Temoquimica

1.- DEFINICIONES PREVIAS Las transformaciones químicas van acompañadas por una transferencia de energía, que se manifiesta la mayoría de las veces en forma de calor El estudio de las implicaciones energéticas de las transformaciones químicas corre a cargo de la termoquímica. Un sistema es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio. El resto se denomina entorno. Los sistemas pueden ser: Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno). Cerrados (no intercambia materia y sí energía). Aislados (no intercambia ni materia ni energía). SISTEMA ENTORNO

En las reacciones químicas: SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas (reactivos y productos) 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 .

VARIABLES DE ESTADO Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) Ejemplos: Presión, temperatura, volumen, concentración. FUNCIONES DE ESTADO Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema . Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado . Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. NO lo son: calor, trabajo.

2.-PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ENERGÍA INTERNA ( U ): Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de vibración, etc, de todas las moléculas. Es imposible medirla. En cambio, sí se puede medir su variación. . U es función de estado. Figure 12: Incremento de la energía interna como consecuencia de la transferencia de calor.

Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa. Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema

3.- consecuencias del primer principio a) Calor a volumen constante El trabajo es positivo cuando el sistema se contrae, y negativo cuando se expande; en el caso de los gases: W = - P · Δ V Cuando el volumen no cambia el trabajo es cero y la variación de energía del sistema es el calor transferido Si V = constante, es decir, Δ V = 0  W = 0 

b) Calor a presión constante La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica. En este caso, como p = cte, se cumple que W = – p · Δ V (el signo negativo se debe al criterio de signos adoptado). Si Δ V > 0 el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde energía. Δ U = Qp – p x Δ V U2 – U1 = Qp – p x (V2 – V1) Qp + U1 + p x V 1 = U2 + p x V2 Llamaremos entalpía “ H ” a “ U + p x V ” de manera que: H1 = U1 + p x V 1 H2 = U2 + p x V2 Con lo que queda: Qp + H1 = H2 

H es una función de estado. Reactivos Entalpia (H) Productos  H > 0 Reac. endotérmica Entalpia (H) Reactivos Productos  H < 0 Reac. exotérmica

c) Relación Qv con Qp . En gases aplicando la ecuación de los mismos: p x V = n x R x T Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: ( p x V1 = n1 x R x T ) ( p x V2 = n2 x R x T ) con lo que restando ambas expresiones también se cumplirá que: p x Δ V = Δ n x R x T Como Δ H = Δ U + p x Δ V se cumplirá que: En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y Qv ≈ Qp , es decir:

4-ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar ( p = 1 atm ; T = 298 K = 25 º C ; concentración de sustancias disueltas = 1 M ). Se expresa como Δ H 0 y se mide en J o kJ . Depende de cómo se ajuste la reacción . Ecuaciones termoquímicas Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como Δ H (habitualmente como Δ H 0 ).

5.-ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN). Es el incremento entálpico ( Δ H ) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como Δ H f 0 . Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre Δ H 0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol. Ejemplos: C (s) + O 2 (g)  CO 2 (g) Δ H f 0 = – 393,13 kJ/mol H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O (l) Δ H f 0 = – 285,8 kJ/mol

6.-LEY DE HESS. " Δ H ” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular Δ H de la reacción global combinando los Δ H de cada una de las reacciones. Ejemplo: Dadas las reacciones: (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) Δ H 1 0 = –241,8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Δ H 2 0 = –285,8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es: (3) H2O (l)  H2O (g) Δ H 0 3 = ?

(3) puede expresarse como (1)–(2),  6.1.-CÁLCULO DE Δ H 0 (CALOR DE REACCIÓN) A PARTIR DE Δ H 0 F . Aplicando la ley de Hess podremos demostrar que: Recuerda que Δ H f 0 de todos los elementos en estado original es 0.

7.-ENERGÍA DE ENLACE. “ Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en estado gaseoso ”. En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con la energía necesaria para disociar 1 mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen. Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se toma como el valor medio necesario para romper cada uno de los enlaces iguales. Así por ejemplo, se sabe que para romper el primer enlace H–O del H2O se precisan 495 kJ/mol mientras que sólo se precisan 425 kJ/mol para romper el segundo, por lo que se suele tomar el valor medio (460 kJ/mol) como energía del enlace H–O.

Aplicando la ley de Hess también puede obtenerse la energía de una reacción si sabemos qué enlaces se tienen que romper y cuáles se tienen que formar. Para ello utilizaremos la siguiente expresión: en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo.

8.-ENTROPÍA (S) Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse. Existen tablas de S 0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. En una reacción química: La entropía es una función de estado .

8.1.- SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. “ En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre”. A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena. Tercer principio de la termodinámica “ La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0” (máximo orden).

En procesos reversibles y a temperatura constante: y se puede calcular Δ S de un sistema como : y si el proceso químico se produce a presión constante : S 0 (entropía molar estándar) se mide en J x mol –1 x K –1 .

9.-ENERGÍA LIBRE DE GIBBS ( Δ G ) En procesos a T constante se define como: G = H – T x S Por tanto: En condiciones estándar: Δ G 0 = Δ H 0 – T x Δ S 0 Δ S (universo) = Δ S (sistema) + Δ S (entorno) > 0 (p. espontáneos) Multiplicando por “ –T ” y como “–T x Δ S (entorno) = Δ H (sistema)”: – T x Δ S (universo) = – T x Δ S (sistema) + Δ H (sistema) = Δ G < 0 En procesos espontáneos se cumple siempre que: Si D G > 0 la reacción no es espontánea. Si D G = 0 el sistema está en equilibrio.

G es una función de estado. Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de  G f 0 de reactivos y productos: No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas Una reacción es espontánea cuando Δ G ( Δ H – T x Δ S) es negativo. Según sean positivos o negativos los valores de Δ H y Δ S ( T siempre es positiva) se cumplirá que: D H < 0 y D S > 0  D G < 0 Espontánea D H > 0 y DS < 0  D G > 0 No espontánea D H < 0 y D S < 0  D G < 0 a T bajas y D G > 0 a T altas D H > 0 y D S > 0  D G < 0 a T altas y D G > 0 a T bajas

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