16-09-2019

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TERMODINAMICA III MEDIOS

MISS DANIELA HERRERA

En esta unidad analizaremos como

la termodinámica nos permite

predecir cuánto calor liberará una

reacción química, las condiciones

que permiten que ocurra una

reacción y principalmente las leyes

que sustentan la termodinámica.

La palabra “TERMODINÁMICA” proviene del griego que

significa:

therme

dynamis

“calor”

“potencia”

Es la ciencia que estudia la energía y sus transformacionesdesde el punto de vista macroscópico de la materia,especialmente las que son afectadas por el calor y latemperatura, así como de la transformación de unas formasde energía en otras.

Todo sistema posee un Entorno que es la zona en la que se produce interacción con el sistema. Aquella separación real

entre sistema y entorno se llaman Limites o paredes del sistema. Y finalmente el conjunto entre sistema y entorno se

denomina universo.

Universo =

Sistema + entorno

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CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS TERMODINÁMICOComo el universo está formado de materia y energía, Los tipos de

intercambios existentes entre un sistema y sus

entorno son de Materia y Energía

Sistema AisladosSistema Cerrados

Sistema abiertos

SISTEMA AISLADO

En estos sistemas no existeintercambio de Materia ni Energíacon su entorno. Sus limites sonrígidos y se dice que son aislantesperfectos. Aunque no existen estossistemas en la naturaleza sonimportantes porque permiten elestudio de las reacciones químicas.

IMPORTANTE: No existe variación de la masa del sistema

SISTEMA CERRADO

En estos sistemas no existeintercambio de Materia pero side Energía en forma de calor,trabajo o radiación con suentorno.

Un ejemplo de sistema cerrado en una olla a presión con tapa, la cual esta en calentándose en la

cocina.

IMPORTANTE: No existe variación de la masa del sistema

SISTEMA ABIERTO

Son aquellos que intercambian materia y energía con su entorno.

Un ejemplo de este sistema es una planta ya que intercambia agua y

nutrientes con su entorno y también energía con el sol.

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La energía total de un sistema es la suma de todas lasenergías cinéticas (Ec) y energías potenciales (Ep) desus partes componentes (átomos, moléculas , etc) yes conocida como energía interna del sistema (U),que corresponde a una función de estado.

No es posibledeterminar la energíaexacta de ningúnsistema de interéspráctico. Lo que sí sepuede hacer es medirlos cambios de energíainterna que acompañana los procesos físicos yquímicos.

Se define el cambio de energía interna (ΔU) como ladiferencia entre la energía interna del sistema al término deun proceso y la que tenía al principio:

Como te habrás dado cuenta, cualquier sistema puede intercambiarenergía con su entorno, en dos formas generales, como calor ycomo trabajo.La energía interna de un sistema cambia cuando se realizatransferencia térmica en forma de calor o trabajo.Así, la relación entre cambio de energía interna (ΔU),calor (q ) ytrabajo (w ) está dada por la siguiente expresión, que correspondea la primera ley de la termodinámica:

Proceso Signo

Trabajo realizado por el sistema sobre los alrededores -

Trabajo realizado sobre el sistema por los alrededores +

Calor absorbido por el sistema de los alrededores (Endotérmico) +

Calor absorbido por los alrededores del sistema (exotérmico) -

Conversión de signos en la ecuación de ΔU:

Los valores de w y q dependerán de quien trasfiere el calor (sistema o entorno) y de quien realice en trabajo.

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“Cuando se encienden los gases hidrógeno y oxígeno en un cilindro cerrado, se produce una reacción química, producto de la cual el sistema libera 1150 J de calor al entorno. Además, la reacción hace que un pistón ubicado en la

parte superior del sistema se eleve al expandirse los gases calientes. Los gases en expansión efectúan 480 J de trabajo sobre el entorno al empujar

el pistón contra la atmósfera. ¿Cuál es el cambio de energía interna del sistema?”

