Unidad Temática 10 Química General

Termoquímica Termodinámica: estudia al calor y sus transformaciones. Termoquímica: estudia los cambios de calor asociados a las reacciones químicas.

“Es la capacidad para realizar trabajo” Energía Radiante: proviene del Sol y es la fuente de energía primaria de la Tierra. Energía Térmica: es la energía asociada con el movimiento arbitrario de átomos y moléculas. Energía Química: es la energía almacenada dentro de los enlaces de las sustancias químicas. Energía Nuclear: es la energía almacenada dentro del núcleo por los neutrones y protones en el átomo. Energía Potencial: es la energía disponible en función de la posición de un objeto.

Ley de la conservación de la energía La energía se puede convertir de una forma a otra. Esta no se crea ni se destruye. La energía total del universo permanece constante.

Cambios de energía en las reacciones químicas Calor: es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. La Temperatura : es una medida de la energía térmica.

Cambios de energía en las reacciones químicas El Sistema : es la porción especifica del universo que es de interés en el estudio.

Cambios en el estado de un sistema Funciones de estado: Son las propiedades que están determinadas por el estado físico del sistema, independientemente de cómo se alcanzo esa condición. ∆E = E final - E inicial ∆P = P final - P inicial ∆V = V final - V inicial ∆T = T final - T inicial La energía potencial del excursionista 1 y el excursionista 2 es la misma aun cuando ellos tomaron caminos diferentes.

Primera Ley de Termodinámica La energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. ∆E = q + w El cambio en la energía interna ∆E de un sistema es la suma del intercambio de calor q entre el sistema y los alrededores y el trabajo w realizado sobre (o por) el sistema. Convención de signos: q Libera calor (exotérmica)- Absorbe calor (endotérmica)+ w Trabajo realizado por el entorno sobre el sistema+ Trabajo realizado por el sistema sobre el entorno-

Trabajo W = F x d W = -P ∆V (El trabajo que realiza el gas sobre los alrededores) P x V = x d 3 = F x d = W F d2d2

Unidades W [=] N x m W [=] Joule Equivalencias 1 cal = 4,184 J 1 atm.l = 101,3 J 1 BTU = 252 cal

Calor y Trabajo El calor y el trabajo NO son funciones de estado porque no son propiedades de un sistema. Se manifiestan solo durante un proceso (un cambio). Sus valores dependen de la trayectoria que sigue el proceso y varían de acuerdo con ella.

Entalpía (H) ∆E = q + W Para un proceso a P cte. : ∆E = q p - P∆V q p = ∆E + P∆V Definimos una nueva función termodinámica: ∆H = ∆E + P∆V

Entalpía de las reacciones La mayoría de las reacciones son procesos a P cte. Podemos igualar el cambio de calor al cambio de entalpía. ∆H = H Productos - H Reactivos La entalpía de reacción, ∆H, es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos.

Procesos Exotérmicos y Endotérmicos Proceso Endotérmico: es cualquier proceso que se produce con absorción de calor. A + B + ø C + D ∆H Reacción > 0 Proceso Exotérmico: es cualquier proceso que libera calor. A + B C + D + ø ∆H Reacción < 0

Ecuaciones Termoquímicas Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al numero de moles de una sustancia. H 2 O (s) H 2 O (l) ∆H = 6,01 KJ/mol Si se invierte una reacción, el signo de ∆H también se invierte (Ley de Lavoisier – Laplace). H 2 O (l) H 2 O (s) ∆H = -6,01 KJ/mol Si se multiplican ambos lados de la ecuación por un factor, entonces ∆H deben multiplicarse por el mismo factor. 2 H 2 O (s) 2 H 2 O (l) ∆H = 2mol x 6,01 KJ/mol = 12 KJ

Ecuaciones Termoquímicas Los estados físicos de todos los reactivos y productos deben ser especificados en ecuaciones termoquímicas. H 2 O (s) H 2 O (l) ∆H = 6,01 KJ/mol H 2 O (l) H 2 O (g) ∆H = 44,0 KJ/mol

Calor especifico y capacidad calorífica Calor especifico (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. Sus unidades son J/g.°C. Capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de sustancia. Sus unidades son J/°C. C = m.s Calor (q) absorbido o liberado: q = m.s.∆T q = C.∆T

Entalpías latentes de cambio de estado Entalpía latente de fusión (∆H f ) es el calor necesario para que 1 g de sustancia pase del estado sólido al estado liquido a temperatura constante. Entalpía latente de vaporización (∆H v ) es el calor necesario para que 1 g de sustancia pase del estado liquido al estado gaseoso a temperatura constante. Entalpía latente de sublimación (∆H s ) es el calor necesario para que 1 g de sustancia pase del estado sólido al estado gaseoso a temperatura constante.

