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Calor asociado a un proceso químico o físico

Calor asociado a un proceso químico o físico. Termoquímica. Ivonne Gacitúa G. Contenidos. 1.- Conceptos termodinámicos: Sistemas, calor y trabajo, etc. 2.- Primer principio de la Termodinámica. 2.1.- Energía interna. 2.2.- Primer principio. Entalpía. 3.- Calor de reacción.

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  1. Calor asociado a un proceso químico o físico Termoquímica Ivonne Gacitúa G.

  2. Contenidos • 1.- Conceptos termodinámicos: Sistemas, calor y trabajo, etc. • 2.- Primer principio de la Termodinámica. • 2.1.- Energía interna. • 2.2.- Primer principio. Entalpía. • 3.- Calor de reacción. • 3.1.- Entalpía de formación. • 3.2.- Otros calores de reacción. • 3.3.- Ley de Hess. • 3.4.- Calor de reacción y entalpías de formación. • 3.5.- Calor de reacción y energías de enlace. • 4.- Segundo principio de la Termodinámica. • 4.1.- Otras Funciones de estado: Entropía. Energía interna libre. Entalpía libre. • 4.2.- Espontaneidad de las reacciones. • 4.3 - Segundo principio. • 5.- Tercer principio de la Termodinámica.

  3. 1.- Conceptos termodinámicos. • Termodinámica: Es la ciencia que estudia los cambios de energía que tienen lugar en los procesos físicos y químicos. • Termoquímica: Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. • Toda reacción química va acompañada siempre de la absorción o del desprendimiento de energía luminosa, eléctrica, mecánica etc., siendo la más frecuente la calorífica.

  4. Se llama: a) Sistema:parte del universo que es objeto de estudio. b) Entorno:alrededores, medio ambiente.Resto del universo.

  5. Sistema y entorno ENTORNO SISTEMA ENERGÍA

  6. El sistema es la porción específica del universo que es de interés en el estudio. abierto cerrado aislado Intercambio: masa y energía energía nada

  7. Aislados: que no pueden intercambiar ni materia ni energía. Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar energía, aunque no materia, con los alrededores. Abiertos: aquellos que pueden intercambiar materia y energía. Tipos de sistemas

  8. Tipos de sistemas Abierto Cerrado Aislado Materia Energía Materia Energía Puede intercambiar Materia Energía

  9. La energía es la capacidad para realizar trabajo • La energía radiante proviene del Sol y es la fuente de energía primaria de la Tierra. • La energía térmica es la energía asociada con el movimiento arbitrario de átomos y moléculas. • La energía química es la energía almacenada dentro de los enlaces de las sustancias químicas. • La energía nuclear es la energía almacenada dentro del núcleo por los neutrones y protones en el átomo. • .

  10. temperatura = energía térmica 900C Cambios de energía en reacciones químicas Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente en forma de calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a temperaturas diferentes. Generalmente se habla de calor absorbido o calor liberado para describir los cambios energéticos que ocurren durante un proceso. La temperatura es una medida de la energía térmica

  11. CALOR Y TRABAJO: El intercambio de energía entre un sistema y los alrededores puede tener lugar en forma de calor (Q) y de trabajo (W). La energía es función de estado, pero el calor y el trabajo no, ya que los cuerpos no tienen ni calor ni trabajo, éstos tan sólo son energía en tránsito

  12. TRABAJO Realizar trabajo supone la transmisión de energía debido a la acción de una fuerza que lleva consigo un desplazamiento. En Química interesa el trabajo realizado por un gas sometido a una presión exterior, presión atmosférica, supuesta constante.

  13. TERMOQUÍMICA Es la parte de la química que estudia el flujo de calor asociado a una reacción química o cambio físico. En otras palabras, trata esencialmente de la conversión de energía química en energía térmica y viceversa. Su objetivo es la determinación de las cantidades de energía calórica cedida o captada en los distintos procesos y el desarrollo de métodos de cálculo sin recurrir a la experimentación.

  14. Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas. Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.

