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

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2 1 TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA Basado en el trabajo del Prof. Víctor Batista Universidad de Yale Basado en el trabajo del Prof. Víctor Batista Universidad de Yale

3 2 Termodinámica yTermoquímica Calor, trabajo y funciones de estado

4 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: electromagnéticaelectromagnética eléctricaeléctrica cinéticacinética potencialpotencial

5 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, KClO 3, un agente oxidante fuerte)La energía del azúcar (la sacarosa reacciona con el clorato de potasio, KClO 3, un agente oxidante fuerte)

6 5 Química y Energía En estas reacciones se favorece la formación de los productos.En estas reacciones se favorece la formación de los productos. Esto significa que transcurre en forma casi completa desde los reactivos hacia los productosEsto significa que transcurre en forma casi completa desde los reactivos hacia los productos

7 6 Química y Energía 2 H 2 (g) + O 2 (g) --- > 2 H 2 O(g) + calor y luz Esta reacción puede utilizarse para generar ENERGÍA ELÉCTRICA en una célula de combustible. Oxidación: 2 H > 4 H e - Reducción: 4 e - + O H 2 O --- > 4 OH -

8 7 Energía potencial y cinética Energía potencial: Es la energía que posee un cuerpo en virtud de su posición.

9 8 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. La Energía potencial a escala atómica NaCl (compuesto por iones Na + y Cl - )

10 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.

11 10 Energía potencial y cinética Energía cinética: Energía asociada al movimiento de los cuerpos

12 11 Energía potencial y cinética Energía cinética: Energía asociada al movimiento de los cuerpos

13 12 Energía interna (U) EP + EC = Energía interna (U)EP + EC = Energía interna (U) La energía interna de un sistema depende de:La energía interna de un sistema depende de: el n° de partículasel n° de partículas el tipo de partículasel tipo de partículas la temperaturala temperatura

14 13 Energía interna (U) EP + EC = Energía interna (U)EP + EC = Energía interna (U)

15 14 Energía interna (U) A mayor temperatura, mayor energía interna.A mayor temperatura, mayor energía interna. Por ello, utilizamos los cambios en T (T) para monitorear los cambios en U (U).Por ello, utilizamos los cambios en T (T) para monitorear los cambios en U (U).

16 15 TermodinámicaTermodinámica 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.

17 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 exo térmico el calor se transfiere desde el sistema hacia el entorno.

18 17 El calor se transfiere espontáneamente desde un cuerpo más caliente (a mayor T) hacia otro más frío (a menor T) En un proceso endo térmico el calor se transfiere desde el entorno hacia el sistema. Direccionalidad de la transferencia del calor

19 18 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 químicaLa 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 ECSi la EP de los productos es menor que la de los reactivos, la diferencia debe correspondera a la EC

20 19 Cambios de energía en los procesos químicos La EP del sistema disminuye. La EC aumenta. Por lo tanto, T debe aumentar.

21 20 Unidades de energía 1 caloría = calor requerido para elevar la T de 1.00 g de H 2 O en 1.0 o C 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 James Joule

22 21 CAPACIDAD CALORÍFICA Es el calor requerido para elevar la T de un cuerpo en 1 ˚C. ¿Cuál tiene mayor capacidad calorífica?

23 22 Calor específico ¿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) b)La variación de temperatura ( T) c) El calor específico del material de la muestra (c e ) T Q = m x c e x T

24 23 Calor específico Sustancia Ce (J/gK) H 2 O4.184 Ethilen glicol2.39 Al0.897 Vidrio0.84 Aluminio Agua ATENCIÓN: El ce varía con el estado de agregación del material El vidrio no es en realidad una sustancia

25 24 Calor específico Una masa de 25.0 g de Al se enfría de 310 o C a 37 o C. ¿Cuánta energía térmica fue transferida por el Al al ambiente? T Q = m x c e x T

26 25 Calor específico Una masa de 25.0 g de Al se enfría de 310 o C a 37 o C. ¿Cuánta energía térmica fue transferida por del Al al ambiente? donde T = T final - T inicial Q = (0.897 J/gK)(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 Note que el signo negativo de Q indica que el calor fue transferido por el aluminio. El proceso es exotérmico T Q = m x c e x T

27 26 Calor intercambiado sin cambios en el estado de agregación T Q = m x c e x T

28 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)

29 28 Calor intercambiado en cambios de estado de agregación La vaporización requiere energía (calor). Esa es la razón por la cual a)Sentimos frío al salir del agua b)Usamos agua para apagar el fuego + energía Líquido --- > Vapor

30 29 calentamiento vaporización fusión Curva de calentamiento del agua La T permanece constante durante los cambios de estado

31 30 Calor de fusión del agua = 333 J/g Calor específico del agua = 4.2 J/gK Calor de vaporización del agua = 2260 J/g Calor de fusión del agua = 333 J/g Calor específico del agua = 4.2 J/gK Calor de vaporización del agua = 2260 J/g ¿Cuánto calor se necesita para llevar 500. g de hielo a vapor a 100 o C? Calor y cambios de estado +333 J/g J/g

