Unidad 4 termoqu mica
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Unidad 4 Termoquímica.

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Unidad 4 Termoquímica

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Presentation Transcript


Unidad 4 termoqu mica

Unidad 4Termoquímica


Unidad 4 termoqu mica

TermoquímicaCiencia que estudia la relación existente, entre la energía en sus diversas formas, y los procesos químicos.Parte de la Termodinámica, ciencia más amplia que se ocupa de la relación entre el calor y otras clases de energía, así como el uso eficiente de los recursos energéticos


Unidad 4 termoqu mica

Termodinámica

Termoquímica


Unidad 4 termoqu mica

Termoquímica

La energía del Universo es constante

El desorden del Universo está aumentando constantemente


1 energ a

Unidad 4. Termoquímica

1. Energía

  • 1.1. DEFINICIÓN: Capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo

  • 1.2. FUNDAMENTO:

  • PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE ENERGÍA

  • “La energía ni se crea ni se destruye, tan solo se transforma”


1 energ a1

Unidad 4. Termoquímica

1. Energía

UNIDADES

1cal = 4,184J

  • 1.3.TIPOS DE ENERGÍA

  • Cinética

  • Potencial mecánica

  • Térmica

  • Electromagnética

  • Nuclear

  • Química : por uniones entre átomos iones y moléculas que forman una sustancia


1 energ a2

Unidad 4. Termoquímica

1. Energía

  • 1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA.

  • 1.4.1. Trabajo

  • Trabajo = Fuerza · desplazamiento= F· x cosa

  • magnitud escalar

    • Es un caso importante de trabajo,

    • TRABAJO

    • POR

    • EXPANSIÓN-COMPRESIÓN

    • En gases

    • W expansión-compresión = - p · V

    • V > 0 W < 0

    • V < 0 W > 0

      En sólidos y líquidos

      V =0 W expansión-compresión =0


1 energ a3

Unidad 4. Termoquímica

1. Energía

  • 1.4. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE ENERGÍA.

  • 1.4.2. Calor

  • Calor = Transferencia de energía térmica natural o espontánea entre dos cuerpos que están a temperatura diferente

  • Energía térmica: se mide con la T

  • Efectos físicos:  o  T

    • qpresión constante = m · cp · T C, capacidad calorífica

    • qvolumen constante = m · cv · T C=m·c

    • qcambio de fase = m·L= Hcambio de fase L, calor latente de cambio de estado H, entalpía


2 fundamentos de la termodin mica

Unidad 4. Termoquímica

2.Fundamentos de la Termodinámica

  • 2.1.Sistemas termodinámicos

  • Partes del universo , el resto es entorno

  • Abiertos transfieren Q y materia

  • Cerrados transfieren Q y nada de materia

  • Aislados no transfieren Q ni materia

2.2. Delimitaciones.

Existen paredes que delimitan los sistemas, éstas pueden ser:

Adiabáticas: que no dejan pasar calor

Conductoras o diatermas: dejan pasar calor

Rígidas: no permiten modificaciones del volumen del sistema


2 fundamentos de la termodin mica1

Unidad 4. Termoquímica

2.Fundamentos de la Termodinámica

  • 2.3.Estado de un sistema

  • Se utilizan valores que caracterizan sus propiedades físicas y químicas más

  • importantes. El conjunto define ESTADO DEL SISTEMA

  • Valores= propiedades macroscópicas generales

  • Intensivas: no dependen de la cantidad de materia, ni del tamaño

  • * densidad

  • * temperatura

  • * concentración

  • Extensivas: dependen de la cantidad de materia y el tamaño

  • * masa * energía

  • * volumen *número de moles


2 fundamentos de la termodin mica2

Unidad 4. Termoquímica

2.Fundamentos de la Termodinámica

  • Estado de equilibrio

  • La termodinámica estudia el estado final e inicial del sistema. Para nada se ocupa de cómo se han llevado a cabo los pasos

Funciones de estado

Energía interna U

EntalpíaH

EntropíaS


3 primer principio de la termodin mica

Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la Termodinámica

ENERGÍA INTERNA

U

  • U = q + W

  • Suma de energía potencial y cinética de las partículas que componen el sistema

  • Valor característico para cada estado y aumenta cuando absorbe calor o soporta un trabajo


3 primer principio de la termodin mica1

Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la termodinámica

PROCESO ISOCORO

QV calor a volumen constante

U = q V W=0

q V es función de estado

  • U = q –pV

PROCESO ISOBÁRICO

QP calor a presión constante

Con el 1er ppio tenemos

QP= U + pV= (U2-U1) + (pV2–pV1)= (U2+ pV2) –(U1+pV1)

