Tema 5: Termoquímica. Contenidos

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1 Tema 5: Termoquímica Slide 1 of 50 Contenidos 5-1 Terminología 5-2 Energía en los procesos químicos 5-3 Energía cinética y temperatura 5-4 Calor de reacción 5-5 Primer principio de la termodinámica 5-6 Calores de reacción: ΔU and ΔH 5-7 Ley de Hess Diapositiva 2 de 45 1

2 Contenidos 5-8 Entalpía estándar de formación. 5-8 Combustibles como fuentes de energía 5-9 Entropía y Energía libre de Gibbs Diapositiva 3 de Terminología Sistema Ambiente o entorno Slide 4 of 50 2

3 Terminología Energía interna, U Capacidad iddde producir trabajo. bj Trabajo Fuerza por distancia. Eergía cinética Energía asociada al moviento. Diapositiva 5 de 45 Energía en los procesos químicos Slide 6 of 50 3

4 5.2.- Energía cinética y trabajo Energía cinética e k = 1 2 mv 2 [e k ] = kg m2 s 2 = J Trabajo w = Fd [w ] = kg m s 2 m = J Diapositiva 7 de 45 Energía potencial Energía Energía debida a la condición posición o composición Asociada a las fuerzas de atracción y repulsión entre objetos La energía puede cambiar de cnética a potencial Diapositiva 8 de 45 4

5 5.3- Energía y temperatura Energía térmica Energía cinética asociada al movimiento aleatorio de las moléculas Proporcional a la tmeperatura Es un apropiedad intensiva. Calor y trabajo qyw w. Cambios de energía Diapositiva 9 de 45 Calor de reacción Slide 10 of 50 5

6 Calor Energía transferida entres un sistema y el entorno como resultado de una difeencia de temperatura El calor fluye de los objetos más calientes a los más fríos. Se producen cambios en las temperaturas de los objetos Puede haber cambios de fase Diapositiva 11 de 45 Unidades de calor Caloría (cal) Cantidad d de calor necesaria para cambiar a temperatura de 1 gramo de agua 1 grado Celsius Julio (Joule) (J) Unidad en el SI 1 cal = J Diapositiva 12 de 45 6

7 Capacidad calorífica Calor necesario para cambiar la temperatura de un sistema 1 grado Capacidad calorífica molar El sistema está formado por 1 mol de sustancia. Calor específico c. El sistema está formado por un gramo de sustancia Capacidad calórica Masa x capacidad calorífica. q = mcδt q = CΔT Diapositiva 13 de 45 Conservación de la energía En interacciones entre un sistema y su entorno la energía total permanece constante No se crea ni se destruye q sistema + q entorno = 0 q sistema = -q entorno Diapositiva 14 de 45 7

8 Determinación del calor específico Diapositiva 15 de 45 Calor de reacción y calorimetría Energía química Contribuye a la energía interna del sistema Calor de reacción, q reac. Cantidad de calor intercambiada ente el sistema y el entorno cuando una reacción tiene lugar a temperatura constante Diapositiva 16 de 45 8

9 Calor de reacción Reacciones exotérmicas. Producen calor, q reac < 0. Reacciones endotérmicas. Consumen calor, q reac > 0. Calorímetro Dispositivo para medir cambios de calor. Slide 17 of 50 Bomba Calorimétrica q rxn = -q cal q cal = q bomb + q water + q wires + Define la capacidad calorífica de un calorímetro: q cal = Σ m i c i ΔT = C ΔT all i heat Slide 18 of 50 9

10 Primer principio de la termodinámica Slide 19 of 50 Trabajo Las reacciones químicas pueden producir trabajo. El gas formado empuja hacia l atmósfera the atmosphere. Hay cambio de volúmen Trabajo Presión-volúmen. Slide 20 of 50 10

11 Trabajo: Presión-volúmen w = F d = (P A) h = PΔV w = -P ext ΔV Diapositiva 21 de 45 Primer principio de la termodinámica Energía interna, U. Energía total (cinética y potencial) Translacional Rotacional Vibracional Atracciones intramoleculares l Energía química Electrones Slide 22 of 50 11

12 Primer principio de la termodinámica la energía interna de un sistema cambia se realiza trabajo sobre el sistema si intercambia calor con otro ΔU = q + w Ley de conservación de la energía La energía de un sistema aislado permanece constante Diapositiva 23 de 45 Primer principio de la termodinámica Diapositiva 24 de 45 12

