Termoquímica

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QUÍMICA GENERAL
Docente: 
Mg Rodríguez Chavez Eduardo Daniel
CAPÍTULO 1
CONTENIDO DEL CAPÍTULO 3
Al finalizar la sesión, el estudiante los cambios de energía en las reacciones químicas utilizando las leyes de la termodinámica para explicar fenómenos energéticos
RESULTADO DE APRENDIZAJE DE LA SESIÓN
CONTENIDOS
Termoquímica
Ecuación termoquímica
Entalpía (ΔH)
Imagina una tarde de fogata frente a la playa con tus amigos.
REFLEXIÓN
¿Cuál es el tipo de reacción que se presenta en la imagen?
¿Cuál crees que es el sistema y el entorno de este fenómeno?
¿Es espontáneo que en dicha reacción el CO2 y H2O se conviertan en materia orgánica y O2? ¿Por qué?
https://www.menti.com/qy7sk7wiqt
DESARROLLO DEL TEMA
ENERGÍA: Capacidad que tiene un sistema para realizar trabajo.
Energía eléctrica
Energía mecánica
Energía fotovoltaica
Energía nuclear
Energía térmica
Energía mareomotriz
Sistema y entorno
Un sistema es una porción del universo, cuyas propiedades se están estudiando y tiene un límite definido, también llamado frontera. El entorno es todo lo que no es sistema. El conjunto se llama universo.
Tipos de sistemas
Definiciones
CALOR: Es la transferencia de energía entre dos sistemas debido a su diferencia de temperatura. Se mide en los calorímetros yen el SI se expresa en Joules
TEMPERATURA: Es una propiedad directamente proporcional a la energía cinética de la sustancia que se examina. También determina el flujo de calor: de mayor a menor temperatura. Se mide enos termómetros y se expresa en cCelsius o kelvin
TRABAJO: Forma de energía distinta al calor.
Convención de signos
Primera ley de la termodinámica
La primera ley de la termodinámica , que se basa en la ley de conservación de la energía, establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma
La ganancia de energía potencial gravitacional que se presenta cuando una persona escala de la base a la cima de una montaña es independiente de la ruta que se tome. 
Por fortuna, podemos demostrar la validez de la primera ley midiendo sólo el cambio de la energía interna de un sistema entre su estado inicial y su estado final. El cambio en la energía interna DE está dado por:
∆E = Efinal - Einicial
Calor específico (ce)
Es la cantidad de calor que necesita 1 gramo de cualquier sustancia para elevar su temperatura en 1°C o 1K. 
Es una propiedad intensiva
q = m.ce. ∆T
Si conocemos el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de la muestra (∆T) indicará la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. Las ecuaciones para calcular el cambio de calor
están dadas por:
EJERCICIOS
Una muestra de 466 g de agua se calienta desde 8.508C hasta 74.608C. Calcule la cantidad de calor (en kilojoules) absorbido por el agua.
Resolución:
q = m.ce. ∆T
 . 
2) Una barra de hierro cuya masa es de 869 g se enfría a partir de 94°C a 5°C.
 Calcule la cantidad de calor liberada (en kilojoules) por el metal. Rpta: -34 kJ
Resolución:
El contenido energético de los alimentos se mide por lo general en calorías. La caloría (cal) no es una unidad de energía del SI y equivale a 4.184 J: 1 cal = 4.184 J
TERMOQUÍMICA
Estudia los intercambios de energía que experimentan las reacciones químicas.
Una función de estado es una propiedad que solo depende del estado actual del sistema y no de la trayectoria seguida para llegar a dicho estado. En este capítulo estudiaremos tres funciones de estado importantes:
ENTALPÍA
ENTROPÍA
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
Toda reacción implica transferencia de energía. La variación de entalpía de reacción (ΔH) es el calor transferido por o hacia una reacción química cuando esta se lleva a cabo a presión constante.
ENTALPÍA (H)
∆H0 : variación de la entalpía estándar, esto ocurre a la presión de 1 atmósfera y la temperatura de 25°C (298K)
∆H0
Fuente: 11va edición de Raymond Chang 
ECUACIÓN TERMOQUÍMICA
Ecuación termoquímica
Poca información:
Mayor información: 
Variación de entalpía de reacción (∆H)
El cambio de entalpía en una reacción está dado por
	ΔH rxn = ΔH productos – ΔH reactantes
PROCESO EXOTÉRMICO 	H < 0
PROCESO ENDOTÉRMICO 	H > 0
Incendio del dirigible Hindenburg en Nueva Jersey, 1937. Contenía hidrógeno para volar.
