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© Pearson Educación, S.A.Química General: Capítulo 7

© Prentice-Hall

Química GeneralPetrucci • Harwood • Herring

8ª Edición

Capítulo 7: Termoquímica


Contenidos

7.1 Términos básicos en termoquímica.

7.2 Calor.

7.3 Calores de reacción y calorimetría.

7.4 Trabajo.

7.5 El primer principio de la termodinámica.

7.6 Calores de reacción: U y H.

7.7 Determinación indirecta de H: ley de Hess.


Contenido

7.8 Entalpías de formación estándar.

7.9 Los combustibles como fuentes de energía.

Atención a Grasas, carbohidratos y almacenamiento de energía.


7.1 Términos básicos en termoquímica

• Sistema.• Alrededores.


Terminología

• Energía, U:– La capacidad de realizar un trabajo.

• Trabajo:– Fuerza que actúa a lo largo de una

distancia.

• Energía cinética:– La energía del movimiento.


Energía

• Energía cinética:

ek = 12 mv2 [ek ] =

kg m2

s2 = J

w = Fd [w ] = kg m

s2 = Jm

• Trabajo:


Energía

• Energía potencial:– Energía debida a las condiciones, posición

o composición.– Energía asociada a las fuerzas de

atracción o repulsión entre objetos.

• La energía se puede transformar de energía potencial a energía cinética.


Energía y temperatura

• Energía termal:– La energía cinética asociada con el movimiento

molecular aleatorio.– En general, es proporcional a la temperatura.– Una propiedad intensiva.

• Calor y trabajo:– q y w.– Cambios de la energía.


Calor

Calor es la energía que se intercambiaentre un sistema y sus alrededores comoresultado de una diferencia detemperaturas. • El calor fluye desde el cuerpo más caliente

hasta el cuerpo más frío:– La temperatura puede experimentar una variación.– El estado de la materia puede cambiar (proceso

isotérmico).


Unidades de calor

• Calorías (cal):– La cantidad de calor necesaria para variar

un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua por.

• Julio (J):– SI es la unidad de energía básica para el

calor.

1 cal = 4,184 J


Capacidad calorífica

• La cantidad de calor necesaria para modificar un grado la temperatura de un sistema.

– Capacidad calorífica molar:• El sistema es un mol de sustancia.

– Capacidad calorífica específica, c.• El sistema es un gramo de sustancia.

– Capacidad calorífica:• Masa calor específico.

q = mcT

q = CT


Conservación de la energía

• En las interacciones entre un sistema y sus alrededores, la energía total permanece constante, la energía ni se crea ni se destruye.

qsistema + qalrededores = 0

qsistema = -qalrededores


Determinación del calor específico


Ejemplo 7.2

Determinación del calor específico a partir de datos experimentales.

Utilice los datos presentados en la diapositiva anterior para calcular el calor específico del plomo.

qplomo = -qagua

qagua = mcT = (50,0 g)(4,184 J/g °C)(28,8 – 22,0)°C

qagua = 1,4x103 J

qplomo = -1,4x103 J = mcT = (150,0 g)(c)(28,8 – 100,0)°C

cplomo = 0,13 Jg-1°C-1


7.3 Calores de reacción y calorimetría

• Energía química: – Contribuye a la energía interna de un

sistema.

• Calor de reacción, qr:

– La cantidad de calor intercambiado entre un sistema y sus alrededores cuando tiene lugar una reacción química en el seno del sistema, a temperatura constante.


Calores de reacción

• Reacciones exotérmicas:

– Producen un aumento de

la temperatura, qr < 0.

• Reacciones endotérmicas:

– Consumen calor, qr > 0.

• Calorímetro:

– Un dispositivo para medir cantidades de

calor.


Bomba calorimétrica

qr = -qcalorim

qcalorim = qrecipiente + qagua + qcables +…

Defina la capacidad de calor del calorímetro:

qcalorim = miciT = CTtodos i

Calor


Determinación de un calor de reacción a partir de datos deuna bomba calorimétrica.