  15. 2H2(g) + O2(g) 2H2O (l) + energía H2O (g) H2O (l) + energía Procesos exotérmicos y endotérmicos Desde el punto de vistadel flujo de calor, se pueden distinguir dos tipos de reacciones o procesos. Procesos exotérmicos:en las que un sistema desprende calor al ambiente o entorno (aumenta la temperatura del ambiente). CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (ℓ) + energía

  16. Procesos endotérmicos: en las que el sistema absorbe calor del ambiente. H2O (s) + Energía  H2O (ℓ) El proceso absorbe calor del ambiente o entorno y la temperatura del ambiente disminuye. energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2(g)

  17. Reacción Exotérmica glucosa: molécula con mucha energía • Se libera energía + 6 O2 SALE ENERGÍA 6 6 productos baja energía C6H12O6(s) + 6 O2(g) = 6CO2(g) + H2O(l) + ∆H

  18. Reacción Endotérmica • Requieren Energía glucosa: un producto con mucha energía + 6O2 reactivos bajos en energía ENERGÍA 6 6 6CO2(g) + H2O(l) + ∆H = C6H12O6(s) + 6 O2(g)

  19. Consideraciones importantes:1.-Diagramas entálpicos Reac. endotérmica Entalpia (H) Productos H > 0 Reactivos Reac. exotérmica Reactivos H < 0 Entalpia (H) Productos

  20. La mayoría de los cambios físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante.

  21. Entalpia (H): Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante, se utiliza la propiedad llamada entalpia, que se representa por el símbolo H y se define como E+PV. La entalpia es una propiedad extensiva, depende de la cantidad de materia. Es imposible determinar la cantidad de entalpia, de una sustancia, por lo tanto lo que se le mide realmente es el cambio de entalpia DH La entalpia de reacción, DH es la diferencia entre la entalpía de los productos y las entalpías de los reactivos. DH = H (productos) – H (reactivos)

  22. En otras palabras DH representa el calor absorbido o liberado durante una reacción. La entalpia de reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso endotérmico, DH positivo . Para un proceso exotérmico DH es negativo Lo que se mide realmente es el cambio de entalpía (ΔH)

  23. La entalpía de reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso. En los procesos endotérmicos, ΔH es (+) (ΔH > 0) En los procesos exotérmicos, ΔH es (-) (ΔH < 0) Procesos exotérmicos: < 0 es decir: Procesos endotérmicos: > 0 es decir:

  24. Exotérmico Endotérmico

  25. DP = Pfinal - Pinicial DV = Vfinal - Vinicial DT = Tfinal - Tinicial La termodinámica es el estudio de la interconversión del calor y otras clases de energía. Las funciones de estadoson las propiedades que están determinadas por el estado físico del sistema, independientemente de cómo se alcanzó esa condición. energía , presión, volumen, temperatura E = Efinal - Einicial La energía potencial del excursionista 1 y el excursionista 2 es la misma aun cuando ellos tomaron caminos diferentes.

  26. Se llama estado a la situación específica en la que se encuentra un sistema. En termodinámica, la descripción del estado de un sistema se realiza mediante los valores de determinadas propiedades macroscópicas denominadas variablestermodinámicas, tales como p, V, T, m, ... No todas estas variables son independientes, basta conocer los valores de un pequeño número de ellas para averiguar el valor de otras. Estas variables independientes se denominan variables de estado. Toda función que pueda expresarse con ayuda de las variables de estado se denomina función de estado del sistema.

  27. Primera Ley de Termodinámica: La energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no puede ser creada o destruida. C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O DEsistema + DEentorno = 0 o DEsistema = -DEentorno Reacción química exotérmica Energía química liberada por combustión = Energía absorbida por el entorno entorno sistema

  28. ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema(Ec+Ep+…) es función de estado extensiva es imposible medir, pero si su variación  U PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA: ENTALPIA “En un sistema cerrado, la energía intercambiada en forma de calor y trabajo entre el sistema y los alrededores es igual a la variación de la energía interna del sistema”. •  U = Q + W

  29. Expresión matemática de la primera ley DEsistema DE = q + w DEes el cambio en la energía interna del sistema qes el cambio de calor entre el sistema y el entorno w es el trabajo hecho por el sistema

  30. La energía interna, U, es una función de estado, es decir, su valor sólo depende de los estados inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro. Por el contrario, el calor y el trabajo no son función de estado, su valor numérico depende tanto de las condiciones iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para pasar de un estado a otro.

