Unidad 4 Termoquímica

Transcripción

1 Unidad 4 Termoquímica

2 Termoquímica Ciencia que estudia la relación existente, entre la energía en sus diversas formas, y los procesos químicos. Parte de la Termodinámica, ciencia más amplia que se ocupa de la relación entre el calor y otras clases de energía, así como el uso eficiente de los recursos energéticos

3 Termodinámica Termoquímica

4 Termoquímica La energía del Universo es constante El desorden del Universo está aumentando constantemente

5 1. Energía 1.1. DEFINICIÓN: Capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo 1.2. FUNDAMENTO: PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE ENERGÍA La energía ni se crea ni se destruye, tan solo se transforma Unidad 6. Termoquímica 5

6 1. Energía 1.3.TIPOS DE ENERGÍA UNIDADES 1cal = 4,184J Cinética Potencial mecánica Térmica Electromagnética Nuclear Química : por uniones entre átomos iones y moléculas que forman una sustancia Unidad 6. Termoquímica 6

7 1. Energía 1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA Trabajo Trabajo = Fuerza desplazamiento= F Δ x cosα magnitud escalar Es un caso importante de trabajo, TRABAJO POR EXPANSIÓN-COMPRESIÓN En gases W expansión-compresión = - p Δ V Δ V > 0 W < 0 Δ V < 0 W > 0 En sólidos y líquidos Δ V =0 W expansión-compresión =0 Unidad 6. Termoquímica 7

8 1. Energía 1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA Calor Calor = Transferencia de energía térmica natural o espontánea entre dos cuerpos que están a temperatura diferente Energía térmica: se mide con la T Efectos físicos: é o ê T q presión constante = m c p Δ T C, capacidad calorífica q volumen constante = m c v Δ T C=m c q cambio de fase = m L= Δ H cambio de fase L, calor latente de cambio de estado H, entalpía Unidad 6. Termoquímica 8

9 2.Fundamentos de la Termodinámica 2.1.Sistemas termodinámicos Partes del universo, el resto es entorno Abiertos transfieren Q y materia Cerrados transfieren Q y nada de materia Aislados no transfieren Q ni materia 2.2. Delimitaciones. Existen paredes que delimitan los sistemas, éstas pueden ser: Adiabáticas: que no dejan pasar calor Conductoras o diatermas: dejan pasar calor Rígidas: no permiten modificaciones del volumen del sistema Unidad 6. Termoquímica 9

10 2.Fundamentos de la Termodinámica 2.3.Estado de un sistema Se utilizan valores que caracterizan sus propiedades físicas y químicas más importantes. El conjunto define ESTADO DEL SISTEMA Valores= propiedades macroscópicas generales a. Intensivas: no dependen de la cantidad de materia, ni del tamaño * densidad * temperatura * concentración b. Extensivas: dependen de la cantidad de materia y el tamaño * masa * volumen Unidad 6. Termoquímica 10

11 2.Fundamentos de la Termodinámica Estado de equilibrio La termodinámica estudia el estado final e inicial del sistema. Para nada se ocupa de cómo se han llevado a cabo los pasos Funciones de estado Energía interna U Entalpía H Entropía S Unidad 6. Termoquímica 11

12 3.Primer principio de la Termodinámica Valor característico para cada estado y aumenta cuando absorbe calor o soporta un trabajo ENERGÍA INTERNA U Δ U = q + W Suma de energía potencial y cinética de las partículas que componen el sistema Unidad 6. Termoquímica 12

13 3.Primer principio de la termodinámica PROCESO ISOCORO Q V calor a volumen constante Δ U = q V W=0 Δ U = q pδv q V es función de estado PROCESO ISOBÁRICO Q P calor a presión constante Con el 1er ppio tenemos Q P = Δ U + pδ V= (U 2 -U 1 ) + (pv 2 pv 1 )= (U 2 + pv 2 ) (U 1 +pv 1 ) Δ Η = q p q p es función de estado Entalpía de reacción Función de estado H = U + p V Propiedad extensiva Unidades de energía Unidad 6. Termoquímica 13

