1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1 er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 7.- Capacidad calorífica. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1 er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. Fundamentos de 5.- Entalpías estándar de formación. Termodinámica 6.- Entalpías de enlace. 7.- Capacidad calorífica. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Termodinámica: Rama de la Física que estudia el calor, el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1 er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. Aplicación a 5.- Entalpías estándar de formación. reacc. químicas: 6.- Entalpías de enlace. Termoquímica 7.- Capacidad calorífica. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido o absorbido en las reacciones químicas.
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo Tipos de sistemas Puede intercambiar Abierto Cerrado Aislado Materia Energía Materia Materia Energía
Los sistemas se presentan de diferentes formas ESTADOS caracterizados por VARIABLES termodinámicas (p.ej: T, P, V, m, ρ, composición química,...) Tipos de variables Intensivas No dependen de la cantidad de materia del sistema Ej: T, P, ρ No son aditivas Extensivas Dependen de la cantidad de materia del sistema Ej: m, V Son aditivas
1) Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todas las demás quedan automáticamente fijados. 2) Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produjo el cambio. ΔX = X final X inicial Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado (ej: PV = nrt)
Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo PROCESO termodinámico Tipos de procesos Isotermo (T = cte) Isóbaro (P = cte) Isócoro (V = cte) Adiabático (Q = 0) Cíclico (estado final = estado inicial) Reversible (sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio; un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir el proceso) Irreversible (Un cambio infinitesimal en las condiciones no produce un cambio de sentido en la transformación).
Energía: Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor. W > 0 W < 0 SISTEMA Q > 0 Q < 0
Unidad S.I.: Julio Trabajo de expansión/compresión de los gases dv P int P ext
Casos particulares 1) Expansión frente a una P ext constante 2) Expansión en el vacío P ext = 0 W = 0 El trabajo no es función de estado No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una energía en tránsito
Casos particulares 3) Expansión reversible isoterma de un gas ideal PV = nrt T = cte
Un sistema cede E en forma de Q si se tranfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno. Unidad S.I.: Julio 1 cal = 4.184 J El calor no es función de estado No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una energía en tránsito
E pot E cin? Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular) Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado? Función de estado Magnitud extensiva 1) Calentándolo calor 2) Realizando un trabajo ΔU = Q + W 1 er Principio de la Termodinámica
1 er Principio de la Termodinámica ΔU = Q + W Proceso a V = cte V 2 = V 1 dv=0 ΔU = Q + 0 = Q v Nuevo significado de ΔU Nos da una forma de determinar ΔU
H = U + PV Proceso a P = cte Entalpía (H) Función de estado Propiedad extensiva Unidades de energía Relación entre ΔH y ΔU ΔH = ΔU + Δ(PV) Si P=cte ΔH = ΔU + PΔV solo sól/líq ΔH ΔU
Reacciones químicas Exotérmicas (Q < 0) Endotérmicas (Q > 0) El calor de reacción se mide con un calorímetro Q v = ΔU = U prod - U reac Q p = ΔH = H prod - H reac Sí ΔH = ΔU + Δ(nRT) ΔH = ΔU + RTΔn ΔH = ΔU + Δ(PV) Intervienen gases? Si T=cte No ΔH ΔU
MÉTODOS PARA DETERMINARLA Método 1 Medir Q p con un calorímetro ΔH = -283 kj ΔH = -566 kj ΔH = +283 kj Método 2 Medir Q v con un calorímetro; ΔH = ΔU+RTΔn
ΔH =? ΔH = -393.5 kj Método 3 Ley de Hess El calor intercambiado cuando una reacción química se lleva a cabo a T y P constantes es el mismo tanto si la reacción ocurre en una etapa o en varias. ΔH = -393.5 kj ΔH = +283 kj Germain Henri Hess (1802-1850) ΔH = -110.5 kj H: función de estado
Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar. Entalpía de reacción estándar (ΔHº): ΔH cuando los reactivos en sus estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos. Entalpía estándar de formación (ΔH f º) de una sustancia: Entalpía estándar de reacción para la formación de un mol de la sustancia a partir de sus elementos en su estado más estable. (Unid: J mol -1 ) ΔH f º (C 2 H 5 OH, l) a 25ºC = -277.69 kj mol -1 ΔH f º (elemento en su estado más estable) = 0
Método 4 A partir de ΔH f º [Levine, pg 147] Tabular ΔH f º para cada sustancia
Método 5 A partir de entalpías de enlace Ojo! Método aproximado ESTIMACIÓN Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético. H H C H + Cl Cl H H H C Cl + H Cl H
Método 5 A partir de entalpías de enlace Ojo! Método aproximado ESTIMACIÓN Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético. H H C H + Cl Cl H H H C Cl + H Cl H
Entalpía de disociación de un enlace dado en una molécula determinada: Energía requerida para romper ese enlace en un mol de dichas moléculas en estado gaseoso a P cte. Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para romper enlaces similares en un gran número de moléculas diferentes. (Un mol; estado gaseoso; P cte) Tabular H H C H + Cl Cl H H H C Cl + H Cl H ΔH = 413 + 243 328 432 = 104 kj Ojo! * Método aproximado ESTIMACIÓN Fiabilidad: ± 10 kj como máximo * Sólo es aplicable a reacciones entre gases.
Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado. (Unid: J mol -1 K -1 ) Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado. (Unid: J g -1 K -1 ) Capacidad calorífica molar a P cte Capacidad calorífica molar a V cte
C p C v c Magnitudes intensivas Distintas para cada sustancia Función de T Cuál será el calor necesario para incrementar la T de n moles de una sustancia desde T 1 a T 2? A P cte: A V cte: Si C p =cte Si C v =cte
aa + bb cc + dd aa+bb T 2 ΔH 2 cc+dd T 2 ΔH 2 = ΔH + ΔH 1 + ΔH ΔH ΔH ΔH 1 aa+bb T 1 cc+dd T 1 ΔC p Ecuación de Kirchhoff
Si ΔC p =cte Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887)