Calor latente y calor sensible

Ejercicio Cuanto calor se requiere para convertir 40 g de hielo que se encuentran a -10 ºC a vapor a 120 ºC. Datos: Cp(hielo) = 0,5 cal/g.ºC = Cp (vapor) Cp(H 2 O) = 1 cal/g.ºC ∆H v (H 2 O) = 540 cal/g (100 ºC, 1 atm) ∆H f (H 2 O) = 80 cal/g (0 ºC, 1 atm)

Respuesta q = cal.

Entalpía estándar de formación Entalpía estándar de formación (∆H° f ) es el cambio de calor relacionado cuando se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. Por convención la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma mas estable es igual a cero. ∆H° f (O 2 ) = 0 ∆H° f (O 3 ) = 142 KJ/mol

Entalpía estándar de formación

Entalpía estándar de reacción Entalpía estándar de reacción (∆H° rxn ) es la entalpía de una reacción a 25 ºC y 1 atm. aA + bB cC + dD ∆Hºrxn = [c∆Hº f (C) + d∆Hº f (D)] - [a∆Hº f (A) + b∆Hº f (B)] ∆Hºrxn = ∑n ∆Hº f (productos) - ∑m ∆Hº f (reactivos) Ley de Hess: cuando los reactivos son convertidos a productos, el cambio de entalpía es el mismo si la reacción ocurre en un paso o en una serie de pasos.

Ejemplo Es imposible medir adecuadamente el valor liberado cuando el C se quema a CO pero se dispone de las siguientes ecuaciones termoquímicas. C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g)  Hº = - 94,1 Kcal CO (g) + 1/2O 2 (g) CO 2 (g)  Hº = - 67,7 Kcal

Ejercicio Calcular la entalpia de formación del etanol liquido (C 2 H 5 OH (l)) en condiciones patrones, en base a los siguientes datos: a) C 2 H 5 OH (l) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l)  Hº = -1366,9 KJ b) C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g)  Hº = -393,5 KJ c) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l)  Hº = -285,8 KJ

Respuesta ∆Hº f = -277,5 KJ

Ejercicio Partiendo del calor de formación del CO 2 (g) y de la ecuación termoquímica: C (grafito) + 2N 2 O (g) CO 2 (g) + 2N 2 (g) ∆Hº r = -558,1 KJ Calcular el calor de formación del N 2 O (g)

Respuesta ∆Hº f = 82,3 KJ/mol

Combustión Combustión: es la oxidación de una sustancia con desprendimiento de calor (y a veces también de luz). En toda combustión están presentes el combustible y el comburente. Combustibles: son sustancias que reaccionan exotéricamente con el oxigeno (comburente) del aire. La Entalpía estándar de combustión (∆H c ) es el calor asociado a la combustión de un mol de compuesto, a presión y temperatura constante. A partir de la entalpía de combustión de un compuesto puede calcularse su entalpía de formación. Es útil para calcular entalpías de formación de hidrocarburos.

Calorímetro a Volumen cte. El calor de combustión se mide colocando una masa conocida de un compuesto en un recipiente de acero (bomba calorimétrica), que se llena con O 2 a 30 atm de presión. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua. La muestra se enciende eléctricamente y el calor producido se calcula con exactitud registrando el aumento en la temperatura del agua. Se dice que la bomba calorimétrica y el agua es un sistema aislado.

Ejercicio Calcule la entalpia de formación en condiciones patrón del eteno (C 2 H 4 ), si su calor de combustión es de -1410,9 KJ/mol.

Respuesta ∆Hº f = 52,3 KJ/mol

Poder calorífico El poder calorífico indica el calor liberado NO por mol de sustancia sino por unidad de volumen si la sustancia es gaseosa y por unidad de masa si la sustancia es liquida o sólida. Poder calorífico superior (PCS): es el que resulta de la combustión completa y el agua formada en el proceso se encuentra al estado liquido. Combustible + Aire CO 2 + H 2 O (l) + ø Poder calorífico inferior (PCI): es el que resulta de la combustión completa pero el agua formada se encuentra al estado gaseoso (puesto que se pierde parte del calor en vaporizar el agua; queda menos calor para utilizar y por eso éste es el inferior). Combustible + Aire CO 2 + H 2 O (g) + ø