11 1a Ley Termodinamica

Termoquímica

En química, el trabajo es el cambio de ENERGÍA que resulta de un proceso

químico.

Tipos de energía importantes química

Térmica (calor)

Eléctrica radiante (luz)

Nuclear

Química

Cinética

http://www.solarviews.com/cap/sun/sun.htm

Energía cinética vs potencial

• Energía potencial: energía lista para hacer trabajo. En química está relacionada con la posición relativa y acomodo de los átomos.

• Energía cinética: energía en movimiento (haciendo trabajo). En química asociada al movimiento de las moléculas y átomos.

E= ½ mv2 m = masa; v = velocidad

D:\Media_Portfolio\MolecularEntropy\MolecularEntropy.html

La energía puede ser transferida de un objeto a otro. Puede convertirse de una forma en otra...

“La energía no se crea ni se destruye en una reacción

química” (Primera ley de la termodinámica)

Ley de la conservación de energía

Ejemplo:

Combustión del gas natural

2CH4 + 3O2 2CO2 + 2H2O + calor + luz

Los enlaces químicos pueden servistos como energía potencial. Lacual es convertida en la reacciónen energía térmica y radiante.

Metabolismo y catabolismo

Calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que tienen diferentes temperaturas.

Temperatura es la medida de la energía térmica.

Temperatura = Energía térmica

900C400C

Mayor energía térmica

Unidades de Energía

• Joule (J) - la energía requerida para mover una masa de 1Kg a una velocidad de 1m/s. J= (1Kg) (1m/s)2 = 1kg m2 s-2

• Caloría (cal)- originalmente definido como la cantidad de calor requerido para calentar un gramo de agua 15 a 16°C. Y es equivalente a 1cal = 4.184J

Termoquímica

Estudia los cambios de calor en las reacciones químicas....

El sistema es la parte específica del universo que nos interesa estudiar.

abierto

masa y energíaIntercambio:

cerrado

energía

aislado

nada

SISTEMAALREDEDORES

Proceso exotérmico es cualquier proceso que transfiere energía térmica del sistema a los alrededores.

Proceso endotérmico es cualquier proceso en que el calor es suministrado al sistema desde los alrededores.

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energía

H2O (g) H2O (l) + energía

energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)

energía + H2O (s) H2O (l)

E>0

E0

TermodinámicaFunciones de estado son propiedades que están determinadas por el estado del sistema, a pesar de cómo se haya logrado esta condición.

Energía potencial del excursionista 1 y del excursionista 2 es la misma sin importar que tomen diferentes rutas.

•Energía• Presión• Volumen• Temperatura

1ª Ley de la Termodinámica

E = Ef-Ei

E es el cambio de la energía interna de un sistema

q es la transferencia de calor entre el sistema y los alrededores

w es el trabajo hecho por o sobre el sistema

w = -PV cuando un gas se expande contra una presión externa constante

E = q + w

W=-PVW=-RTn

Trabajo que se realiza sobre los alrededores

P=presión de un gasV= cambio de volumen

V >0, expansión del gasV 0, compresión de un gas

L.atm= 101.3 J

ExpansionWork

a) W= - P V ; W= - 0(6-2) ; W= 0

b) W= - 1(6-2) ; W= -4 L. atm (101.3J/L.atm) = -405 J

• EL SISTEMA REALIZA UN TRABAJO

Cierto gas expande su volumen de 2 a 6 L a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado por el gas si la expansión ocurre a) contra el vacío b) contra una presión de 1 atm.

a) Un gas se expande muy rápidamente, de modo que no haya intercambio calórico con el medio ambiente, en la expansión realiza un trabajo de 450 J.

• q =0• w= -450J

Calcule el cambio de energía interna del sistema en cada uno de los siguientes

procesos:

= q + w

= 0 +(-450J)= -450J

b) se realiza un trabajo de 100 J sobre el sistema y se liberan 146 J al medio ambiente.

• w = 100J

• q = -146 = q + w

= -146J + 100J= -46J


procesos:

c) un sistema libera 128 J de calor mientras el medio ambiente realiza un trabajo de 243 J sobre él.

= -128 + 243 = 115 J


procesos:

E= q+w … (1)

E= q-PV … (2)Sustituyendo W=-PV en (1) tenemos:

a) Sin cambio de volumen

E= qv

b) La mayoría de los cambios ocurren a presión cte.

