TEMAS SELECTOS DE FISICOQUÍMICA

1. Maestría en Ciencia e Ingeniería de Materiales. PEÑOLES TEMAS SELECTOS DE FISICOQUÍMICA Dr. René D. Peralta. Dpto. de Procesos de Polimerización. Correo electrónico: rene@ciqa.mx Tel. 01 844 438 9830 Ext. 1260. ¡¡BIENVENIDOS!!

2. CONTENIDO DEL CURSO 5. La primera ley de la termodinámica. 6. Termoquímica. 7. Segunda ley de la termodinámica. 8. Principios extremos y relaciones termodinámicas. 9. Equilibrio químico en una mezcla de gases ideales.

3. Definición. La termoquímica es el estudio de la energía desarrollada o absorbida en reacciones químicas y transformaciones físicas, tales como fusión y ebullición. TERMOQUÍMICA

4. TERMOQUÍMICA Mezclado. Transiciones de fase. Reacciones químicas. La termoquímica generalmente trata lo concerniente con los intercambios de energía que acompañan a las transformaciones:

5. TERMOQUÍMICA Incluye los cálculos de cantidades tales como: capacidad calorífica, calor de combustión, calor de formación, entalpía y energía libre. La termoquímica generalmente trata lo concerniente con los intercambios de energía que acompañan a las transformaciones:

6. TERMOQUÍMICA

7. The Nature of Energy  • Units of Energy • SI Unit for energy is the joule, J: • sometimes the calorie is used instead of the joule: • 1 cal = 4.184 J (exactly) • A nutritional Calorie: • 1 Cal = 1000 cal = 1 kcal 

8. The First Law of Thermodynamics  • Exothermic and Endothermic Processes • Endothermic: absorbs heat from the surroundings. • An endothermic reaction feels cold. • Exothermic: transfers heat to the surroundings. • An exothermic reaction feels hot.

9. The First Law of Thermodynamics  ReacciónExotérmica  Un gran ejemplo de una reacción termodinámicamente espontanea es la reacción de la termita. En esta, óxido de hierro (Fe2O3) y polvo de aluminio metálico presentan una reacción redox (reducción - oxidación) para formar hierro metálico y óxido de aluminio (Al2O3 = alúmina): Fe2O3(s) + 2 Al(s) Al2O3(s) + 2 Fe(l) Esta reacción es tan exotérmica que el hierro es ¡realmentefundido! De hecho, la reacción de la termita ha sido usada para soldar bajo el agua. Hace años, estudiantes en MIT usaron la reacción de la termita para soldar vagones a sus rieles como una broma (Note: nowadays you would face severe criminal penalties, so don't even think it).

10. ReacciónEndotérmica Ba(OH)2•8H2O(s) + 2 NH4SCN(s)  Ba(SCN)2(s) + 2 NH3(g) + 10 H2O(l) • Endothermic Chemical Reactions • reaction of barium hydroxide octahydrate crystals with dry ammonium chloride, • dissolving ammonium chloride in water, • reaction of thionyl chloride (SOCl2) with cobalt(II) sulfate heptahydrate, • mixing water and ammonium nitrate, • mixing water with potassium chloride, • reacting ethanoic acid with sodium carbonate, • photosynthesis (chlorophyll is used to react carbon dioxide plus water plus energy to make • glucose and oxygen).

11. The First Law of Thermodynamics  ReacciónExotérmica ReacciónEndotérmica

12. Entalpía => Calor de Reacción 

13. Entalpía => Calor de Reacción  • Debido a que la entalpía de reacción es ΔH= Hfinal– Hinicial, • entonces un calor inicial grande es una reacción • exotérmica, y un calor final grande es una • reacción endotérmica. • Reacción endotérmica : ΔH > 0 • Reacción exotérmica : ΔH < 0

14. Entalpía => Calor de Reacción  Mientras más grande sea la magnitud de cualquiera de estos valores, la reacción será más altamente exo/endotérmica (más poderosa).

15. Entalpías de Reacción  • Para una reacción: • La entalpía es una propiedad extensiva (la magnitud DH es directamente proporcional a la cantidad): • CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) DH = -802 kJ • 2CH4(g) + 4O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) DH = -1604kJ

16. Diagrama de entalpías de reacción.  Original Equation Intermediate Change in Enthalpy Total Change in Enthalpy Intermediate Step Final Equation

17. Entalpías de Reacción  • When we reverse a reaction, we change the sign of DH: • CO2(g) + 2H2O(g)  CH4(g) + 2O2(g) DH = +802 kJ • Change in enthalpy depends on state: • H2O(g)  H2O(l) DH = -44 kJ

18. El primer calorímetro de hielo en el mundo. Invierno de 1782 – 1783 (Antoine Lavoisier y Pierre Simón Laplace): determinación del calor desprendido en varios cambios químicos Cálculos: basados en el descubrimiento previo del calor latente hecho por Joseph Black. Estos experimentos marcaron la fundación de la termoquímica.

