TERMOQUIMICA

TERMOQUIMICA

Que es la termoquímica:

La Termoquímica es una subdisciplina de la fisicoquímica que estudia los cambios de calor en procesos de cambio químico, como lo son las reacciones químicas. Se puede considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien puede considerarse que se producen a volúmen constante (el del receptáculo donde se estén realizando).

El estudio de la energía y sus transformaciones se conoce como termoquímica. Esta área de estudio se inició durante la Revolución Industrial cuando estudiaron las relaciones entre calor, trabajo y el contenido energético de los combustibles en un esfuerzo por maximizar el rendimiento de las maquinas de vapor. La termoquímica es importante no sólo para la química sino también para otras áreas de la ciencia y la ingeniería

Leyes de la termoquímica:

• La ley de conservación de la energía. Fue enunciada por Mayer en 1842 y por Helmholtz en 1847, y establece que la energía ni se crea ni se destruye. Siempre que una cantidad cualquiera de una de las formas de energía desaparece, se produce una cantidad exactamente equivalente de otra u otras formas. Esta afirmación se conoce también con el nombre de primer principio de la Termodinámica.

A la luz de los conocimientos actuales sobre la naturaleza y convertibilidad recíproca de la materia y la energía, esta ley continúa siendo válida a escala macroscópica, pero no en el campo de las transformaciones nucleares.

Por ejemplo, un motor de un automóvil transforma su energía en trabajo, para mover el auto, y en calor, pero la suma de estas dos energías siempre serán iguales a la energía inicial.

• Ley de Lavoisier y Laplace. Enunciada en 1780 por Lavoisier y Laplace, establece que: .

• Ley de Hess. Hess en 1840 enunció una ley fundamental de la termoquímica, según la cual: la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, partiendo de un estado inicial y llegando a otro final es siempre la misma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases. La experiencia ha demostrado que el calor de formación de un compuesto a partir de sus elementos no depende del método empleado, lo mismo que sucede con la tonalidad térmica de una reacción respecto al tiempo invertido.

Ejemplo:

La reacción de síntesis del acetileno, C2H2, es :

2 C(grafito) + H2(g) = C2H2(g) Calcula su variación de entalpía a partir de las siguientes ecuaciones:

a) C(grafito) + O2(g) = CO2(g) ; DHa= -393,5 kJ

b) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ; DHb=-285,8 kJ

c) 2 C2H2(g) + 5 O2(g) = 4 CO2(g) + 2 H2O(l) ; DHc=-2598,8 kJ

Necesitamos obtener una ecuación que contenga sólo C y H2 en el primer miembro y C2H2 en el segundo, por lo que es preciso eliminar O2, CO2 y H2O. Dicha ecuación puede obtenerse a partir del algoritmo: 2•a + b - 1/2•c

Llevamos a cabo las operaciones indicadas y sumamos las ecuaciones intermedias y sus entalpías:

2 C(grafito) + 2 O2(g) = 2 CO2(g)

H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l)

2 CO2(g) + H2O(l) = C2H2(g) + 5/2 O2(g)

2 C(grafito) + H2(g) = C2H2(g)

La variación de entalpía de la reacción es

DH = 2•DHa + DHb - 1/2•DHc = 226,6 kJ

• Ley de Kirchhoff. Se refiere al efecto de la temperatura sobre el calor de reacción. El calor de reacción es la diferencia entre la suma de entalpías de los reactivos y de los productos de la reacción, pero como unos y otros difieren en el color que absorben al variar de temperatura, por ser distinta su capacidad calorífica, el calor de reacción varía con la temperatura. Si la capacidad calorífica de los reactivos es mayor que la de los productos, el calor de reacción será mayor a temperatura más elevada y, a la inversa, si es mayor la de los productos, el calor de reacción disminuirá al elevar la temperatura. La ley de Kirchhoff dice que: la variación de la cantidad de calor producida en una reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es igual a la diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas molares de los reactivos y de los productos de la reacción.

• Ley del calor de mezcla. Enunciada por Hess, establece que cuando se mezclan dos soluciones salinas diluidas no se desprende ni se absorbe calor, siempre y cuando no se forme un precipitado o se desprenda un gas.

Ejemplo:

Na+NO-3 q + K+Cl-q => Na+ Cl-q + K+ NO-3 q H = 0

Como en ambos miembros de la ecuación aparecen los mismos iones, en realidad no se ha producido una reacción.

• Calor de neutralización. También descubrió Hess que cuando se mezclan soluciones diluidas de cantidades equivalentes de ácidos y bases fuertes, muy ionizados, el calor desprendido es prácticamente siempre el mismo.

Ejemplo:

HClq + NaOHq => NaClq + H2O H = 13 680 cal

HNO3q + NaOHq => NaNO3q + H2O H = 13 690 cal

HClq + KOHq => KClq + H2O H = 13 930 cal

HNO3q + KOHq => KNO3q + H2O H = 13 930 cal

Prescindiendo de los iones iguales que aparecen en ambos miembros de estas ecuaciones, queda:

OH- + 2H+ => H2O H = 13 800 cal

que es el calor de formación del agua a partir de sus iones. Cuando se neutralizan ácidos débiles con bases fuertes o viceversa, el calor producido suele ser menor, porque parte del de formación del agua se consume en la ionización del electrolito débil y así:

HCNq + NaOHq => NaCNq + H2O H = 2 900 cal

Ecuaciones termoquímicas:

En las ecuaciones termoquímicas, pueden representarse no solo las relaciones ponderales entre las sustancias que reaccionan, sino también las variaciones energéticas y el estado físico de los reactivos y de los productos de la reacción (mediante subíndices: G para los gases, L para los líquidos y S para los sólidos). Así, la ecuación térmica de la combustión del hidrógeno

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