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TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA

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Presentación del tema: "TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA"— Transcripción de la presentación:

1 TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA
Basado en el trabajo del Prof. Víctor Batista Universidad de Yale

2 Termodinámica yTermoquímica Calor, trabajo y funciones de estado
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3 Química y Energía ENERGÍA es la capacidad de realizar trabajo o transferir calor CALOR es una forma de energía que fluye entre dos cuerpos que tienen distinta temperatura. Existen otras formas: electromagnética eléctrica cinética potencial

4 Química y Energía La combustión de unos pocos maníes aporta suficiente energía como para llevar a ebullición el agua del recipiente “La energía del azúcar” (la sacarosa reacciona con el clorato de potasio, KClO3, un agente oxidante fuerte)

5 Química y Energía En estas reacciones se favorece la formación de los productos. Esto significa que transcurre en forma casi completa desde los reactivos hacia los productos

6 2 H2(g) + O2(g) ---> 2 H2O(g) + calor y luz
Química y Energía 2 H2(g) + O2(g) ---> 2 H2O(g) + calor y luz Esta reacción puede utilizarse para generar ENERGÍA ELÉCTRICA en una célula de combustible. Oxidación: 2 H2 ---> 4 H e- Reducción: 4 e- + O H2O ---> 4 OH-

7 Energía potencial y cinética
Es la energía que posee un cuerpo en virtud de su posición.

8 La Energía potencial a escala atómica
Las partículas positivas y negativas conocidas como iones se atraen entre sí. Los átomos forman enlaces Cuando estas partículas se acercan, la energía potencial disminuye. NaCl (compuesto por iones Na+ y Cl-)

9 La Energía potencial a escala atómica
Las partículas positivas y negativas conocidas como iones se atraen entre sí. Los átomos forman enlaces Cuando estas partículas se acercan, la energía potencial disminuye.

10 Energía potencial y cinética
Energía cinética: Energía asociada al movimiento de los cuerpos

11 Energía potencial y cinética
Energía cinética: Energía asociada al movimiento de los cuerpos

12 Energía interna (U) EP + EC = Energía interna (U)
La energía interna de un sistema depende de: el n° de partículas el tipo de partículas la temperatura

13 EP + EC = Energía interna (U)

14 Energía interna (U) A mayor temperatura, mayor energía interna.
Por ello, utilizamos los cambios en T (∆T) para monitorear los cambios en U (∆U).

15 El calor se transfiere hasta que se alcanza el equilibrio térmico.
Termodinámica Es la rama de la física que se ocupa de los efectos de los intercambios de calor. La energía térmica está asociada al movimiento molecular El calor se transfiere hasta que se alcanza el equilibrio térmico.

16 Direccionalidad de la transferencia del calor
El calor se transfiere espontáneamente desde un cuerpo más “caliente” (a mayor T) hacia otro más “frío” (a menor T) En un proceso exotérmico el calor se transfiere desde el sistema hacia el entorno.

17 Direccionalidad de la transferencia
del calor El calor se transfiere espontáneamente desde un cuerpo más “caliente” (a mayor T) hacia otro más “frío” (a menor T) En un proceso endotérmico el calor se transfiere desde el entorno hacia el sistema.

18 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA
Química y energía Toda la termodinámica se basa en 4 principios. El primero es conocido como: LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA La energía debe conservarse en una reacción química Si la EP de los productos es menor que la de los reactivos, la diferencia debe correspondera a la EC

19 Cambios de energía en los procesos químicos
La EP del sistema disminuye. La EC aumenta. Por lo tanto, T debe aumentar.

20 Unidades de energía 1 cal = 4.184 joules
James Joule 1 caloría = calor requerido para elevar la T de 1.00 g de H2O en 1.0 oC. 1000 cal = 1 kilocaloría = 1 kcal La caloría es una unidad usual que tiende a ser sustituída por el JOULE, la unidad de energía del SI 1 cal = joules

21 CAPACIDAD CALORÍFICA Es el calor requerido para elevar la T de un cuerpo en 1 ˚C. ¿Cuál tiene mayor capacidad calorífica?

