Termodinámica y Termoquímica

Transcripción

1 Termodinámica y Termoquímica Termodinámica Relaciona magnitudes macroscópicas observables que pueden medirse experimentalmente. Estudia los fenómenos inherentes a las transformaciones energéticas y sus efectos sobre el estado de la materia Origen: Estudio de la producción de trabajo a partir de fuentes de calor 1

2 Termoquímica. Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Energía: Capacidad de un sistema para realizar trabajo ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema Es imposible medir de forma absoluta. Su variación sí se mide. 2

3 Sistema y entorno ENTORNO SISTEMA: Parte pequeña del universo que se aísla para someter a estudio. SISTEMA El resto se denomina ENTORNO. ENERGÍA Sistemas Pueden ser: Abiertos Intercambia materia y energía. Cerrados no intercambia materia ysíenergía Aislados no intercambia materia ni energía 3

4 Tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. F Variación de la Función de estado ΔF F= Función de estado 4

5 TRABAJO Energía = Capacidad para realizar un trabajo Se realiza un trabajo cuando se realiza un movimiento en contra de una fuerza que se opone a ese movimiento Es imposible realizar un trabajo sin consumir una energía 5

6 W=F x uff, uff. Distancia que se desplaza el objeto ELTRABAJO NO ES UNA FUNCIÓN DE ESTADO Trabajo realizado por el hombre a Fuerza Fuerza aplicada W = X 2 X 1 [N.m=J] Fdx X 1 X distancia 2 Trabajo=área Trabajo de presión-volumen. Δ KClO 3(s) KCl (s) + O 2(g) El gas oxígeno que se forma empuja contra la atmósfera. w < 0 El volumen varía. 6

7 Trabajo presión-volumen w = F x d = (P x A) x h = PΔV w = -P ext ΔV 7

8 Expansión Reversible P ext P ext 1 Reversible P 2 P int P ext < P int V V 2 2 V ext V 1 1 P int P ext = P int W = PdV = PdV W = nrt Ln gas V 2 V 1 Gas Ideal G I y T=cte V nrt W= dv V dv W= nrt V CALORIMETRIA Propiedades de los sistemas relacionadas con el calor 8

9 El primer principio de la termodinámica ΔU = q + w El sistema modifica su energía a través de intercambio de calor y de trabajo Criterio de signos CALOR Q > 0 TRABAJO W > 0 CALOR Q < 0 TRABAJO W < 0 9

10 Calor a volumen constante (Q v ) Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen. ΔU = Q + W = Q + p.δv Si V= constante, es decir, ΔV = 0 W = 0 Q v = ΔU 10

11 CALORIMETRO BOMBA CALORIMETRICA Volumen constante Qdesprendido = C Δt 11

12 Calor a presión constante (Q p ) H 1 = U 1 + p V 1 ; H 2 = U 2 + p V 2 Q p + H 1 = H 2 Q p = H 2 H 1 = Δ H Δ U = Δ H p Δ V H es una función de estado. Entalp ia (H) Entalpia (H H) Reac. endotérmica Productos Reactivos Reactivos ΔH > 0 Reac. exotérmica ΔH<0 < 0 Productos CALORIMETRO Presión constante 12

13 Entalpía estándar de la reacción Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p =1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M). Se expresa como ΔH 0 ycomosemideenjokjdependede cómo se ajuste la reacción. Así, ΔH 0 de la reacción 2 H 2 +O 2 2H 2 O es el doble del de H 2 +½O 2 H 2 O Reacciones termoquímicas Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ΔH (habitualmente como ΔH 0 ). Ejemplos: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O(l); ΔH 0 = 890 kj H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g); ΔH 0 = 241,4 kj 13

14 Ecuaciones termoquímicas ΔH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar ΔH 0 por 2: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) ; ΔH 0 = 2 ( 241,4 kj) Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H )+ 2 (g) ½ O 2 (g) H 2 O(g) ; ΔH 0 = 241, 4 kj 14

15 Entalpía estándar de formación (calor de formación) Es el incremento entálpico (ΔH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como ΔH f0. Se trata de un calor molar, es decir, el cociente entre ΔH 0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kj/mol. Ejemplos: C(s) + O 2 (g) CO 2 (g); ΔH 0 f = 393,13 kj/mol H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l); ΔH f0 = 285,8 kj/mol 2- Calor de reacción a partir de los calores de formación Δ H 0 = Σ n p ΔH f 0 (productos) Σ n r ΔH f 0 (reactivos) Recuerda que ΔH f0 de todos los elementos en estado original es 0. 15

16 Ley de Hess ΔH en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular ΔH de la reacción global combinando los ΔH de cada una de las reacciones. 16

17 ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES ΔH, ΔS y ΔG Objetivo de la termodinámica Predecir si se producirá o no una reacción cuando se ponen en contacto los reactivos Reacción espontánea se produce por sí mismo Procesos espontáneos familiares H 2 O (s) H 2 O (l) ΔH = 6,0 kj Un cubo de hielo se funde en un vaso de agua a temperatura ambiente. Una herramienta de Fe, expuesta al aire húmedo, se oxida. 17

18 Variación de entropía, ΔS Otro factor a tener en cuenta para decidir si una reacción es espontánea o no a una determinada T y P. ΔS = S productos -S reactivos La entropía, S, de una sustancia es una de sus propiedades características Es una medida del desorden o del azar Las sustancias que están altamente desordenadas tienen entropías altas orden extensión a que están confinadas las partículas de una sustancia e n una región del espacio. Ej. : un cristal (S es baja) Cuandosefundeunsólido las partículas quedan libres para moverse la Saumenta 18

19 S es una función de estado (J/K) Todas las sustancias, elementos y compuestos tienen algún grado de desorden a 25 C Segunda Ley de la Termodinámica En los cambios espontáneos, el universo tiende hacia un estado de mayor desorden ΔS universo > 0 Para un proceso espontáneo Todos proceso espontáneo se produce con aumento en el desorden, se produce con aumento de entropía del universo Si el grado de desorden o entropía de un sistema aumenta durante un proceso, favorece la espontaneidad del mismo 19

20 Cambio de energía libre de Gibbs, ΔG 2 cantidades d termodinámicas i afectan la espontaneidad de una reacción: H y S ΔG nueva función termodinámica Energía libre de Gibbs Es una función de estado Gibbs demostró que si : ΔG < 0 la reacción es espontánea ΔG > 0 la reacción es no espontánea ΔG = 0 El sistema está en equilibrio ΔG Es una medida de la tendencia que tiene una reacción a producirse. 20

21 Las reacciones a P y T constantes, se producen espontáneamente en el sentido en que decrezca la energía libre del sistema. ΔG» =ΔH TΔS (a T y P cte) Energía útil máxima que puede obtenerse en un proceso, en forma de trabajo. La tendencia a producirse una reacción depende de 2 funciones: ΔH, debido a la formación y ruptura de enlaces, y ΔS que es el producto de un cambio en el orden del sistema. ΔG = ΔH -T ΔS 21

22 ΔH ΔS ΔG = ΔH -T ΔS Espontánea a toda T No espontánea a toda T a bajas T - a altas T Espontáneas - - -a bajas T + a altas T 22