2. Termoquímica. 2.1 Conceptos básicos. 2.2 Leyes de la Termoquímica. 2.3 Calor específico. 2.4 Calor de formación. 2.5 Calor de reacción. 2.6 Calor de combustión. M. E. Juan Carlos López Cárdenas

2.1 Conceptos básicos. La Termoquímica es la rama de la Química Física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transformaciones físicas o químicas. Finalidad: determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como Calor durante una transformación, desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación.

Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos. La termoquímica es parte la termodinámica. Generalmente las reacciones químicas se realizan a P=ctte. o a V=ctte., lo que simplifica su estudio.

Condiciones para el un estudio termoquímico de un sistema: 1. El sistema debe estar en equilibrio en el momento del análisis. o Equilibrio mecánico: tiene que estar en reposo, no puede haber movimiento. o Equilibrio químico: no puede estar efectuándose ninguna reacción química en ese instante. o Equilibrio térmico: no puede haber intercambio de calor con el entorno en el momento del análisis. 2. Se pueden estudiar muchas funciones variables de estado: volumen V, presión P, temperatura T, número de moles n, entalpía H, entropía S Una función o variable siempre cumple la siguiente propiedad: Su valor solo depende del estado del sistema, pero no de cómo ha alcanzado el sistema ese valor.

La entalpía (H) magnitud termodinámica de un cuerpo, igual a la suma de su energía interna más el producto de su volumen por la presión exterior. La entalpía como tal no se puede medir, lo que si se puede medir son variaciones de entalpía. Energía Interna (U): Suma de la energía potencial interna, de cada una de las partículas del sistema, más la energía cinética de estas partículas con respecto al centro de masas. Reacción Endotérmica: Aquella donde la variación de entalpía es positiva. El sistema absorbe energía en la reacción. Reacción Exotérmica: Aquella donde la variación de entalpía es negativa. El sistema cede energía en la reacción.

2.2 Leyes de la Termoquímica. · Ley de Lavoisier y Laplace. Enunciada en 1780 por Lavoisier y Laplace, establece que: “La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto químico es precisamente igual a la desprendida en la formación del mismo a partir de sus elementos”. H 2 (g) + ½ O 2 (g) ──────► H 2 O (g) ∆H °f = -241,60 kJ/mol H 2 O (g) ──────► H 2 (g) + ½ O 2(g) ∆H °-1 = +241,60 kJ/mol

· Ley de Hess. Hess en 1840 enunció una ley fundamental de la termoquímica, según la cual: “La cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, partiendo de un estado inicial y llegando a otro final es siempre la misma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases”.

· Ley de Kirchhoff. Se refiere al efecto de la temperatura sobre el calor de reacción. El calor de reacción es la diferencia entre la suma de entalpías de los reactivos y de los productos de la reacción, pero como unos y otros difieren en el calor que absorben al variar de temperatura, por ser distinta su capacidad calorífica, el calor de reacción varía con la temperatura. Si la capacidad calorífica de los reactivos es mayor que la de los productos, el calor de reacción será mayor a temperatura más elevada y, a la inversa, si es mayor la de los productos, el calor de reacción disminuirá al elevar la temperatura. La ley de Kirchhoff dice que: “La variación de la cantidad de calor producida en una reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es igual a la diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas molares de los reactivos y de los productos de la reacción”.

Ley del calor de mezcla. Enunciada por Hess: “Cuando se mezclan dos soluciones salinas diluidas no se desprende ni se absorbe calor, siempre y cuando no se forme un precipitado o se desprenda un gas”. Na+NO -3 ∆q + K+Cl - ∆q  Na+ Cl - ∆q + K+ NO -3 ∆q ∆H = 0 Como en ambos miembros de la ecuación aparecen los mismos iones, en realidad no se ha producido una reacción.

Calor de neutralización. También descubrió Hess: “Cuando se mezclan soluciones diluidas de cantidades equivalentes de ácidos y bases fuertes, muy ionizados, el calor desprendido es prácticamente siempre el mismo”. HCl ∆q + NaOH ∆q  NaCl ∆q + H 2 O ∆H = cal HNO 3 ∆q + NaOH ∆q  NaNO 3 ∆q + H 2 O ∆H = cal HCl ∆q + KOH ∆q  KCl ∆q + H 2 O ∆H = cal HNO 3 ∆q + KOH ∆q  KNO 3 ∆q + H 2 O ∆H = cal Prescindiendo de los iones iguales que aparecen en ambos miembros de estas ecuaciones, queda: OH - + 2H +  H 2 O ∆H = cal que es el calor de formación del agua a partir de sus iones. Cuando se neutralizan ácidos débiles con bases fuertes o viceversa, el calor producido suele ser menor, porque parte del de formación del agua se consume en la ionización del electrolito débil y así: HCN ∆q + NaOH ∆q  NaCN ∆q + H 2 O ∆H = cal

2.3 Calor específico. El calor específico es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia. La capacidad calorífica 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.

2.4 Calor de formación. La entalpía estándar de formación es el cambio de calor que resulta cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos a una atmósfera. También se puede definir al calor de formación como la energía envuelta en la formación de un mol de compuesto partiendo de sus elementos en su estado natural o patrón (t = 25°C y P =1 atm).

2.5 Calor de reacción. Es la energía absorbida por un sistema cuando los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Para una definición completa de los estados termodinámicos de los productos y de los reactantes, también es necesario especificar la presión. Si se toma la misma presión para ambos, el calor de reacción es igual al cambio de entalpía del sistema, ∆H r.

2.6 Calor de combustión. Es la energía envuelta para quemar compuestos que resulta en la producción de los óxidos de los elementos de dichos compuestos. El valor del calor de combustión da una idea de la fortaleza de los enlaces. Las entalpías de combustión son los calores generados cuando se queman hidrocarburos (que contienen C e H) en presencia de O 2 (g) para dar CO 2 (g) y H 2 O (l), y la combustión es completa. Ejemplo : C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) → 3CO 2 (g) + 4H 2 O (l) El calor que se produce es de kJ/mol y como se mide a 25ºC y 1 atm estando todas las sustancias en esas condiciones, ese valor es la entalpía estándar de combustión: ∆H°c= kJ/mol