19. Calorimetría.  Revisar todo lo de calorimetría. Incluir cambios de fase. • Heat Capacity and Specific Heat • Calorimetry = measurement of heat flow. • Calorimeter = apparatus that measures heat flow. • Heat capacity = the amount of energy required to raise the temperature of an object (by one degree). • Molar heat capacity = heat capacity of 1 mol of a substance. • Specific heat = specific heat capacity = heat capacity of 1 g of a substance.

20. Table 5.2: Specific Heats (S) of Some Substances at 298 K

21. Calorimetría.  Sí se usan 24.2 kJ para calentar una pieza de aluminio con una masa de 250. g, ¿cuál es la temperatura final del aluminio si su temperatura inicial es 5.0oC?  Q = (S)x(m)xT

22. Calorimetría.  • Calorimetría a Presión Constante • ¡La presión atmosférica es constante!

23. Calorimetría  Calorimetría a Presión Constante.

24. Calorimetría 

25. Ejemplos de Calorimetría • En un experiment similar al de la disolución de la pieza de aluminio del experimento de calorimetría, 1.500 g de Mg(s) fueron combinados con 125.0 mL de HCl 1.0 M. La temperatura inicial fue 25.0oC y la temperatura final fue 72.3oC. Calcula: (a) el calor involucrado en la reaccion y (b) la entalpía de reaccion in terminos del numer de moles de Mg(s) usados. Respuestas: (a) –25.0 kJ (b) –406 kJ/mol • 50.0 mL de HCl 1.0 M a 25.0oC fueron mezclados con 50.0 mL de NaOH 1.0 M también a 25.0oC en un calorímetro de espuma de poliestireno. Después del proceso de mezclado, la lectura en el termómetro fue de 31.9oC. Calcula la energía involucrada en la reacción y la entalpía por mol de iones de hidrógeno usados. Respuestas: -2.9 kJ , -58 kJ/mol [calor de neutralización para reacciones ácido/base fuertes].

26. Calorimetría  • Un calorímetro a volumen constante es llamado una bomba calorimétrica. • El material se coloca en un contenedor con oxígeno puro. Se usan alambres para iniciar la combustión. El contenedor se coloca en otro contenedor con agua.

27. Calorimetría  • La capacidad calorífica del calorímetro es conocida. • Puesto que V = 0, PV = 0, E = Q

28. Bomba Calorimétrica. • termómetro • agitador • lleno de agua • alambre de ignición • bomba de acero • muestra

29. Calorimetría  Calorimetría a Volumen Constante. Calorimetría a Presión Constante Analizar con esta ecuación: U = Q - W Usado para encontrar ΔH. • No se intercambia calor. Usado para encontrar Δucom. • No se intercambia materia. • No se intercambia calor.

30. Ley de Hess.  Hay varias formas de expresar la ley de Hess. El cambio en contenido calorífico de una reacción química es siempre constante y es independiente de sí la reacción se efectúa en una o más etapas. Ley de Hess: si una reacción se lleva a cabo en un número de etapas, H para la reacción global es la suma del H para cada etapa individual.

31. Ley de Hess.  • El signo negativo indica una reacción exotérmica, es decir, la reacción crea energía. • Lo opuesto es una reacción endotérmica, consumiendo energía.

32. Ley de Hess.  • Calculamos H0rxn mediante: • En donde H0f son los calores estándares de formación para cada uno de los compuestos, tabulados en textos de química. • El superíndice 0 se refiere al estado estándar (25°C, 1 atm) • La barra sobre la H indica que el valor ha sido calculado para la cantidad indicada de reactantes/productos, es decir, 1 mol de metano.

