Post on 07-Feb-2018
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Fundamentos de Termodinámica
Termodinámica: Rama de la Física que estudia el calor, el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido o absorbido en las reacciones químicas.
Aplicación a reacc. químicas: Termoquímica
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo
Abierto Cerrado Aislado
Tipos de sistemas
Puede intercambiar
Materia Energía
Materia Materia Energía
Los sistemas se presentan de diferentes formas ⇒ ESTADOS
caracterizados por VARIABLES termodinámicas
(p.ej: T, P, V, m, ρ, composición química, ...)
Intensivas Extensivas
Tipos de variables
• No dependen de la cantidad de materia del sistema • Ej: T, P, ρ • No son aditivas
• Dependen de la cantidad de materia del sistema • Ej: m, V • Son aditivas
1) Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todas las demás quedan automáticamente fijados.
2) Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produjo el cambio.
ΔX = Xfinal –Xinicial
Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado (ej: PV = nRT)
Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo ⇓
PROCESO termodinámico
Tipos de procesos
• Isotermo (T = cte) • Isóbaro (P = cte) • Isócoro (V = cte) • Adiabático (Q = 0) • Cíclico (estado final = estado inicial)
• Reversible (sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio; un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir el proceso) • Irreversible (Un cambio infinitesimal en las condiciones no produce un cambio de sentido en la transformación).
Energía: Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor.
SISTEMA
Q > 0
W > 0 W < 0
Q < 0
Casos particulares
1) Expansión frente a una Pext constante
2) Expansión en el vacío Pext = 0 ⇒ W = 0
No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”
El trabajo no es función de estado
Un sistema cede E en forma de Q si se tranfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno.
Unidad S.I.: Julio 1 cal = 4.184 J
No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”
El calor no es función de estado
Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular)
• Función de estado • Magnitud extensiva
ΔU = Q + W 1er Principio de la Termodinámica
Epot Ecin ?
¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado?
1) Calentándolo ⇒ calor 2) Realizando un trabajo
ΔU = Q + W
1er Principio de la Termodinámica
Proceso a V = cte V2 = V1 dV=0
v ΔU = Q + 0 = Q ⇒
• Nuevo significado de ΔU • Nos da una forma de determinar ΔU
H = U + PV Entalpía (H)
• Función de estado • Propiedad extensiva • Unidades de energía
Proceso a P = cte
Relación entre ΔH y ΔU
ΔH = ΔU + Δ(PV) Si P=cte
ΔH = ΔU + PΔV ΔH ≅ ΔU sól/líq
solo
Reacciones químicas
• Exotérmicas (Q < 0) • Endotérmicas (Q > 0)
El calor de reacción se mide con un calorímetro
Qv = ΔU = Uprod - Ureac
Qp = ΔH = Hprod - Hreac ΔH = ΔU + Δ(PV)
ΔH ≅ ΔU
¿Intervienen gases?
No Sí
ΔH = ΔU + Δ(nRT)
ΔH = ΔU + RTΔn Si T=cte
MÉTODOS PARA DETERMINARLA
Método 1 Medir Qp con un calorímetro
ΔH = -283 kJ
ΔH = -566 kJ
ΔH = +283 kJ
Método 2 Medir Qv con un calorímetro; ΔH = ΔU+RTΔn
Método 3 Ley de Hess
ΔH = ?
ΔH = -393.5 kJ
Germain Henri Hess (1802-1850)
El calor intercambiado cuando una reacción química se lleva a cabo a T y P constantes es el mismo tanto si la reacción ocurre en una etapa o en varias.
ΔH = -393.5 kJ
ΔH = +283 kJ
ΔH = -110.5 kJ H: función de estado
Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar.
Entalpía de reacción estándar (ΔHº): ΔH cuando los reactivos en sus estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos.
Entalpía estándar de formación (ΔHfº) de una sustancia: Entalpía estándar de reacción para la formación de un mol de la sustancia a partir de sus elementos en su estado más estable. (Unid: J⋅mol-1)
ΔHfº (C2H5OH, l) a 25ºC = -277.69 kJ⋅mol-1
ΔHfº (elemento en su estado más estable) = 0
Método 5 A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado ⇒ ESTIMACIÓN
Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
H
H
H
H
Método 5 A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado ⇒ ESTIMACIÓN
Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
H
H
H
H
Entalpía de disociación de un enlace dado en una molécula determinada: Energía requerida para romper ese enlace en un mol de dichas moléculas en estado gaseoso a P cte.
Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para romper enlaces similares en un gran número de moléculas diferentes. (Un mol; estado gaseoso; P cte) ⇒ Tabular
¡Ojo! * Método aproximado ⇒ ESTIMACIÓN Fiabilidad: ± 10 kJ como máximo
* Sólo es aplicable a reacciones entre gases.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
H
H
H
H ΔH = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ
Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado. (Unid: J⋅mol-1⋅K-1)
Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado. (Unid: J⋅g-1⋅K-1)
Capacidad calorífica molar a P cte
Capacidad calorífica molar a V cte
Cp Cv c
• Magnitudes intensivas • Distintas para cada sustancia • Función de T
¿Cuál será el calor necesario para incrementar la T de n moles de una sustancia desde T1 a T2?
A P cte:
Si Cp=cte
Si Cv=cte
A V cte:
aA + bB → cC + dD
aA+bB T2
cC+dD T1
cC+dD T2
aA+bB T1
ΔH′ ΔH′′
ΔH2
ΔH1
ΔH2 = ΔH′+ ΔH1+ ΔH′′
ΔCp
Ecuación de Kirchhoff