Paso 1. Para comprender el ejercicio propuesto, es necesario extraer los datos.Datos:Calor (q) = 1150 JTrabajo (w) = 480 J¿Cuál es el cambio de energía interna del sistema? (ΔU = incógnita)

En el ejemplo se indica que se transfiere calor del sistema al entorno y que el sistema efectúa trabajo sobre el entorno. Por las convenciones de signo, tanto q como w son negativos, como

se observa en la figura mostrada anteriormente.

Paso 2. Seleccionar las fórmulas que relacionan los datos conocidos conla incógnita. En este caso:

ΔU= q + w

ΔU= (-q ) + (-w)

Según la conversión de signos:

Paso 3. Remplazar los datos en la fórmula escogida y resolver.ΔU = ( -1150J ) + ( − 480 J )

ΔU = -1630 J

Paso 4. Observa atentamente el valor obtenido, ¿qué puedesinterpretar de él?¿Qué significa que la variación de energía interna ( ΔU ) , tenga unvalor negativo?Construyamos una conclusión en conjunto.1. La variación o cambio de energía interna ( ΔU ) corresponde a la: diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía inicialmente.2. Cuando la variación de energía interna es negativo, se entiende que:ΔU final sea menor que Δ U inicial entonces el sistema libera energía a su entorno. Finalmente podemos concluir que el valor obtenido indica que: el sistema transfiere o libera 1630 J de energía al entorno.

La entalpia es una función de estado que viene del griegoque significa “calentar” y nos permite medir los cambios deenergía en forma de calor absorbido o cedido a presiónconstante. La entalpia se define matemáticamente como:

H= E +PxVSin embargo no podemos medir la energía interna delsistema pero si los cambios de este (estado final e inicial), lomismo ocurre con la entalpia, por lo tanto la ecuación seexpresa de la siguiente forma:

∆H= ∆E +P x ∆V Pº Constante

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Por lo tanto se puede concluir:

Por lo tanto la entalpia es igual al calor intercambiado por el sistema y el entorno a presión cte. Y la unidad de

energía que ocupa son: Joule (J)

∆H= ∆E ∆H= Q

∆H= ∆H Final - ∆H Inicial

Como la entalpia es una función de estado nos interesará analizar los intercambios de calor en las reacciones químicas,

cuando pasan desde un estado a otro.

Para el análisis del intercambio de calor (Entalpia) en una reacciónquímica, este siempre será representada a través de una ecuaciónquímica, la cual deja en claro las sustancias que están reaccionando(reactantes) y los productos formados. Siempre respetando la ley deconservación de la masa. Veamos un ejemplo:

H2(g) + Cl2(g) 2HCl (g) ∆H= -184,9KJ (25ºC y 1 atm)

Según esta ecuación, Están reaccionando 1 mol de H2

gaseoso con un mol de Cl2 gaseoso, formando 2 moles de HCl, Liberando 184,9 KJ de calor. Esta reacción se realiza a

25ºC y 1 atm de presión.

La variación de entalpia generalmente se realiza en condiciones estándar (∆Hº), las cuales son

las siguientes:

✓Generalmente 25ºC o 298ºK✓ 1 atm de presión✓ Estado físico mas común y estable a una

temperatura dada. Por ejemplo a 25ºC el H2Ose presenta en estado liquido y el NaCl Solido

1. El valor de la entalpia depende de la cantidadde reactivo consumido. Por lo tanto de la masatotal del sistema. Por ejemplo para la siguientereacción:

H2O(l) H2O (g) ∆H= +44 KJ

2. La Entalpia de la una reacción inversa es igualEn magnitud, pero con signo contrario a lareacción general.

H2O(g) H2O (l) ∆H= -44 KJ

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Exotérmicas Endotérmicas

Sistema absorbe energía: Aumenta la Energía interna y es sinónimo de que el entorno realiza trabajo sobre el sistema (+w) y se trasfiere energía hacia el sistema en forma de calor (+q) proceso

conocido como endotérmico

Sistema libera energía: Disminuyendo la Energía interna, es sinónimo de que el sistema esta realizando trabajo sobre el

entorno (-w) y además trasfiere energía hacia el entorno en forma de calor (-q) proceso conocido como exotérmico

Libera calor Absorbe calor

Exotérmicas Endotérmicas

La fusión (paso de solido a liquido) hielo, es una reacción endotérmica

ya que el sistema necesita calor para mover las moléculas de agua solida

a liquida.

