composición química, ...)
Intensivas Extensivas
Tipos de variables
• No dependen de la cantidad
de materia del sistema
• Ej: T, P, r
• No son aditivas
• Dependen de la cantidad
de materia del sistema
• Ej: m, V
• Son aditivas
Funciones de estado
1) Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todas
las demás quedan automáticamente fijados.
2) Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de 
dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y 
final del sistema, no de cómo se produjo el cambio.
DX = Xfinal –Xinicial
Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado
(ej: PV = nRT)
Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo

PROCESO termodinámico
Tipos de
procesos
• Isotermo (T = cte)
• Isóbaro (P = cte)
• Isócoro (V = cte)
• Adiabático (Q = 0)
• Cíclico (estado final = estado inicial)
•Reversible
(sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio;
un cambio infinitesimal en las condiciones puede
invertir el proceso)
• Irreversible
(Un cambio infinitesimal en las condiciones no
produce un cambio de sentido en la transformación).
ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO.
1er PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA.2
Energía: Capacidad que posee un sistema para
realizar un trabajo o para suministrar calor.
Criterio de signos
SISTEMA
Q > 0
W > 0 W < 0
Q < 0
TRABAJO
rdFd

W Unidad S.I.: Julio
Trabajo de expansión/compresión de los gases
Pint Pext
dV
VPW ext dd  [Levine, pg 42]

2
1
V
V ext
VPW d
Casos particulares
VP)VV(PVPVPW ext12ext
V
Vext
V
V ext
2
1
2
1
D dd
1) Expansión frente a una Pext constante
2) Expansión en el vacío
Pext = 0  W = 0 [Segal, pg 590]
No es una propiedad característica del sistema.
No es algo que posea el sistema.
Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”
El trabajo no es función de estado
Casos particulares
1
2
12
V
V
V
V
V
V
V
V intrev
V
V
lnnRT)VlnVlnnRT(VlnnRT
V
V
-nRTV
V
nRT
VPW
2
1
2
1
2
1
2
1

 
d
dd
3) Expansión reversible isoterma de un gas ideal
PV = nRT T = cte
CALOR
Un sistema cede E en forma de Q si se tranfiere como resultado
de una diferencia de T entre el sistema y el entorno.
Unidad S.I.: Julio 1 cal = 4.184 J
No es una propiedad característica del sistema.
No es algo que posea el sistema.
Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”
El calor no es función de estado
ENERGÍA INTERNA
Energía interna (U)
(Suma de energías a nivel molecular)
• Función de estado
• Magnitud extensiva
DU = Q + W
1er Principio de la
Termodinámica
Epot Ecin ?
¿Cómo podemos aumentar U
de un sistema cerrado?
1) Calentándolo  calor
2) Realizando un trabajo
DU = Q + W
1er Principio de la Termodinámica
Proceso a V = cte V2 = V1 dV=0
0VPW 2
1
V
V ext
 d vDU = Q + 0 = Q