H = qp

q p es función de estado

Entalpía de reacción Función de estado

H = U + p · V Propiedad extensiva

Unidades de energía


3 primer principio de la termodin mica2

Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la Termodinámica

  • U = q –pV

PROCESO ISOTERMO

T= cte

U = 0 q= -W

PROCESO ADIABÁTICO

Q= 0

U = W

Representaciones gráficas de los procesos

http://www.educaplus.org/play-138-Transformaciones-termodinámicas.html


3 primer principio de la termodin mica3

Unidad 4. Termoquímica

3.Primer principio de la Termodinámica

  • RELACIÓN

  • U , H

H = U + pV

Reacciones entre fases condesadas (sól y líq)

V = 0 Hr = Ur qp= q V

Reacciones donde intervienen gases

Si T cte y con gases de comportamiento ideal

Hr = Ur + nR T=

qp = q V + nR T


4 termoqu mica

Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica

  • 4.1Termoquímica

  • Estudia los cambios de calor que se dan en las reacciones químicas

    Hr = H (productos)– H (reactivos)

    Ya que casi siempre las reacciones transcurren en condiciones a presión constante

    Si Hr >0 Endotérmica

    Si Hr <0 Exotérmica


4 termoqu mica1

Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica

  • 4.2.Ecuaciones termoquímicas

  • Ecuación química ajustada en la que se dan expresamente, y a la derecha de ella,

  • los parámetros termodinámicos, generalmente la entalpía de la reacción

4.3.Entalpía molar

Entalpía referida a 1 mol de la sustancia en cuestión, reactivo o producto.

Unidades: J/mol o kJ/mol.

Si invertimos la ecuación termoquímica, el valor de la entalpía cambia de signo.


4 termoqu mica2

Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica

  • 4.4.Condiciones estándar

  • La entalpía viene condicionada por las condiciones en las que se lleve a cabo la

  • Reacción. Cuando no se indica nada se supone unas condiciones estándar

  • Hr º

  • p= 1 bar= 105Pa=0,987 atm por considerarse despreciable el error p≈1 atm

  • En mezcla de gases p parcial(gas)=p estándar

  • No hay una T estándar, casi siempre se refieren a 25ºC

  • Cada sustancia se encuentra en el estado de agregación más estable a 1bar y T de trabajo (a la que se lleva la reacción) En sólidos se especifica la variedad alotrópica más estable en esas condiciones.

  • Para sustancias en disolución, el estado estándar se refiere a una concentración 1M


4 termoqu mica3

Unidad 4. Termoquímica

4.Termoquímica

  • 4.5.Diagrama entálpico

    Representación gráfica esquemática del cambio de entalpía

    una reacción química


5 ley de hess y sus aplicaciones

Unidad 4. Termoquímica

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

5.1.Ley de Hess

Hr depende solo de los estados finales e iniciales. Su valor es el mismo e independiente de que la reacción transcurra en una o varias etapas.

“Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su entalpía de reacción es igual a la suma algebraica de las

entalpías de las reacciones parciales”


5 ley de hess y sus aplicaciones1

ΔHfº= ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º+ΔH5º Er= ΔH5º

Er=ΔHfº-(ΔH1º+ΔH2º+ΔH3º+Δ4º)

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

5.2.Aplicación. Ciclo de Born-Haber


5 3 entalp as de formaci n

Unidad 4. Termoquímica

5.3.Entalpías de formación

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

5.3.1. No se puede determinar valores absolutos de entalpía. Sí variaciones. Pero se hace necesario partir de un valor referencial, es decir un cero en la escala.

La entalpía de formación para elementos puros es 0

ΔHfº(ele puro)=0

  • En elementos sólidos se elegirá la variedad más estable


5 3 entalp as de formaci n1

Unidad 4. Termoquímica

5.3.Entalpías de formación

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

5.3.2. La entalpía estándar de formación de una sustancia ΔHfº , se define:

Variación de entalpía que acompaña a un mol de sustancia en estado estándar a partir de sus elementos componentes, igualmente en sus estados estándares

  • Varía con la T, pero casi siempre se elige 25ºC, 298,15 K (tablas)


