Apuntes Quimica

APUNTES SEGUNDO PARCIAL DE QUÍMICA FUNDAMENTAL PARA INGENIERÍA PETROLERA

Energía. Es la capacidad para realizar trabajo o producir calor.

La energía también puede definirse en función de la posición relativa de un objeto con respecto a otros objetos.

Energía potencial. Es una energía que se encuentra almacenada y es el resultado de las atracciones y repulsiones que un objeto experimenta en relación a otros objetos. Por ejemplo, una piedra situada en la cima de una montaña tiene una mayor energía potencial y puede provocar un golpe mayor sobre el agua ubicada en el valle, que una piedra situada en la parte de abajo.

Energía cinética es la energía debida al movimiento de un objeto. La energía cinética de un objeto en movimiento depende tanto de la masa como de la velocidad del mismo.

Termodinámica es un área de la físico-química, que estudia las relaciones entre las diferentes propiedades de equilibrio de un sistema (calor, trabajo, energía) y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.

Termoquímica es la parte de la termodinámica que estudia los cambios de energía (calor) en las reacciones o procesos químicos.

Un sistema es una parte específica del universo de interés para nosotros. El resto del universo externo al sistema se denomina entorno. Por ejemplo, cuando realizamos una reacción química en el laboratorio, las sustancias químicas generalmente constituyen el sistema.

Hay tres tipos de sistemas.

Sistemas abiertos pueden intercambiar masa y energía (por lo general en forma de calor) con su entorno. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente abierto.

Sistemas cerrados permiten la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente cerrado.

Sistemas aislados no permiten la transferencia ni de masa ni de energía. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente totalmente aislado.

Calor (q) es la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de cualquier cantidad de masa a otra temperatura dada. Se expresa en joules (J).

Temperatura es una propiedad que determina si dos sistemas están en equilibrio térmico o no. Dos sistemas en equilibrio térmico entre sí tienen la misma temperatura, pero ésta será distinta si no existe ese equilibrio.

Funciones de estado son propiedades de un sistema que están determinadas por los estados inicial y final del sistema y no por la manera como alcanzó el estado final; su valor es fijo cuando se especifican temperatura, presión, composición y forma física. Por ejemplo, la presión, el volumen, la temperatura, la energía y la entalpía, son funciones de estado.

LEYES DE LA TERMODINÁMICA

LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA.

Si dos cuerpos están en equilibrio térmico con un tercero, éstos están en equilibrio térmico entre sí.

A esta ley se le llama "equilibrio térmico". Si dos sistemas A y B están a la misma temperatura, y B está a la misma temperatura que un tercer sistema C, entonces A y C están a la misma temperatura.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

Ley de la conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece que todas las formas de energía pueden intercambiarse, pero no se pueden destruir ni crear, por lo cual la energía total del universo permanece constante. Cualquier energía que un sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa.

Energía total de un sistema o energía interna es una función de estado que se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes componentes.

Un proceso endotérmico es aquel en el que el sistema absorbe calor del entorno. Ejemplo:

Energía + 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)

Un proceso exotérmico es aquel en el que el sistema libera calor al entorno. Ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + energía

Convención de signo para q

q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema

q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno

TRANSFERENCIA DE CALOR. El sentido de la transferencia de calor es del cuerpo más caliente al más frío. Hay tres medios de transferencia de calor: conducción, convección y radiación.

La cantidad de calor que se transfiera depende de:

• La cantidad de material

• El tipo de material

• El cambio de temperatura

Capacidad calorífica específica o calor específico (C) es la cantidad de calor requerido para elevar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de una sustancia en un grado Celsius (también Kelvin). Se expresa J/g K o J/g °C. **Buscar tabla de capacidades caloríficas.

La capacidad calorífica de 1 mol de una sustancia se denomina capacidad calorífica molar y se expresa en J/mol°C

Si se conocen la capacidad calorífica (C) y la cantidad de sustancia (m), entonces el cambio en la temperatura (ΔT) de la muestra, indicará la cantidad de calor (q) que se absorbe en un proceso:

q = m C ΔT = C Δt

Ejemplo 1. Calcula la cantidad de calor absorbido por una muestra de agua de 466 g, cuando se calienta de 8.50 a 74.60 °C. El calor específico del agua es 4.184 J/g°C.

