THERMOCHEMISTRY or Thermodynamics - PowerPoint PPT Presentation

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THERMOCHEMISTRY or Thermodynamics

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Title: THERMOCHEMISTRY or Thermodynamics Author: J. Kotz Last modified by: roberto Created Date: 3/5/1999 5:23:29 PM Document presentation format – PowerPoint PPT presentation

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Title: THERMOCHEMISTRY or Thermodynamics


1
TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA
Basado en el trabajo del Prof. Víctor
Batista Universidad de Yale
2
Termodinámica yTermoquímicaCalor, trabajo y
funciones de estado
3
Química y Energía
  • ENERGÍA es la capacidad de realizar trabajo o
    transferir calor
  • CALOR es una forma de energía que fluye entre dos
    cuerpos que tienen distinta temperatura.
  • Existen otras formas
  • electromagnética
  • eléctrica
  • cinética
  • potencial

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Química y Energía
  • La combustión de unos pocos maníes aporta
    suficiente energía como para llevar a ebullición
    el agua del recipiente
  • La energía del azúcar (la sacarosa reacciona
    con el clorato de potasio, KClO3, un agente
    oxidante fuerte)

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Química y Energía
  • En estas reacciones se favorece la formación de
    los productos.
  • Esto significa que transcurre en forma casi
    completa desde los reactivos hacia los productos

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Química y Energía
  • 2 H2(g) O2(g) ---gt 2 H2O(g) calor y luz
  • Esta reacción puede utilizarse para generar
    ENERGÍA ELÉCTRICA en una célula de combustible.
  • Oxidación
  • 2 H2 ---gt 4 H 4 e-
  • Reducción
  • 4 e- O2 2 H2O ---gt 4 OH-

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Energía potencial y cinética
  • Energía potencial
  • Es la energía que posee un cuerpo en virtud de
    su posición.

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La Energía potencial a escala atómica
  • Las partículas positivas y negativas conocidas
    como iones se atraen entre sí.
  • Los átomos forman enlaces
  • Cuando estas partículas se acercan, la energía
    potencial disminuye.

NaCl (compuesto por iones Na y Cl-)
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La Energía potencial a escala atómica
  • Las partículas positivas y negativas conocidas
    como iones se atraen entre sí.
  • Los átomos forman enlaces
  • Cuando estas partículas se acercan, la energía
    potencial disminuye.

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Energía potencial y cinética
Energía cinética Energía asociada al
movimiento de los cuerpos
11
Energía potencial y cinética
Energía cinética Energía asociada al
movimiento de los cuerpos
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Energía interna (U)
  • EP EC Energía interna (U)
  • La energía interna de un sistema depende de
  • el n de partículas
  • el tipo de partículas
  • la temperatura

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Energía interna (U)
  • EP EC Energía interna (U)

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Energía interna (U)
  • A mayor temperatura, mayor energía interna.
  • Por ello, utilizamos los cambios en T (?T) para
    monitorear los cambios en U (?U).

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Termodinámica
  • Es la rama de la física que se ocupa de los
    efectos de los intercambios de calor.

La energía térmica está asociada al movimiento
molecular
El calor se transfiere hasta que se alcanza el
equilibrio térmico.
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Direccionalidad de la transferencia del calor
  • El calor se transfiere espontáneamente desde un
    cuerpo más caliente (a mayor T) hacia otro más
    frío (a menor T)
  • En un proceso exotérmico el calor se transfiere
    desde el sistema hacia el entorno.

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Direccionalidad de la transferencia del calor
  • El calor se transfiere espontáneamente desde un
    cuerpo más caliente (a mayor T) hacia otro más
    frío (a menor T)
  • En un proceso endotérmico el calor se transfiere
    desde el entorno hacia el sistema.

