La Termoquímica

INTRODUCCIÓN

Química, estudio de la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, de sus interacciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas. Desde los primeros tiempos, los seres humanos han observado la transformación de las sustancias —la carne cocinándose, la madera quemándose, el hielo derritiéndose— y han especulado sobre sus causas. Siguiendo la historia de esas observaciones y especulaciones, se puede reconstruir la evolución gradual de las ideas y conceptos que han culminado en la química moderna.

Mediante este breve trabajo, espero dar a conocer un poco acerca de la utilidad de la química hablando principalmente 4 temas relacionado a la química, estos son:

- La Termoquímica.

- La Electroquímica.

- El Equilibrio Químico.

- El ph y pOH.

TERMOQUÍMICA

Rama de la química física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transformaciones físicas o químicas. Su fin es determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como calor durante una transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos.

La termoquímica es parte de una rama mucho más amplia que es la termodinámica la cual describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos.

Primera Ley de la Termodinámica

La primera ley la termodinámica es la ley de la conservación de la energía, que se puede enunciar como “la energía total del universo es una constante”. Una forma más útil de la primera ley de la termodinámica, en las reacciones químicas, es:

∆E = Q + W

La ecuación anterior define al cambio de energía interna ∆E de un sistema como la suma del intercambio de calor (Q) entre el sistema y sus alrededores y el trabajo (W) realizado sobre (o por) el sistema.

La energía total de un sistema de sustancias químicas se llama energía interna (E). Esta energía interna depende del movimiento de las moléculas, de sus distribuciones, de las fuerzas intermoleculares de atracción y de otros factores, es una función de estado. El valor absoluto de la energía interna de un cierto estado no puede ser determinado, pero si se puede determinar la variación de energía interna y se llama ∆E. Un cambio de la energía interna de un sistema es una consecuencia de una transferencia de calor o de la realización de trabajo, y es igual a:

Eproductos – Ereactivos = ∆E

∆E = Q + W

Entalpía

La entalpía expresa el calor liberado o absorbido en un proceso a presión constante.

La entalpía es una propiedad extensiva; esto es, su magnitud depende de la cantidad de sustancia.

El cambio de entalpía durante un proceso a presión constante se representa por DH (“delta H”, donde el símbolo D denota cambio), y es el calor liberado o absorbido por el sistema durante unaa reacción. Para cualquier reacción que se efectúe directamente a presión constante, la entalpía es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactivos, esto es:

DHreacción = Hproductos

El contenido total de energía se llama entalpía H, y es igual a la energía interna (E) y el trabajo de expansión (T) que éste puede realizar.

H = E + PV

La variación de entalpía está dada por:

DH = D.E + P.D.V

Ley de Hess

Ley de Hess es una ley de química física nombrado para Germain Hess extensión de s del ciclo de Hess y usada para predecir el cambio de la entalpia y la conservación de la energía (denotada como función del estado ΔH) sin importar la trayectoria a través de la cual debe ser determinado.

La ley indica eso porque entalpia es una función del estado, el cambio de la entalpia de una reacción es igual sin importar qué camino se toma para alcanzar productos. Es decir los estados solamente del comienzo y del extremo importan a la reacción, no los pasos del individuo en medio.

El cambio total de la energía para una reacción química es independiente de la ruta por la cual la reacción ocurre, con tal que las condiciones iníciales y finales sean iguales. Cuando una ecuación es multiplicada por una constante, su ΔH se debe multiplicar por el mismo número también. Si se invierte una ecuación, ΔH para la reacción debe también ser invertido (es decir. -ΔH). La ley de Hess dice que los cambios de la entalpia son aditivos. Así el ΔH para una sola reacción se puede calcular de la diferencia entre el calor de la formación del producto menos el calor de la formación del reactivo.

