termoqumica

Termoquímica
Contenido
Pág.
1. Termoquímica (Resumen)
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1.1. Sistema Termodinámico
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1.1.1. Sistema abierto
1.2.2. Sistema cerrado
1.3.3. Sistema aislado
1.2. Energía, trabajo y calor
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1.3. Energía Libre y Entalpía
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1.4. Primer Principio de la Termodinámica
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1.5. Ecuación Termoquímica
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1.6. Ley de Hess
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1.7. Cálculo del Calor a Presión Constante
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1.8. Bomba Calorimétrica
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2. Conclusiones
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3. Bibliografía
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Termoquímica
La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas. En casi todas
las reacciones químicas, que son procesos; donde se absorben o liberan energía, por lo general en
forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la
transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas; es un
flujo de calor desde un objeto caliente a uno frío.
La termoquímica es parte de un amplio tema llamado termodinámica, que es el estudio
científico de la conservación del calor y otras formas de energía.
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Sistema Termodinámico
Para que se pueda analizar los cambios de energía que se den en las reacciones químicas,
primero es imprescindible definir el sistema, que es la parte específica del universo que es de
interés. A esto es a lo que se conoce como sistema termodinámico, lo cual los químicos
comúnmente incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos. Los
alrededores serán el resto del universo externo al sistema.
Así, se pueden reconocer tres tipos de sistemas:
Un sistema abierto puede intercambiar masa y
energía, generalmente en forma de calor, con sus
alrededores. En esta clase se incluyen la mayoría
de sistemas que pueden observarse en la vida
cotidiana. Como por ejemplo una cantidad de
agua en un recipiente abierto.
Un sistema cerrado, el cual permite la
transferencia de energía (calor) pero no de masa.
Como por ejemplo una cantidad de agua en un recipiente cerrado para que el vapor no escape.
Un sistema aislado impide la transferencia de la masa y energía. Como por ejemplo al colocarse
agua en un recipiente totalmente aislado.
(1 y 4)
Energía, trabajo y calor
La energía es un término que posee un concepto muy abstracto a pesar de su alto uso. A esta
generalmente se la define como la capacidad para realizar un trabajo. Aunque también se la
considera como una magnitud física abstracta, ligada al estado dinámico de un sistema.
(1 y 2)
Existen varias clases de energía como la energía cinética, producida por un objeto en
movimiento; la energía radiante o energía solar que es la cual proveniente del Sol; la energía
térmica que es la energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas; la
energía química, que es una forma de energía que se almacena en las unidades estructurales de
las sustancias; la energía potencial, la cual está disponible en función de la posición de un objeto,
entre otras.
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Un enunciado clásico de la física newtoniana, al cual se le considera como la ley de la
conservación de la energía, afirma que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.
(1 y 2)
El trabajo se define como el cambio directo de energía que resulta de un proceso. Y
matemáticamente es “fuerza x distancia”. Todas las formas de energía son capaces de efectuar un
trabajo; es decir, ejercer una fuerza a lo largo de una distancia.
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En la termodinámica el trabajo tiene un significado mucho más amplio. Y el trabajo realizado no
sólo depende de los estados inicial y final; es decir de las propiedades macroscópicas, sino
también de cómo se lleva a cabo el proceso.
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Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia
de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Por esta razón se
habla de un “flujo de calor” desde un objeto caliente a uno frío. Generalmente se puede hablar de
“calor absorbido” o “calor liberado”.
(1)
En conclusión el calor y el trabajo no son funciones de estado porque no son propiedades de
un sistema. Se manifiestan sólo durante un proceso o cambio. Así, sus valores dependen de las
formas que siga el proceso y varían de acuerdo con ella.
(1)
Energía Libre y Entalpía
La función termodinámica de energía libre fue desarrollada en los años 1870 por el físicomatemático estadounidense Williard Gibbs.
La energía libre es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con
unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción
química. La segunda ley de termodinámica indica que una reacción espontánea hace que la
entropía del universo se incremente; es decir, ΔSuniv > 0. Sin embargo, por lo general sólo interesa
lo que ocurre en un sistema en particular. Por esta razón es deseable tener otra función
termodinámica que ayude a determinar si una reacción ocurrirá espontáneamente si sólo se
considera al sistema mismo, la función de la energía libre de Gibbs:
G = H – TS
;
donde
todas las cantidades de la ecuación son propiedades del sistema y además tienen unidades de
energía, siendo G la energía libre, H es la entalpía, S la entropía y T la temperatura.
(1 y 11)
La entalpía es una magnitud de termodinámica, su variación expresa una medida de la cantidad
de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno, ya sea absorbida o cedida. Entalpía
se representa con la letra H.
(3 y 5)
La función termodinámica de entalpía está definida como: H = E + PV
, donde E es la
energía del sistema y P y V son la presión y el volumen del sistema, respectivamente. Debido a que
P y V tienen unidades de energía la entalpía también las tiene. Además E, P y V son funciones de
estado; es decir, los cambios en (E + PV) dependen solo de los estados inicial y final. Por lo tanto H
o ΔH dependen de lo mismo, H es una función de estado.
(1)
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Para cualquier proceso, el cambio de entalpía está dada por ΔH = ΔE + Δ (PV)
Además existe la entalpía de reacción, ΔH, que se la define como la diferencia entre las
entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos.