32 31 ¿Cuánto calor se necesita para llevar 500 g de hielo a vapor a 100 o C? 1. Para fundir el hielo Q 1 = (500 g)(333 J/g) = 1.67 x 10 5 J Q 1 = (500 g)(333 J/g) = 1.67 x 10 5 J 2.Para llevar el agua líquida de 0 o C a 100 o C Q 2 = (500. g)(4.2 J/gK)( )K = 2.1 x 10 5 J Q 2 = (500. g)(4.2 J/gK)( )K = 2.1 x 10 5 J 3.Para evaporar el agua a 100 o C Q = (500. g)(2260 J/g) = 1.13 x 10 6 J Q = (500. g)(2260 J/g) = 1.13 x 10 6 J Q total = 1.51 x 10 6 J = 1510 kJ Calor y cambios de estado

33 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 precipitadoformación de un precipitado producción de gasesproducción de gases producción de H 2 O en reacciones ácido-baseproducción de H 2 O en reacciones ácido-base transferencia de electrones en una bateríatransferencia de electrones en una batería

34 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.

35 34 Calor intercambiado en procesos físicos CO 2 (s, -78 o C) --- > CO 2 (g, -78 o C) El calor es transferido del entorno al sistema en un proceso endotérmico.

36 35 Calor intercambiado en procesos físicos CO 2 (s, -78 o C) --- > CO 2 (g, -78 o C)CO 2 (s, -78 o C) --- > CO 2 (g, -78 o C) Ordenamiento regular de moléculas en el sólido -----> moléculas en fase gaseosaOrdenamiento regular de moléculas en el sólido -----> moléculas en fase gaseosa Las moléculas de gas tienen –promedialmente- mayor energía cinética que las del sólido.Las moléculas de gas tienen –promedialmente- mayor energía cinética que las del sólido.

37 36 Diagrama energético para la transferencia de calor analizada E = E(final) - E(inicial) = E(gas) - E(sólido) CO 2 (sólido) CO 2 (gas)

38 37 Calor intercambiado en procesos físicos Las moléculas de CO 2 aumentaron su energía cinética.Las moléculas de CO 2 aumentaron su energía cinética. Pero además, fue realizado un TRABAJO cuando el sistema se expandió empujando a la atmósfera.Pero además, fue realizado un TRABAJO cuando el sistema se expandió empujando a la atmósfera. CO 2 (s, -78 o C) --- > CO 2 (g, -78 o C) ¡Dos fenómenos han ocurrido!

39 38 PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA U = Q + w Calor intercambiado Variación de la energía interna Trabajo ¡La energía se conserva!

40 39 Calor liberado (exotérmico), Q<0 Calor absorbido (endotérmico), Q>0 SISTEMASISTEMA U = Q + W Trabajo recibido (W>0) Trabajo realizado (W<0)

41 40 ENTALPÍAENTALPÍA La mayoría de las reacciones químicas ocurren a P constante. Por lo tanto: Y como U = H + W (y W suele ser pequeño) H = calor intercambiado a P constante E H = H final - H inicial Y como U = H + W (y W suele ser pequeño) H = calor intercambiado a P constante E H = H final - H inicial Calor intercambiado a P constante = Q p Q p = H donde H = entalpía Calor intercambiado a P constante = Q p Q p = H donde H = entalpía

42 41 Si H final < H inicial, entonces H es negativo El proceso es EXOTÉRMICO Si H final < H inicial, entonces H es negativo El proceso es EXOTÉRMICO Si H final > H inicial, entonces H es positivo El proceso es ENDOTÉRMICO Si H final > H inicial, entonces H es positivo El proceso es ENDOTÉRMICO ENTALPÍAENTALPÍA H = H final - H inicial

43 42 Considere la formación de agua H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) -- > H 2 O(g) kJ ENTALPÍAENTALPÍA Reacción exotérmica el calor es un producto y H = – kJ

44 43 Obtener H 2 O líquida a partir de H 2 y O 2 implica dos pasos exotérmicos. ENTALPÍAENTALPÍA H 2 + O 2 gas H 2 O líquidaH 2 O vapor

45 44 Obtener H 2 O líquida a partir de H 2 y O 2 implica dos pasos exotérmicos. H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) --- > H 2 O(g) kJ H 2 O(g) --- > H 2 O(liq) + 44 kJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) --- > H 2 O(liq) kJ LEY DE HESS: 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 ENTALPÍA

46 45 Ley de Hess y diagramas de energía La formación de H 2 O puede ocurrir en uno o dos pasos. H total es el mismo, no importa en cuantos pasos ocurra el proceso.

47 46 Ley de Hess y diagramas de energía La formación de CO 2 puede ocurrir en uno o dos pasos. H total es el mismo, no importa en cuantos pasos ocurra el proceso.

48 47 Ésto es válido porque H es una FUNCIÓN DE ESTADOÉsto 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 estadoÉstas 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 estadoV, 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.A diferencia de V, T, y P, no podemos medir el valor absoluto de H. Sólo podemos medir H. H por un camino = H por un camino = H por otro camino H por otro camino H por un camino = H por un camino = H por otro camino H por otro camino

49 48 Variación de entalpía estándar Muchos valores de H son expresados como H o Significa que H fue medido en condiciones estándar: P = 1 bar = 10 5 Pa = 1 atm / Concentration = 1 mol/L T = 25 o C Con todas las especies en su estado estándar: Por ejemplo: C (grafito), O 2 (g), Br (l), etc.

