Quimica

Tema 4 : TERMOQUÍMICA
4.1. Energía interna
La energía interna es la suma de las diferentes formas de energía que posee una sustancia. En ella se incluyen la suma de energías cinéticas y de energías potenciales. Depende del estado físico en el que se encuentre una sustancia y de la cantidad de sustancia de la que se disponga. En general, no se puede medir su valor pues hay elevado número detérminos influyentes, pero sí que se puede conocer la variación de energía interna en un proceso. Se representa con U. ∆U = U2 - U1 Es una función de estado, en una transformación la energía interna sólo depende del estado inicial y del estado final pero no del camino seguido para ir de un estado a otro.

4.2. Primer principio de termodinámica
Es una consecuencia del principio de conservación dela energía ("La energía uno se gana ni se pierde, sólo se transforma"). Consideremos un sistema cuya energía interna tiene un valor U1. Supongamos que absorbe calor (Q), su energía interna será mayor que antes : U’= U1 + Q. Supongamos que se realiza trabajo (W) sobre el sistema. Su energía interna vuelve a aumentar : U2 = U’ + W = U1 + Q + W U2 - U1 = Q + W "La variación de energía interna esigual a la suma del calor y trabajo intercambiados por un sistema". Q > 0 Si el sistema absorbe calor W > 0 si se hace trabajo sobre sistema La energía interna se miden en J/mol ó kJ/mol.

4.3. Entalpía
Si un proceso tiene lugar a volumen constante se cumple que la variación de energía interna es igual al calor intercambiado. ∆U = Qv (volumen constante) La mayoría de los procesos tienen lugar apresión constante, por lo que se introduce otra función termodinámica llamada entalpía (H) que es la suma de energía interna más el producto de la presión por el volumen. H = U + P · V Si un proceso tiene lugar a presión constante la variación de entalpía es igual al calor intercambiado : ∆H = QP La energía interna y la entalpía son funciones de estado, es decir, su variación en un proceso sólodepende del estado inicial y final, pero no del camino seguido. El calor no es una función de estado. La entalpía se mide en kJ/mol. • Relación entre la variación de entalpía y la variación de energía interna : ∆H = ∆U + P · ∆V QP = Qv + P · ∆V Si se trata de una reacción donde intervienen gases : P · ∆V = ∆n · R · T ∆H = ∆U + ∆n · R · T

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4.4. Entalpía de reacción
En una reacción químicatiene lugar una transformación de sustancias así como un intercambio de energía. Según la energía intercambiada las reacciones se clasifican en exotérmicas y endotérmicas. Exotérmicas son las reacciones en las que se produce una transferencia de energía desde en el sistema hacia el medio exterior. En ellas la variación de entalpía se considera negativa: ∆H < 0 Q > 0. En las endotérmicas tiene lugaruna transferencia de energía del medio exterior hacia el sistema. En ellas la variación de entalpía se toma positiva: ∆H > 0 , Q < 0. Las reacciones se he suelen representar mediante diagramas entálpicos. En ordenadas se representa la entalpía y en abcisas el sentido de la reacción.

Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones termoquímicas para conocer el balance energético dela reacción : 3CO2 (g) + 4H2O (g) ∆H = -2180 kJ/mol C3H8 (g) + SO2 (g) Entalpía de reacción : variación de entalpía correspondiente a dicha reacción producida a temperatura y presión constantes y correspondiente al número de moles que se indican en la ecuación termoquímica.

4.5. Ley de Hess
1) 2C (s) + H2 (g) C2H2 (g) ∆H1 = 226,8 kJ 2) C2H2 (g) + H2 (g) C2H4 (g) ∆H2 = -174,5 kJ 3) 2C (s) +2H2 (g) C2H4 (g) ∆H3 = 52,3 kJ ∆H3 = ∆H1 + ∆H2 Esto que se cumple en este caso particular se puede extender a otras muchas reacciones parecidas, y se conoce como Ley de Hess : “La variación de entalpía en una reacción química es la misma si la reacción transcurre directamente como si lo hace a través de varias etapas.” A partir de aquí se pueden tratar las ecuaciones termoquímicas como si fueran...