  31. Entalpía (H) es la cantidad de calor liberado o absorbido en condiciones de presión constante DH = H (productos) – H (reactivos) DH = calor liberado o absorbido a presión constante Hproductos < Hreactivos Hproductos > Hreactivos DH < 0 DH > 0

  32. H2O (s) H2O (l) DH = 6.01 kJ Ecuaciones termoquímicas ¿Es DH negativo o positivo? El sistema absorbe calor Endotérmico DH > 0 Cada mol de hielo que se funde a 00C y 1 atm absorbe 6.01 kJ 6.4

  33. DH = -890.4 kJ CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O (l) Ecuaciones termoquímicas ¿Es DH Negativo o positivo? El sistema emite el calor Exotérmico DH < 0 Para cada mol de metano que se quema a 250C y 1 atm se liberan-890.4 KJ 6.4

  34. H2O (s) H2O (l) H2O (l) H2O (s) DH = -6.01 kJ DH = 6.01 kJ Ecuaciones termoquímicas • Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia • Si se invierte una reacción, el signo de ∆H también se invierte 6.4

  35. 2H2O (s) 2H2O (l) DH = 2 x 6.01= 12.0 kJ Ecuaciones termoquímicas Ley de Lavoiser - Laplace En toda reacción química el cambio entálpico tiene igual valor absoluto que el cambio entálpico de la reacción inversa, pero signo contrario. Por lo tanto, si la reacción es exotérmica en un sentido resultará endotérmica en sentido contrario, y viceversa. • Si se multiplican ambos lados de la ecuación por un factor, entonces ∆H deben multiplicarse por el mismo factor. 6.4

  36. ¿Cuánto calor se libera al quemar 266 g de fósforo blanco (P4) en el aire? P4(s) + 5O2(g) P4O10(s)DH = -3013 kJ x H2O (l) H2O (g) H2O (s) H2O (l) 3013 kJ 1 mol P4 x DH = 6.01 kJ DH = 44.0 kJ 1 mol P4 123.9 g P4 Ecuaciones termoquímicas • Los estados físicos de todos los reactivos y productos deben ser especificados en ecuaciones termoquímicas. = 6470 kJ 266 g P4 6.4

  37. H2O (s) H2O (l) DH = 6,01 kJ DH = -890,4 kJ CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O (l) Ecuaciones termoquímicas Son aquellas que muestran además de las relaciones de masa, los cambios de entalpía que ocurren en los procesos físicos o químicos. Cada fusión de 1 mol de hielo a 00C y 101 325 Pa absorbe 6,01 kJ. La combustión de 1 mol de metano a 25°C y 101 325 Pa provoca una disminución en la entalpía del sistema de 890.4 kJ.

  38. Ecuaciones termoquímicas 2H2O (s) 2H2O (l) H2O (s) H2O (l) H2O (l) H2O (s) DH = -6.01 kJ DH = 6.01 kJ DH = 2 x 6.01= 12.0 kJ • Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia • Si invierte una reacción, el signo de DHcambia • Si multiplica ambos lados de la ecuación por un factor n, entonces DHdebe cambiar por el mismo factorn.

  39. Ecuaciones termoquímicas H2O (l) H2O (g) H2O (s) H2O (l) DH = 6.01 kJ DH = 44.0 kJ • Los estados físicos de todos los reactivos y productos se deben especificar en las ecuaciones termoquímicas. • (c) o (s) se utilizan para representar el estado sólido, (l) para líquido, (g) para gas, (c = 1) o (1 M) para una solución 1 molar y (ac) para soluciones acuosas muy diluidas.

  40. Ecuaciones termoquímicas • El superíndice ° indica que la reacción se efectúo en condiciones de presión normal de referencia, 1 atm. Se utiliza un subíndice enseguida de H (H°) para dar la temperatura absoluta. Si no se da ninguna temperatura, se debe considerar que T = 298,15 K • Se utiliza un subíndice r para identificar un calor de reacción en general y también se utilizan otros subíndices (f para formación, c para combustión, mez para mezcla, etc.)