14 3.Primer principio de la Termodinámica PROCESO ISOTERMO Δ U = q pδv T= cte Δ U = 0 q= -W PROCESO ADIABÁTICO Q= 0 Δ U = W Representaciones gráficas de los procesos Transformaciones-termodinámicas.html Unidad 6. Termoquímica 14

15 3.Primer principio de la Termodinámica RELACIÓN Δ U, Δ Η Δ Η = Δ U + pδ V Reacciones entre fases condesadas (sól y líq) Δ V = 0 Δ Η r = Δ U r q p = q V Reacciones donde intervienen gases Si T cte y con gases de comportamiento ideal Δ Η ρ = Δ U r + Δn R Τ= q p = q V + Δn R Τ Unidad 6. Termoquímica 15

16 4.Termoquímica 4.1Termoquímica Estudia los cambios de calor que se dan en las reacciones químicas Δ H r = H (productos) H (reactivos) Ya que casi siempre las reacciones transcurren en condiciones a presión constante Si Δ H r >0 Endotérmica Si Δ H r <0 Exotérmica Unidad 6. Termoquímica 16

17 4.Termoquímica 4.2.Ecuaciones termoquímicas Ecuación química ajustada en la que se dan expresamente, y a la derecha de ella, los parámetros termodinámicos, generalmente la entalpía de la reacción 4.3.Entalpía molar Entalpía referida a 1 mol de la sustancia en cuestión, reactivo o producto. Unidades: J/mol o kj/mol. Si invertimos la ecuación termoquímica, el valor de la entalpía cambia de signo. Unidad 6. Termoquímica 17

18 4.4.Condiciones estándar 4.Termoquímica La entalpía viene condicionada por las condiciones en las que se lleve a cabo la Reacción. Cuando no se indica nada se supone unas condiciones estándar Δ H r º p= 1 bar= 10 5 Pa=0,987 atm por considerarse despreciable el error p 1 atm En mezcla de gases p parcial(gas) =p estándar No hay una T estándar, casi siempre se refieren a 25ºC Cada sust se encuentra en el estado de agregación más estable a 1bar y T de trabajo (a la que se lleva la reacción) En sólidos se especifica la variedad alotrópica más estable en esas condiciones. Para sust en disolución, el estado estándar se refiere a una concentración 1M Unidad 6. Termoquímica 18

19 4.5.Diagrama entálpico 4.Termoquímica Representación gráfica esquemática del cambio de entalpía una reacción química Unidad 6. Termoquímica 19

20 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.1.Ley de Hess Δ H r depende solo de los estados finales e iniciales. Su valor es el mimsmo e independiente de que la reacción transcurra en una o varias etapas. Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma algebraica de las entalpías de las reacciones parciales Unidad 6. Termoquímica 20

21 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.2.Aplicación. Ciclo de Born-Haber ΔH f º= ΔH 1 º+ΔH 2 º+ΔH 3 º+Δ 4 º+ΔH 5 º E r = ΔH 5 º E r =ΔH f º-(ΔH 1 º+ΔH 2 º+ΔH 3 º+Δ 4 º) 21

22 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.3.Entalpías de formación No se puede determinar valores absolutos de entalpía. Sí variaciones. Pero se hace necesario partir de un valor referencial, es decir un cero en la escala. La entalpía de formación para elementos puros es 0 ΔH f º(ele puro)=0 En elementos sólidos se elegirá la variedad más estable Unidad 6. Termoquímica 22

23 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.3.Entalpías de formación La entalpía estándar de formación de una sustancia ΔH f º, se define: Variación de entalpía que acompaña a un mol de sustancia en estado estándar a partir de sus elementos componentes, igualmente en sus estados estándares Varía con la T, pero casi siempre se elige 25ºC, 298,15 K (tablas) Unidad 6. Termoquímica 23