22 Calor específico Q = m x ce x T
¿Cuánta energía es transferida cuando se produce un cambio de temperatura? El calor (Q) “perdido” o “ganado” depende de: a) La masa de la muestra (m) La variación de temperatura (T) c) El calor específico del material de la muestra (ce) Q = m x ce x T

23 Calor específico Sustancia Ce (J/g•K) H2O 4.184 Ethilen glicol 2.39
Vidrio Agua Aluminio ATENCIÓN: El ce varía con el estado de agregación del material El vidrio no es en realidad una sustancia

24 Calor específico Q = m x ce x T
Una masa de 25.0 g de Al se enfría de 310 oC a 37 oC. ¿Cuánta energía térmica fue transferida por el Al al ambiente? Q = m x ce x T

25 donde ∆T = Tfinal - Tinicial El proceso es exotérmico
Calor específico Una masa de 25.0 g de Al se enfría de 310 oC a 37 oC. ¿Cuánta energía térmica fue transferida por del Al al ambiente? Q = m x ce x T donde ∆T = Tfinal - Tinicial Q = (0.897 J/g•K)(25.0 g)( )K Q = J Note que el signo negativo de Q indica que el calor fue transferido por el aluminio. El proceso es exotérmico

26 Calor intercambiado sin cambios en el estado de agregación
Q = m x ce x T

27 Calor intercambiado con cambios en el estado de agregación
Involucran transferencia de energía a T constante Hielo J/g (calor de fusión) -----> agua líquida Q = (calor de fusión)(masa)

28 Calor intercambiado en cambios de estado de agregación
Líquido ---> Vapor La vaporización requiere energía (calor). Esa es la razón por la cual a) Sentimos frío al salir del agua Usamos agua para apagar el fuego + energía

29 Curva de calentamiento del agua
vaporización calentamiento La T permanece constante durante los cambios de estado fusión

30 Calor y cambios de estado
¿Cuánto calor se necesita para llevar 500. g de hielo a vapor a 100 oC? Calor de fusión del agua = 333 J/g Calor específico del agua = 4.2 J/g•K Calor de vaporización del agua = 2260 J/g +333 J/g +2260 J/g

31 Calor y cambios de estado
¿Cuánto calor se necesita para llevar 500 g de hielo a vapor a 100 oC? 1. Para fundir el hielo Q1 = (500 g)(333 J/g) = x 105 J 2. Para llevar el agua líquida de 0 oC a 100 oC Q2 = (500. g)(4.2 J/g•K)( )K = 2.1 x 105 J 3. Para evaporar el agua a 100 oC Q = (500. g)(2260 J/g) = x 106 J Q total = 1.51 x 106 J = 1510 kJ

32 Reactividad química ¿Por qué ocurren las reacciones químicas? ¿Cómo ocurren? La primera pregunta la responde la TERMODINÁMICA la segunda, la CINÉTICA QUÍMICA. Ya vimos que existen fuerzas capaces de favorecer la formación de los productos: • formación de un precipitado • producción de gases • producción de H2O en reacciones ácido-base • transferencia de electrones en una batería

33 Reactividad química Pero la energía transferida también nos permite predecir el sentido de la reacción. En general, las reacciones que transfieren energía al entorno (exotérmicas) favorecen la obtención de los productos Por lo tanto, consideremos la transferencia de calor en los procesos químicos.

34 Calor intercambiado en procesos físicos
CO2 (s, -78 oC) ---> CO2 (g, -78 oC) El calor es transferido del entorno al sistema en un proceso endotérmico.

35 Calor intercambiado en procesos físicos
CO2 (s, -78 oC) ---> CO2 (g, -78 oC) Ordenamiento regular de moléculas en el sólido > moléculas en fase gaseosa Las moléculas de gas tienen –promedialmente- mayor energía cinética que las del sólido.

