TERMODINÁMICAQUÍMICA Es la parte de la Química que estudia los intercambios energéticos que acompañan a los procesos físicos y químicos.

La energía se convierte, se almacena, no se crea ni se destruye 1° principio La energía se convierte, se almacena, no se crea ni se destruye luciérnaga mamífero E química E química E térmica E lumínica E cinética  Er =  Ep

calor Flujo de energía entre el sistema el entorno Se produce por el movimiento vibratorio de las moléculas y se transfiere de un cuerpo a otro. Se representa con la letra Q. Unidades 1 J = 0,24 cal 1 cal = 4,16 J 1 Kcal = 1000 cal

Expresa la cantidad de calor que se de suministras a CALOR ESPECIFICO Expresa la cantidad de calor que se de suministras a 1 g de materia para elevar en 1°C su temperatura Q__ [J.g-1K-1] ce = m. t Temperatura (°C) Calor específico (J.g-1 °C-1) 4,218 10 4,192 25 4,180 P =1 atm sistema Calor específico (J.g-1 °C-1) plomo 0,128 acero 0,448 Petróleo 2,14 Alcohol etílico 2,43 P =1 atm t = 20 °C

El calor de reacción se mide en un calorímetro Q cedido = Q absorbido Investigar su funcionamiento

TERMOQUÍMICA Rama de la termodinámica que estudia específicamente la absorción y liberación de calor que acompaña a una reacción química

Reacciones químicas Exotérmicas (Q < 0) y (T > 0) Endotérmicas

Son magnitudes que pueden variar a lo VARIABLES DE ESTADO Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso FUNCIONES DE ESTADO Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.

(del prefijo en y del griego "enthalpos“ calentar) Entalpía (del prefijo en y del griego "enthalpos“ calentar) Magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H H = Hf - Hi Se expresa en joule, kcal, BTU (sistema anglo). Representa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico o la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno. Propiedad extensiva Depende de la temperatura.

Entalpía estándar Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (P = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M). Se expresa como H0 y se expresa en J/mol.  H0 = H0p - H0r entalpía estándar: de formación, de combustión, de neutralización.

H0 reacción= H0 fp - H0 fr ENTALPÍA DE FORMACIÓN La entalpía normal de formación de la sustancia simple es cero H0 reacción= H0 fp - H0 fr Calculo CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H0f CH4(g) = – 74,9 kJ.mol-1 H0f CO2(g) = – 394 kJ .mol-1 H0f H2O (g) = – 241,8 kJ .mol-1 H0 reac = H0 f CO2(g) + 2H0 f H2O(l)- (H0 f CH4(g) + 2  H0f O2 (g))

Ecuaciones termoquímicas Se expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H0. CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H0= - 890 kJ H2(g) + ½ O2(g) H2O(g); H0 = –241,4 kJ H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2: 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) H0 = 2 . (–241,4 kJ)

ENTALPIA ENERGIA REACTIVOS PRODUCTOS ENTALPIA ENERGIA REACTIVOS PROCESO ENDOTÉRMICO ENTALPIA ENERGIA REACTIVOS Calor absorbido por el sistema H > 0 y Q < 0 PRODUCTOS PROCESO EXOTÉRMICO ENTALPIA ENERGIA REACTIVOS Calor cedido por el sistema H < 0 y Q > 0 PRODUCTOS

Ley de Lavoisier-Laplace (1780) H0 R directa= -  H0 R inversa El calor desarrollado en la formación de una sustancia a partir de las sustancias simples es igual al calor que la misma absorbe cuando se descompone. H0 R directa= -  H0 R inversa H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H °f = -241,60 Kj.mol-1 H2O (g) → H2 (g) + ½ O2(g) ∆H ° = +241,60 kJ.mol-1

DH de cada una de las reacciones. Ley de Hess (1840) H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular DH de la reacción global combinando los DH de cada una de las reacciones. El calor liberado a presión o volumen constante en una reacción química dada es una constante independientemente del número de etapas en que se realiza el proceso químico DH = -393.5 kJ DH = +283 kJ DH = ? DH = -110.5 kJ (1) (2) (3) DH 1 C CO2 DH 3 CO DH 2

Dadas las reacciones: H2(g) + ½ O2(g) ¾  H2O(g) DH10 = –241,8 kJ H2(g) + ½ O2(g) ¾  H2O(l) DH20 = –285,8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción d vaporización es: H2O(l) H2O(g)    DH03 = ?

