Termoquimica

28/03/2012

Termodinámica y
Termoquímica

Termodinámica
Relaciona magnitudes macroscópicas observables que pueden
medirse experimentalmente. Estudia los fenómenos inherentes a
las transformaciones energéticas y sus efectos sobre el estado de
la materia

Origen:
Estudio de la producción de trabajo a partir de fuentes de calor

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Termoquímica.
Es la parte de la Química que se encargadel estudio del
intercambio energético de un sistema químico con el
exterior.
t i
Energía: Capacidad de un sistema para realizar trabajo
ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema

Es imposible
medir de forma
absoluta.
absoluta
Su variación sí
se mide.

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Sistema y entorno
ENTORNO
SISTEMA:
Parte pequeña del universo que se aísla
para someter a estudio.

SISTEMA

El resto sedenomina ENTORNO.

ENERGÍA

Sistemas
Pueden ser:
Abiertos
Intercambia materia y
energía.

Cerrados
no intercambia materia
y sí energía

Aislados
no intercambia materia
ni energía

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Tienen un valor único para cada estado del sistema.
Su variación solo depende del estado inicial y final y
no del camino desarrollado.

F
Variación de la
Función de estado
ΔF

F= Función de estado

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TRABAJO

Energía = Capacidad para realizar un trabajo

Se realiza un trabajo cuando se realiza un movimiento
en contra de una fuerza que se opone a ese movimiento
Es imposible realizar un trabajo sin consumir una
energía

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uff, uff

.
W=F x

Distancia
que se
desplaza el
objeto

ELTRABAJO NO ES UNA
FUNCIÓN
DE ESTADO

Fuerza aplicada

W =∫

Fuerzaa

Trabajo
realizado porel
hombre

X2
X1

Fdx

[N.m=J]
X1

distancia

X2

Trabajo=área

•Trabajo de presión-volumen.
Δ
KClO3(s) → KCl(s) + O2(g)
•El gas oxígeno que se
forma empuja contra la
atmósfera. w < 0
•El volumen varía.

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Trabajo presión-volumen

w=Fxd
= (P x A) x h
= PΔV
w = -PextΔV

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Expansión Reversible
Pext

P

Pext

1

Reversible
2

Pint

Pint

Pext < Pint
W

= −

∫

V

2

V

1Pext dV

V

Pext = Pint
= −

∫

• Gas Ideal

V

2

V

1

W = −nRT Ln

Pgas dV

V

2

• G I y T=cte

∫

W=−

nRT
dV
V

V

dV

∫V

W =−nRT

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CALORIMETRIA
Propiedades de los sistemas relacionadas con el calor

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El primer principio de la termodinámica

ΔU = q + w
El sistema modifica su energía a través de intercambio de calor
y de trabajo

Criterio de signos
CALOR
Q>0
TRABAJO
W>0CALOR
Q<0
TRABAJO
W<0

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Calor a volumen constante (Qv)
Es el intercambio de energía en un recipiente
cerrado que no cambia de volumen.
volumen
ΔU = Q + W = Q + p.ΔV
Si V= constante, es decir, ΔV = 0
⇒W=0⇒

Qv = ΔU

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CALORIMETRO
BOMBA
CALORIMETRICA
Volumen constante

Qdesprendido = C

Δt

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Entalpia (H)

Calor a presión constante (Qp)
H1= U1 + p · V1;
H2= U2+ p · V2
Qp + H 1 = H 2

Productos

Reactivos

⇒ Qp = H2 – H1 = Δ H

ΔH > 0

H es una función de estado.

Entalpia (H
H)

Reac. exotérmica

ΔU=ΔH–p·ΔV

CALORIMETRO

Reac. endotérmica

Reactivos

ΔH < 0
Productos

Presión constante

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Entalpía estándar de la reacción
Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto
reactivos como pproductos están en condiciones estándar(p = 1
atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M).
Se expresa como ΔH0 y como se mide en J o kJ depende de
cómo se ajuste la reacción.
Así, ΔH0 de la reacción “2 H2 + O2 → 2 H2O” es el doble del
de “H2 + ½ O2 → H2O”.

Reacciones termoquímicas
Expresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre pparéntesis 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(l);
ΔH0 = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g) ⎯→ H2O(g);
ΔH0 = –241,4 kJ

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Ecuaciones termoquímicas
ΔH depende del número de moles que se forman o producen.
j
pponiendo coeficientes dobles, habrá qque
Por tanto, si se ajusta
0
multiplicar ΔH por 2:
2 H2(g) + O2(g) ⎯→ 2 H2O(g) ;

ΔH0 = 2· (–241,4 kJ)

Con frecuencia, suelen usarse...