Apuntes de termodinamica

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MEDICIONES TERMOQUÍMICAS
1) a Presión constante 2) y a volumen constante.

El significado exacto de los dos tipos de mediciones se obtiene mejor al aplicar la 1ª ley
de la Termodinámica a la variación térmica que ocurre dentro del calorímetro.
De acuerdo con ella, cualquier calor “ q “ agregado al sistema va a aumentar la energía Interna de éste y realizará un trabajoexterno.

⌠V2
q = ∆U + w = ∆U + P dV
⌡V1
Como a V = cte. dV = 0 por tanto no se realiza trabajo ( q v ) = ∆U ( 1 )

Cuando la P = cte y es la misma dentro y fuera del sistema:⌠V2
W = P dV = P ( V2 –V1 ) = P∆V
⌡V1

( qp ) = ∆U + P∆V ( 2)
De acuerdo con ésta ecuación el Cambio térmico observado en el Calorímetro comprende no sólo una variación de Energía interna sino también el w de cualquier expansión o contracción del sistema.La Ecuación anterior se puede escribir así: ( qp ) = ∆U + P∆V
(qp ) = ( Up – Ur ) + P ( Vp-Vr)
agrupando: ( qp ) = ( Up + PVp ) – ( Ur + PVr )

( qp ) = Hp-Hr = ∆H

CONCLUSIÓN:
LaEcuación qv = ∆U nos define el calor de reacción a V = cte. Y nos enseña que es igual a la Propiedad termodinámica ∆U.
La Ecuación qp = Hp – Hr nos define el calor de reacción a Presión constante y nos enseña que es igual al ∆H.

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

El calor asociado con un proceso depende no sólo de que si el cambio se efectúa a V= cte o a P = cte.
Sino también depende de; lacantidad de sustancia, de su estado físico y de su temperatura.
La Cantidad de calor obtenida depende de la cantidad de sustancia.
Si 2 gramos de H2 se queman en presencia de O2 para producir agua líquida se desprenden 68,320 calorías.

Mientras que si se queman 4 gramos de H2 el calor desprendido será el doble.
En Termoquímica es común hablar del calor producido por una reacción enparticular por ejemplo:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H 25°C = - 68.320 Calorías

Si se forma 1 mol de Agua como vapor a partir de sus elementos a la misma temperatura ∆H 25°C = - 57 800 calorías.

Una Ecuación Termoquímica se debe balancear.
∆H 25°C nos indica que el calor de reacción está dado a 25°C.

∆H = Hp – Hr

∆H = H H2O(l) - ( HH2 (g) +½ H O2 (g) )

CÁLCULO DEL ∆U A PARTIR DEL ∆H
Según la Ecuación ∆H = ∆U + P ∆V ( 1 )

La diferencia que existe entre el ∆H y ∆U es el trabajo efectuado P∆V en la cual la P es constante. El factor principal de la diferencia es ∆V que ocurre durante la reacción.
Para las fases que comprende a sólidos y a líquidos los cambios de volumen son muy ligeros ∆V ≈ 0 y puede despreciarsesiempre que la presión no sea muy elevada.

∆H = ∆U + P ∆V

Para los gases el cambio de volumen si es considerable y por lo tanto debemos tomarlo en cuenta. P ∆V = P ( Vp – Vr )

Si en una reacción interviene el número de moles gaseosos:
P∆V = P ( Vp – Vr ) o PVp – P Vr

y de acuerdo a la Ecuación general del estado gaseoso
PVp =ngp RT y PVr = ngr RT

Entonces:
P∆V = ∆ng RT

Si sustituimos esta ecuación en la (1 ) tenemos:
∆H = ∆U + ∆ng RT
Cuya Utilidad es en la conversión de ∆U a ∆H y viceversa.

Problema:
La Combustión de 1 mol de benceno líquido a P = cte está expresada por la reacción siguiente:

C6 H6 (l) + 7 ½ O2 (g ) ( 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆H° 25°C = - 780 980...
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