50 49 H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) -- > H 2 O(g) H˚ = -242 kJ 2 H 2 (g) + O 2 (g) -- > 2 H 2 O(g) H˚ = -484 kJ H 2 O(g) -- > H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H˚ = +242 kJ H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) -- > H 2 O(l) H˚ = -286 kJ Depende de cómo fue escrita la ecuación y de los estados de los reactivos y productos HoHoHoHo

51 50 H f o (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

52 51 H f o (entalpía molar de formación estándar) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) -- > H 2 O(g) H f o (H 2 O, g)= kJ/mol Por definición: H f o = 0, para un elemento en su estado estándar

53 52 Uso de tablas de H f o Supongamos que queremos conocer el H o de la reacción: H 2 O(g) + C(grafito) --> H 2 (g) + CO(g) (la mezcla de los productos se conoce como gas de agua)

54 53 Uso de tablas de H f o H 2 O(g) + C(grafito) -- > H 2 (g) + CO(g) En tablas encontramos: H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) --> H 2 O(g) H f ˚ = kJ/molH 2 (g) + 1/2 O 2 (g) --> H 2 O(g) H f ˚ = kJ/mol C(s) + 1/2 O 2 (g) --> CO(g) H f ˚ = kJ/molC(s) + 1/2 O 2 (g) --> CO(g) H f ˚ = kJ/mol

55 54 Uso de tablas de H f o H 2 O(g) --> H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H o = 242 kJ C(s) + 1/2 O 2 (g) --> CO(g)H o = -111 kJ C(s) + 1/2 O 2 (g) --> CO(g) H o = -111 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. H 2 O(g) + C(grafito) -- > H 2 (g) + CO(g) H o neto = 131 kJ H o neto = 131 kJ H 2 O(g) + C(grafito) -- > H 2 (g) + CO(g) H o neto = 131 kJ H o neto = 131 kJ

56 55 Uso de tablas de H f o En general, si conocemos todos los H f o de reactivos y productos: ¿H de reacción? H o reacc = H f o (productos) - H f o (reactivos) Recuerde que siempre: = final – inicial

57 56 Uso de tablas de H f o Calcular el calor de combustión del metanol; o lo que es lo mismo, el H o reacc para: CH 3 OH(g) + 3/2 O 2 (g) -- > CO 2 (g) + 2 H 2 O(g) H o reacc = H f o (prod) - H f o (react) H o reacc = H f o (prod) - H f o (react)

58 57 Uso de tablas de H f o H o reacc = H f o (CO 2 ) + 2 H f o (H 2 O) - {3/2 H f o (O 2 ) + H f o (CH 3 OH)} - {3/2 H f o (O 2 ) + H f o (CH 3 OH)} = ( kJ) + 2 ( kJ) = ( kJ) + 2 ( kJ) - {0 + ( kJ)} - {0 + ( kJ)} H o reacc = kJ por mol de metanol CH 3 OH(g) + 3/2 O 2 (g) -- > CO 2 (g) + 2 H 2 O(g) H o reacc = H f o (prod) - H f o (react) H o reacc = H f o (prod) - H f o (react)

59 58 Midiendo el calor de reacción CALORIMETRÍACALORIMETRÍA 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.

60 59 CALORIMETRÍA Parte del calor de reacción se transfiere al agua Q agua = (m agua )(Ce agua )(T agua ) Parte del calor de reacción se transfiere a la bomba Q bomba = (C bomba )(T bomba ) Q reacción + Q agua + Q bomba = 0

61 60 Determinemos el calor de combustión del octano: C 8 H /2 O 2 --> 8 CO H 2 O Se queman en la bomba 1.00 g de octanoSe queman en la bomba 1.00 g de octano La temperatura sube de °C a o CLa temperatura sube de °C a o C El calorímetro contiene 1200 g de aguaEl calorímetro contiene 1200 g de agua La capacidad calorífica de la bomba es 837 J/KLa capacidad calorífica de la bomba es 837 J/K Determinando el calor de reacción CALORIMETRÍA CALORIMETRÍA

62 61 Paso 1Calcular el calor transferido al agua. Q = (4.184 J/gK)(1200 g)(8.20 K) = 41,170 J Q agua = (4.184 J/gK)(1200 g)(8.20 K) = 41,170 J Paso 2 Calcular el calor transferido a la bomba. Q= ()(T) Q bomba = (C bomba )(T) Q = (837 J/K)(8.20 K) = 6860 J Q bomba = (837 J/K)(8.20 K) = 6860 J Paso 3Determinar el calor de reacción 41,170 J J + Q = 0 41,170 J J + Q comb = 0 Q (para 1,0 g de octano) = kJ/g Q comb (para 1,0 g de octano) = kJ/g Determinando el calor de reacción CALORIMETRÍA CALORIMETRÍA

63 62 TRADUCCIÓN Y ADECUACIÓN


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