La combustión de 1,010 g de sacarosa, en una bombacalorimétrica, hace que la temperatura se eleve de 24,92 a28,33°C. La capacidad calorífica del conjunto delcalorímetro es 4,90 kJ/°C. (a) ¿Cuál es el calor de combustión de la sacarosa,

expresado en kilojulios por mol de C12H22O11?(b) Verifique la frase publicitaria de los productores de

azúcar que una cucharadita de azúcar (aproximadamente 4,8 g) sólo contiene 19 calorías.

Ejemplo 7.3


Ejemplo 7.3

Calcule qcalorim:

qcalorim = CT = (4,90 kJ/°C)(28,33-24,92)°C = (4,90)(3,41)kJ

= 16,7 kJ

Calcule qr:

qr = -qcalorim = -16,7 kJ

por 1,010 g


Ejemplo 7.3

Calcule qr en las unidades requeridas:

qr = -qcalorim = -16,7 kJ1,010 g

= -16,5 kJ/g

343,3 g1,00 mol

= -16,5 kJ/g

= -5,65 103 kJ/mol

qr

(a)

Calcule qr para una cucharita:

4,8 g1 cuch

= (-16,5 kJ/g)(qr (b))( )= -19 kcal/cuch1,00 kcal4,184 J


El calorímetro de “vaso de poliestireno”

• Un sencillo calorímetro de plástico:– Bien cerrado y aislado.– Medir la variación de temperatura.

qr = -qcalorim

Véase el Ejemplo 7.4 para el cálculo deuna muestra.


7.4 Trabajo

• Las reacciones químicas suelen ir acompañadas de efectos caloríficos, pero en algunas reacciones también interviene el trabajo.

• El gas oxígeno que se forma empuja contra la atmósfera.

• El volumen varía.

• Trabajo de presión-volumen.


Trabajo presión-volumen

w = F d

= (P A) h

= PV

w = -PextV


Ejemplo 7.5

Suponga un gas ideal y calcule la variación de volumen:

Vi = nRT/P

= (0,100 mol)(0,08201 atm L mol-1 K-1)(298K)/(2,40 atm)

= 1,02 L

Vf = 1,88 L

Cálculo del trabajo presión-volumen.

Suponga que el gas de la Figura 7.8 es 0,100 mol de He a 298 K. ¿Qué trabajo, expresado en julios, se realiza cuando se expande a temperatura constante?

V = 1,88-1,02 L = 0,86 L


Ejemplo 7.5

Calcule el trabajo realizado por el sistema:

w = -PV

= -(1,30 atm)(0,86 L)(

= -1,1 102 J

) 101 J1 L atm

¿De dónde viene el factor de conversión?

Compare dos versiones de la constante del gas y calcule.

8,3145 J/mol K ≡ 0,082057 L atm/mol K

1 ≡ 101,33 J/L atm

Pista: si utiliza la presión en kPa, obtendrá los julios directamente.


7.5 El primer principio de la termodinámica

• Energía interna, U:– Energía total (cinética y potencial) del sistema.

•Energía cinética traslacional.

•Rotación molecular.

•Energía vibracional.

•Atracciones intermoleculares.

•Enlaces químicos.

•Electrones.


El primer principio de la termodinámica

• Un sistema sólo tiene energía interna:– Un sistema no contiene calor o trabajo.– Estos sólo existen durante un cambio del

sistema.

• Ley de la conservación de energía:– La energía de un sistema aislado

permanece constante.

U = q + w


El primer principio de la termodinámica


Funciones de estado

• Cualquier propiedad que tiene un único valor cuando el estado del sistema está definido se dice que es una función de estado.

• Una muestra de agua a 293,15 K y a la presión de una atmósfera está en un estado especificado.

• d = 0,99820 g/mL.• Esta densidad es una función única del estado.• No importa cómo se haya establecido el sistema.


Funciones de estado

• U es una función de estado:– No se puede medir con facilidad.

U tiene un valor único entre dos estados:– Se mide con

facilidad.


Funciones que dependen de la trayectoria

• Las variaciones en el calor y el trabajo no son funciones del estado:– Recuerde el Ejemplo 7.5, w = -1,1 102 J en la

expansión del gas en un paso.– Considere 2,40 atm a 1,80 atm y finalmente a 1,30

atm.

w = (-1,80 atm)(1,30-1,02)L – (1,30 atm)(1,88-1,36)L

= -0,61 L atm – 0,68 L atm = -1,3 L atm

= 1,3 102 J


7.6 Calores de reacción: U y H

Reactivos → Productos

Ui Uf

U = Uf - Ui

U = qr + w

En un sistema a un volumen constante:

U = qr + 0 = qr = qv

¡Pero vivimos en un mundo a presión constante!

