MATERIA Y ENERGÍA ARTESANOS DEL MUNDO “TERMODINÁMICA”

Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones Recordar que: Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones

Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones Enlace químico y estructura de la materia

Química: Ciencia que estudia la materia y sus transformaciones Enlace químico y estructura de la materia Química general

¿Qué nos interesa de una reacción química?

CONTENIDO 1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.

CONTENIDO Fundamentos de Termodinámica 1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Fundamentos de Termodinámica Termodinámica: Rama de la Física que estudia el calor, el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.

CONTENIDO Aplicación a reacc. químicas: Termoquímica 1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía. 7.- Capacidad calorífica. Aplicación a reacc. químicas: Termoquímica 4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace. 8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido o absorbido en las reacciones químicas.

¿Qué recordamos de materia y energía? Materia: Es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio, posee masa y volumen. Energía: Es lo que provoca cambio en la materia. Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor

¿cómo delimitamos nuestra investigación en una reacción química? Conociendo los siguientes conceptos: El sistema El límite El entorno Proceso : es el fenómeno a estudiar UNIVERSO

1 CONCEPTOS BÁSICOS. SISTEMAS, VARIABLES Y PROCESOS. Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo Límite: separación del sistema real o imaginario con su entorno

Abierto Cerrado Aislado Tipos de sistemas Puede intercambiar Materia Energía Energía

Intensivas Extensivas Tipos de variables Los sistemas se presentan de diferentes formas Þ ESTADOS caracterizados por VARIABLES termodinámicas (p.ej: T, P, V, c, m, composición química, ...) Variables de estado Intensivas Extensivas Tipos de variables No dependen de la cantidad de materia del sistema Ej: T, P, c No son aditivas Dependen de la cantidad Ej: m, V Son aditivas

Ecuaciones de estado: Relacionan variables de estado Funciones de estado = Ecuación de estado: Son el conjunto de las variables de estado relacionadas entre sí, a través de una ecuación. Al asignar valores a unas cuantas variables de estado, los valores de todas las demás quedan automáticamente fijados. Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produjo el cambio. DX = Xfinal –Xinicial Ecuaciones de estado: Relacionan variables de estado (ej: PV = nRT)

Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo ß PROCESO termodinámico Tipos de procesos Isotermo (T = cte) Isóbaro (P = cte) Isócoro (V = cte) Adiabático (Q = 0) Cíclico (estado final = estado inicial) Reversible: Proceso que puede volver al estado inicial (sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio; un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir el proceso) Irreversible: Proceso que no puede volver al estado inicial (Un cambio infinitesimal en las condiciones no produce un cambio de sentido en la transformación).

2 Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0 ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO. 1er PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. Energía: Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor. Criterio de signos SISTEMA Q > 0 W > 0 W < 0 Q < 0

EL TRABAJO NO ES UNA FUNCIÓN DE ESTADO Unidad S.I.: Julio Trabajo de expansión/compresión de los gases Pint Pext dV [Levine, pg 42] EL TRABAJO NO ES UNA FUNCIÓN DE ESTADO

El calor no es función de estado Un sistema cede E en forma de Q si se transfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno. Unidad S.I.: Julio 1 cal = 4,184 J No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito” El calor no es función de estado CALOR ≠ TEMPERATURA

1er Principio de la Termodinámica ENERGÍA INTERNA: U Epot Ecin ? Energía interna : U (Suma de energías a nivel molecular) Función de estado Magnitud extensiva ¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado? Calentándolo Þ calor Realizando un trabajo 1er Principio de la Termodinámica DU = Q + W

1er Principio de la Termodinámica DU = Q + W 1er Principio de la Termodinámica “ La energía no se crea ni se pierde solo se transforma” Energía interna = calor + trabajo

3 ENTALPÍA. Función de estado Entalpía Propiedad extensiva H = U + PV Unidades de energía Proceso a P = cte Relación entre DH y DU sól/líq solo DH = DU + D(PV) DH = DU + PDV DH @ DU Si P=cte

4 CALOR DE REACCIÓN. LEY DE HESS. Reacciones químicas Exotérmicas (Q < 0) Endotérmicas (Q > 0) El calor de reacción se mide con un calorímetro [Petrucci, pg 227] Qv = DU = Uprod - Ureac Qp = DH = Hprod - Hreac DH = DU + D(PV) DH @ DU ¿Intervienen gases? No Sí DH = DU + D(nRT) DH = DU + RTDn Si T=cte

MÉTODOS PARA DETERMINARLA Entalpía de reacción Incremento de entalpía que tiene lugar durante la reacción MÉTODOS PARA DETERMINARLA Método 1 Medir Qp con un calorímetro DH = -283 kJ DH = -566 kJ DH = +283 kJ Método 2 Medir Qv con un calorímetro; DH = DU+RTDn

Método 3 Germain Henri Hess Ley de Hess DH = ? DH = -393.5 kJ (1802-1850) El calor intercambiado cuando una reacción química se lleva a cabo a T y P constantes es el mismo tanto si la reacción ocurre en una etapa o en varias. DH = -393.5 kJ DH = +283 kJ DH = -110.5 kJ DH: función de estado

5 ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN. Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar. Entalpía de reacción estándar (DHº): DH cuando los reactivos en sus estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos. Entalpía estándar de formación (DHfº) de una sustancia: Entalpía estándar de reacción para la formación de un mol de la sustancia a partir de sus elementos en su estado más estable. (Unid: J×mol-1) DHfº (C2H5OH, l) a 25ºC = -277.69 kJ×mol-1 DHfº (elemento en su estado más estable) = 0

6 ENTALPÍAS DE ENLACE. Método 5 H H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado Þ ESTIMACIÓN Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético. H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H

6 ENTALPÍAS DE ENLACE. Método 5 H H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado Þ ESTIMACIÓN Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético. H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H

Entalpía de disociación de un enlace dado en una molécula determinada: Energía requerida para romper ese enlace en un mol de dichas moléculas en estado gaseoso a P cte. Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para romper enlaces similares en un gran número de moléculas diferentes. (Un mol; estado gaseoso; P cte) Þ Tabular H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H DH = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ ¡Ojo! * Método aproximado Þ ESTIMACIÓN Fiabilidad: ± 10 kJ como máximo * Sólo es aplicable a reacciones entre gases.