La Energía

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

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)

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 2024.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

21. 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 = - 1,4x103 J Q plomo = - Q agua Q agua = mc∆T Q agua = 50 g x 4,184 J/g ºC x (28,8 – 22,0) ºC Q agua = + 1,4x103J 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 2SO4 1.00 M 1.00 L de Ba(NO3)2 1.00 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 Na2SO4 1.00 M 1.00 L de Ba(NO3)2 1.00 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 (28.1- 25.0)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 lasReacciones Químicas

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

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

36. C. Rx Energía Reacción Endotérmica Productos EP (EP – ER) > 0 Reactantes ER 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 = - 890 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. 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) = - 393,5 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)

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 - 890 KJ 0,25 mol de CH4 x ΔH = - 890 KJ/mol x 0,25 mol = - 222,5 KJ

44. 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. 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 Se tendrá: ∆Hºreacción = Σ∆Hºf (productos) - Σ∆Hºf (reactantes) ∆Hºreacción = [c∆Hºf(C) + d∆Hºf(D)] – [a∆Hºf(A) + b∆Hºf(B)] reactantes productos Coeficientes estequiométricos

48. 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 = - 2219,9 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 = - 3003 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