1 TERMOQU MICA mgp 2014 1

Termoquímica

Tema 1

aluminotermia
4 Al(s) + 2 Cr2O3(s) = 2 Al2O3(s) + 4 Cr(s)
MG Prolongo

ÍNDICE
• Conceptos previos
– Sistemas termodinámicos
– Función de estado
• Primer principio: energía interna
• Calor y trabajo
– Calor específico y capacidad calorífica
– Criterio de signos
• Calor de reacción
– Volumen constante
– Presión constante: entalpía
• Entalpía estándar de formación y dereacción
• Ley de Hess
• Energías de enlace
• Entropía y energía libre de Gibbs

Energía
capacidad de producir trabajo
• Energía térmica: movimientos de átomos y moléculas
• Energía química: de los enlaces químicos
• Energía eléctrica: flujo de electrones
• Energía potencial: posición relativa de las partículas
• Energía nuclear: neutrones y protones de los átomos

PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LAENERGÍA

Sistema: parte del universo que se estudia

Sistema
Vapor de agua

Entorno

Calor

Calor
agua
líquida

Intercambio:

abierto

cerrado

aislado

Masa
y energía

energía

-------

Variables de estado: P, T, V
Función de estado: su valor depende exclusivamente del estado
termodinámico del sistema
F = función de estado
Energía interna, E
Entalpia H
FF
Entropía, S
∆F= FF - FI
Energía de Gibbs, G
FIInicial

Final

El calor y el trabajo NO son funciones de estado: son formas en
las que se transfiere la energía de unos sistemas a otros,
dependen del proceso
Energía interna = Energía cinética + Energía potencial
Energía cinética: movimientos
Energía potencial: energía de interacción
Atractivas: electrones ↔ núcleos
moleculares

Repulsivas: electrones ↔ electrones
núcleos ↔ núcleos

PrimerPrincipio dela Termodinámica
El incremento de energía interna de un sistema es igual a la suma
del calor que recibe más el trabajo que realizan sobre él las fuerzas
externas

E final − E inicial =
∆E =Q + W

∆E variación de enegía interna del sistema
Q calor intercambiado con el exterior
W trabajo realizado por o sobre el sistema

∆E > 0

⇒

El sistema recibe energía

∆E < 0

⇒

El sistema da energía∆E =
0⇒

(en forma de calor y/o trabajo)
(en forma de calor y/o trabajo)

El sistema mantiene su energía
(no hay cambio)

Convenio de signos:
Trabajo realizado por el sistema
< 0
Trabajo realizado sobre el sistema
>0
Calor absorbido por el sistema (endotérmico) > 0
Calor cedido por el sistema (exotérmico)
< 0

Calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos
que están a diferentetemperatura

Temperatura es una medida de la energía térmica
Temperatura = Energía térmica

90ºC

40ºC
Mayor energía térmica

Calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor
(q) requerida para aumentar un grado (K,ºC) la temperatura de
un gramo de esa sustancia
Capacidad calorífica molar (c) de una sustancia es la
cantidad de calor (q) requerida para aumentar un grado (K,ºC)
latemperatura de un mol de esa sustancia
298 K
Sustancia

Calor
específico
s (J·g-1·K-1)

Calor (q) absorbido o cedido:
∆T = Tfinal - Tinitial
por masa, m(g):

q = m·s·∆T

por n moles:

q = n·c·∆T

∆H=q cuantifica el flujo de calor
en procesos a P cte
∆H > 0 proceso endotérmico
∆H < 0 proceso exotérmico

Trabajo

W = F ⋅d =

F
⋅ S ⋅ d = − P ⋅ (Vfinal −V inicial )
S

Trabajo realizado por una fuerzaexterior F sobre un sistema
F
W = −P ⋅ ∆V
S

Compresión

d
P
Vinicial

P
V final

Vf < Vi

⇒

W >0

Se realiza trabajo sobre el sistema

Trabajo realizado por el sistema contra P exterior W = −P ⋅ ∆V
L

Expansión

Vf > Vi

El sistema realiza trabajo

⇒

W<0

S

F

Termoquímica: cambios de calor en las reacciones químicas
Calor de reacción
Reacción endotérmica

Reacción exotérmica

Libera
calorAbsorbe
calor

Calor de reacción a la temperatura T: calor involucrado, sin aparición
de otra forma de energía, correspondiente al nº de moles de la
ecuación química

1 atm, 298 K:

C (gr) + O2 (g) → CO2 (g)

∆H = -94 kcal

∆H cuantifica el flujo de calor en procesos a P cte

∆H = Entalpia : cuantifica el flujo de calor en procesos a P cte
∆H = H (productos) – H (reactivos)
∆H = calor cedido o...