Termodinamica

Practico 6
Termoquímica
Objetivos: 1) Evidenciar en un proceso químico el intercambio de energía con el entorno bajo la forma de calor y trabajo.
2) Determinar la variación de energía interna para dicho proceso.

Marco teórico:
1. TERMOQUÍMICA.
Es la rama de la fisicoquímica que estudia la relación entre las reacciones químicas y los cambios de energía asociados a las mismas. El calorasociado con un proceso químico depende no solo del cambio que pueda ocurrir a presión o volumen constante sino de las cantidades de sustancias consideradas, del estado físico de dichas sustancias de la temperatura y de la presión.
Reactantes Productos
El calor de reacción es el valor de ∆E o ∆H que acompaña la reacción química isotérmica, cuando se lleva a cabo a volumenconstante o a presión constante respectivamente. Las reacciones con calores negativos se conocen como exotérmicas y aquellas con calores positivos, como endotérmicas. El valor de ∆E o
∆H escritos al lado de una reacción viene a representar el cambio de energía o de entalpía para dicha reacción. Una ecuación termoquímica completa incluye no solo la información estequiométrica y energética sino tambiénuna descripción de los estados físicos tanto de los reactantes como de los productos; se utiliza (s) o (c) para el estado sólido y si se requiere más información se usan los símbolos (α-s) o (β-s) para identificar las diferentes formas en que se presentan los sólidos; o (diam.), (graf.); para el estado líquido y gaseoso se utilizan los símbolos (l), (g) respectivamente. Un superíndice (º) indicaque la reacción se efectúa en condiciones normales termodinámicas (P = 1 atm; T = 298 K, Concentración = 1M.).
El cambio de entalpía para una reacción se suele denominar calor de reacción, este proceso es muy importante en termoquímica ya que tanto químicos como ingenieros de procesos se inclinan en pensar más en términos de ∆H que de ∆E; aún cuando el volumen cambie de manera significativa, ladiferencia en magnitud entre ∆H y ∆E es pequeña.
El cambio de entalpía, ∆H para una reacción química viene dado por la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactantes, o sea,
∆H = H(productos) - H(reactantes)
Así, si la entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes, ∆H>0, el sistema absorbe calor y la reacción es endotérmica. Por ejemplo:
CO2 (g) +H2O(g) CH4 (g) + 2 O2 (g) ∆Hº = 802 kJ/mol
Si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes, ∆H 0 el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde energía.
E = Qp – p x  V Þ E2 – E1 = Qp – p x (V2 – V1)
Qp + E1 + p x V 1 = E2 + p x V2
Llamaremos entalpía “H” a “E + p x V” de manera que:
H1 = U1 + p x V 1 H2 = E2+ p x V2
Con lo que queda: Qp + H1 = H2 Þ
H es una función de estado.



Calor A VOLUMEN CONSTANTE (QV)
Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen.
Si V = constante, es decir, V = 0 Þ W = 0 Þ
Q_v=∆E

Relación Qv con Qp.
En gases aplicando la ecuación de los mismos:
p x V = n x R x T
Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirápara los estados inicial y final: (p x V1 = n1 x R x T) (p x V2 = n2 x R x T) con lo que restando ambas expresiones también se cumplirá que:
p x V = n x R x T
Como H = U + p x V se cumplirá que: (U=E)

En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y Qv  Qp, es decir: .

Calorimetría: Un calorímetro es un dispositivo que mide la cantidad de calor quese produce en una reacción. Es un sistema adiabático y por lo tanto no permite la transferencia de energía con el medio ambiente; en tal sentido el calor liberado dentro del calorímetro debe ser totalmente absorbido por él.
El balance del flujo de calor puede escribirse: abs= absorbido, lib= liberado
q tot = 0 => q abs + q lib = 0
q (reacción) + q (sistema calorimétrico) = 0
Materiales:...