33. Asegurarse de rearreglar las ecuaciones dadas de manera que reactantes y productos queden en los lados apropiados de las flechas. Sí inviertes la ecuación, debes de invertir también el signo of H. Sí multiplicas las ecuaciones para obtener un coeficiente correcto, debes de multiplicar también H por este coeficiente. Ley de Hess.  Algunas reglas útiles para usar la ley de Hess para resolver problemas:

34. Dadas las siguientes ecuaciones: H3BO3(aq) HBO2(aq) + H2O(l)Hrxn = -0.02 kJ H2B4O7(aq) + H 2O(l) 4HBO2(aq)  Hrxn = -11.3 kJ H2B4O7(aq) 2B2O3(s) + H2O(l) Hrxn = 17.5 kJ findthe Hforthisoverallreaction: 2H3BO3(aq) B2O3(s) + 3H2O(l) Ley de Hess.  Ejemplo Encontrar el  H para esta reacción: 2H3BO3(aq) B2O3(s) + 3H2O(l)

35. Explicación: Multiplica la primera ecuación por 4: 4H3BO3(aq) 4HBO2(aq) + 4H2O(l)Hrxn = 4(-0.02 kJ) = -0.08 Invierte la segunda ecuación: 4HBO2(aq) H2B4O7(aq) + H2O(l) Hrxn = +11.3 kJ Deja la última ecuación como está: H2B4O7(aq) 2B2O3(s) + H2O(l) Hrxn = 17.5 kJ Ley de Hess.  Ejemplo

36. Explicación: Tacha los términos comunes y te quedas con: 4H3BO3(aq) 2B2O3(s) + 6H2O(l) Hrxn = 28.8 kJ Divide la ecuación de arriba y la entalpía por 2 y verás que la respuesta es 14.4 kJ (la reacción es endotérmica). Ley de Hess.  Ejemplo

37. Leyde Hess.  Ejemplo: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) H = -802 kJ 2H2O(g)  2H2O(l) H= - 88 kJ CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) H = -890 kJ

38. Otro Ejemplo de la Ley deHess. Dados los datos: C(s) + ½ O2(g)  CO(g) DH = -110.5 kJ CO2(g)  CO(g) + ½ O2(g) DH = 283.0 kJ CalcularDH para: C(s) + O2(g)  CO2(g)

39. Calores de reacción. Otro Ejemplo de la Ley deHess. NaOH(s) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O

40. Calores de reacción. Otro Ejemplo de la Ley deHess. 1. NaOH(s) NaOH(aq) H= -43.5 kJ NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H= -97.0 kJ NaOH(aq) + HCl(aq)NaCl(aq) + H2O H= -50.2 kJ

41. Calores de reacción. • El NaOH se disuelve (pasa de sólido a acuoso). • El NaOH se disuelve y ocurre una reacción (neutralización) entre NaOH y HCl. • La reacción entre NaOH y HCl.

42. Otra Expresión de la Ley de Hess.  • Definición de la ley de Hess:para cualquier reacción que puede ser escrita en etapas, H es igual a la suma de los Hs para las etapas individuales.

43. 6. NaOH(s) + HCl(aq) NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

44. 7. NaOH(s)  NaOH(aq) H= -43.5 kJ NaOH(aq) + HCl(aq)  NaCl(aq) + H2O H= -50.2 kJ NaOH(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O H= -93.7 kJ

45. 8. E.g., el NaOH(s) toma algùn tiempo para disolverse permitiendo que el calor escape y tal vez dando valores artificialmente bajos para cambios en temperatura. E.g. el calorímetro no esta perfectamente aislado, así, saltos más grandes en temperatura no se mostrarían tan altos como debieran.

46. Entalpías de Formación  • Sí 1 mol de compuesto es formado a partir de sus elementos constituyentes, entonces el cambio de la energía para la reacción es llamada la entalpía de formación, Hof . • Condiciones Estándar (estado estándar): la forma mas estable de la substancia a 1 atm y 25 oC (298.15 K).

47. Entalpías de Formación  • Entalpía Estándar, Ho, es la entalpía medida cuando todo está en su estado estándar. • Entalpia de Formación Estándar : 1 mol de compuesto es formado a partir de substancias en sus estados estándar.

48. Entalpías de Formación  Energías de Enlace. Otra forma de calcular el cambio de entalpia en una reacción química es usando energías de enlace. Probablemente estás consciente de que debe de agregarse o absorberse energía para romper enlaces y que se desprende energía cuando se forman enlaces. Por lo tanto, puedes calcular la entalpia total de la reacción usando la formula siguiente: H = enlaces rotos – enlaces formados

49. Ejemplo. Usando energías de enlace, calcula el cambio en energía que acompaña a la siguiente reaction: H2(g) + F2(g) 2HF(g) Explicación. [1(432) + 1(154)] - [2(565)] = -544 kJ La respuesta es -544 kJ.

50. Ejercicio. Usando energías de enlace, calcula el cambio en energía que acompaña a la siguiente reacción: CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g)