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TERMOQUÍMICA Química

2ºbachillerato

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1.- Sistemas, estados y funciones de estado.

2.- Primer principio de la Termodinámica.

3.- Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante.

3.1. Relación entre ambas.

4.- Entalpía estándar de reacción.

4.1. Ecuaciones termoquímicas.

5.- Entalpía estándar de formación.

6.- Ley de Hess.

7.- Aplicación de la ley de Hess: Ciclo de Born-Haber

8.- Cálculo de las entalpías de reacción a partir de entalpias de formación.

9.- Energía o entalpía de enlace de enlace.

9.1. Cálculo de la energía de reacción a partir de entalpías de enlace aplicando la

ley de Hess.

10.- Entropía.

10.1. Segundo principio de la termodinámica.

11.- Energía libre de Gibbs.

12.- Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura.

DEFINICIÓN DE 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 absorbiendo energía. Son las

reacciones endotérmicas.

1.-SISTEMAS

Es una parte pequeña del universo que se aísla para someterla a estudio.

El resto se denomina ENTORNO.

Al conjunto SISTEMA + ENTORNO se le denomina UNIVERSO

Pueden ser:

• Abiertos (intercambia materia y energía con el entorno).

• Cerrados (no intercambia materia y sí energía).

• Aislados (no intercambia ni materia ni energía).

En las reacciones químicas:

SISTEMAS = Conjunto de Sustancias químicas (reactivos y productos)

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VARIABLES DE ESTADO

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una

reacción química), y definen el estado de un sistema.

• Presión.

• Temperatura.

• Volumen.

• Concentración.

Algunas variables dependen solo del estado en que se encuentra el sistema y no de cómo ha

evolucionado para llegar a él, son las variables de estado y las funciones de estado. Otras como el

calor y el trabajo si dependen del camino seguido hasta llegar a en determinado estado.

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, energía interna, entalpía.

• NO lo son: calor, trabajo.

TRABAJO TERMODINÁMICO:

En las reacciones químicas donde hay un incremento en el número de moles , hay una expansión de los

gases contra la presión exterior. Para determinar el valor del trabajo realizado por una fuerza externa

cuando el sistema se expansiona, consideramos un gas encerrado en un cilindro de superficie S.

A partir de la expresión del trabajo físico: W= F. Δx s gas ΔV

Como la fuerza y el desplazamiento tienen sentidos opuestos: W = -FΔx

La fuerza externa está relacionada con la presión exterior (pudiendo ser la presión atmosférica):

F=P.S → W= -P.S

x → W = -P

V

Si ΔV >0 .Expansión del sistema , el trabajo lo realiza el sistema y es negativo. W<0

Si ΔV<0 .Compresión del sistema , el trabajo se realiza sobre el sistema y es positivo. W>0.

2. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

TODO SISTEMA POSEE UNA PROPIEDAD TERMODINÁMICA, LLAMADA ENERGÍA INTERNA, QUE TOMA UN

VALOR DEFINIDO PARA CADA CASO Y QUE AUMENTA CUANDO EL SISTEMA ABSORBE CALOR O SOPORTA

UN TRABAJO.

Fext

expansión

s

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ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema.

• Es imposible medirla. Q>0 Sistema Q<0

• En cambio, sí se puede medir s

= U Q +W

W>0 W<0

Actualmente, se sigue el criterio de que toda energía aportada al sistema (desde el entorno) se

considera positiva, mientras que la extraída del sistema (al entorno) se considera negativa.

Así, Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.

La energía interna U, es función de estado.

EL primer principio también se puede enunciar en términos de conservación de la energía. Toda

energía absorbida o perdida por un sistema se intercambia con los alrededores o entorno, con lo que la

energía total del universo permanece inalterada.

CALOR A VOLUMEN CONSTANTE (QV)

Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen.

Si V = constante, es decir, ΔV = 0 → W = 0

=

v Q U

CALOR A PRESIÓN CONSTANTE (QP)

La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica.

En este caso, como p = cte, se cumple que W = – p · ΔV (el signo negativo se debe al criterio de signos

adoptado). Si ΔV > 0 el sistema realiza un trabajo hacia el entorno y en consecuencia pierde energía.

ΔU = Qp – pΔ V U2 – U1 = Qp – p (V2 – V1)

Qp + U1 + p V 1 = U2 + p V2

Llamaremos entalpía “H” a “U + p V” de manera que:

H1 = U1 + p V 1 H2 = U2 + pV2

= − = 

P 2 1 Q H H H

Reactivos

Entalpia

(H) Productos

H > 0

Reac. endotérmica

Entalpia (H)

Reactivos

Productos

H < 0

Reac. exotérmica

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La magnitud entalpía es función de estado .

RELACIÓN DE Qv Y Qp.

En gases aplicando la ecuación de los mismos:

pV = n R T

Si p y T son constantes, la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: (p V1 = n1 R T)

(p V2 = n2 R T) con lo que restando ambas expresiones también se cumplirá que:

p ΔV = ΔnR T

Como ΔH = ΔU + p ΔV se cumplirá que: (a p= cte)

En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y Qv=Qp, es decir:

U ≅ H

Ejemplo: Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de

propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale -2219,8 kJ.

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)

ΔH = –2219,8 kJ

nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases) Δn = -3

ΔU = ΔH – Δn R T = –2219 kJ + 3 mol∙(8,3∙10-3kJ∙mol–1

∙K–1)∙298 K = −2214 kJ

4.-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 ΔH0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.

productos reactivos H = H −H 0 0

0

ΔH = ΔU + ΔnRT

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Ecuaciones termoquímicas

Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis 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/mol

H2(g) + ½ O2(g) →H2O(g); ΔH0 = –241,4 kJ /mol

Nota: ΔH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo

coeficientes dobles, habrá que multiplicar ΔH0 por 2:

2 H2(g) + O2(g) →2 H2O(g) ΔH0 = 2∙ (–241,4 kJ)

5.-ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN).

Es el incremento entálpico (H) 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 Hf

0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre H0 y el número de

moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

Ejemplos:

C(s) + O2(g) →CO2(g) ΔHf

0 = – 393,13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔHf

0 = – 285,8 kJ/mol

6.-LEY DE HESS. (SELECTIVIDAD)

Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar

como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular H de la reacción global

combinando los ΔH de cada una de las reacciones.

Ejemplo:

Dadas las reacciones:

(1) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH1

0 = –241,8 kJ /mol

(2) H2(g) + ½ O2(g) →H2O(l) ΔH2

0 = –285,8 kJ/mol

calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

"ΔH” en una reacción química es constante con independencia de

que la reacción se produzca en una o más etapas.

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La reacción de vaporización es:

(3) H2O(l) → H2O(g) ΔH0

3 = ?

(3) puede

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