• Nuevo significado de DU
• Nos da una forma de determinar DU
ENTALPÍA.3
H = U + PV Entalpía
(H)
• Función de estado
• Propiedad extensiva
• Unidades de energía
Proceso a P = cte
);VP(VQVPQWQUUU 12p
V
Vp12
2
1
D d
HHHPVUPVUQ 121122p D
Relación entre DH y DU
DH = DU + D(PV)
Si P=cte
DH = DU + PDV DH @ DU
sól/líq
solo
CALOR DE REACCIÓN. LEY DE HESS.4
Reacciones
químicas
• Exotérmicas (Q < 0)
• Endotérmicas (Q > 0)
El calor de reacción se mide con un calorímetro
[Petrucci, pg 227]
Qv = DU = Uprod - Ureac
Qp = DH = Hprod - Hreac
DH = DU + D(PV)
DH @ DU
¿Intervienen
gases?
NoSí
DH = DU + D(nRT)
DH = DU + RTDn
Si T=cte
MÉTODOS PARA DETERMINARLA
Entalpía de reacción
Incremento de entalpía que tiene lugar durante la reacción
Método 1 Medir Qp con un calorímetro
)g(CO)g(O
2
1
)g(CO 22  DH = -283 kJ
)g(CO2)g(O)g(CO2 22  DH = -566 kJ
)g(O
2
1
)g(CO)g(CO 22  DH = +283 kJ
Método 2 Medir Qv con un calorímetro; DH = DU+RTDn
Método 3 Ley de Hess
)g(CO)g(O
2
1
)s(C 2  DH = ?
)g(CO)g(O)s(C 22  DH = -393.5 kJ
Germain Henri Hess
(1802-1850)
El calor intercambiado cuando una reacción
química se lleva a cabo a T y P constantes es
el mismo tanto si la reacción ocurre en una
etapa o en varias.
)g(CO)g(O)s(C 22  DH = -393.5 kJ
)g(O
2
1
)g(CO)g(CO 22  DH = +283 kJ
)g(CO)g(O
2
1
)s(C 2  DH = -110.5 kJ
H: función de estado
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN.5
Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar.
Entalpía de reacción estándar (DHº): DH cuando los reactivos en sus
estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos.
Entalpía estándar de formación (DHfº) de una sustancia: Entalpía
estándar de reacción para la formación de un mol de la sustancia a
partir de sus elementos en su estado más estable. (Unid: Jmol-1)
DHfº (C2H5OH, l) a 25ºC = -277.69 kJmol
-1
)l(OHHC)g(O
2
1
)g(H3)grafito,s(C2 5222 
DHfº (elemento en su estado más estable) = 0
Método 4 A partir de DHfº
)reac(H)prod(HH of
reac
reac
o
f
prod
prod
o DDD 
[Levine, pg 147]
Tabular DHfº para cada sustancia
ENTALPÍAS DE ENLACE.6
Método 5 A partir de entalpías de enlace
¡Ojo! Método aproximado  ESTIMACIÓN
Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y
se forman otros nuevos.
La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl 
H
H
H
H
ENTALPÍAS DE ENLACE.6
Método 5 A partir de entalpíasde enlace
¡Ojo! Método aproximado  ESTIMACIÓN
Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y
se forman otros nuevos.
La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl 
H
H
H
H
Entalpía de disociación de un enlace dado en una molécula
determinada: Energía requerida para romper ese enlace en un
mol de dichas moléculas en estado gaseoso a P cte.
Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para
romper enlaces similares en un gran número de moléculas
diferentes. (Un mol; estado gaseoso; P cte)  Tabular
)formados(EE)rotos(EEH @D
¡Ojo! * Método aproximado  ESTIMACIÓN
Fiabilidad:  10 kJ como máximo
* Sólo es aplicable a reacciones entre gases.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl 
H
H
H
H
DH = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ
CAPACIDAD CALORÍFICA.7
Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de
calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia
un grado. (Unid: Jmol-1K-1)
Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria
para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado.
(Unid: Jg-1K-1)
T
U
n
1
T
Q
n
1
T
H
n
1
T
Q
n
1
v
v
p
p
d
d
d
d
C
d
d
d
d
C

Capacidad calorífica molar a P cte
Capacidad calorífica molar a V cte
Cp
Cv
c
• Magnitudes intensivas
• Distintas para cada sustancia
• Función de T
¿Cuál será el calor necesario para incrementar la T
de n moles de una sustancia desde T1 a T2?
A P cte:
TnQ 2
1
T
T pp
dC
Si Cp=cte
Tn)TT(nQ p12pp D CC
TnQ 2
1
T
T vv
dC
Si Cv=cte
Tn)TT(nQ v12vv D CC
A V cte:
VARIACIÓN DE LA ENTALPÍA DE
REACCIÓN CON LA TEMPERATURA.8
aA + bB  cC + dD
aA+bB T2
cC+dD T1
cC+dD T2
aA+bB T1
DH DH
DH2
DH1
DH2 = DH DH1+ DH
T)B()A()D()C(HH
T)B()A(T)B()A(H
pp
T
T pp12
T
T pp
T
T pp
2
1
2
1
1
2
dCbCaCdCc
dCbCadCbCa
 DD
  D
T)D()C(H 2
1
T
T pp
dCdCc D
DCp
Ecuación de KirchhoffTHH
2
1
T
T p12
dC DDD
THH 2
1
T
T p12
dC DDD
Si DCp=cte
Gustav Robert Kirchhoff
(1824-1887)
TH)TT(HTHH p112p1
T
Tp12
2
1
DDDDDDDD CCdC