Unidad 4 Termoquímica

Termoquímica Ciencia que estudia la relación existente, entre la energía en sus diversas formas, y los procesos químicos. Parte de la Termodinámica, ciencia más amplia que se ocupa de la relación entre el calor y otras clases de energía, así como el uso eficiente de los recursos energéticos

Termodinámica Termoquímica

La energía del Universo es constante Termoquímica La energía del Universo es constante El desorden del Universo está aumentando constantemente

1. Energía 1.1. DEFINICIÓN: Capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo 1.2. FUNDAMENTO: PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE ENERGÍA “La energía ni se crea ni se destruye, tan solo se transforma” Unidad 4. Termoquímica

1. Energía 1.3.TIPOS DE ENERGÍA Cinética Potencial mecánica Térmica Electromagnética Nuclear Química : por uniones entre átomos iones y moléculas que forman una sustancia UNIDADES 1cal = 4,184J Unidad 4. Termoquímica

EXPANSIÓN-COMPRESIÓN 1. Energía 1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA. 1.4.1. Trabajo Trabajo = Fuerza · desplazamiento= F· x cosa magnitud escalar Es un caso importante de trabajo, TRABAJO POR EXPANSIÓN-COMPRESIÓN En gases W expansión-compresión = - p · V V > 0 W < 0 V < 0 W > 0 En sólidos y líquidos V =0 W expansión-compresión =0 Unidad 4. Termoquímica

1. Energía 1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA. 1.4.2. Calor Calor = Transferencia de energía térmica natural o espontánea entre dos cuerpos que están a temperatura diferente Energía térmica: se mide con la T Efectos físicos:  o  T qpresión constante = m · cp · T C, capacidad calorífica qvolumen constante = m · cv · T C=m·c qcambio de fase = m·L= Hcambio de fase L, calor latente de cambio de estado H, entalpía Unidad 4. Termoquímica

2.Fundamentos de la Termodinámica 2.1.Sistemas termodinámicos Partes del universo , el resto es entorno Abiertos transfieren Q y materia Cerrados transfieren Q y nada de materia Aislados no transfieren Q ni materia 2.2. Delimitaciones. Existen paredes que delimitan los sistemas, éstas pueden ser: Adiabáticas: que no dejan pasar calor Conductoras o diatermas: dejan pasar calor Rígidas: no permiten modificaciones del volumen del sistema Unidad 4. Termoquímica

2.Fundamentos de la Termodinámica 2.3.Estado de un sistema Se utilizan valores que caracterizan sus propiedades físicas y químicas más importantes. El conjunto define ESTADO DEL SISTEMA Valores= propiedades macroscópicas generales Intensivas: no dependen de la cantidad de materia, ni del tamaño * densidad * temperatura * concentración Extensivas: dependen de la cantidad de materia y el tamaño * masa * energía * volumen *número de moles Unidad 4. Termoquímica

2.Fundamentos de la Termodinámica Estado de equilibrio La termodinámica estudia el estado final e inicial del sistema. Para nada se ocupa de cómo se han llevado a cabo los pasos Funciones de estado Energía interna U Entalpía H Entropía S Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la Termodinámica ENERGÍA INTERNA U Suma de energía potencial y cinética de las partículas que componen el sistema Valor característico para cada estado y aumenta cuando absorbe calor o soporta un trabajo U = q + W Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la termodinámica U = q –pV PROCESO ISOCORO QV calor a volumen constante U = q V W=0 q V es función de estado PROCESO ISOBÁRICO QP calor a presión constante Con el 1er ppio tenemos QP= U + pV= (U2-U1) + (pV2 –pV1)= (U2+ pV2) –(U1+pV1) H = qp q p es función de estado Entalpía de reacción Función de estado H = U + p · V Propiedad extensiva Unidades de energía Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la Termodinámica U = q –pV PROCESO ISOTERMO T= cte U = 0 q= -W PROCESO ADIABÁTICO Q= 0 U = W Representaciones gráficas de los procesos http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodinámicas.html Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la Termodinámica RELACIÓN U , H H = U + pV Reacciones entre fases condesadas (sól y líq) V = 0 Hr = Ur qp= q V Reacciones donde intervienen gases Si T cte y con gases de comportamiento ideal Hr = Ur + n R T= qp = q V + n R T Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica 4.1Termoquímica Hr = H (productos) – H (reactivos) Estudia los cambios de calor que se dan en las reacciones químicas Hr = H (productos) – H (reactivos) Ya que casi siempre las reacciones transcurren en condiciones a presión constante Si Hr >0 Endotérmica Si Hr <0 Exotérmica Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica 4.2.Ecuaciones termoquímicas 4.3.Entalpía molar Ecuación química ajustada en la que se dan expresamente, y a la derecha de ella, los parámetros termodinámicos, generalmente la entalpía de la reacción 4.3.Entalpía molar Entalpía referida a 1 mol de la sustancia en cuestión, reactivo o producto. Unidades: J/mol o kJ/mol. Si invertimos la ecuación termoquímica, el valor de la entalpía cambia de signo. Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica 4.4.Condiciones estándar La entalpía viene condicionada por las condiciones en las que se lleve a cabo la Reacción. Cuando no se indica nada se supone unas condiciones estándar Hr º p= 1 bar= 105Pa=0,987 atm por considerarse despreciable el error p≈1 atm En mezcla de gases p parcial(gas)=p estándar No hay una T estándar, casi siempre se refieren a 25ºC Cada sustancia se encuentra en el estado de agregación más estable a 1bar y T de trabajo (a la que se lleva la reacción) En sólidos se especifica la variedad alotrópica más estable en esas condiciones. Para sustancias en disolución, el estado estándar se refiere a una concentración 1M Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica 4.5.Diagrama entálpico Representación gráfica esquemática del cambio de entalpía una reacción química Unidad 4. Termoquímica