La condensación del agua (paso de gas a liquido), es una reacción exotérmica ya

que el sistema necesita libera calor disminuir la energía en las moléculas de

agua gaseosa

Puesto que ∆H equivale a una cantidad de calor, el signo de ∆H indica la dirección de la transferencia de calor durante un

proceso que ocurre a presión cte. Observa atentamente los siguientes diagramas

∆H>0

proceso endotérmicoEntalpia positivo

∆H<0

proceso exotérmicoEntalpia negativo

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La Entalpía de formación (ΔH°f) (también llamado calor de formación de un compuesto químico), es la

variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante y en

condiciones estándar:

Condiciones estándar:Presión atmosférica ( 1atm) Temperatura de 298 °K (25°C).

Cuando un elemento se encuentra en su forma física más estable, se denomina elemento de estado estándar, y por definición, el valor de su entalpia es cero. Por ejemplo para el oxígeno es el O2 molecular; para el hidrogeno molecular H2, y otros

elemento monoatómicos.

Determinar la formación del metano en estado estándar

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La ley de Hess es una consecuencia de la ley de la primera ley de latermodinámica y establece lo siguiente:

“Cuando en una reacción química los

reactivos se convierten en productos, la

variación de la entalpía es el mismo

independientemente de que se verifique la

reacción en un paso o en una serie de pasos”.

Por lo tanto esta ley permite calcular la variación de entalpia de reacciones que difícilmente se podrían

determinar de manera experimental por calorimetría. Además me permite calcular la entalpia de formación de forma directa, sumando adecuadamente las reacciones intermedias con sus respectivas variaciones de entalpia.

Se considera la reacción de combustión del azufre.

S(s) + O2(g) SO2(g) H= -105,6Kcal/mol

La misma reacción se puede llevar a cabo en dos etapas:

S (s) + ½ O2(g) SO(g) H= -23,9kcal/mol

SO(g) + ½ O2(g) SO2(g) H= -81,7Kcal/mol

S(s) + O2(g) SO2(g) H= -105,6Kcal/mol

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1. A partir de la información que se proporciona a

continuación:

(1) 2CaO(s) 2Ca(s) + O2(g) ∆H= 1270,18kJ/mol

(2) C(grafito) + O2(g) CO2(g) ∆H= -393,51kJ/mol

(3) CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) ∆H=-178,32kJ/mol

Calcula la entalpía para la siguiente reacción:

2Ca(s) + 2C(grafito) + 3O2(g) 2CaCO3(s)

2. Sabiendo que:

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (l) ΔH = - 22 kcal/mol

C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g) ΔH = -17,9 kcal/mol

C (s)+ 3/2 H2 (g) +1/2 Cl2 (g) CH3Cl (l) ΔH = -19,6 kcal/mol

Determine el ΔH de la reacción:

CH4 (g) + Cl2 (g) HCl (l) + CH3Cl (l)

3. Conociendo las siguientes ecuaciones

termodinámicas:

1. Fe2O3 (S) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) ΔH= -28 kJ/mol

2. 3Fe2O3 (s) + CO (g) 2 Fe2O4 (s) + CO2 (g) ΔH= -59 kJ/mol

3. Fe2O4 (s) + CO (g) 3 FeO (s) + CO2 (g) ΔH= +38 kJ/mol

Calcule el ΔH para la siguiente reacción:

FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g)

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