La medición de los cambios de calor que ocurren en las reacciones químicas puede realizarse a volumen constante, en cuyo caso se utiliza una bomba calorimétrica, o a presión constante, utilizando un calorímetro a presión constante.

Las determinaciones de calor a volumen constante se realizan en sistemas aislados y se determina el calor liberado por una cierta cantidad de masa cuando ésta se quema en una bomba cerrada que se sumerge en una cantidad de agua conocida. El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y el calorímetro, por lo que el calor total de sistema es:

qsistema = qagua + qbomba + qreacción

qsistema = 0

donde:

qagua, qbomba y qreacción son los cambios de calor del agua, de la bomba y de la reacción, respectivamente, por lo que el calor de la reacción es:

qreacción = – (qagua + qbomba)

En las determinaciones de calor a presión constante, se trabaja con dispositivos que no están sellados y por lo tanto las mediciones se efectúan en condiciones de presión atmosférica constante, aunque se considera que no hay pérdida de calor hacia el exterior. Este calorímetro se utiliza para medir los cambios de calor en reacciones de neutralización ácido-base, calores de disolución y calores dilución. El cambio de calor del proceso (qreacción) es igual al cambio de entalpía (∆H) y puede calcularse a partir del cambio de temperatura y de la capacidad calorífica de la disolución y del calorímetro: qsistema = qdisolución + qcalorímetro + qreacción

qsistema = 0

qreacción = – (qdisolución + qcalorímetro)

En las determinaciones de calor a presión constante, se puede usar un calorímetro de vaso de espuma plástica (unicel) para medir la ganancia o pérdida de energía térmica que acompaña a muchas clases de cambios físicos y químicos. Para trabajos de precisión, los calorímetros están meticulosamente aislados y se hace una corrección por la energía térmica absorbida por el aparato, como se mostró en el ejemplo anterior. Un vaso de unicel está diseñado para mantener calientes los líquidos; es buen aislante y no absorbe mucha energía térmica. Por consiguiente, para simplificar los cálculos, se supone que la cantidad de energía térmica que escapa a los alrededores y la que es absorbida por el calorímetro es despreciable, por lo que el cambio de calor es:

qreacción = – qdisolución

Ejemplo 2. Si se mezclan 50 ml de AgNO3 0.100 M y 50 ml de HCl 0.100 M en un calorímetro a presión constante, la temperatura de la mezcla aumenta de 22.30 a 23.11 °C. El aumento de temperatura se debe a la siguiente reacción:

AgNO3 (ac) + HCl (ac) → AgCl (s) + HNO3 (ac)

Calcula ΔH para este proceso, considerando que la disolución combinada tiene una masa de 100 g y un calor específico de 4.18 J/g-°C.

ENTALPÍA

La entalpía (H) de un sistema es una función de estado que expresa el calor liberado o absorbido durante un proceso, a presión constante. La entalpía de reacción o calor de reacción (ΔH o qP) es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión constante y se expresa en J.

ΔH = Hproductos – Hreactivos = qP

La entalpía de reacción puede ser considerada como una medida de cuánto calor está almacenado en el sistema como energía potencial, o su “contenido de calor”, por lo que puede tener un valor positivo o negativo. Para un proceso endotérmico ∆H es positivo. Para un proceso exotérmico ∆H es negativo. Por ejemplo, para que un mol de hielo pueda ser convertido en agua líquida, a presión constante, se requiere que el sistema (hielo) absorba 6.01 kilojoules (kJ) de energía, como se indica en la ecuación termoquímica siguiente:

H2O (s) → H2O (l) ΔH = 6.01 kJ (proceso endotérmico)

Donde:

ΔH = Hproductos – Hreactivos

= H (agua líquida) – H (hielo)

= 6.01 kJ

Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones químicas balanceadas que indican el cambio de entalpía correspondiente. A continuación se proporciona una guía para utilizar este tipo de ecuaciones:

a)

...