Calores de Reacción

Todas las reacciones químicas están acompañadas ya sea por una absorción o una liberación de energía, que en general se manifiesta como calor. El calor de una reacción química es el calor intercambiado en el curso de la reacción considerada, o, en un sentido más general, es igual al cambio de entalpía del sistema cuando la reacción ocurre a presión constante. En general, este calor de reacción depende no sólo de la naturaleza química de cada producto y cada reactivo, sino también de sus estados físicos. Con el fin de uniformar la expresión de resultados y valores, se ha hecho necesario definir un calor estándar de reacción, que puede ser considerado como una propiedad característica de la reacción, y a partir de la cual se puede calcular calores de reacción bajo otras condiciones. Se define el calor estándar de reacción como el cambio de entalpía resultante del proceso de la reacción, bajo una presión de 1 atm, comenzando y terminado con todos los materiales a la temperatura de 25°C. Por ejemplo:

Se coloca en un calorímetro, a presión constante, 1 mol de átomos de Zn (65,38 g) con 2073 g de una solución acuosa 1,0 m de HCL (es decir 2,0 moles de HCL) a una temperatura inicial de 25°C. Durante el curso de la reacción, el sistema aumentará de temperatura, se desprenderá hidrógeno gaseoso, y se formará una solución acuosa 0,5 m de cloruro de zinc. Cuando la reacción se ha completado, la solución resultante y el gas hidrógeno pueden ser enfriados a 25°C nuevamente.

Si no ha tenido lugar evaporación de agua, se determinará que del sistema deben extraerse 34900 cal para restablecer la temperatura de 25°C. La cantidad medida de calor desarrollado representa el calor estándar de reacción para esta reacción en particular, a presión constante (atmosférica) para las concentraciones indicadas. Cuando se libera calor en una reacción, se dice que la reacción es exotérmica; cuando se absorbe calor es una reacción endotérmica.

Calorimetría

Calorimetría es ciencia de la cuenta calor de reacciones químicas o cambios físicos. La calorimetría implica el uso de a calorímetro.

Calorimetría indirecta calcula calor ese los organismos vivos producen de su producción de bióxido de carbono y basura del nitrógeno (con frecuencia amoníaco en organismos acuáticos, o urea en los terrestres), o de su consumición de oxígeno. El calor generado por los organismos que viven se puede también medir cerca calorimetría directa, en que el organismo entero se pone dentro del calorímetro para la medida.

Capacidad calórica

Es la cantidad de energía necesaria para aumentar 1K la temperatura de una sustancia. La capacidad calorífica de una sustancia es una magnitud que indica la mayor o menor dificultad que presenta dicha sustancia para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Puede interpretarse como un efecto de Inercia Térmica. Está dada por la ecuación:

C = Q/T [J/K]

Donde C es la capacidad calorífica, Q es el calor y T la variación de temperatura. Se mide en joules por kelvin (unidades del SI). La capacidad calorífica C va variando según la sustancia. Su relación con el calor específico es:

C = c.m

En donde c es el calor específico, y m la masa de la sustancia considerada. Igualando ambas ecuaciones, procedamos a analizar:

Q/T = c.m

De aquí es fácil inferir que aumentando la masa de una sustancia, aumentamos su capacidad calorífica, y con ello aumenta la dificultad de la sustancia para variar su temperatura

Calorimetría a presión constante

Calorímetro de la constante-presión, mide el cambio adentro entalpia de una reacción que ocurre adentro solución durante cuál presión atmosférica sigue siendo constante. Un ejemplo es un calorímetro de la café-taza, que se construye a partir del dos jerarquizada Styrofoam tazas y agujeros a través de los cuales a termómetro y una barra de revolvimiento puede ser insertada. La taza interna lleva a cabo la solución en la cual de la reacción ocurre, y la taza externa proporciona aislamiento. Entonces:

Cp = (W * DH / (M * DT))

Donde:

DH = entalpia de la solución

DT = cambio de la temperatura

W = peso del soluto

M = peso molecular del soluto

Constante-volumen

Es la calorimetría realizada en una constante volumen. Esto implica el uso de a calorímetro del constante-volumen.

No se realiza ningún trabajo en calorimetría del constante-volumen, así que los iguales medidos calor el cambio en la energía interna del sistema. La ecuación para la calorimetría del constante-volumen es (la capacidad de calor en el volumen constante se asume para ser constante):

ΔU = está el

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