Cambios de energía en las reacciones químicas Salma Guadalupe Lòpez Torres Cesar Enrique del Ángel Lara Luis Martín Contreras Sánchez Isaac Marín González Jesús Eduardo Lopez Torres Paul Anthony Jacome Carrillo . Reacción endotérmica Son aquellas reacciones donde se necesita de calor para que se lleve a cabo, es decir ocurre una absorción de energía durante todo el proceso En el diagrama de energía se puede observar como el nivel de energía de los reactantes es menor que el de los productos, por lo cual se puede deducir que una vez que se suministre energía durante toda la reacción, la energía de activación será mayor que el calor liberado en la misma. Reacciones exotérmicas – Son aquellas donde ocurre desprendimiento de energía en forma de calor. – En el diagrama de energía se puede observar como el nivel de energía de los reactantes es mayor que el de los productos, por lo cual se puede deducir que una vez que se suministre energía para dar inicio a la reacción, está se desarrollará liberando energía. Entalpía de reacción – La entalpía (H) se refiere a la cantidad de energía que se pone en acción cuando se produce una presión constante sobre un objeto, y viene definida como: U + PV. Donde U es la energía interna del objeto, P es la presión a la cual está siendo sometido y V es el volumen del mismo. Es importante resaltar que es una propiedad termodinámica extensiva, es decir, que su módulo o magnitud depende de la cantidad de masa presente. – En las reacciones químicas, los enlaces entre átomos pueden romperse, reconstituirse o experimentar ambos procesos, ya sea para absorber o liberar energía. El resultado es un cambio de la energía potencial del sistema. El calor que absorbe o libera un sistema sometido a presión constante se conoce como entalpía, y el cambio de entalpía que se produce en una reacción química es la entalpía de reacción. – La entalpía de reacción se escribe a menudo como ΔHrxn. – Resulta físicamente imposible conocer el valor de entalpía de una sustancia, por lo que se mide son los cambios de entalpía o ∆H. Existen diversos tipos de entalpía: entalpía de formación, de combustión y de reacción. La entalpía de reacción, es usada particularmente en las reacciones químicas y representa el calor liberado o absorbido durante la reacción; es calculada a través de la diferencia de entalpía entre los productos y reactivos: – ∆H = H(productos) – H(reactivos) – Este valor puede ser positivo o negativo, esto dependerá de sí nos encontramos en presencia de un proceso exotérmico o endotérmico. Hagamos la deducción del signo de manera intuitiva: se sabe que un proceso se considera exotérmico cuando al ocurrir este se libera calor hacía los alrededores, esto significa que el sistema pierde calor, por lo que ∆H<0; lo contrario pasa para los procesos endotérmicos, los cuales se caracterizan por absorben calor de los alrededores, lo que implica que el ∆H>0. – Cuando una reacción se lleva a cabo podemos ver entonces que además de ocurrir una transformación de las sustancias reactivas existen cambios de energía, estos cambios se expresan en las reacciones termoquímicas, las cuales hacen una representación de los cambios materiales y energéticos que ocurren en las reacciones químicas. Ejemplo de Entalpía de reacción – Imagine que saca un cubo de hielo de su refrigerador, y lo coloca en un vaso a presión atmosférica (la cual hay en su cocina) hasta que se derrita. Aunque no lo crea, allí ocurre una reacción química y su expresión termoquímica es la siguiente: – H2O(s) → H2O(l) – ¿Qué información deduce de esta expresión? Primero, puede ver que el compuesto paso de su estado sólido a estado líquido, lo que ocurre cuando el hielo se derrite, lo segundo que puede ver es que ∆H>0, esto le indica que está ante una reacción endotérmica, y es así, para el hielo derretirse tuvo que tomar calor de los alrededores. ∆H = 6.01kJ Calor específico – La capacidad calorífica específica, calor específico o capacidad térmica específica es una magnitud física que se define como la cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa de una sustancia o sistema termodinámico para elevar su temperatura en una unidad; esta se mide en varias escalas. En general, el valor del calor específico depende del valor de la temperatura inicial. Se le representa con la letra c (minúscula). – De forma análoga, se define la capacidad calorífica como la cantidad de calor que se debe suministrar a toda la masa de una sustancia para elevar su temperatura en una unidad (kelvin o grado Celsius). Se la representa con la letra C (mayúscula). – Por lo tanto, el calor específico es el cociente entre la capacidad calorífica y la masa, esto es c=C/m donde m es la masa de la sustancia Reacción exotérmica Es aquella reacción donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de los productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de los reaccionantes (ER). En las reacciones químicas exotérmicas se desprende calor, el DH es negativo y significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, por ejemplo en las reacciones de combustión. Ejemplos de reacciones exotérmicas • Paso de gas a líquido (condensación) y de líquido a sólido (solidificación) • La combustión. • Al unir hidróxido de sodio junto con azul de metileno y ácido acético igualmente ligado con azul de metileno. Al ir uniendo poco a poco la dos disoluciones irá creándose una especie de humo y poco a poco el vaso de precipitados se va poniendo algo caliente. Reacción endotérmica Son aquellas que absorben energía en forma de calor. Una vez que la energía total se conserva del primer para el segundo miembro de cualquier reacción química, si una reacción es endotérmica, la