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Primer Principio de la Termodinámica
Esta ley se basa en la ley de conservación de la energía estableciendo que la energía se puede
convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. Esta aseveración se la puede
comprobar midiendo el cambio de la energía interna de un sistema entre su estado inicial y su
estado final. El cambio de energía interna ΔE se da por:
ΔE = Ef - Ei
(1y 6)
Además, la transferencia de energía desde el sistema a los alrededores o viceversa no cambia la
energía total del universo. Es decir, la suma de los cambios de energía debe ser igual a cero ya que
la energía ganada en algún lugar debe haber sido perdida en algún otro sitio:
ΔEsist+ ΔEalred = 0
;
ΔEsist = - ΔEalred
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Lo que es objeto de estudio son los cambios asociados al sistema y no a los alededores. Por lo
tanto una forma más útil de la primera ley es: ΔE = q + w
; donde q es calor y w es trabajo.
Para los signos de q y w si el trabajo es realizado por el sistema sobre los alrededores es “-” lo
opuesto es “+”, si el calor es absorbido por el sistema de los alrededores (proceso endotérmico) es
“+” lo opuesto, un proceso exotérmico es “-”
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Ecuación Termoquímica
Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones que muestran tanto los cambios de entalpía
como también las relaciones de masa. Estas ecuaciones son esenciales para especificar una
ecuación balanceada cuando se aluda al cambio de entalpía de una reacción.
Un ejemplo de ecuación es:
2H2O (l) → 2H2O (g)
ΔH = 88.0 kj/mol
Algunas pautas al escribir una ecuación son: se deben especificar siempre los estados físicos de
todos los reactivos y productos, debido a que esto ayuda a determinar los cambios reales de
entalpía; si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces
ΔH también debe cambiar por el mismo factor y cuando se invierte una ecuación se cambian los
papeles de reactivos y productos, como consecuencia la magnitud de ΔH se mantiene igual pero
cambia el signo.
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Ley de Hess
Esta ley fue propuesta por el químico ruso Germain Henri Hess en 1840, el cual establece que
cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independiente
de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos; sólo depende del estado inicial y
del estado final del sistema reaccionante, y no de los posibles estados intermedios.
(1, 7 y 9)
La regla general al aplicar la ley de Hess es que se deberían acomodar la serie de ecuación
química correspondientes a la serie de reacciones o de etapas individuales de tal manera que al
sumarlas se anulen todas las especies intermedias excepto los reactivos y productos que aparecen
en la reacción global. Para lograrlo es necesario a menudo multiplicar una o varias de las
ecuaciones químicas por los coeficientes adecuadas.
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En otras palabras, es posible separar las reacciones de interés en una serie de reacciones para
las cuales se pueda medir el valor de ΔH° reacción y, de esta manera, calcular ΔH° reacción para la
reacción total. Donde ΔH° es la entalpía estándar.
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Cálculo del Calor a Presión Constante
Para este cálculo se utiliza el instrumento llamado calorímetro a
presión constante. De manera simple, un calorímetro a presión constante
se puede construir con dos vasos desechables de polietileno. Este
dispositivo mide el efecto del calor de una gran cantidad de reacciones,
como neutralizaciones ácido- base y calores de disolución y dilución.
Debido a que la presión es constante, el cambio de calor para el proceso (q
reacción) es igual al cambio de entalpía (ΔH). Al calorímetro se lo considera
como sistema aislado.
(1)
Bomba Calorimétrica
La bomba calorimétrica consiste en un dispositivo
que sirve para determinar el calor de combustión de
compuestos.
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La bomba calorimétrica es un recipiente de acero. El
calor de combustión se mide colocando una masa de
conocida de un compuesto en la bomba y llenándola con
oxigeno aproximadamente a 30 atm de presión. La
bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de
agua. La muestra se enciende eléctricamente, y el calor
producido por la reacción de combustión se calcula con
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exactitud registrando el aumento en la temperatura del agua. El calor liberado por la muestra es
absorbido por el agua y por el calorímetro. El diseño especial de la bomba calorimétrica permite
suponer que no hay pérdida de calor (o de masa) hacia los alrededores durante el tiempo en que
se realicen las mediciones. Por esta razón se dice que el agua y la bomba calorimétrica constituyen
un sistema aislado.
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Conclusiones
1. En la mayor parte de reacciones químicas se absorbe o libera energía, la cual es la capacidad
para realizar un trabajo. La ley de la conservación de la energía establece que la cantidad de
energía en todo el universo es constante.
2. La entalpía es una medida de calor de reacción a presión constante.
3. La energía puede convertirse de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir, esto es lo
que afirma la primera ley de termodinámica.
4. La ley de Hess establece que la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales que
llevan a una reacción, serpa igual a la entalpía total.
5. Existen instrumentos para medir el calor. El calorímetro a presión constante y la bomba
calorimétrica.
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Bibliografía
CHANG, Raymond; “Química”; Editorial McGraw Hill;
Novena Edición. 2007. México. Págs224 – 237, 240 – 242,
248, 254, 796-798
(1)
http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_961533993/Ley_de_Hess.html
(7)
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_libre_de_Gibbs
(11)
http://es.wikipedia.org/wiki/Energia
(2)
http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa
(5)
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Hess
(9)
http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_termodin%C3%A1mico
(4)
http://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica
(6)
http://es.wikipedia.org/wiki/Termoqu%C3%ADmica
(3)
http://www.elergonomista.com/quimica/hess.html
(8)
http://www.infopedia.pt/$bomba-calorimetrica
(10)
Fecha de Consulta: Desde Martes, 8 de septiembre de2009 hasta viernes, 11 de septiembre de
2009
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