36 ∆E = E(final) - E(inicial)
Diagrama energético para la transferencia de calor analizada CO2 (gas) ∆E = E(final) - E(inicial) = E(gas) - E(sólido) CO2 (sólido)

37 Calor intercambiado en procesos físicos
CO2 (s, -78 oC) ---> CO2 (g, -78 oC) ¡Dos fenómenos han ocurrido! Las moléculas de CO2 aumentaron su energía cinética. Pero además, fue realizado un TRABAJO cuando el sistema se expandió “empujando” a la atmósfera .

38 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
Calor intercambiado ∆U = Q w Trabajo Variación de la energía interna ¡La energía se conserva!

39 ∆U = Q + W SISTEMA Calor absorbido (endotérmico), Q>0
Calor liberado (exotérmico), Q<0 SISTEMA ∆U = Q + W Trabajo recibido (W>0) Trabajo realizado (W<0)

40 ENTALPÍA ∆H = Hfinal - Hinicial
La mayoría de las reacciones químicas ocurren a P constante. Por lo tanto: Calor intercambiado a P constante = Qp Qp = ∆H donde H = entalpía Y como ∆U = ∆H + W (y W suele ser pequeño) ∆H = calor intercambiado a P constante ≈ ∆E ∆H = Hfinal - Hinicial

41 ENTALPÍA ∆H = Hfinal - Hinicial El proceso es ENDOTÉRMICO
Si Hfinal > Hinicial , entonces ∆H es positivo El proceso es ENDOTÉRMICO Si Hfinal < Hinicial , entonces ∆H es negativo El proceso es EXOTÉRMICO

42 ENTALPÍA Considere la formación de agua H2(g) + 1/2 O2(g) --> H2O(g) kJ Reacción exotérmica — el calor es un “producto” y ∆H = – kJ

43 ENTALPÍA Obtener H2O líquida a partir de H2 y O2 implica dos pasos exotérmicos. H2 + O2 gas H2O vapor H2O líquida

44 ENTALPÍA Obtener H2O líquida a partir de H2 y O2 implica dos pasos exotérmicos. H2(g) + 1/2 O2(g) ---> H2O(g) kJ H2O(g) ---> H2O(liq) + 44 kJ H2(g) + 1/2 O2(g) ---> H2O(liq) kJ LEY DE HESS: Si una reacción puede plantearse como la suma de dos o más reacciones, su ∆H neto es la suma de los ∆H de cada una tales reacciones

45 Ley de Hess y diagramas de energía
La formación de H2O puede ocurrir en uno o dos pasos. ∆Htotal es el mismo, no importa en cuantos pasos ocurra el proceso.

46 Ley de Hess y diagramas de energía
La formación de CO2 puede ocurrir en uno o dos pasos. ∆Htotal es el mismo, no importa en cuantos pasos ocurra el proceso.

47 ∆H por un camino = ∆H por otro camino
Ésto es válido porque ∆H es una FUNCIÓN DE ESTADO Éstas dependen únicamente del estado del sistema y no de cómo el sistema llegó a tal estado V, T, P, energía … y tu cuenta bancaria, son funciones de estado A diferencia de V, T, y P, no podemos medir el valor absoluto de H. Sólo podemos medir ∆H.

48 Variación de entalpía estándar
Muchos valores de ∆H son expresados como ∆Ho Significa que ∆H fue medido en condiciones estándar: P = 1 bar = 105 Pa = 1 atm / Concentration = 1 mol/L T = 25 oC Con todas las especies en su estado estándar: Por ejemplo: C (grafito), O2(g) , Br (l), etc.

49 ∆Ho Depende de cómo fue escrita la ecuación y de los estados de los reactivos y productos H2(g) + 1/2 O2(g) --> H2O(g) ∆H˚ = -242 kJ 2 H2(g) + O2(g) --> 2 H2O(g) ∆H˚ = -484 kJ H2O(g) --> H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H˚ = +242 kJ H2(g) + 1/2 O2(g) --> H2O(l) ∆H˚ = -286 kJ

50 ∆Hfo (entalpía molar de formación estándar)
Es el cambio de entalpía que acompaña la formación de un mol de una sustancia en estado estándar a partir de los elementos que la constituyen en estado estándar

