Prof. Sergio Casas-Cordero E.

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1 Prof. Sergio Casas-Cordero E.
La Energía Prof. Sergio Casas-Cordero E.

2 Según los astrofísicos, a partir de la forma de usar la Energía, las civilizaciones extraterrestres, se pueden clasificar en tres tipos: tipo I, II y III. Esta forma de clasificación, se basa en que sólo hay tres fuentes de energías disponibles; del planeta, de la estrella y de la galaxia. Una civilización de tipo I es aquella que ha dominado todas las formas de energías terrestres y puede modificar las condiciones meteorológicas, explotar los océanos o extraer energías del centro del planeta. Sus necesidades energéticas son tan grandes que debe aprovechar los potenciales recursos de todo el planeta. Las civilizaciones de tipo II han dominado la energía estelar. Sus necesidades energéticas son tan grandes que han agotado los recursos planetarios y utilizan su propio sol para hacer funcionar sus máquinas. Las civilizaciones de tipo III han agotado la producción energética de una única estrella; obtienen su energía mediante el aprovechamiento de grupos de sistemas estelares de toda la galaxia, y para ello deben llegar a sistemas y grupos estelares vecinos, y posteriormente, evolucionar hasta convertirse en una civilización galáctica. ¿Dónde estamos ahora? Según los entendidos, en la actualidad somos una civilización de tipo cero. Esencialmente, usamos plantas muertas (carbón y petróleo) para activar nuestras máquinas, somos como unos niños dando nuestros primeros pasos, titubeantes y torpes, en el espacio. (Cuba. Amanecer del Tercer Milenio, Fidel Castro Díaz-Balart, Editorial DEBATE )

3 ¿Qué es Energía? Proviene del Griego “ενέργεία” que significa “acción o trabajo”. Los físicos la definen como “la capacidad de realizar un trabajo”. La gran fuente energética del planeta es el Sol. Los vegetales mediante la fotosíntesis transforman la energía solar en energía Química. No puede crearse ni destruirse. Se manifiesta de muchas formas. Se transforma constantemente.

4 Origen de la Generación de electricidad de Chile y el Mundo (fuente CNE-2005 y IEA-2004)
Hidroeléctrica Gas Natural Carbón Diesel Nuclear Otros Chile 50.2 29.4 16.4 2.4 1.6 Mundo 16.1 16.6 39.8 6.7 15.7 2.1

5 Combustibles en la Producción de Energía en USA

6 DIVERSIFICACIÓN DE LA MATRIZ: GOBIERNO CONCLUYE TRAMITACIÓN EN CONGRESO DE PROYECTO DE LEY QUE FOMENTA USO DE ENERGÍAS RENOVABLES NO CONVENCIONALES (ERNC) Entre las modificaciones aprobadas está la que establece la obligación, para todas las empresas eléctricas, de inyectar a lo menos un 10% de su energía con medios renovables no convencionales. Para asegurar la efectiva materialización de estos proyectos energéticos, entre los años 2010 y 2014 la obligación será de 5%. A partir de esa fecha, este porcentaje se incrementará gradualmente en 0,5% anual, hasta llegar al 10% en el año Marzo de 2008

7 La Energía en los Alimentos

8 Medición de la Energía consumida por una persona

9 Combustión de un alimento en un Calorímetro

10 Aporte energético de los alimentos

11 Comparación de la energía suministrada por un gramo de alimento

12 Una Caloría:

13 TERMOQUÍMICA Prof. S. Casas-Cordero E.

14 El Calor: Es la Energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores, como resultado de una diferencia de temperaturas. Se representa por Q.

15 El Calor (Q) Es una forma de Energía
Se mide en unidades Caloría (Cal), Joule (J). Equivalencia: 1 Cal = 4,184 J 1 Kcal = 4,184 KJ

16 Principio de la Conservación de la Energía
“La variación de energía en el Universo es cero” ΔEUniverso = ΔESistema + ΔEAmbiente = 0 ΔESistema = - ΔEAmbiente

17 Los Sistemas materiales y la Energía
Sistema abierto: Puede intercambiar Energía y masa con los alrededores Sistema cerrado: Puede intercambiar sólo Energía con los alrededores Sistema aislado: No intercambia Energía ni masa con los alrededores

18 Calorimetría: Medición del Calor transferido entre un sistema y su ambiente o alrededores. Se mide en un dispositivo de paredes aisladas conocido como CALORÍMETRO.

19 Un Calorímetro es un pequeño Universo
Q = Ce x m x ΔT

20

21 Q = C x m x ∆T El Calor Q, depende de: La masa del sistema, m.
La variación de temperatura que experimente el sistema, ∆T. Una constante de proporcionalidad (Capacidad calorífica), C. Q = C x m x ∆T

22 Capacidad Calorífica:
Es la cantidad de Calor necesaria para modificar un grado la temperatura de un sistema. Por ejemplo: 1. Capacidad calorífica molar: El sistema es un mol de sustancia. 2. Capacidad calorífica específica (Calor Específico): El sistema es un gramo de sustancia.

