Lección 7. Termoquímica. » Principios de la transferencia de calor:

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1 Lección 7. Termoquímica. » Principios de la transferencia de calor:
· Propiedades de estados · Dirección y signo del flujo de calor · Magnitud del flujo de calor » Medidas del flujo de calor; Calorimetría: · Calorímetro sencillo · Bomba calorimétrica » Entalpía » Ecuaciones termoquímicas: · Reglas de la termoquímica » Entalpías de formación: · Significado de Hof · Calculo de H » Entalpías de enlace » Primer principio de la termodinámica

2 Universo= Sistema + Alrededores
Principios de la transferencia de calor Universo= Sistema + Alrededores SISTEMA: es aquella parte del universo en la que estamos interesados. ALREDEDORES: el resto del universo

3 Principios de la transferencia de calor
Tipos de sistemas: Aislado Abierto Cerrado

4 Principios de la transferencia de calor
PROPIEDADES DE ESTADO  El estado de un sistema se describe proporcionando su composición, temperatura y presión. Funciones de estado: Son aquellas magnitudes que solo dependen del estado inicial y final del sistema, no de la forma en que el sistema alcanza ese estado.

5 Conservación de la Energía
Principios de la transferencia de calor Conservación de la Energía En las interacciones entre un sistema y sus alrededores, la energía total permanece constante.  La energía ni se crea ni se destruye. Dirección y signo del flujo de calor La energía se transfiere entre el sistema y su entorno debido a una diferencia de temperatura q es + cuando el sistema absorbe calor de los alrededores q es - cuando el sistema cede calor de los alrededores Sistema q  0 q  0

6 Principios de la transferencia de calor
Procesos Endotérmicos y Exotérmicos Endotérmico (q  0) : El sistema absorbe calor de los alrededores. (El reactor en una reacción endotérmica se enfría) q  0 Exotérmico (q < 0) : El sistema cede calor de los alrededores. (El reactor en una reacción exotérmica se calienta) q < 0

7 1 cal = 4.184 J q = Ct Principios de la transferencia de calor
Magnitud del Flujo de Calor Unidades de energía Caloría (cal) La cantidad de calor requerido para cambiar la temperatura de un gramo de agua en un grado centígrado. Julio (J) Unidad de calor en el SI . 1 cal = J La relación entre la magnitud del flujo de calor, q, y el cambio de temperatura, t, viene dada por la expresión: q = Ct C = Capacidad Calorífica Cantidad de calor necesaria para elevar del sistema en 1 ºC. (Unidades J/ºC)

8 q = mcT Principios de la transferencia de calor
Para una sustancia pura de masa m, podemos escribir: q = mcT c = Calor Específico Cantidad de calor necesaria para elevar en 1 ºC un gramo de una sustancia. (Unidades J/gºC) Es una propiedad intensiva que puede utilizarse para identificar una sustancia. Sustancia c (J/gºC) Agua (l) 4,18 Cu(s) 0.382 Cl2(g) 0.478 Benceno 1,72 NaCl 0.866

9 Medida del flujo de calor; Calorimetría
La medida del flujo de calor en una reacción se lleva a cabo en un dispositivo llamado calorímetro. Termómetro El único flujo de calor se produce entre el sistema en reacción y el calorímetro. El flujo de calor para la reacción que está ocurriendo en el sistema es igual en magnitud pero de signo opuesto al del calorímetro. Vidrio agitador Tapón aislante Vaso interior con agua Vaso exterior que contiene la reacción qreacción = - qcalorímetro Un calorímetro sencillo se utiliza para reacciones en disolución y se cumple: qreacción = -m x 4.18 (J/gºC) x t Paredes aisladas

10 Medida del flujo de calor; Calorimetría
Bomba calorimétrica Agitador Terminales eléctricos para la ignición de la muestra Termómetro Recipiente externo aislado Bomba de acero qreacción = - qcalorímetro qreacción = - Ccalorímetro x t Recipiente para la muestra Agua

11 H = Hproductos - Hreactivos = qP
Entalpía Entalpía, H: Para reacciones que tienen lugar a presión constante, el flujo de calor del sistema reacionante es igual a la diferencia de entalpía. Sólo es posible medir incrementos de entalpía. H = Hproductos - Hreactivos = qP Alrededores Alrededores Sistema Sistema calor calor

12 Entalpía Diagramas de Entalpía Productos Productos Reactivos Reactivos
Reacción Endotérmica Reacción Exotérmica Hproductos Hreactivos Hproductos Hreactivos

13 Ecuaciones termoquímicas
En las ec. termoquímicas deben aparecer las especies químicas que intervienen en la reacción, el estado y el valor de H. NH4NO3 (s) NH4+ (aq) + NO3- (aq) H2 (g) + Cl2 (g) HCl (g) H = +28,1 kJ H = -185 kJ Reglas de la termoquímica: 1- La magnitud de H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto: 2- El valor de H en una reacción es igual y de signo contrario al valor de H para la reacción inversa: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) DH = -802 kJ 2CH4(g) + 4O2(g)  2CO2(g) + 4H2O(g) DH = kJ CO2(g) + 2H2O(g)  CH4(g) + 2O2(g) DH = +802 kJ

14 Ecuaciones termoquímicas
3- El valor de H de una reacción es el mismo si ésta ocurre en una etapa o en una serie de etapas  Ley de Hess ecuación= ecuación 1 + ecuación H= H1 + H CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ 2H2O(g)  2H2O(l) H = -88 kJ CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ Combustión del metano:

