Termoquimica

TERMOQUÍMICA
(Calores de reacción)

1. OBJETIBOS
Al concluir la práctica, el alumno ser capaz de:
Evaluar cualitativa y cuánticamente el calor desprendido o absorbido de una reacción química, haciendo uso de un calorímetro simple y aplicando la ley de Hess.
Proponer la solución de problemas relacionados con los cambios energéticos de las reacciones químicas, con errores mínimos.
2. REVISIONBIBLIOGRAFICA
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 reacciones endotérmicas.
VARIABLES DE ESTADOSon magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química)
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. Son funciones de estado: Presión, temperatura, energíainterna, entalpía.
NO lo son: calor, trabajo.
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
ENERGÍA INTERNA (U): Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas 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 toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se considera positiva, mientras que laextraída 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, DV = 0 Þ W = 0 Þ

CALOR A PRESIÓN CONSTANTE (QP)
La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmentela atmosférica.
En este caso, como p = cte, se cumple que W = – p · DV (el signo negativo se debe al criterio de signos adoptado). Si DV > 0 el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde energía.
DU = Qp – p x D V   Þ  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 V 1            H2 = U2 +p x V2
Con lo que queda:      Qp + H1 = H2 Þ 


ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN
Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como DH0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la  reacción.


eNTALPÍAESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN.
Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar).
Se expresa como DHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre DH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.
LEY DE HESS."DH” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.
Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular DH de la reacción global combinando los DH de cada una de las reacciones.
CÁLCULO DE DH0 (CALOR DE REACCIÓN) A PARTIR DE DH0f.
Aplicandola ley de Hess que veremos después podremos demostrar que:

Recuerda que DHf0 de todos los elementos en estado original es 0.

ENERGÍA DE ENLACE.
“es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en estado gaseoso”
En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con la energía necesaria para disociar 1 mol de dicha sustancia en los átomos que la...