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http://ejemplosde.info/ejemplos-de-energia-quimica/

http://www.taringa.net/posts/imagenes/8744791/Sabias-esto.html

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La Termodinámica es esencial para la química.

Explica por qué las reaccionestienen lugar y nos permitepredecir la cantidad de calorque liberan y el trabajo quepueden realizar.

Forma parte de nuestrasvidas, ya que el calor emitidopor los combustibles alquemarse y los recursosenergéticos aportados por losalimentos que ingerimos,están gobernados porprincipios termodinámicos.

¿Por qué unos procesos ocurren en un sentidoy no en el contrario?

Para dar una explicación a esto, debemos entender algunos conceptos…

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: Es la porción de universo que tomamos comoobjeto de estudio. Existen tres tipos de sistemas:

---

Definiciones

: es el conjunto de propiedadesque permiten definirlo (ejemplo: presión, volumen,temperatura)

SISTEMA + ENTORNO= UNIVERSO

cerrado aisladoabierto

La representa laenergía molecular de un sistema(energía de las moléculas, susinteracciones, energía de protones,etc.).

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La suma de todas las formasde energía de un sistema sedenomina , la cuales la suma de las energíascinética, potencial e interna.

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Un sistema se define como termodinámicamente en equilibrio simantiene un equilibrio térmico, mecánico, de fase y químico.

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Es una transformación en la que un sistemaintercambia energía con su entorno, pasandode un estado inicial de equilibrio a otro estadofinal de equilibrio.

PUEDEN SER

Procesos reversibles: através de etapas tan cortas quelas variables del sistema novarían apreciablemente entreetapas. El sistema está enconstante equilibrio con elentorno y puede invertirsemediante un cambioinfinitesimal.

Procesos irreversibles: elsistema cambia tan rápidoque no puede restablecer elequilibrio con su entorno. Unpequeño cambio en lasvariables no consigue invertirel proceso.

http://www.youtube.com/watch?v=0eJy0hLaJw8

• Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso(por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) .

• Ejemplos:– Presión– Temperatura– Volumen– Concentración

Variables extensivas: cuyo valordepende de la cantidad de materia quecontiene el sistema. Ej. masa, volumenVariables intensivas: cuyo valor nodepende de la cantidad de materia quecontiene el sistema. Ej. T, P, densidad.

• Tienen un valor único para cada estado del sistema.• Su variación solo depende del estado inicial y final y no

del camino desarrollado.• SÍ son: presión, temperatura, energía interna, entalpía.• NO son: calor, trabajo

Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema

Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema

La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemasfísicos y su entorno

Energía: una propiedad de unsistema que expresa su capacidad derealizar un trabajo

Se distinguen dos formas deintercambio de energíaentre el sistema y suentorno:

Calor: es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededorescomo resultado de una diferencia de temperaturas. El calor fluye desde elcuerpo más caliente hasta el cuerpo más frío.

Trabajo: se realiza trabajo cuando sedesplaza un cuerpo una distancia drealizando sobre él una fuerza F

– se mide por calorimetría• medidas de cambios de temperatura y de capacidades caloríficas (calores

específicos)

A BQA

AQ BQ 2 1( )A A A Am c T T

QA: calor recibido por A QB: calor recibido por B

QB

0Q 0Q

El sistema recibe calor

El sistema pierde calor

2 1( )B B B Bm c T T

• POSITIVO: todo aquello que aumenta la energía del sistema.• NEGATIVO: todo aquello que la disminuye

SISTEMA

Q > 0

W > 0 W < 0

Q < 0

Q>0 calor absorbido por el sistema

Q<0 calor desprendido por el sistema

W>0 trabajo realizado sobre el sistema

W<0 trabajo realizado por el sistema

w = F x d = (P x A) x h = PV w = -PextV

p = cte W = - p V

Expansión V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema

Compresión V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema

Conservación de la energía

La energía no se crea ni se destruye. Se conserva constante ypuede interconvertirse.

E= q – w

Q = es el calor hacia el sistemaW = es el trabajo hecho por el sistemaE = es la energía interna∆E = la variación entre el estado final y el inicial. Es unafunción de estado

http://www.youtube.com/watch?v=J8P4j53SEK0

• ENERGÍA INTERNA (U)es la energía totaldel sistema.– Es imposible medir.– Su variación sí se mide.

U = Q + WQ y W > 0 si se realizan a favor del sistema.

• U es función de estado

CALOR

Q > 0CALOR

Q < 0

TRABAJO

W < 0TRABAJO

W > 0

ext 2 1( )W P V V

F

P1V1T

P2V2T

3P2V3T

3 2( )Q mc T T

extfinal inicialU U U Q W

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

PROCESOS ISOTÉRMICOS

ΔU = Q + W =0 y Q = -W

ΔT = 0, ΔU = 0

ENTRADA NETA DE CALOR = SALIDA DE TRABAJO

ΔU = 0 ΔU = 0

Qsalida

Entrada detrabajo

Salida

de trabajo

Qentrada

ENTRADA DE TRABAJO = SALIDA NETA DE CALOR

Aplicaciones de la primera Ley

PROCESOS ADIABÁTICOS

ΔU = Q + W ; ΔU = O + W → ΔU = W

Sale trabajo EntratrabajoU +U

Q = 0

W = -U U = -W

NO HAY INTERCAMBIO DE CALOR, ΔQ = 0

Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivoscomo productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K =25 ºC; conc. = 1 M).

Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo seajuste la reacción.

Así, H0 de la reacción “2 H2 + O2 2 H2O” es el doble del de “H2 + ½O2H2O”.

