Termoquímica

Termodinámica:es el estudio de la energía y sus transformaciones. Termodinámica: es el estudio de la energía y sus transformaciones. Termoquímica: es la parte de la química que estudia el flujo de calor asociado a una reacción química o cambio físico.

Conceptos importantes Calor: Es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Flujo de calor: transferencia de energía de un objeto más caliente a uno más frío. Casi todas las reacciones químicas absorben o producen (liberan) energía en forma de calor.

SISTEMAS TERMODINÁMICOS Sistema Sistema: es la porción que separamos para estudiar; es la sustancia o la mezcla de reacción que está siendo objeto de estudio Entorno Entorno: es todo aquello que se encuentra fuera del sistema (son los alrededores del sistema, por ejemplo los recipientes). El entorno y el sistema juntos forman el universo. Sistema + Entorno = Universo

Sistema y entorno SISTEMA ENTORNO ENERGÍA

UN SISTEMA PUEDE SER:  Abierto:  Abierto: puede intercambiar materia (masa) y energía con el entorno  Cerrado:  Cerrado: permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa  Aislado:  Aislado: cuando no puede intercambiar nada, no hay transferencia ni de masa ni de energía

Sistemas químicos

No deja pasar materia No permite el paso de calor Permite el paso de materia a través de la pared Pared conductora permite el paso de calor Un sistema con paredes rígidas, impermeables y adiabáticas está aislado y no puede interaccionar con el entorno.

Variables Termodinámicas Para definir un sistema debemos conocer su composición química y las variables que determinan su estado desde un punto de vista macroscópico, a estas variables se las denomina variables termodinámicas Ejemplos: Presión, Temperatura, Volumen, etc.

Tipos de variables Termodinámicas Se clasifican en dos tipos, atendiendo a su dependencia o independencia con la cantidad total de materia presente en el sistema. Variables extensivas: si su valor depende de la cantidad o porción de sistema que se considera, por ejemplo: masa, volumen, número de moles… Variables intensivas: si su valor no depende de la cantidad de sistema considerado, por ejemplo: temperatura, densidad, presión, concentración…

Procesos isotermos, isobáricos, isocoros y adiabáticos A los procesos que se llevan a cabo a temperatura constante, se los denomina isotermos o isotérmicos (T = cte) A los procesos que se llevan a cabo a presión constante, se los denomina isobáricos (P = cte) A los procesos que se llevan a cabo a volumen constante, se los denomina isocoros (V = cte) A los procesos que se llevan a cabo sin transferencia de calor entre el sistema y el entorno, se los llama adiabáticos (Q = 0)

FUNCIONES DE ESTADO Algunas variables termodinámicas además son funciones de estado. Significa que si el sistema sufre una modificación y pasa de un estado A a un estado B, el valor de estas variables termodinámicas que son funciones de estado no depende de cómo se ha efectuado la transformación, sólo del estado inicia y el estado final. Ejemplo: Presión, temperatura, energía, volumen, etc.

Ejemplo:

CALORIMETRÍA  La calorimetría corresponde a la medición de los cambios de calor.  Calor es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores. Como resultado de una diferencia de temperaturas.  El calor fluye desde el cuerpo más caliente hacia el cuerpo más frío.

CALOR ESPECÍFICO Y CAPACIDAD CALORÍFICA El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de la sustancia. Ambos conceptos se relacionan de la siguiente manera: C = m x s

Ejemplo: Calcule la capacidad calorífica de 60 g de agua. Si se conoce el calor específico y la cantidad de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura de una muestra (∆t) indicará la cantidad de calor (q) que se ha absorbido o liberado en un proceso en particular. La ecuación para calcular el cambio de calor está dada por: q = m x s x ∆t q = C x ∆t Donde m es la masa de la muestra y ∆t es el cambio de la temperatura.

q q es positivo para procesos endotérmicos y negativo para procesos exotérmicos ∆t = temperatura final – temperatura inicial Ejemplo: Una muestra de 466 g de agua se calienta desde 8,5 °C hasta 74,6 °C. Calcule la cantidad de calor absorbido por el agua. (R: cal o 129 KJ)

Reacciones exotérmicas y endotérmicas Desde el punto de vista del flujo de calor, se pueden distinguir dos tipos de reacciones o procesos. Reacciones exotérmicas: en las que una reacción desprende calor al ambiente. CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 (g) + 2H 2 O (ℓ) + energía Esta reacción libera calor al ambiente. El efecto de las reacciones exotérmicas es aumentar la temperatura ambiente.

Reacciones endotérmicas: en las que el sistema reaccionante absorbe calor del ambiente. Ejemplo la fusión del hielo. H 2 O (s) + Energía  H 2 O (ℓ) El proceso absorbe calor del ambiente y la temperatura del agua disminuye. El efecto de una reacción endotérmica es disminuir la temperatura ambiente.

Otros ejemplos: La combustión de hidrógeno gaseoso con oxígeno es una de las muchas reacciones químicas que liberan una gran cantidad de energía: 2H 2 (g) + 2O 2 (g)  2H 2 O (ℓ) + energía En este caso la reacción se considera como el sistema y el resto del universo como los alrededores. Debido a que la energía no se crea ni se destruye, cualquier pérdida de energía por el sistema la deben ganar los alrededores.

La reacción de descomposición del óxido de mercurio a altas temperaturas, es un proceso endotérmico, en el cual los alrededores deben suministrar calor al sistema ( es decir, al óxido de mercurio): 2HgO (s) + Energía  2Hg (ℓ) + O 2 (g) En la siguiente figura se puede observar que en las reacciones exotérmicas, la energía total de los productos es menor que la energía total de los reactantes. La diferencia es el calor suministrado por el sistema a los alrededores. En las reacciones endotérmicas ocurre exactamente lo contrario, la diferencia entre la energía de los productos y la energía de los reactantes es igual al calor suministrado por los alrededores al sistema.

Reacción exotérmicaReacción endotérmica

Primera ley de la termodinámica La energía no se crea ni se destruye: la energía se conserva. Cualquier energía que un sistema pierde debe ser ganada por el entorno y viceversa, esto se conoce como la primera Ley de la Termodinámica o Ley de la conservación de la energía. Energía interna (U) como propiedad del sistema. ENERGÍA INTERNA: corresponde a la energía total de un sistema. A causa de la gran variedad de tipos de movimientos e interacciones en un sistema, no es posible determinar la energía exacta de ningún sistema, lo que sí se puede medir son los cambios de energía que acompañan a los procesos.

Por lo tanto el cambio de energía interna (∆E) corresponde a: ∆E = E final - E inicial Hay un ∆E positivo cuando E final ˃ E inicial, lo que indica que el sistema ganó energía de su entorno. Hay un ∆E negativo cuando E final ˂ E inicial, lo que indica que el sistema perdió energía a su entorno.

La energía interna de un sistema cambia cuando se realiza transferencia térmica en forma de calor o trabajo. Así la relación entre cambio de energía interna (U), calor (q) y trabajo (w) está dada por la siguiente expresión, que corresponde a la primera Ley de la termodinámica: ∆U = q + w Se puede decir que: Cuando se transfiere calor del entorno al sistema, q tiene un valor positivo. Cuando se transfiere calor del sistema al entorno, q tiene un valor negativo. Cuando el entorno efectúa trabajo sobre sistema, w tiene un valor positivo. Cuando el sistema efectúa trabajo sobre el entorno, w tiene un valor negativo.