QUÍMICA GENERAL UNIDAD 10

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Termodinámica
La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas y otras formas de energía
Energía: se define como la capacidad para efectuar un trabajo, que es cambio directo de energía que resulta de un proceso. (F multiplicada por una distancia d) w = F x d. La energía cinética, energía producida por un objeto en movimiento.
Energía radiante: o energía solar, proviene del Sol y es la principal fuente de energía de la Tierra. La energía solar calienta la atmósfera y la superficie terrestre.
Energía térmica: es la energía asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. Se calcula a partir de mediciones de temperatura. Cuanto más vigoroso sea el movimiento de los átomos y de las moléculas en una muestra de materia, estará más caliente y su energía térmica será mayor.
Energía química: es una forma de energía que se almacena en las unidades estructurales de las sustancias; esta cantidad se determina por el tipo y arreglo de los átomos que constituyen cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera, almacena o se convierte en otras formas de energía. 
Energía potencial: es la energía disponible en función de la posición de un objeto. Por ejemplo, una piedra en la cima de una colina tiene mayor energía potencial y al caer en el agua salpicará más que una piedra semejante en la parte baja de la colina. La energía química se considera un tipo de energía potencial porque se relaciona con la posición relativa y el arreglo de los átomos en una sustancia determinada.
Ley de la conservación de la energía: se define como la energía total del universo permanece constante. Cuando desaparece una forma de energía debe aparecer otra (de igual magnitud), y viceversa.
Cambios de energía en las reacciones químicas
La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas.
Calor: es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. El “flujo de calor” desde un objeto caliente hacia uno frío. A pesar de que el término “calor” por sí mismo implica transferencia de energía, en general hablamos de “calor absorbido” o “calor liberado” para describir los cambios de energía que ocurren durante un proceso. 
Sistema: o la parte específica del universo que nos interesa. Los sistemas por lo general incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos. Los alrededores son el resto del universo externo al sistema.
Ejemplo: En este caso, la mezcla de reacción (las moléculas de hidrógeno, oxígeno y agua) se considera como el sistema, y el resto del universo como los alrededores.
a) Sistema abierto
b) Sistema cerrado
c) Sistema aislado 
En resumen, el calor y el trabajo no son funciones de estado porque no son propiedades de un sistema. Se manifiestan sólo durante un proceso (durante un cambio). Sus valores dependen de la trayectoria que sigue el proceso y varían de acuerdo con ella.
Proceso exotérmico: es cualquier proceso que cede calor, es decir, que transfiere energía térmica hacia los alrededores.
Proceso endotérmico: es el cual los alrededores deben suministrar calor al sistema. Es decir, absorber calor. 
Estado de un sistema: se define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes (composición, energía, temperatura, presión y volumen). Se dice que la energía, la presión, el volumen y la temperatura son funciones de estado, es decir, propiedades determinadas por el estado del sistema, sin importar cómo se haya alcanzado esa condición. En otras palabras, cuando cambia el estado de un sistema, la magnitud del cambio de cualquier función de estado depende únicamente del estado inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó dicho cambio.
Leyes de la termodinámica
La primera ley de la termodinámica se basa en la ley de conservación de la energía, establece que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. 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. 
Energía interna de un sistema: tiene dos componentes: energía cinética y energía potencial. El componente de energía cinética consiste en el movimiento molecular y en el movimiento de los electrones dentro de las moléculas. La energía potencial está determinada por las fuerzas de atracción entre los electrones y los núcleos, por las fuerzas de repulsión que existen entre los electrones y entre los núcleos de moléculas individuales, así como por la interacción entre las moléculas.
Para los cambios asociados al sistema (como un matraz con reactivos y productos) y no a los alrededores, una forma más útil para la primera ley es: 
Es el cambio en la energía interna ∆E de un sistema es la suma del intercambio de calor q entre el sistema y los alrededores y el trabajo w realizado sobre (o por) el sistema.
El calor y el trabajo son manifestaciones del intercambio de energía entre el sistema y los alrededores. El calor y el trabajo solo existen durante un cambio del sistema.
Segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio.
La entropía suele describirse como una medida del grado de dispersión de la energía en un sistema entre las diferentes posibilidades en que ese sistema puede contenerla. 
Entalpía
La Entalpía (H) es una propiedad que permite medir el calor intercambiado por un sistema durante un proceso a presión constante.
Es una propiedad extensiva y es imposible determinar la entalpía de una sustancia, lo que se mide es el cambio de entalpía, ∆H. 
Se define por medio de la ecuación: Donde U es la energía interna del sistema, P (presión) y V (volumen) del sistema.
Entalpía de las reacciones
Se define como la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos: 
Para un proceso endotérmico ∆H es positivo (∆ > 0). Para un proceso exotérmico ∆H es negativo (∆H < 0). Ecuaciones termoquímicas muestran tanto los cambios de entalpía como las relaciones de masa.
Entalpía estándar de formación y de reacción
Se dice que las sustancias están en estado estándar a 1 atm, de ahí el término de “entalpía estándar”. Por convención, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. La entalpía estándar de formación de un compuesto refiere al cambio de calor relacionado cuando se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm.
Entalpía estándar de reacción que se define como la entalpía de una reacción que se efectúa a 1 atm. 
Ley de Hess: Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos. 
Ley de Lavoisier Laplace: La cantidad de calor que se debe suministrar a un compuesto para descomponerlo en sustancia elementales, es igual al calor que se libera cuando la misma cantidad de compuesto se forma a partir de las sustancias elementales.
Entalpía Estándar de Combustión
Los compuestos químicos formados por C, O o H, reaccionan en presencia de O2 suficiente, dando como productos CO2 y H2O. Estas reacciones se denominan reacciones de combustión y son exotérmicas. El calor que se libera cuando la sustancia reacciona con suficiente O2, a 25°C y 1 atm, se denomina entalpía de combustión.
Entalpía de Disolución
El calor de disolución o entalpía de disolución, ∆Hdisol es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. 
La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto sólido iónico en sus iones en estado gaseoso se llama energía reticular.
El cambio de entalpía asociado al proceso de hidratación se llama calor de hidratación, ∆Hhidr (el calor de hidratación tiene un valor negativo para cationes y aniones). Mediante la ley de Hess,es posible considerar ∆Hdisol como la suma de dos cantidades relacionadas, la energía reticular (U) y el calor de hidratación (∆Hhidr).
Entalpía de dilución 
Cuando se diluye una disolución preparada previamente, es común que se libere o absorba calor adicional. El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución. Si el proceso de disolución es endotérmico, la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. Lo contrario ocurre para un proceso exotérmico de disolución: se libera más calor si se añade más disolvente para diluir la disolución.