Esquema de la ley de Hess H10 = – 241,8 kJ H20 = – 285,8 kJ H30 = 44 kJ H H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H2O(l)

A—B(g)  A(g) + B(g) H = Eenlace= Ee ENTALPÍA DE ENLACE “Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en estado gaseoso”. En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con la energía necesaria para disociar 1mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen. Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se toma como el valor medio necesario para romper cada uno de los enlaces iguales. A—B(g)  A(g) + B(g) H = Eenlace= Ee H2(g)  2 H(g) H = 436 kJ Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) Se mide en kJ/mol.

Cálculo de energías de enlace Calcular la energía del enlace H‑Cl en el cloruro de hidrógeno HCl(g)  H(g) + Cl(g)  H0 = ? Conociendo ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g)  Hf0(HCl) = –92,3 kJ H2(g)  2H(g) Ee(H2) = 436,0 kJ Cl2(g)  2Cl(g) Ee (Cl2) = 243,4 kJ Aplicando la ley de Hess  H0 = – (–92,3 kJ) + ½ .(436,0 kJ) + ½ . (243,4 kJ) = 432,0 kJ

Enlace Ee (kJ.mol-1) H–H 436 C–C 347 C=C 620 CC 812 O=O 499 Cl–C 243 C–H 413 C–O 315 C=O 745 O–H 460 Cl–H 432 Cl–Cl

Aumenta al ir quitando restricciones. Se expresa en J.mol –1.K–1 ENTROPÍA (S) Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse. Es función de estado ideada por Rudolf Clausius. Aumenta al ir quitando restricciones. Se expresa en J.mol –1.K–1 fusión evaporación S sólido < S líquido S líquido < S gas T1 T2 disolución S st + sv < S sc calentamiento S T1< S T2

Proceso exotérmico Aumenta la entropía Proceso endotérmico entorno entorno calor calor sistema energía sistema energía Proceso exotérmico Aumenta la entropía Proceso endotérmico Disminuye la entropía

Calculo de S0 para: 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g) - 198,7J. K‑1 En una reacción química: Calculo de S0 para: 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g) S0 = 2.192,3 J.K‑1 – (3 mol.130,6 J.mol‑1.K‑1 + 191,5 J.K‑1) - 198,7J. K‑1

(se ordena) espontáneamente. El entorno se desordena. 2° principio “En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre”. A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. El entorno se desordena.

3° principio “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0” (máximo orden). En procesos reversibles y a t cte se puede calcular S de un sistema como: y si el proceso químico se produce a P cte S0 (entropía molar estándar) se mide en J.mol–1.K–1. Sreacción se mide en J x K–1.

E LIBRE O ENTALPÍA LIBRE E LIBRE DE GIBBS (G) E LIBRE O ENTALPÍA LIBRE Energía liberada en los procesos bioquímicos disponible para realizar trabajo de algún tipo G es una función de estado En procesos a T constante se define como: G = H – T x S Por tanto: En condiciones estándar:  G0 =  H0 – T .  S0

caso H S G G > 0 Productos Reactivos T, P = ctes. Reacción no espontánea G < 0 Reacción espontánea caso H S G 1 <0 >0 espontanea 2 No espontanea 3 ? espontanea a t bajas 4 espontanea a t altas

H > 0 S > 0 Espontánea a temperaturas altas Espontánea a todas las temperaturas Espontánea a temperaturas bajas No Espontánea a cualquier temperatura H S H < 0 S > 0 H < 0 S < 0 H > 0 S < 0

PROCESOS EXERGÓNICOS ENDERGÓNICOS Si G° < 0 E productos < E reactivos Si G° > 0 E productos > E reactivos R  P + - ENERGÍA LIBRE ESPONTANEO R  P - + ENERGÍA LIBRE NO ESPONTANEO