23 Calor Específico del agua:
1 Cal/g ºC = 1 Kcal/Kg ºC 4,184 J/g ºC = 4,184 KJ/Kg ºC

24 Calor Específico del agua:

25 Determinación del Calor Específico:

26 Q plomo = - Q agua Q agua = mc∆T Q agua = + 1,4x103J
Q agua = 50 g x 4,184 J/g ºC x (28,8 – 22,0) ºC Q agua = + 1,4x103J Q plomo = ,4x103 J Q Plomo = mxcx∆T Q Plomo = 150 g x c x (28,8 – 100,0 )ºC c plomo = 0,13 J/g ºC

27 Un calorímetro a presión constante
Termómetro Agitador Aislante térmico Solución

28 Un calorímetro a presión constante
1.00 L de Na 2SO M L de Ba(NO3) M Capacidad calorífica específica de la solución = 4.18 J/(oC g sln) Ba 2+(ac) + SO4 2-(ac) Ba SO4(sólido) Densidad de la solución resultante = 1.0 g/mL

29 Un calorímetro a presión constante
1.00 L de Na2SO M 1.00 L de Ba(NO3) M Capacidad calorífica específica de la solución = 4.18 J/(oC g sln) Ba 2+(ac) + SO4 2-(ac) Ba SO4(sólido) Densidad de la solución resultante = 1.0 g/mL T inicial = 25.0 o C T final = 28.1 o C Tfinal > Tinicial: proceso exotérmico Calcule el cambio de entalpía por cada mol formado de BaSO4. Suponga que toda la energía liberada es absorbida por la solución.

30 Un calorímetro a presión constante
Moles BaSO4(sólido) formados = 1.00 mol DH = Qp ( )oC (4.18 J/oC g sln) (1.0 g sln/mL) (2.00x103 mL) Qp = = -2.6x104 J /mol 1.00 mol BaSO4

31 El Calor en las Reacciones Químicas

32 ΔH = (HProductos – HReactantes)
El Calor en las Reacciones Químicas se define como Entalpía y se entiende como el contenido calorífico de una reacción a presión constante. La Entalpía se representa por H. En cualquier reacción sólo puede conocerse la variación de Entalpía, ΔH. ΔH = (HProductos – HReactantes)

33 Sentido del flujo del Calor
Las reacciones químicas, pueden ser clasificadas en: EXOTÉRMICA: Aquellas que liberan calor al ambiente. Ej: C(s) + O2(g)  CO2(g) + 393,5 KJ/mol

34 Reacción Exotérmica (EP – ER) < 0 C(s) + O2(g)  CO2(g) Reactantes
Energía Reactantes ER (EP – ER) < 0 Productos EP C. Rx C(s) + O2(g)  CO2(g)

35 2 C(s) + H2(g) + 228,2 KJ/mol  C2H2(g)
ENDOTÉRMICA: Aquellas que absorben calor del medio ambiente para realizarse Ej.: 2 C(s) + H2(g) + 228,2 KJ/mol  C2H2(g)

36 Reacción Endotérmica Productos Reactantes 2 C(s) + H2(g)  C2H2(g)
Energía Productos EP (EP – ER) > 0 Reactantes ER C. Rx 2 C(s) + H2(g)  C2H2(g)

37 Medición de la variación de Entalpía
Principio de la Conservación de la Energía. “La variación de energía en el Universo es cero” ΔEUniverso = ΔESistema + ΔEAmbiente = 0 ΔESistema = - ΔEAmbiente

38 Ejemplo En un Calorímetro que contiene 4 Kg de agua a 25 °C, se combustiona un mol de gas metano, elevándose la temperatura del agua a 78,2 °C. ¿Cuánto calor liberó el metano? Q = 4,184 J/g°C x 4000 g x (78,2 °C – 25 °C) Q = 890 KJ (calor absorbido por el agua) QCombustión = ΔHCombustión = KJ/mol

39 Ecuación Termoquímica
Representa la reacción química y su ΔH En el ejemplo anterior; CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890 KJ

40 C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHf(CO2) = - 393,5 KJ/mol
Calores de formación El calor molar de formación de un compuesto, ΔHf, es igual a la variación de Entalpía, ΔH, cuando un mol de un compuesto se forma a partir de los elementos en su forma más estable, a 25 °C y 1 atm. Ejemplo: C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔHf(CO2) = ,5 KJ/mol

41 El calor molar de formación de un elemento puro en su forma más estable es cero.
El calor molar de formación de un ión en medio acuoso, se mide en función de la formación del ión H1+(ac) cuyo valor asignado es cero.

