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TERMOQUÍMICA
Sistemas

Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio.
El resto se denomina ENTORNO, ALREDEDORES.
Pueden ser:
Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno).
Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
En las reacciones químicas:

SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas(reactivos y productos)

DEFINICIÓN de Termoquímica.

Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.
Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas.
Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reaccionesendotérmicas.

Variables de estado

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química)
Ejemplos:
Presión.
Temperatura.
Volumen.
Concentración.

Funciones de estado

Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema.
Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.
Sonfunciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.
NO lo son: calor, trabajo.

Primer principio de la Termodinámica

ENERGÍA INTERNA (U): Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas, potencial, de vibración, etc., de todas las moléculas.
Es imposible medirla.
En cambio, sí se puede medir su variación.

Actualmente, se sigue el criterio de que todaenergía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa.
Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema. U es 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, ΔV = 0; Δ W = 0 

Calor a presiónconstante (Qp)

La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica.
En este caso, como p = constante, se cumple que W = – p · ΔV (el signo negativo se debe al criterio de signos adoptado). Si ΔV > 0 el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde energía.

ΔU = Qp – p x Δ V   Δ U2 – U1 = Qp – p  x (V2 – V1)

Qp + U1 + p x V 1 =U2 + p x V2

Llamaremos entalpía “H” a “U + p x V” de manera que:H1 = U1 + p x V1
H2 = U2 + p x V2
Con lo que queda: Qp + H1 = H2

H es una función de estado.

Relación Qv con Qp.

En gases aplicando la ecuación de los gases ideales:

p x V = n x R x T

Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para 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 ΔV = Δn x R x T
Como  ΔH = ΔU + p x ΔV  se cumplirá que:



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

Entalpía estándar de la reacción

Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están encondiciones estándar (p = 1 atm; T = 298,15 K 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la  reacción.


Ecuaciones termoquímicas

Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ΔH (habitualmente como ΔH0).Ejemplos:

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g);        ΔH0 = –890 kJ
        H2(g) + ½ O2(g) H2O(g);                           ΔH0 = –241,4 kJ

ΔH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar ΔH0 por 2:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)              ΔH0 = 2 x (–241,4 kJ)

Con frecuencia, suelen usarse...