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Química y energía
  • Toda la termodinámica se basa en 4 principios.
    El primero es conocido como
  • LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA
  • La energía debe conservarse en una reacción
    química
  • Si la EP de los productos es menor que la de los
    reactivos, la diferencia debe correspondera a la
    EC

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Cambios de energía en los procesos químicos
La EP del sistema disminuye. La EC aumenta. Por
lo tanto, T debe aumentar.
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Unidades de energía
  • 1 caloría calor requerido para elevar la T de
    1.00 g de H2O en 1.0 oC.
  • 1000 cal 1 kilocaloría 1 kcal
  • La caloría es una unidad usual que tiende a ser
    sustituída por el JOULE, la unidad de energía del
    SI
  • 1 cal 4.184 joules

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CAPACIDAD CALORÍFICA
  • Es el calor requerido para elevar la T de un
    cuerpo en 1 C.

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Calor específico
  • Cuánta energía es transferida cuando se produce
    un cambio de temperatura?
  • El calor (Q) perdido o ganado depende de
  • a) La masa de la muestra (m)
  • La variación de temperatura (?T)
  • c) El calor específico del material de la
    muestra (ce)

Q m x ce x ?T
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Calor específico
  • Sustancia Ce (J/gK)
  • H2O 4.184
  • Ethilen glicol 2.39
  • Al 0.897
  • Vidrio 0.84

Agua
Aluminio
  • ATENCIÓN
  • El ce varía con el estado de agregación del
    material
  • El vidrio no es en realidad una sustancia

24
Calor específico
  • Una masa de 25.0 g de Al se enfría de 310 oC a
    37 oC.
  • Cuánta energía térmica fue transferida por el
    Al al ambiente?

Q m x ce x ?T
25
Calor específico
  • Una masa de 25.0 g de Al se enfría de 310 oC a 37
    oC.
  • Cuánta energía térmica fue transferida por del
    Al al ambiente?

Q m x ce x ?T
donde ?T Tfinal - Tinicial Q (0.897
J/gK)(25.0 g)(37 - 310)K Q - 6120 J
Note que el signo negativo de Q indica que el
calor fue transferido por el aluminio. El
proceso es exotérmico
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Calor intercambiado sin cambios en el estado de
agregación
Q m x ce x ?T
27
Calor intercambiado con cambios en el estado de
agregación
  • Involucran transferencia de energía a T
    constante
  • Hielo 333 J/g (calor de fusión) -----gt agua
    líquida
  • Q (calor de fusión)(masa)

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Calor intercambiado en cambios de estado de
agregación
Líquido ---gt Vapor
  • La vaporización requiere energía (calor).
  • Esa es la razón por la cual
  • a) Sentimos frío al salir del agua
  • Usamos agua para apagar el fuego

energía
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Curva de calentamiento del agua
vaporización
calentamiento
La T permanece constante durante los cambios de
estado
fusión
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Calor y cambios de estado
  • Cuánto calor se necesita para llevar 500. g de
    hielo a vapor a 100 oC?

Calor de fusión del agua 333 J/g Calor
específico del agua 4.2 J/gK Calor de
vaporización del agua 2260 J/g
31
Calor y cambios de estado
  • Cuánto calor se necesita para llevar 500 g de
    hielo a vapor a 100 oC?
  • 1. Para fundir el hielo
  • Q1 (500 g)(333 J/g) 1.67 x 105 J
  • 2. Para llevar el agua líquida de 0 oC a 100 oC
  • Q2 (500. g)(4.2 J/gK)(100 - 0)K 2.1 x
    105 J
  • 3. Para evaporar el agua a 100 oC
  • Q (500. g)(2260 J/g) 1.13 x 106 J
  • Q total 1.51 x 106 J 1510 kJ

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Reactividad química
  • Por qué ocurren las reacciones químicas? Cómo
    ocurren?
  • La primera pregunta la responde la TERMODINÁMICA
    la segunda, la CINÉTICA QUÍMICA.
  • Ya vimos que existen fuerzas capaces de favorecer
    la formación de los productos
  • formación de un precipitado
  • producción de gases
  • producción de H2O en reacciones ácido-base
  • transferencia de electrones en una batería

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Reactividad química
  • Pero la energía transferida también nos permite
    predecir el sentido de la reacción.
  • En general, las reacciones que transfieren
    energía al entorno (exotérmicas) favorecen la
    obtención de los productos

Por lo tanto, consideremos la transferencia de
calor en los procesos químicos.
34
Calor intercambiado en procesos físicos
  • CO2 (s, -78 oC) ---gt CO2 (g, -78 oC)

El calor es transferido del entorno al sistema en
un proceso endotérmico.
35
Calor intercambiado en procesos físicos
  • CO2 (s, -78 oC) ---gt CO2 (g, -78 oC)
  • Ordenamiento regular de moléculas en el sólido
    -----gt moléculas en fase gaseosa
  • Las moléculas de gas tienen promedialmente-
    mayor energía cinética que las del sólido.