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) ΔH = - 483,6 kJ
https://edition.cnn.com/videos/spanish/2020/05/05/estalla-dirigible-hindenburg-zeppelin-eeuu-retro-guillermo-arduino-encuentro-cnnee.cnn 
Propiedades de la entalpía
 
 Si multiplico por 2:
1°) La entalpía (H) es una propiedad extensiva:
2°) La variación de entalpía (ΔH) solo resulta en un cambio de signo cuando la reacción se invierte:
3°) La variación de entalpía de una reacción (ΔH) depende de
 los estados de agregación de sus reactivos y productos:
¿Cómo calcular ΔH?
Existen tres métodos
Uso de entalpías de formación (ΔHf)
Ley de Hess
Calorimetría (experimentalmente, en sesión de práctica)
1. ΔH a partir de entalpías de formación y reacción
Por convención, la entalpia estándar de formación de cualquier elemento en su forma mas estable es cero. Por ejemplo: ∆H°f (O2) = 0, pero ∆H°f (O3) = 142.2 kJ/mol.
De manera similar, el grafito es una forma alotrópica del carbono más estable que el diamante a 1 atm y 25°C, por lo que tenemos ∆H°f (C, grafito) = 0 y ∆H°f (C, diamante) = 1.90 kJ/mol.
Ejemplo: Hallar la variación de entalpía de la reacción:
Σ nΔH productos = [(4 mol *(-393,5 kJ/mol)+6 mol *(-285,8 kJ/mol)] = - 3288,8 kJ
Σ ΔH reactantes = [(2 mol *(-83,9 kJ/mol) + 7 mol *(0 kJ/mol)] = - 167,8 kJ
ΔH reacción = - 3288,7 kJ – (-167,8 kJ) = - 3120,9 kJ
Datos:
 ;; ; 
La ∆H es negativa, quiere decir que la reacción es exotérmica, libera calor
2) Determine si la fermentación de la glucosa es un proceso exotérmico o endotérmico: 
C6H12O6 (s) → 2 C2H5OH (l) → 2 CO2 (g)
Datos:
ΔH° (C6H12O6 (s)) = - 1 280 kJ/mol
ΔH° (C2H5OH (l)) = - 278 kJ/mol
ΔH° (CO2 (g)) = - 394 kJ/mol
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2. ΔH a partir de Ley de Hess
Ejemplo:
Si una reacción transcurre en varias etapas la variación de entalpía del proceso global es la suma de las variaciones de entalpía de las etapas individuales.
+
Se suman
ΔH a partir de Ley de Hess
La variación de entalpía de formación de la siguiente reacción no puede medirse directamente: 2 C (grafito) + 1 O2 (g) → 2 CO (g) Δ Hf = ¿?
Sin embargo, Ud. cuenta con esta información:
1 C (grafito) + 1 O2 (g) → 1 CO2 (g) 		Δ H° = - 393,5 kJ  multiplicamos por 2
2 CO (g) + 1 O2 (g) → 2 CO2 (g) 		Δ H° = - 566,0 kJ  la invertimos
2C (grafito) + 2O2 (g) → 2 CO2 (g) 		Δ H° =2( - 393,5 Kj)
2 CO2 (g) → 2 CO (g) + 1 O2 (g) 		Δ H° = + 566,0 kJ
2 C (grafito) + 1 O2 (g)  2 CO (g) 	Δ Hf = - 221,0 kJ
+
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Aplicaciones de Ley de Hess
La Ley de Hess también se utiliza para
Estimar los calores de reacción en fase gaseosa a partir de energías de enlace.
Calcular la entalpía de red de un sólido iónico.
Determinar la entalpía de fusión, sublimación, etc.
Cuantificar entalpías de solvatación o disolución. 
Entalpía de enlace
Una medida de la estabilidad de una molécula es su entalpía de enlace, que es el cambio de entalpia necesario para romper un enlace especifico de un mol de moléculas gaseosas.
∆Henlace = ΣH de enlaces rotos – ΣH de enlaces formados