13 Funciones de estado En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio energía interna (U) Presión (P) Temperatura (T) Volumen (P) Densidad (ρ) Diapositiva 25 de 45 Funciones de estado U es una función de estado No es fácilmente medible ΔU tienen un único valor entre dos estados. Es fácilmente medible. Diapositiva 26 de 45 13

14 Calor de reacción: ΔU e ΔH Reactivos Productos U i U f ΔU = U f -U i ΔU = q reac + w En un sistema a volumen constante: ΔU = q reac + 0 = q reac = q v Vivimos en un mundo a presión constante! cómo se relacionan q p y q v? Diapositiva 27 de 45 Calores de reacción Diapositiva 28 de 45 14

15 Calores de reacción q V = q P + w Sabemos que w = - PΔV y que ΔU = q P, por tanto: ΔU = q P -PΔV q P = ΔU + PΔV Todas estas son funciones de estado, por lo que definen una nueva función (Entalpía) H = U + PV ΔH = H f H i = ΔU + ΔPV Si trabajamos a presión y temperatura constante ΔH = ΔU + PΔV = q P Diapositiva 29 de 45 Comparando calores de reacción q P = -566 kj/mol = ΔH PΔV = P(V f V i ) = RT(n f n i ) = -2.5 kj ΔU = ΔH - PΔV = kj/mol = q V Diapositiva 30 de 45 15

16 Cambios de estado de la materia Entalpía molar de vaporización: H 2 O (l) () H 2 O(g) ΔH = 44.0 kj at 298 K Entalpía molar de fusión: H 2 O (s) H 2 O(l) ΔH = 6.01 kj at K Diapositiva 31 de 45 Estados estandard y entalpía estandard Estados estandard The pure element or compound at a pressure of 1 bar and at the temperature of interest Entalpía estándar de reacción, ΔH. The enthalpy change of a reaction in which all reactants and products are in their standard dstates. Diapositiva 32 de 45 16

17 Diagramas de entalpía Diapositiva 33 de 45 Determinación indirecta ΔH: Ley de Hess ΔH es una propiedad extensiva Los cambios de Entalpía son directamente proporcionales a la cantidad de sustancia del sistema. N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO(g) ½N 2 (g) + ½O 2 (g) NO(g) ΔH = kj ΔH = kj El signo de ΔH cambia cuando revierte el proceso NO(g) ½N 2 (g) + ½O 2 (g) ΔH = kj Diapositiva 34 de 45 17

18 Ley de Hess Si un proceso transcurre por etapas la variación total de la entalpía es la suma de las entalpías de los procesos individuales ½N 2 (g) + ½O 2 (g) NO(g) NO(g) + ½O 2 2(g) NO 2 2(g) ΔH = kj ΔH = kj ½N 2 (g) + O 2 (g) NO 2 (g) ΔH = kj Diapositiva 35 de 45 Esquema ley de Hess Diapositiva 36 de 45 18

19 Entalpías estándar de formación ΔH f Entalpía de la reacción de formación de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar Por definición la entalpía estándar de formación de un elemento puro es 0 Diapositiva 37 de 45 Entalpía estandard de formación Diapositiva 38 de 45 19

20 Entalpía estandar de formación Diapositiva 39 de 45 Entalpías estándar de reacción ΔH total = -2ΔH f NaHCO 3 + ΔH f Na2CO3 + ΔH f CO 2 + ΔH f H2O Diapositiva 40 de 45 20

21 Entalpía de reacción ΔH reac = ΔH f productos - ΔH f reactivos Diapositiva 41 de 45 Table 7.3 Enthalpies of Formation of Ions in Aqueous Solutions Diapositiva 42 de 45 21

22 Combustibles como fuentes de energía Combustibles fósiles. Combustión es exotérmica. Fuentes no renovables. Impacto medioambiental. Diapositiva 43 de 45 Entropía Procesos espontáneos Una vez que comienza, sigue su curso sin una influencia externa continua Entropía (S) Mide el grado de desorden que poseen las moléculas que integran un sistema Procesos espontáneos favorecidos por un H negativo favorecidos por un S positivo Diapositiva 44 de 45 22

23 Energía libre de Gibbs ΔG = ΔH - T ΔS Entalpía de reacción Temperatura (Kelvin) Variación de entropía o ΔG < 0 o ΔG = 0 o ΔG > 0 Proceso espontáneo Sistema en equilibrio Proceso no espontáneo Diapositiva 45 de 45 23