5 4 entalp as de reacci n y energ a de enlace

Unidad 4. Termoquímica

5.4.Entalpías de reacción y energía de enlace

5.Ley de Hess y sus aplicaciones

5.4.1. Cálculo de entalpías de reacción

Hr0 =  n·Hf0(productos) -  m·Hf0(reactivos)

Resolución de un problema

http://www.youtube.com/watch?v=5vPfBtALa_M&feature=player_embedded

5.4.2. Energías de enlace

Hr0 =  (Energía enlaces rotos) -  (Energía enlaces formados)


6 segundo principio de la termodin mica

Unidad 4. Termoquímica

6.Segundo principio de la termodinámica

6.0. Análisis previo

Hemos relacionado diferentes tipos de energía:

Energía interna, entalpía de reacción, energías en tránsito como calor y trabajo.

¿Y qué pasa con la espontaneidad?

Generalmente cuando H < 0 suelen ser espontáneas, pero no siempre.

El paso de hielo a agua, es espontáneo y sin embargo es endotérmico.

Ha de haber algún otro término a considerar


6 segundo principio de la termodin mica1

6.Segundo principio de la termodinámica

6.1.Concepto de entropía

Nueva función de estado con el 2º ppio de

la termodinámica

ENTROPÍA

Medida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía

Ssistema≥ q/ T


6 segundo principio de la termodin mica2

6.Segundo principio de la termodinámica

6.1.Concepto de entropía

  • En cambios de estado S sólido< S líquido<S gas

  • Disoluciones S disolución>S disolvente + S soluto

  • Mezcla de gases S (mezclagaseosa) > ΣS (gases puros)

  • Aumento de temperatura. Todas las sustancias aumentan su entropía con el aumento de T S (T1)< S (T2) Siendo T1< T2

ENTROPÍA

Medida del grado de desorden molecular de un sistema. Cuanto mayor sea el orden interno de un sistema más baja será su entropía

S sistema ≥ q/ T


6 segundo principio de la termodin mica3

Unidad 4. Termoquímica

6.Segundo principio de la termodinámica

  • 6.2.Enunciado del 2º PPIO

  • “En todo proceso espontáneo la entropía del universo aumenta.”

S total= S universo= (S sistema + S entorno) > 0

No hay oposición a que la S de un sistema disminuya.

Sobra con que salga calor de él. Fíjate en la variación global del universo


6 segundo principio de la termodin mica4

Unidad 4. Termoquímica

6.Segundo principio de la termodinámica

6.3.Entropías absolutas

El tercer ppio de la termodinámica establece que la S de una sustancia

pura, en su forma más estable, formando una red sólida cristalina si

defectos, es cero en el cero absoluto de temperatura (a T =0K)

S cristal perfecto a 0K = 0

Cálculo de la variación de entropía de una reacción química

Sr0 =  n·S0(productos) -  m·S0(reactivos)

En tablas se detallan las entropías molares estándar J /(mol·K)

(todas ellas son positivas, siempre > 0)

Vídeo termodinámica

http://www.youtube.com/watch?v=_r-IxlgqBxY&feature=related


7 espontaneidad de las reacciones qu mica s

Unidad 4. Termoquímica

7.Espontaneidad de las reacciones químicas

  • El aumento de entropía para un sistema químico no es condición que asegure la espontaneidad o no del proceso. Incluso puede ser imposible de aplicar al no poder conocer todas las interacciones del sistema con su entorno

  • 7.1. La energía de Gibbs

  • Contempla las tres variables de estado

  • G = H – T · S

  • En todo proceso espontáneo a p y T constantes, la energía libre de Gibbs disminuyeΔ G< 0


7 espontaneidad de las reacciones qu micas

Unidad 4. Termoquímica

7.Espontaneidad de las reacciones químicas

  • 7.2. Energías libres de formación

De la misma forma que se han visto ΔHºf , para calcular la entalpía de las reacciones, se define ahora, para cada sustancia:

laenergía libre estándar de formación

ΔGºf

  • La energía libre estándar de formación de los elementos puros es nula.

  • El resto se detalla en tablas

Cálculo de la variación de energía libre de una reacción química

Gr0 =  n·G0f(productos) -  m·G0f(reactivos)


7 espontaneidad de las reacciones qu micas1

Unidad 4. Termoquímica

7.Espontaneidad de las reacciones químicas

  • 7.3.Espontaneidad de los procesos

Comprueba cómo varía G

http://www.educaplus.org/play-76-Energ%EF%BF%BDa-libre-de-Gibbs.html-UhKFniYm-GrQSU-xC2VSs?referrer=hlnk


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