5.Ley de Hess y sus aplicaciones Hr depende solo de los estados finales e iniciales. Su valor es el mismo e independiente de que la reacción transcurra en una o varias etapas. “Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma algebraica de las entalpías de las reacciones parciales” Unidad 4. Termoquímica

5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.2.Aplicación. Ciclo de Born-Haber ΔHfº= ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º+ΔH5º Er= ΔH5º Er=ΔHfº-(ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º)

5.3.Entalpías de formación 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.3.Entalpías de formación 5.3.1. No se puede determinar valores absolutos de entalpía. Sí variaciones. Pero se hace necesario partir de un valor referencial, es decir un cero en la escala. La entalpía de formación para elementos puros es 0 ΔHfº(ele puro)=0 En elementos sólidos se elegirá la variedad más estable Unidad 4. Termoquímica

5.3.Entalpías de formación 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.3.Entalpías de formación 5.3.2. La entalpía estándar de formación de una sustancia ΔHfº , se define: Variación de entalpía que acompaña a un mol de sustancia en estado estándar a partir de sus elementos componentes, igualmente en sus estados estándares Varía con la T, pero casi siempre se elige 25ºC, 298,15 K (tablas) Unidad 4. Termoquímica

5.4.Entalpías de reacción y energía de enlace 5.Ley de Hess y sus aplicaciones 5.4.Entalpías de reacción y energía de enlace 5.4.1. Cálculo de entalpías de reacción Hr0 =  n·Hf0 (productos) -  m·Hf0 (reactivos) Resolución de un problema http://www.youtube.com/watch?v=5vPfBtALa_M&feature=player_embedded 5.4.2. Energías de enlace Hr0 =  (Energía enlaces rotos) -  (Energía enlaces formados) Unidad 4. Termoquímica

6.Segundo principio de la termodinámica 6.0. Análisis previo Hemos relacionado diferentes tipos de energía: Energía interna, entalpía de reacción, energías en tránsito como calor y trabajo. ¿Y qué pasa con la espontaneidad? Generalmente cuando H < 0 suelen ser espontáneas, pero no siempre. El paso de hielo a agua, es espontáneo y sin embargo es endotérmico. Ha de haber algún otro término a considerar Unidad 4. Termoquímica

6.Segundo principio de la termodinámica 6.1.Concepto de entropía Nueva función de estado con el 2º ppio de la termodinámica ENTROPÍA Medida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía Ssistema ≥ q/ T

6.Segundo principio de la termodinámica 6.1.Concepto de entropía En cambios de estado S sólido< S líquido<S gas Disoluciones S disolución>S disolvente + S soluto Mezcla de gases S (mezcla gaseosa) > ΣS (gases puros) Aumento de temperatura. Todas las sustancias aumentan su entropía con el aumento de T S (T1)< S (T2) Siendo T1< T2 ENTROPÍA Medida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía S sistema ≥ q/ T

6.Segundo principio de la termodinámica 6.2.Enunciado del 2º PPIO “En todo proceso espontáneo la entropía del universo aumenta.” S total= S universo= (S sistema + S entorno) > 0 No hay oposición a que la S de un sistema disminuya. Sobra con que salga calor de él. Fíjate en la variación global del universo Unidad 4. Termoquímica

6.Segundo principio de la termodinámica 6.3.Entropías absolutas El tercer ppio de la termodinámica establece que la S de una sustancia pura, en su forma más estable, formando una red sólida cristalina si defectos, es cero en el cero absoluto de temperatura (a T =0K) S cristal perfecto a 0K = 0 Cálculo de la variación de entropía de una reacción química Sr0 =  n·S0 (productos) -  m·S0 (reactivos) En tablas se detallan las entropías molares estándar J /(mol·K) (todas ellas son positivas, siempre > 0) Vídeo termodinámica http://www.youtube.com/watch?v=_r-IxlgqBxY&feature=related Unidad 4. Termoquímica

7.Espontaneidad de las reacciones químicas El aumento de entropía para un sistema químico no es condición que asegure la espontaneidad o no del proceso. Incluso puede ser imposible de aplicar al no poder conocer todas las interacciones del sistema con su entorno 7.1. La energía de Gibbs Contempla las tres variables de estado G = H – T · S En todo proceso espontáneo a p y T constantes, la energía libre de Gibbs disminuye Δ G< 0 Unidad 4. Termoquímica

7.Espontaneidad de las reacciones químicas 7.2. Energías libres de formación De la misma forma que se han visto ΔHºf , para calcular la entalpía de las reacciones, se define ahora, para cada sustancia: la energía libre estándar de formación Δ Gºf La energía libre estándar de formación de los elementos puros es nula. El resto se detalla en tablas Cálculo de la variación de energía libre de una reacción química Gr0 =  n·G0f (productos) -  m·G0f (reactivos) Unidad 4. Termoquímica

7.Espontaneidad de las reacciones químicas 7.3.Espontaneidad de los procesos Comprueba cómo varía G http://www.educaplus.org/play-76-Energ%EF%BF%BDa-libre-de-Gibbs.html-UhKFniYm-GrQSU-xC2VSs?referrer=hlnk Unidad 4. Termoquímica