entalpía de los productos Hp es mayor que la entalpía de los reactivos Hr , pues una determinada cantidad de energía fue absorbida por los reactivos en forma de calor, durante la reacción, quedando contenida en los productos. Siendo que en la reacción endotérmica: Hp > Hr. Y siendo DH = Hp — Hr , entonces en la reacción endotérmica el valor de ΔH será siempre positivo. Siendo que en la reacción endotérmica: ΔH > 0. Ejemplo de Reacción Endotérmica Un ejemplo de reacción endotérmica es la producción del ozono de la atmósfera, donde las radiaciones ultravioleta proveen la energía del Sol. También ocurre cerca de descargas eléctricas (cuando se producen tormentas eléctricas): 3 O2 + ENERGÍA® 2 O3 ; DH > 0 Ca l o r i me t r í a Rama de la termodinámica que mide la cantidad de energía generada en proces os de intercambio de calor C a lo r Es la trans ferencia de energía entre la materia como res ultado de las diferencias en la t e m p e r a t u r a . Energía T1 T2 T1 > T2 Unidad del Calor : Caloría (cal) ► Es la cantidad de calor necesaria para aumentar la temperatura de 1 gramo de agua de 14,5 °C a 15,5 °C a la presión de 1 atmósfera (Presión normal). Relación entre unidades Unidades de Cantidad de Calor Las unidades de cantidad de calor (Q) son las mismas unidades de trabajo (T). Sistema de Medida Sis tema Técnico Sis tema Internacional (S.I.) Sis tema C.G.S. Unidad de Medida Kilográmetro (Kgm) J ou le (J ) Ergio (erg) 1 kgm =9,8 J 1 cal =4,186 J 1 J = 1 0 7 erg 1 kcal =1000 (10³) cal 1 kgm =9,8.10 7 erg 1 BTU = 2 5 2 cal Q Equivalente mecánico del calor W Q El trabajoquerealizanlaspaletas setransformaencalor 1 cal = 4,186 joule En el experimento de Joule se determina la relación entre la unidad de energía joule y la unidad de calor caloría. Capacidad calorífica y Calor es pecífico Capacidad calorífica (C) Esel calor quedeberecibir unasustanciaparaqueaumentesu temperatura1 ºC. Unidad : [c] = cal / °C Por lo tanto s i una cantidad de calor Q produ ce un cambio en la temperatura de una s us tancia s e tiene: Calor específico (c) Es la razón entre la capacidad calorífica (C) de un cuerpo y la masa (m) de dicho cuerpo. Unidad : [c] = cal / g °C •m es la masa de la sustancia en gramos. C agua = 1 cal/g.°C C hielo = 0,5 cal/g.°C C hierro = 0,114 cal/g.°C C latón = 0,094 cal/g.°C C aire = 0,24 cal/g.°C C mercurio = 0,033 cal/g.°C C aluminio = 0,217 cal/g.°C C cobre = 0,092 cal/g.°C C plomo = 0,03 cal/g.°C C plata = 0,056 cal/g.°C Conducción Formas de transformación del calor Convección Radiación Es típica en los sólidos. Es típica de líquidos y gases. Se presenta en todos los estados físicos. Es la transferencia de calor que tiene lugar por transmisión de Energía de unas partículas a otras, sin desplazamiento de éstas. Es la transferencia de calor que tiene lugar mediante el movimiento de las partículas de un fluido. El transporte es efectuado por moléculas de aire. Es la transferencia de calor mediante ondas electromagnéticas sin intervención de partículas que lo transporte. Efectos del Calor 1º.- Cambios de Estado Sublimación Fusión Vaporización Solidificación Licuefacción Sublimación Cambios progresivos ( ) Cambios regresivos ( ) Absorven Q Desprenden Q Fusión Vaporización Ca mbio de es ta do : Sólido a líquido Ca mbio de es ta do : Líquido a gas El calor absorbido por un cuerpo en la fus ión es igual al calor cedido por éste en la s olidificación. El calor absorbido por un cuerpo en la vaporización es igual al calor cedido por és te en la condens ación. Punto de fusión: Temperatura en la que se produce la fus ión (en el agua :0 ºC). Punto de ebullición: Tem p er a tu r a en la que s e produ ce la eb u llición (en el a gu a :1 0 0 º C). Mientras s e produce el cambio de es tado, los puntos de fus ión y ebullición s on cte. Calor latente de fusión: Ca n tid a d d e Calor latente de vaporización : calor por u n id a d de mas a qu e Ca n t id a d de calor por u n id a d d e ha de s u m in is t r a r s e a u n a mas a que ha de s u m in is tr a r s e a s ustancia a s u temperatura una sus ta n cia a s u tem p er a tu r a de fus ión para convertirla de ebu llición para con ver tir la completamente en líquido com p leta m en t e en gas . Agua : L f =3.34 105 J/kg L f =79.6 c a l / g L v =2.256 1 0 6 J / kg L =539 c a l / g Q =mLf Q =mLv Calor latente Calor latente de cambio de estado L: Eslacantidaddecalor quenecesitauna unidaddemasadeunasustanciaparacambiar deestado. SemideenJ/Kgobienen cal/gr. Q= m x L T (°C) Fase gaseosa 100 Fase líquida Punto de fusión 0 -25 Punto de ebullición Fase sólida Tiempo El calor de fus ión y va poriza c ión s olo s e em p lea n en el ca m bio de es ta d o, no en a u m en ta r la Tem p er a tu r a . Ley de Hess – En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840, establece que: si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas, esto es, que los cambios de entalpía son aditivos: ΔHneta = ΣΔHr. Aplicaciones – La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos. En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en que ya han sido tabuladas los calores de reacción para un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las sustancias químicas conocidas. Un caso relevante de este tipo de aplicación es el llamado ciclo de Born-Haber. Aplicación de la formula – El carbono en forma de grafito puede oxidarse has ta dióxido o monóxido de carbono, por otro lado, el monóxido de carbono puede oxidarse hasta dióxido. Como se ve a continuación, la suma de las entalpías de la reacción en dos pasos (2)+(3) es igual a la entalpía de la reacción en un paso: – La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos. En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global.