42 Ejemplos (datos en KJ/mol)
especie ΔH CO2(g) - 393,5 NaOH(s) - 426,7 H2O(l) - 285,8 Na1+(ac) - 239,7 C3H8(g) - 103,8 OH1-(ac) - 229,9 O2(g) Cl1-(ac) - 167,4 CH4(g) - 74,8 H1+(ac)

43 Leyes de la Termoquímica (Ley de Hess)
1. La magnitud de ΔH es directamente proporcional a la cantidad de moles de reactantes o productos. ¿Cuánto calor se libera al quemar 0,25 moles de CH4? Respuesta: 1 mol de CH4  KJ 0,25 mol de CH4  x ΔH = KJ/mol x 0,25 mol = - 222,5 KJ

44 2 C(s) + H2(g)  C2H2(g) ΔH = + 228,2 KJ/mol
2. El valor de ΔH en una reacción es igual y de signo opuesto al valor de ΔH para la reacción inversa. Ejemplo, si; 2 C(s) + H2(g)  C2H2(g) ΔH = + 228,2 KJ/mol Entonces; C2H2(g)  2 C(s) + H2(g) ΔH = - 228,2 KJ/mol

45 3. El valor de ΔH en una reacción es el mismo si ésta transcurre directamente o por etapas.
Ejemplo: Sn(s) + Cl2(g)  SnCl2(s) ΔH1 = -349,8 KJ SnCl2(s) + Cl2(g)  SnCl4(s) ΔH2 = - 195,4 KJ Sn(s) + 2 Cl2(g)  SnCl4(s) ΔH3 = x ΔH3 = ΔH1 + ΔH2 = (- 349,8 KJ) + (- 195,4 KJ) ΔH3 = - 545,2 KJ

46 ΔH = ΣΔHf(Productos) – ΣΔHf(Reactantes)
4. Para cualquier reacción, ΔH es igual a la suma de los calores de formación de los productos menos la suma de los calores de formación de los reactantes. ΔH = ΣΔHf(Productos) – ΣΔHf(Reactantes)

47 Para una reacción literal: a A + b B  c C + d D
reactantes productos Coeficientes estequiométricos Se tendrá: ∆Hºreacción = Σ∆Hºf (productos) - Σ∆Hºf (reactantes) ∆Hºreacción = [c∆Hºf(C) + d∆Hºf(D)] – [a∆Hºf(A) + b∆Hºf(B)]

48 C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l)
Ejemplo: ¿Cuánto es el calor de la combustión de un mol de propano? C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH = [3xΔHf(CO2) + 4xΔHf(H2O)] – [1xΔHf(C3H8) + 5xΔHf(O2)] ΔH = [3x(- 393,5) + 4x(- 285,8)] – [1x(- 103,8) + 5x(0)] ΔH = ,9 KJ

49 Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124,7, –285,8 y –393,5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. La reacción de combustión del butano es: C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) ΔHº = ?

50 C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l)
Hº =  npHºfp –  nrHºfr  npHºfp = 4 mol(– 393,5 KJ/mol) + 5 mol(– 285,8 KJ/mol)  npHºfp = KJ  nrHºfr = 1 mol(– 124,7 KJ/mol)  nrHºfr = - 124,7 KJ Luego la entalpía estándar de combustión será:  Hºcombustión = [(- 3003) – (-124,7)] = – 2878,3 KJ

51 Otro ejercicio…

52 La reacción de vaporización es... (3) H2O(l)  H2O(g) H03 = ?
Dadas las reacciones (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241,8 KJ (2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H20 = – 285,8 KJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es... (3) H2O(l)  H2O(g) H03 = ? (3) puede expresarse como (1) – (2), luego H03 = H01 – H02 = – 241,8 KJ – (–285,8 KJ) = 44 KJ Hºvaporización = 44 KJ /mol

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

54 Un ejercicio más …

55 Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124,7, –285,8 y –393’5 KJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. Si utilizamos la ley de Hess, la reacción: (4) C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb=? Puede obtenerse a partir de: (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = – 285,8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H20 = – 393,5 kJ (3) 4 C(s) + 5 H2(g)  C4H10(g) H30 = – 124,7 kJ (4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3) 4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g)  CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)  H04 = 4 mol(–393,5 KJ/mol) + 5 mol(–285,8 KJ/mol) –1 mol(– 124,7 KJ/mol) = – 2878,3 KJ

56 El penúltimo ejercicio …

57 (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)
Determinar Hºf del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hº1 = – 285,8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) Hº2 = – 393,13 kJ (3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l) Hº3 = – 1422 kJ La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es: (4) 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g) (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)

58 (4) 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g) (4) = 2·(2) + 2·(1) – (3)
luego H40 = 2·H20 + 2·H10 – H30 = = 2 · (–393,13 kJ) + 2 · (– 285,8 kJ) – (– 1422 kJ) = = 64,14 kJ es decir Hºf (eteno) = 64,14 kJ/mol Se trata, pues, de una reacción endotérmica.

59 Y el último

60 y la reacción es exotérmica.
Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la reacción? Las reacciones de combustión son, respectivamente: (1) C6H12O6 + 6 O2  6 CO H2O ; H1 = – 2815 kJ (2) C2H5OH + 3 O2  2 CO H2O ; H2 = – 1372 kJ La reacción de fermentación de la glucosa es: (3) C6H12O6  2 C2H5OH +2 CO H3 = ? (3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luego H3 = H1 – 2·H2 = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = – 71 kJ y la reacción es exotérmica.

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