51 ∆Hfo (entalpía molar de formación estándar)
H2(g) + 1/2 O2(g) --> H2O(g) ∆Hfo (H2O, g)= kJ/mol Por definición: ∆Hfo = 0 , para un elemento en su estado estándar

52 (la mezcla de los productos se conoce
Uso de tablas de ∆Hfo Supongamos que queremos conocer el ∆Ho de la reacción: H2O(g) C(grafito) --> H2(g) CO(g) (la mezcla de los productos se conoce como “gas de agua”)

53 Uso de tablas de ∆Hfo H2O(g) + C(grafito) --> H2(g) + CO(g)
En tablas encontramos: H2(g) + 1/2 O2(g) --> H2O(g) ∆Hf˚ = kJ/mol C(s) + 1/2 O2(g) --> CO(g) ∆Hf˚ = kJ/mol

54 Uso de tablas de ∆Hfo H2O(g) + C(grafito) --> H2(g) + CO(g)
H2O(g) --> H2(g) + 1/2 O2(g) ∆Ho = 242 kJ C(s) + 1/2 O2(g) --> CO(g) ∆Ho = -111 kJ H2O(g) + C(grafito) --> H2(g) + CO(g) ∆Honeto = 131 kJ Obtener gas de agua a partir de agua y grafito, en la relación indicada en la ecuación requiere de 131 kJ de energía. La reacción es ENDOtérmica.

55 ∆Horeacc =  ∆Hfo (productos) -  ∆Hfo (reactivos)
Uso de tablas de ∆Hfo ¿∆H de reacción? En general, si conocemos todos los ∆Hfo de reactivos y productos: ∆Horeacc =  ∆Hfo (productos) -  ∆Hfo (reactivos) Recuerde que siempre: ∆ = final – inicial

56 Uso de tablas de ∆Hfo Calcular el calor de combustión del metanol; o lo que es lo mismo, el ∆Horeacc para: CH3OH(g) + 3/2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(g) ∆Horeacc =  ∆Hfo (prod) -  ∆Hfo (react)

57 Uso de tablas de ∆Hfo CH3OH(g) + 3/2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(g)
∆Horeacc =  ∆Hfo (prod) -  ∆Hfo (react) ∆Horeacc = ∆Hfo (CO2) + 2 ∆Hfo (H2O) - {3/2 ∆Hfo (O2) + ∆Hfo (CH3OH)} = ( kJ) + 2 ( kJ) - {0 + ( kJ)} ∆Horeacc = kJ por mol de metanol

58 Midiendo el calor de reacción
CALORIMETRÍA Midiendo el calor de reacción A volumen constante: La “Bomba calorimétrica” Se quema una muestra en forma completa. Se mide el calor intercambiado con el líquido calorimétrico (agua). Se deduce el ∆U de la reacción.

59 CALORIMETRÍA Qreacción + Qagua + Qbomba = 0
Parte del calor de reacción se transfiere al agua Qagua = (magua)(Ceagua)(∆Tagua) Parte del calor de reacción se transfiere a la “bomba” Qbomba = (Cbomba)(∆Tbomba) Qreacción + Qagua + Qbomba = 0

60 Determinando el calor de reacción
CALORIMETRÍA Determinemos el calor de combustión del octano: C8H /2 O2 --> 8 CO H2O • Se queman en la “bomba” 1.00 g de octano La temperatura sube de °C a oC El calorímetro contiene 1200 g de agua La capacidad calorífica de la bomba es 837 J/K

61 Determinando el calor de reacción
CALORIMETRÍA Paso 1 Calcular el calor transferido al agua. Qagua = (4.184 J/g•K)(1200 g)(8.20 K) = 41,170 J Paso 2 Calcular el calor transferido a la bomba. Qbomba= (Cbomba)(∆T) Qbomba = (837 J/K)(8.20 K) = 6860 J Paso 3 Determinar el calor de reacción 41,170 J J + Qcomb = 0 Qcomb (para 1,0 g de octano) = kJ/g

62 TRADUCCIÓN Y ADECUACIÓN


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