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Diagrama energético para la transferencia de
calor analizada
37
Calor intercambiado en procesos físicos
CO2 (s, -78 oC) ---gt CO2 (g, -78 oC) Dos
fenómenos han ocurrido!
  • Las moléculas de CO2 aumentaron su energía
    cinética.
  • Pero además, fue realizado un TRABAJO cuando el
    sistema se expandió empujando a la atmósfera .

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PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
  • ?U Q w

La energía se conserva!
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SISTEMA
?U Q W
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ENTALPÍA
  • La mayoría de las reacciones químicas ocurren a P
    constante. Por lo tanto

Calor intercambiado a P constante Qp Qp ?H
donde H entalpía
Y como ?U ?H W (y W suele ser pequeño) ?H
calor intercambiado a P constante ?E ?H
Hfinal - Hinicial
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ENTALPÍA
  • ?H Hfinal - Hinicial

Si Hfinal gt Hinicial , entonces ?H es
positivo El proceso es ENDOTÉRMICO
Si Hfinal lt Hinicial , entonces ?H es
negativo El proceso es EXOTÉRMICO
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ENTALPÍA
  • Considere la formación de agua
  • H2(g) 1/2 O2(g) --gt H2O(g) 241.8 kJ

Reacción exotérmica el calor es un producto y
?H 241.8 kJ
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ENTALPÍA
  • Obtener H2O líquida a partir de H2 y O2 implica
    dos pasos exotérmicos.

H2 O2 gas
H2O líquida
H2O vapor
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ENTALPÍA
  • Obtener H2O líquida a partir de H2 y O2 implica
    dos pasos exotérmicos.
  • H2(g) 1/2 O2(g) ---gt H2O(g) 242 kJ
  • H2O(g) ---gt H2O(liq) 44 kJ
  • --------------------------------------------------
    ---------------------
  • H2(g) 1/2 O2(g) ---gt H2O(liq) 286 kJ
  • LEY DE HESS
  • Si una reacción puede plantearse como la suma de
    dos o más reacciones, su ?H neto es la suma de
    los ?H de cada una tales reacciones

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Ley de Hess y diagramas de energía
La formación de H2O puede ocurrir en uno o
dos pasos. ?Htotal es el mismo, no importa en
cuantos pasos ocurra el proceso.
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Ley de Hess y diagramas de energía
La formación de CO2 puede ocurrir en uno o
dos pasos. ?Htotal es el mismo, no importa en
cuantos pasos ocurra el proceso.
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  • Ésto es válido porque ?H es una FUNCIÓN DE ESTADO
  • Éstas dependen únicamente del estado del sistema
    y no de cómo el sistema llegó a tal estado
  • V, T, P, energía y tu cuenta bancaria, son
    funciones de estado
  • A diferencia de V, T, y P, no podemos medir el
    valor absoluto de H. Sólo podemos medir ?H.

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Variación de entalpía estándar
  • Muchos valores de ?H son expresados como ?Ho
  • Significa que ?H fue medido en
  • condiciones estándar
  • P 1 bar 105 Pa 1 atm /1.01325
    Concentration 1 mol/L
  • T 25 oC
  • Con todas las especies en su estado estándar
  • Por ejemplo C (grafito), O2(g) , Br (l), etc.

