termoqu mica lectura 9

Termoquímica
Prof: Geovanna Tafurt García

PRINCIPIOS DE QUÍMICA
UNAL- SEDE ORINOQUIA
OCTUBRE 2010

Conceptos
•Calor
•Energía
•Trabajo
•Termoquímica
•Sistema (A, C, Ais)
•Alrededores

Procesos: Endotérmicos, exotérmicos
2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l) + Energía
2H2O (l) + Energía → 2H2 (g) + O2 (g)
2HgO (s) + Energía → 2Hg (l) + O2 (g)
Energía: ∆E: Diferencia de Energía (E productos - E reactivos)∆E: (E productos - E reactivos): + endotérmico
∆E: (E productos - E reactivos): - exotérmico

Energía

∆E: (E productos - E reactivos): + endotérmico

Coordenada de reacción ) reactivos → Productos

Energía

∆E: (E productos - E reactivos): - exotérmico

Coordenada de reacción ) reactivos → Productos

Termodinámica
Dirección de los procesos, con base en la interconversión de las formas
de energíaParámetros de un sistema

Energía,
Temperatura,
Presión,
Volumen
Función de estado
Inicial-Final
No depende de la
trayectoria

Primera ley de la Termodinámica
La energía de un sistema no se puede crear ni destruir
solo se interconvierte

2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)
∆E reacción : (E productos - E reactivos): ∆E sistema
La energía del universo no cambia, parte de la energía química
Se convierte enenergía térmica

∑∆E = 0
∆E sistema + ∆E alrededores = 0

∆E sistema : q + w
w: trabajo realizado sobre o por el sistema
q: intercambio de calor entre el sistema y sus alrededores
∆E sistema : + cuando se agrega calor o se realiza trabajo sobre el sistema
∆E sistema : - cuando se libera calor o se realiza trabajo en los alrededores

W: -P∆V
No es una función de estado
Depende de la trayectoríaNo es una propiedad del sistema
Se manifiesta durante el proceso

Comprime

Expande

W: +

W: -

∆V : ∆V : Vf-Vi

∆V : +
∆V : Vf-Vi

Calorimetría
Medida de los cambios de calor (qv, qp)
A + B → C (s)
A + B → C (l)
A + B → C (g)

Sistema
cerrado

Sistema
Aislado

Sistema
Abierto

Q = ms∆T

Medida de la energía liberada o absorbida para
que una sustancia sufra un cambio de
temperatura sininvolucrar cambios de estado,

calor sensible (cal, julios, ergios)

Q = m∆H

Medida de la energía liberada o absorbida
durante un cambio de estado, calor latente

m= masa del sistema, g
s= calor específico, cal/goC
C = ms; capacidad calorífica cal/oC

∆H= entalpía asociada al cambio de estado (cal/g)

Experimentación
Principio de la conservación de la energía
El calor específico de un metal puede sercalculado con un calorímetro de agua

∑Q = 0
Qm+Qa+Qc=0
Q m= mm sm ∆T
Q a= ma sa ∆T
Q c= C∆T

Calorímetro de agua

Capacidad calorífica de calorímetro
∑Q = 0
Q a fría + Q a caliente + Q c = 0
Q a fría = mm sm ∆T
Q a caliente = ma sa ∆T
Q c= C∆T

Un metal caliente desconocido con temperatura de 100
oC y una masa de 50,03 g fue mezclado con 40,11 g de
agua a temperatura de 21,5 oC. La temperaturafinal
alcanzada por la mezcla fue de 30,6 oC (sagua = 1 cal/g
oC).
Calcule el calor específico del metal smetal 0,105 cal/g oC
Ley de Pierre Dulong y Alexis Petit

La temperatura de 50 mL de agua caliente es 36,9 oC. La
temperatura de 50 mL de agua fría es 19,9 oC. Cuando
las dos se mezclaron en el calorímetro, se encontró una
temperatura de 28,1 oC. Calcule la capacidad calorífica
del calorímetro(sagua = 1 cal/g oC).

Calorimetría a volumen constante
Calorímetro
Agua
Mezcla de reacción

Q reacción v
Qv

Una muestra de 1,922 g de metanol se quemó en una
bomba calorimétrica a volumen constante. Como
consecuencia la temperatura se elevó en 4,20 oC. Si la
cantidad de agua que rodea el calorímetro pesa 2000 g
y la capacidad calorífica del calorímetro es 2,02 kJ/oC.
Calcule el calor molar decombustión del metanol

Calorimetría a presión constante
Calorímetro
Agua

Q reacción p Q p ∆H

Mezcla de reacción

Neutralización
Disolución
Dilución

Una muestra de 4,00 x 10 2 mL de HNO3 0,600 M se mezcla con 4,00 x 10 2
mL de Ba(OH)2 0,300 M en un calorímetro a presión constante que tiene
una capacidad calorífica de 387 J/oC. La temperatura inicial de ambas
disoluciones es la misma, 18,88...