E= qp-PV … (3)

Despejando qp de (3) tenemos:qp = E +PV

qp= calor intercambiado con los alrededores ó entalpía H

H = E +PV

Calcule el cambio de energía interna cuando 2 moles de CO se convierten en 2 moles de CO2 a 1 atm y 25°C.

2CO(g) + O2(g) --> 2CO2(g) H°= -566 kJ

n= 2moles -3 moles = -1

E = H - RTnE = -566 kJ – [8.314J/(K.mol)(298.15K)(-

1mol)]

E= -563.5kJ

Entalpía (H) es usada para cuantificar el flujo de calor hacia adentro o fuera del sistema en un proceso que ocurre a presión constante

H = H (productos) – H (reactivos)H = calor cedido o absorbido durante una reacción a presión constante

Hproductos < Hreactivos

H < 0Hproductos > Hreactivos

H > 0

Ecuaciones Termoquímica

H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ

H es positivo o negativo?

Sistema absorbe calor

Endotérmico

H > 0

Se absorben 6.01 kJ por cada mol de hielo que se derrite a 00C y 1 atm.

Ecuaciones termoquímicas

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) H = -890.4 kJ

H es negativo o positivo?

Sistema cede calor

Exotérmica

H < 0

Se liberan 890.4 kJ por cada mol de metano que entra en combustión a 25°C y 1 atm

H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ

• Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia.


• Si la reacción es inversa , el signo de H cambia.

H2O (l) H2O (s) H = - 6.01 kJ

• Si se multiplican ambos lados de la ecuación por un factor n, entonces H debe cambiar por el mismo factor n.

2H2O (s) 2H2O (l) H = 2 x 6.01 = 12.0 kJ

H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ

• El estado físico de los reactivos y productos debe especificarse en las ecuaciones termoquímicas.


H2O (l) H2O (g) H = 44.0 kJ

¿Cuánto calor se forma cuando 266 g de fósforo blanco (P4) se quema en aire?

P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) H = -3013 kJ

266 g P4

1 mol P4

123.9 g P4

x-3013 kJ1 mol P4

x = -6470 kJ

Debido a que no hay forma alguna de medir el valor absoluto de la entalpía de una sustancia, se debe medir el cambio de la entalpía para cada reacción que nos interese.

Establecer una escala arbitraia con la entalpía estándar de formación (H0) como un punto de referencia para las expresiones de entalpía.

f

Entalpía estándar de formación (H0) es el cambio de calor resultante cuando un mol de un componente es formado a partir de sus elementos a una presión de 1 atm.

f

La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero.

H0 (O2) = 0f

H0 (O3) = 142 kJ/molf

H0 (C, grafito) = 0f

H0 (C, diamante) = 1.90 kJ/molf

La entalpía estándar de reacción (H0 ) es la entalpía de una reacción que ocurre a 1 atm.

rxn

aA + bB cC + dD

H0rxn dH0 (D)fcH0 (C)f= [ + ] - bH0 (B)faH0 (A)f[ + ]

H0rxn nH0 (productos)f= mH0 (reactivos)f-

Ley de Hess’s: cuando los reactivos se convierten a productos, el cambio de entalpía es la misma si las reacción toma lugar en un solo paso o en una serie de pasos.

(Entalpía es una función de estado. No importa como llegaste ahí, solo donde comenzaste y donde terminaste.)

Calcular la entalpía estándar de formación de CS2 (l) dada por:C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393.5 kJrxn

S(rómbico) + O2 (g) SO2 (g) H0 = -296.1 kJrxn

CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) H0 = -1072 kJrxn

1. Escribir la reacción de entalpía de formación para CS2

C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)

2. Sumar las rnxs dadas da como resultado la rnx deseada.

rxnC(grafito) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393.5 kJ

2S(rómbico) + 2O2 (g) 2SO2 (g) H0 = -296.1x2 kJrxn

CO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) H0 = +1072 kJrxn+

C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)

H0 = -393.5 + (2x-296.1) + 1072 = 86.3 kJrxn

Benceno (C6H6) se quema en aire para producir dióxido de carbono y agua líquida. ¿Cuánto calor se puede ceder por cada mol de benceno que entra en combustión?. La entalpía estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol.

2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)

H0rxn nH0 (productos)f= mH0 (reactivos)f-

H0rxn 6H0 (H2O)f12H0 (CO2)f= [ + ] - 2H0 (C6H6)f[ ]

H0rxn = [ 12x–393.5 + 6x–285.8] – [ 2x49.04 ] = -6534.8 kJ

-6534.8 kJ2 mol

= - 3267 kJ/mol C6H6

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