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?Ho
Depende de cómo fue escrita la ecuación y de los
estados de los reactivos y productos
  • H2(g) 1/2 O2(g) --gt H2O(g)
  • ?H -242 kJ
  • 2 H2(g) O2(g) --gt 2 H2O(g)
  • ?H -484 kJ
  • H2O(g) --gt H2(g) 1/2 O2(g)
  • ?H 242 kJ
  • H2(g) 1/2 O2(g) --gt H2O(l)
  • ?H -286 kJ

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?Hfo(entalpía molar de formación estándar)
  • Es el cambio de entalpía que acompaña la
    formación de un mol de una sustancia en estado
    estándar a partir de los elementos que la
    constituyen en estado estándar

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?Hfo(entalpía molar de formación estándar)
  • H2(g) 1/2 O2(g) --gt H2O(g)
  • ?Hfo (H2O, g) -241.8 kJ/mol
  • Por definición
  • ?Hfo 0 , para un elemento en su estado estándar

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Uso de tablas de ?Hfo
  • Supongamos que queremos conocer el ?Ho de la
    reacción
  • H2O(g) C(grafito) --gt H2(g) CO(g)

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Uso de tablas de ?Hfo
  • H2O(g) C(grafito) --gt H2(g) CO(g)
  • En tablas encontramos
  • H2(g) 1/2 O2(g) --gt H2O(g) ?Hf - 242
    kJ/mol
  • C(s) 1/2 O2(g) --gt CO(g) ?Hf - 111
    kJ/mol

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Uso de tablas de ?Hfo
  • H2O(g) --gt H2(g) 1/2 O2(g) ?Ho 242 kJ
  • C(s) 1/2 O2(g) --gt CO(g) ?Ho -111 kJ
  • --------------------------------------------------
    ------------------------------

H2O(g) C(grafito) --gt H2(g) CO(g)
?Honeto 131 kJ
Obtener gas de agua a partir de agua y grafito,
en la relación indicada en la ecuación requiere
de 131 kJ de energía. La reacción es ENDOtérmica.
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Uso de tablas de ?Hfo
?H de reacción?
  • En general, si conocemos todos los ?Hfo de
    reactivos y productos

?Horeacc ? ?Hfo (productos) - ? ?Hfo
(reactivos)
Recuerde que siempre ? final inicial
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Uso de tablas de ?Hfo
  • Calcular el calor de combustión del metanol o lo
    que es lo mismo, el ?Horeacc para
  • CH3OH(g) 3/2 O2(g) --gt CO2(g) 2 H2O(g)
  • ?Horeacc ? ?Hfo (prod) - ? ?Hfo (react)

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Uso de tablas de ?Hfo
CH3OH(g) 3/2 O2(g) --gt CO2(g) 2 H2O(g)
?Horeacc ? ?Hfo (prod) - ? ?Hfo (react)
  • ?Horeacc ?Hfo (CO2) 2 ?Hfo (H2O)
  • - 3/2 ?Hfo (O2) ?Hfo (CH3OH)
  • (-393.5 kJ) 2 (-241.8 kJ)
  • - 0 (-201.5 kJ)
  • ?Horeacc -675.6 kJ por mol de metanol

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Midiendo el calor de reacción
CALORIMETRÍA
  • A volumen constante La Bomba calorimétrica
  • Se quema una muestra en forma completa.
  • Se mide el calor intercambiado con el líquido
    calorimétrico (agua).
  • Se deduce el ?U de la reacción.

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CALORIMETRÍA
Qreacción Qagua Qbomba 0
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Determinando el calor de reacción CALORIMETRÍA
  • Determinemos el calor de combustión del octano
  • C8H18 25/2 O2 --gt 8 CO2 9 H2O
  • Se queman en la bomba 1.00 g de octano
  • La temperatura sube de 25.00 C a 33.20 oC
  • El calorímetro contiene 1200 g de agua
  • La capacidad calorífica de la bomba es 837 J/K

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Determinando el calor de reacción CALORIMETRÍA
  • Paso 1 Calcular el calor transferido al agua.
  • Qagua (4.184 J/gK)(1200 g)(8.20 K) 41,170 J
  • Paso 2 Calcular el calor transferido a la bomba.
  • Qbomba (Cbomba)(?T)
  • Qbomba (837 J/K)(8.20 K) 6860 J
  • Paso 3 Determinar el calor de reacción
  • 41,170 J 6860 J Qcomb 0
  • Qcomb (para 1,0 g de octano) - 48.0 kJ/g

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TRADUCCIÓN Y ADECUACIÓN
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