  41. f Establezca una escala arbitraria con la entalpía estándar de formación (DH0) como punto de referencia para todas las expresiones de entalpía. ¿Por qué no hay ningún modo de medir el valor absoluto de la entalpía de una sustancia? ¿Debo medir el cambio de entalpía para cada reacción de interés? 6.6

  42. Es la variación de entalpía (cambio de calor) que se produce cuando se forma un molde cualquier compuesto a partir de sus elementos en su estado más estable a una presión de 1 atm y 25°C. f DH0 (O2) = 0 DH0 (O3) = 142 kJ/mol DH0 (C, grafito) = 0 DH0 (C, diamante) = 1.90 kJ/mol f f f f f Entalpía estándar de formación (DH0) El superíndice “ O ” representa el estado normal (condiciones del estado estándar, el subíndice “ f” significa de formación. Para especificar DH0 de formación, es necesario escribir la ecuación química exacta y especificar los estados de todos los reactivos y productos.

  43. DH0 (O2) = 0 DH0 (O3) = 142 kJ/mol DH0 (C, grafito) = 0 DH0 (C, diamante) = 1.90 kJ/mol f f f f La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. f Ejemplo: De las siguientes ecuaciones a 298 K, calcular el calor de formación del cloruro de plata y dióxido de nitrógeno respectivamente Ag (s) + ½ Cl2 (g)  AgCl(s) DH0= ? ½ N2 (g) + O2 (g)  NO2 (g) DH0= ? f

  44. Laentalpía estándar de reacción(DH0 ) es la entalpía de una reacción química llevada a cabo a 25ºC y 1 atm. reacción aA + bB cC + dD - [ + ] [ + ] = DH0 - S DH0 S = reaccion mDH0 (reactivos) dDH0 (D) nDH0 (productos ) aDH0 (A) bDH0 (B) cDH0 (C) f f f f f f Se puede calcular a partir de los ΔHof de compuestos reaccion n y m coeficientes estequiométricos de reactivos y productos.

  45. (La entalpía es una función de estado. No importa el camino tomado, solamente los estados inicial y final.) 6.6

  46. El calor de reacción viene referido al estado físico y al número de moles de los componentes indicados en la correspondiente ecuación estequiométrica, por tanto, si una ecuación se multiplica por “n” su calor de reacción se multiplica por “n” y si la reacción se invierte, el calor de reacción cambia de signo. Ejemplos: HCl (g) H (g) + Cl (g) ;  H = 431 kJ o 431 kJ/mol 2 HCl (g) 2 H (g) + 2Cl (g) ;  H = 2. 431 = 862 kJ H (g) + Cl (g) HCl (g) ;  H = - 431 kJ Las ecuaciones anteriores también se pueden expresar de la siguiente forma: HCl (g) + 431 kJ H (g) + Cl (g) HCl (g) H (g) + Cl (g) - 431 kJ H (g) + Cl (g) HCl (g) + 431 kJ  H también se puede expresar en cal o kcal. ( 1 cal = 4,18 Julios )

  47. Se llaman condiciones estándar de reacción: 25ºC y 1 atm. Se llama estado normal o estándar de un elemento o compuesto, a la forma física más estable del mismo en las condiciones estándar. Ejemplos: Estado estándar del carbono: C (grafito) Estado estándar del agua: H2O (líquida) Estado estándar del hidrógeno: H2 (gas)

  48. Al igual que la energía interna U, es imposible calcular el valor absoluto de H; tan sólo se puede calcular variaciones de la entalpía (H ), aunque arbitrariamente se toma como entalpía cero (origen de entalpías) a la entalpía de cualquier elemento en su estado estándar y en las condiciones estándar. Ejemplos: Entalpía (H) del H2 (g) a 25ºC y 1 atm. = 0 Entalpía (H) del C (grafito) a 25ºC y 1 atm. = 0 Entalpía (H) del C (diamante) a 25ºC y 1 atm 0 ≠ por no ser la forma más estable Entalpía (H) del Cl2 (l) a 25ºC y 1 atm. ≠0 Entalpía (H) del H2O (l) a 25ºC y 1 atm. ≠ 0 por ser un compuesto.

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