¿Cómo se relaciona qp con qv?


Calores de reacción


Calores de reacciónqV = qP + w

Sabemos que w = - PV y U = qP, por tanto:

U = qP - PV

qP = U + PV

Todas son funciones de estado, por lo que hay que definir una nueva función.

Supongamos que H = U + PV

entonces H = Hf – Hi = U + PV

Si trabajamos a presión y temperatura constantes:

H = U + PV = qP


Comparación de los calores de reacción

qP = -566 kJ/mol

= H

PV = P(Vf – Vi)

= RT(nf – ni)

= -2,5 kJ

U = H - PV

= -563,5 kJ/mol

= qV


Cambio de estado de la materia

H2O (l) → H2O(g) H = 44,0 kJ a 298 K

Entalpía molar de vaporización:

Entalpía molar de fusión:

H2O (s) → H2O(l) H = 6,01 kJ a 273,15 K


Ejemplo 7.8

Considere el proceso en dos etapas: elevación de la temperatura del agua líquida y vaporización completa del líquido. La variación de entalpía total es la suma de las variaciones de cada etapa.

Variaciones de entalpía que acompañan a los cambios de estado de la materia.Calcule H para el proceso en el que 50,0 g de agua pasan del estado líquido a 10,0°C a vapor a 25,0°C.

= (50,0 g)(4,184 J/g °C)(25,0-10,0)°C + 50,0 g

18,0 g/mol 44,0 kJ/mol

Establezca la ecuación y calcule:

qP = mcH2OT + nHvap

= 3,14 kJ + 122 kJ = 125 kJ


Estados estándar y variaciones de entalpía estándar

• Defina un estado particular como un estado estándar.

• Entalpía estándar de la reacción, H°:– La variación de entalpía de una reacción en la que

los reactivos y productos están en sus estados estándar.

• Estado estándar:– El elemento o compuesto puro a la presión de 1 bar

y a la temperatura de interés.


Diagramas entálpicos


7.7 Determinación indirecta de H:ley de Hess

H es una propiedad extensiva:– La variación de entalpía es directamente proporcional a la

cantidad de sustancia en un sistema.

N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) H = +180,50 kJ

½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) H = +90,25 kJ

H cambia su signo cuando se invierte un proceso:

NO(g) → ½N2(g) + ½O2(g) H = -90,25 kJ


Ley de Hess

• Ley de Hess de la suma del calor constante:– Si un proceso transcurre en varias etapas o pasos

(incluso sólo hipotéticamente), la variación de entalpía del proceso global (neto) es la suma de las variaciones de entalpía de las etapas individuales.

½N2(g) + O2(g) → NO2(g) H = +33,18 kJ

½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) H = +90,25 kJ

NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) H = -57,07 kJ


Diagrama entálpico de la ley de Hess


• La entalpía de formación estándar de una sustancia es la variación de entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de la sustancia en el estado estándar a partir de sus elementos en los estados estándar de sus formas de referencia.

• La entalpía de formación estándar de un elemento puro en su estado de referencia es 0.

Hf°

7.8 Entalpías de formación estándar


Entalpías de formación estándar


Entalpías de reacción estándar

Hglobal = -2Hf°NaHCO3

+ Hf°Na2CO3

+ Hf

°CO2

+ Hf°H2O


Entalpía de reacción

Hr = Hf°productos- Hf

°reactivos


Table 7.3 Enthalpies of Formation of Ions in Aqueous Solutions


7.9 Los combustibles como fuentes de energía

• Combustibles fósiles:– La combustión es

exotérmica.– Fuentes de energía no

renovable.– Impacto medioambiental.


Ejercicios recomendados del Capítulo 7

1, 2, 3, 11, 14, 16, 22, 24, 29, 37, 49, 52, 63, 67, 73, 81.

• Se recomienda realizar los siguientes ejercicios para una mayor comprensión de los contenidos explicados en el Capítulo 7 de Química General, 8ª Edición:

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