H0 = H0productos – H0

reactivos

Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entreparéntesis su estado físico, y a continuación la variación energéticaexpresada como H (habitualmente como H0).

Ejemplos:

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ

H2(g) + ½ O2(g)H2O(g); H0 = –241’4 kJ

¡CUIDADO!: H depende del número de moles que se forman oproducen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habráque multiplicar H0 por 2:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ; H0 = 2· (–241’4 kJ)

Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustarlas ecuaciones:

H2(g) + ½ O2(g)H2O(g) ; H0 = –241’4 kJ

Es el incremento entálpico (H) que se produce en la reacciónde formación de un mol de un determinado compuesto a partirde los elementos en estado físico normal (en condicionesestándar).Se expresa como Hf

0. Se trata de un “calor molar”, es decir, elcociente entre H0 y el número de moles formados de producto.Por tanto, se mide en kJ/mol.

Ejemplos

C(s) + O2(g) CO2(g) Hf0 = – 393’13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g)H2O(l) Hf0 = – 285’8 kJ/mol

• H en una reacción química esconstante con independencia de que lareacción se produzca en una o másetapas.

• Recuerda que H es función de estado.• Por tanto, si una ecuación química se puede

expresar como combinación lineal de otras,podremos igualmente calcular H de lareacción global combinando los H de cadauna de las reacciones.

• Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :

H0 = npHf0

(productos)– nrHf0

(reactivos)

• Recuerda que Hf0 de todos los elementos en

estado original es 0.

Conocidas las entalpías estándar de formacióndel butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores sonrespectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpíaestándar de combustión del butano.

La reacción de combustión del butano es:C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) H0

comb= ?

ΔH0 = npHf0(prod) – nrHf

0(reac) =

4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) =ΔH0 = – 2878’3 kJ

Luego la entalpía estándar de combustión será:

H0combustión = – 2878’3 kJ/mol

Ejemplo:

Ejemplo: Dadas las reacciones

(1) H2(g) + ½ O2(g)H2O(g) H10 = – 241’8 kJ

(2) H2(g) + ½ O2(g)H2O(l) H20 = – 285’8 kJ

calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones

estándar.

La reacción de vaporización es...(3) H2O(l) H2O(g) H0

3 = ?(3) puede expresarse como (1) – (2), luegoH0

3 = H01 – H0

2 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ

H0vaporización = 44 kJ /mol

• Es una medida del desorden del sistema que sípuede medirse y tabularse.

S = Sfinal – Sinicial

• Existen tablas de S0 (entropía molar estándar)de diferentes sustancias.

• En una reacción química:

S0 = np· S0productos – nr· S0

reactivos

• La entropía es una función de estado.

Ejemplo: Calcula S0 para las siguientes reacciones químicas:a) N2(g) + O2(g) 2 NO(g);b) 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g).

Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5;NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3

S0 = np· S0productos – nr· S0

reactivosa) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 –

(191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1

b) S0 = 2·192,3 J·K–1 –(3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1 ) = –198,7 J·K–1

“En cualquier proceso espontáneo la entropía totaldel universo tiende a aumentar siempre”.

Suniverso = Ssistema + Sentorno 0

A veces el sistema pierde entropía (se ordena)espontáneamente. En dichos casos el entorno sedesordena.

• “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es iguala 0” (máximo orden).

• Equivale a decir que no se puede bajar de dichatemperatura.

• ¡CUIDADO! Las S de los elementos encondiciones estándar no son 0 sino que espositiva.

• En procesos reversibles y a temperatura constantese puede calcular S de un sistema como:

QS = —

T• y si el proceso químico se produce a presión constante:

• HsistemaSsistema = ———T

– Hsistema• Sentorno= ————

T

• S0 (entropía molar estándar) se mide en J·mol–1·K–1

• Sreacción se mide en J·K–1.

• En procesos a T constante se define como:G = H – T · S G = H – T · S

• En condiciones estándar: G0 = H0 – T· S0

Suniverso = Ssistema +Sentorno > 0 (proceso espontáneo)

Multiplicando por “–T” y como “–T Sentorno =Hsist–T

Suniverso = – T · Ssist + Hsist = G < 0

En procesos espontáneos: G < 0• Si G. > 0 la reacción no es espontánea• Si G. = 0 el sistema está en equilibrio

• G es una función de estado.• Al igual que el incremento entálpico el

incremento de energía libre de unareacción puede obtenerse a partir de Gf

0

de reactivos y productos:

G0 = npGf0

(productos)– nrGf0

(reactivos)

Reactivos

Ener

gía

libre

(G)

Productos

G > 0 Ener

gía

libre

(G

)

Reactivos

Productos

G < 0

Reacción espontánea

T, p = ctes. T, p = ctes.

Reacción no espontánea

Una reacción es espontánea cuando G (H – T x S)es negativo.Según sean positivos o negativos los valores de H yS (T siempre es positiva) se cumplirá que:

H < 0 y S > 0 G < 0 espontáneaH > 0 y S < 0 G > 0 no espontáneaH < 0 y S < 0 G < 0 a T bajas

G > 0 a T altasH > 0 y S > 0 G < 0 a T altas

G > 0 a T bajas

H > 0 S > 0

Espontánea atemperaturas altas

H < 0 S > 0

Espontánea a todas lastemperaturas

H < 0 S < 0

Espontánea atemperaturas bajas

H > 0 S < 0

No Espontánea a cualquiertemperaturas

H

S

http://www.youtube.com/watch?v=veFLTN13PGo