24 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.4.Entalpías de reacción y energía de enlace Cálculo de entalpías de reacción Δ H 0 r = Σ n Δ H 0 f (productos) - Σ m Δ H 0 f (reactivos) Resolución de un problema v=5vpfbtala_m&feature=player_embedded Energías de enlace Δ H r 0 = Σ (Energía enlaces rotos) - Σ (Energía enlaces formados) Unidad 6. Termoquímica 24

25 6.Segundo principio de la termodinámica 6.0. Análisis previo Hemos relacionado diferentes tipos de energía: Energía interna, entalpía de reacción, energías en tránsito como calor y trabajo. Y qué pasa con la espontaneidad? Generalmente cuando ΔΗ < 0 suelen ser espontáneas, pero no siempre. El paso de hielo a agua, es espontáneo y sin embargo es endotérmico. Ha de haber algún otro término a considerar Unidad 6. Termoquímica 25

26 6.Segundo principio de la termodinámica 6.1.Concepto de entropía Nueva función de estado con el 2º ppio de la termodinámica ENTROPÍA Medida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía Δ S sistema = q/ T 26

27 6.Segundo principio de la termodinámica 6.1.Concepto de entropía En cambios de estado S sólido < S líquido <S gas Disoluciones S disolución >S disolvente + S soluto Mezcla de gases S (mezcla gaseosa) > ΣS (gases puros) Aumento de temperatura. Todas las sustancias aumentan su entropía con el aumento de T S (T1) < S (T2) Siendo T 1 < T 2 ENTROPÍA Medida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía Δ S sistema = q/ T 27

28 6.Segundo principio de la termodinámica 6.2.Enunciado del 2º PPIO En todo proceso espontáneo la entropía del universo aumenta. Δ S total= Δ S universo = (S sistema + S entorno ) > 0 No hay oposición a que la S de un sistema disminuya. Sobra con que salga calor de él. Fíjate en la variación global del universo Unidad 6. Termoquímica 28

29 6.Segundo principio de la termodinámica 6.3.Entropías absolutas El tercer ppio de la termodinámica establece que la S de una sustancia pura, en su forma más estable, formando una red sólida cristalina si defectos, es cero en el cero absoluto de temperatura (a T =0K) S cristal perfecto a 0K = 0 Cálculo de la variación de entropía de una reacción química Δ S r 0 = Σ n S 0 (productos) - Σ m S 0 (reactivos) En tablas se detallan las entropías molares estándar J /(mol K) (todas ellas son positivas, siempre > 0) Vídeo termodinámica Unidad 6. Termoquímica 29

30 7.Espontaneidad de las reacciones químicas El aumento de entropía para un sistema químico no es condición que asegure la espontaneidad o no del proceso. Incluso puede ser imposible de aplicar al no poder conocer todas las interacciones del sistema con su entorno 7.1. La energía de Gibbs Contempla las tres variables de estado G = H T S En todo proceso espontáneo a p y T constantes, la energía libre de Gibbs disminuye Δ G< 0 Unidad 6. Termoquímica 30

31 7.Espontaneidad de las reacciones químicas 7.2. Energías libres de formación De la misma forma que se han visto ΔHº f, para calcular la entalpía d elas reacciones, se define ahora, para cada sustancia: la energía libre estándar de formación Δ Gº f La energía libre estándar de formación de los elementos puros es nula. El resto se detalla en tablas Cálculo de la variación de energía libre de una reacción química Δ G r 0 = Σ n Δ G 0 f (productos) - Σ m ΔG0 f (reactivos) Unidad 6. Termoquímica 31

32 7.Espontaneidad de las reacciones químicas 7.3.Espontaneidad de los procesos Comprueba cómo varía G %BDa-libre-de-Gibbs.html-UhKFniYm-GrQSUxC2VSs?referrer=hlnk Unidad 6. Termoquímica 32