15 H1 = H2 + H3 Ecuaciones termoquímicas
Diagrama de entalpia para la combustión del metano por otras etapas: H1 = H2 + H3

16 Ecuaciones termoquímicas
Reacción de formación del dióxido de nitrógeno ½N2(g) + O2(g) → NO2(g) H = kJ ½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) H = kJ NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) H = kJ

17 Entalpías de formación
Significado de Hof La entalpía de formación molar estándar de un compuesto es igual a la variación de entalpía cuando se forma un mol de compuesto a presión constante de 1 atm y una temperatura de 25ºC, a partir de los elementos en sus estados estables a esa presión y Tª. »La Hof de un elemento en su estado estable es cero: Hof Br2(l)= 0 Hof H2(g)= 0 Hof C(grafito)= 0

18 Entalpías de formación
»La Hof de un compuesto a partir de sus elementos es normalmente una reacción exotérmica:

19 Entalpías de formación
Entalpías de formación positivas Entalpías de formación de los elementos Entalpías de formación negativas

20 Entalpías de formación
Hof de los iones en disolución acuosa:

21 Cálculo de Ho Para una ecuación termoquímica dada, la variación de entalpía estándar, Ho, es igual a la suma de las entalpías de formación estándar de los productos menos la suma de las entalpías de formación estándar de los reactivos.

22 Hreacción = + Hf°Na2CO3+ Hf°CO2 + Hf°H2O-2Hf°NaHCO3
Cálculo de Ho Hreacción = + Hf°Na2CO3+ Hf°CO2 + Hf°H2O-2Hf°NaHCO3 2NaHCO3 (s) H2O (l) + CO2 (g) + Na2CO3 (s)

23 Entalpías de enlace La entalpía de enlace se define como H cuando se rompe un mol de enlaces en estado gaseoso. H2 (g) 2H (g) H = kJ Cl2 (g) 2Cl (g) H = kJ El enlace de H2 es más fuerte que el de Cl2 Entalpía de enlace de un enlace múltiple es mayor que la de un enlace simple entre los mismos átomos: C-C = 347 kJ/mol C=C = 612 kJ/mol CC = 820 kJ/mol

24 2HF (g) H2 (g) + F2 (g) H = - 2Hf0HF = +542,2 kJ
Entalpías de enlace En general,  los enlaces en los reactivos son más fuertes que los presentes en los productos. 2HF (g) H2 (g) + F2 (g) H = - 2Hf0HF = +542,2 kJ Los enlaces del HF (565 kJ/mol) son más fuertes que la media de los enlaces del H2 y del F2.: (436kJ/mol kJ/mol)/2 = 295 kJ/mol 4 moles de enlace O-H 2 moles de enlace H-H 1 mol de enlace O-O +  hay mayor número de enlaces en los reactivos que en los productos. 2H20 (g) H2 (g) + O2 (g) H = - 2Hf0H2O = +483,6 kJ

25 DE = q + w Primer principio de la termodinámica
La termoquímica es una parte de la termodinámica. La termodinámica distingue entre dos tipos de energía : • el calor (q) • el trabajo (w) El término trabajo incluye todas las formas de energía excepto el calor. La energía no se crea ni se destruye.  La energía del (sistema + los alrededores) es constante. El primer principio de la termodinámica establece que: “En cualquier proceso, la variación total de energía de un sistema, AE, es igual a la suma del calor y del trabajo, transferidos entre el sistema y los alrededores.“ DE = q + w

26 Energía gastada por la pila
Primer principio de la termodinámica Pila cargada calor Energía gastada por la pila calor Trabajo Pila descargada

27 Criterios de signos: Exterior Exterior Exterior Exterior
Primer principio de la termodinámica Criterios de signos: Exterior Exterior Exterior Exterior

28 1er Principio: DE = q + w H vs E H = E + PV
Primer principio de la termodinámica 1er Principio: DE = q + w En reacciones a volumen constante, w = 0  E = qv En reacciones a presión constante  H = qp H vs E H = E + PV En general, para una reacción la diferencia entre H Y E es muy pequeña, y se cumple: H = E + (PV) = E + (PV)productos- (PV)reactivos

29 1 Caloría nutricional, 1 Cal= 1000 cal= 1kcal
Gasto de energía y balance energético Alimentos Valor combustible = energía obtenida cuando se “quema” un gramo de sustancia. 1 Caloría nutricional, 1 Cal= 1000 cal= 1kcal La energía en nuestro cuerpo procede de: las grasas, los hidratos de carbono y las proteínas. En el intestino los carbohidratos son convertidos a glucosa: C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O, H = kJ Las grasas se degradan: 2C57H110O O2  114CO H2O,  H = kJ Las grasas contienen más energía, son insolubles en agua y constituyen un buen almacén de energía.

30 Gasto de energía y balance energético
Composición y energía de algunos alimentos Composición aprox. (% masa) Valor combustible Carbohidratos Grasas Proteínas kJ/g kcal/g Carbohidratos Grasas Proteínas Manzana Cerveza Pan Queso Huevos Dulce (Fudge) Guisantes Hamburguesas Leche (entera) Cacahuetes

31 Composición elemental
Combustibles Tipos de combustibles y su poder energético Composición elemental aproximada Valor combustible Madera de pino Carbón de Antracita Carbón mineral Carbón vegetal Crudo (Petróleo) Gasolina Gas natural Hydrógeno

32 MUCHAS GRACIAS