Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones

Presentación del tema: "Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones"— Transcripción de la presentación:

1 Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones

2 Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones
Enlace químico y estructura de la materia

3 Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones
Enlace químico y estructura de la materia Química general

4 ¿Desprende o absorbe calor?
¡Para el año que viene: el tema 7 plantearlo como equilibrio de fases con más de un componente! ¿Cuánto se produce? ¿Cuánto reacciona? ¿Desprende o absorbe calor? ¿Cuánto calor? Tema 2 Estequiometría Tema 3 Termoquímica Tema 4 Espontaneidad ¿Por qué se produce? ¿En qué dirección? Tema 5 Equilibrio Tema 11 Cinética Reacciones químicas ¿Cuándo se alcanza? ¿Cómo modificarlo? ¿Cómo de rápido va? ¿Cómo acelerarla? Tipos Tema 6 Eq. de fases Tema 9: Eq. solubilidad Tema 8: Eq. ácido-base Tema 10: Eq. redox Tema 7 Disoluciones

5 La energía de las reacciones químicas
Tema 3 La energía de las reacciones químicas

6 ¿Qué nos interesa de una reacción química?

7 CONTENIDO 1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos.
2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.

8 CONTENIDO Fundamentos de Termodinámica
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Fundamentos de Termodinámica 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.

9 CONTENIDO Aplicación a reacc. químicas: Termoquímica
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. Aplicación a reacc. químicas: Termoquímica 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 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.

10 1 CONCEPTOS BÁSICOS. SISTEMAS, VARIABLES Y PROCESOS.
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo Abierto Cerrado Aislado Tipos de sistemas Puede intercambiar Materia Energía

11 Intensivas Extensivas Tipos de variables
Los sistemas se presentan de diferentes formas Þ ESTADOS caracterizados por VARIABLES termodinámicas (p.ej: T, P, V, m, r, composición química, ...) Intensivas Extensivas Tipos de variables No dependen de la cantidad de materia del sistema Ej: T, P, r No son aditivas Dependen de la cantidad Ej: m, V Son aditivas

12 Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado
Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todas las demás quedan automáticamente fijados. 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. DX = Xfinal –Xinicial Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado (ej: PV = nRT)

13 Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo ß
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).

14 2 Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0 ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO.
1er PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. Energía: Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor. Criterio de signos SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0

15 TRABAJO Unidad S.I.: Julio
Trabajo de expansión/compresión de los gases Pint Pext dV [Levine, pg 42]

16 El trabajo no es función de estado
Casos particulares 1) Expansión frente a una Pext constante 2) Expansión en el vacío Pext = Þ W = 0 [Segal, pg 590] 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”

17 Casos particulares 3) Expansión reversible isoterma de un gas ideal
PV = nRT T = cte

18 El calor no es función de estado
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 = J 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” El calor no es función de estado

19 1er Principio de la Termodinámica
ENERGÍA INTERNA Epot Ecin ? Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular) Función de estado Magnitud extensiva ¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado? Calentándolo Þ calor Realizando un trabajo 1er Principio de la Termodinámica DU = Q + W

20 1er Principio de la Termodinámica
DU = Q + W 1er Principio de la Termodinámica Proceso a V = cte V2 = V dV=0 DU = Q + 0 = Q Þ v Nuevo significado de DU Nos da una forma de determinar DU

21 3 ENTALPÍA. Función de estado Entalpía Propiedad extensiva H = U + PV
Unidades de energía Proceso a P = cte Relación entre DH y DU sól/líq solo DH = DU + D(PV) DH = DU + PDV DU Si P=cte

22 4 CALOR DE REACCIÓN. LEY DE HESS. Reacciones químicas
Exotérmicas (Q < 0) Endotérmicas (Q > 0) El calor de reacción se mide con un calorímetro [Petrucci, pg 227] Qv = DU = Uprod - Ureac Qp = DH = Hprod - Hreac DH = DU + D(PV) DU ¿Intervienen gases? No Sí DH = DU + D(nRT) DH = DU + RTDn Si T=cte

23 MÉTODOS PARA DETERMINARLA
Entalpía de reacción Incremento de entalpía que tiene lugar durante la reacción MÉTODOS PARA DETERMINARLA Método 1 Medir Qp con un calorímetro DH = -283 kJ DH = -566 kJ DH = +283 kJ Método 2 Medir Qv con un calorímetro; DH = DU+RTDn

24 Método 3 Germain Henri Hess Ley de Hess DH = ? DH = -393.5 kJ
( ) 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. DH = kJ DH = +283 kJ DH = kJ H: función de estado

25 5 ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN.
Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar. Entalpía de reacción estándar (DHº): DH cuando los reactivos en sus estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos. Entalpía estándar de formación (DHfº) 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) DHfº (C2H5OH, l) a 25ºC = kJ×mol-1 DHfº (elemento en su estado más estable) = 0

26 Método 4 A partir de DHfº Tabular DHfº para cada sustancia
[Levine, pg 147] Tabular DHfº para cada sustancia

27 6 ENTALPÍAS DE ENLACE. Método 5 H H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado Þ 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 C H Cl Cl H C Cl H Cl H

28 6 ENTALPÍAS DE ENLACE. Método 5 H H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado Þ 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 C H Cl Cl H C Cl H Cl H

29 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) Þ Tabular H C H Cl Cl H C Cl H Cl H DH = – 328 – 432 = –104 kJ ¡Ojo! * Método aproximado Þ ESTIMACIÓN Fiabilidad: ± 10 kJ como máximo * Sólo es aplicable a reacciones entre gases.

30 7 CAPACIDAD CALORÍFICA. 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

31 Magnitudes intensivas Distintas para cada sustancia Función de T
Cp Cv 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 T1 a T2? A P cte: Si Cp=cte Si Cv=cte A V cte:

32 8 VARIACIÓN DE LA ENTALPÍA DE REACCIÓN CON LA TEMPERATURA.
aA + bB ® cC + dD aA+bB T2 cC+dD T1 cC+dD T2 aA+bB T1 DH¢ DH¢¢ DH2 DH1 DH2 = DH¢+ DH1+ DH¢¢ DCp Ecuación de Kirchhoff

33 Gustav Robert Kirchhoff
( ) Si DCp=cte