Existen múltiples tipos de Energía
Energía Radiante o
Solar
Energía Térmica
Energía Química
Energía Potencial
Energía Cinética
Etc…
Por ejemplo
Unidades de Medida de la Energía
Joule (J), Kilojoule (KJ),
Calorías (cal), Kilocalorías (Kcal)
1 J = 1 N*m = Kg m2/s2
1 KJ = 1000 J
1cal = 4,184 J
1Kcal=1000 cal = 4,184 KJ
Ejercicios:
I.- ¿A cuántos Joule equivalen:
a) 547 cal ?
b) 2,7 Kcal ?
II.-¿A cuántas calorías equivalen:
a) 200 J ?
b) 4,8 KJ ?
1 cal = 4,184 J
(R: 2288,65 J)
(R:11296,8 J)
(R: 47,80 cal)
(R: 1147,23 cal)
TERMODINÁMICA
Es el área de la ciencia que estudia
la interconversión de un tipo de
Energía en otro.
Tiene 3 leyes básicas
Tipos de Sistema
Sistema Abierto (intercambia masa y energía con el entorno).
Sistema Cerrado (intercambia energía con el entorno, pero no masa).
Sistema Aislado (no intercambia ni masa y ni energía con el entorno).
¿Ejemplos?
1era Ley de la TERMODINÁMICA
“LA ENERGÍA se puede convertir de
una forma a otra, pero NO SE PUEDE
CREAR NI DESTRUIR”
(Ley de Conservación de la Energía)
Y…
Siendo la energía interna (U), la suma
de todas las energías naturalmente
presentes dentro de un sistema, su
variación (∆U) estará dada por la suma
del calor y el trabajo realizado por/sobre
el sistema. O sea,
∆U = q + W
Entendemos por CALOR
La “transferencia de Energía térmica
entre 2 cuerpos que están a diferentes
temperaturas”
Y en vista que…
El trabajo (W) puede ser de diversa
naturaleza, aquí nos ocuparemos sobre
todo del trabajo de expansión/compresión
que realiza un gas a Presión constante.
De esta forma, W = - P*∆V
¿Has visto alguna vez este tipo de trabajo?
Ejemplo numérico:
¿Qué trabajo se realiza sobre un gas
cuyo volumen se reduce en 2,5 L a
3 atm de presión?
(R: 7,5 atm L)
Ejercicios:
1.- ¿Qué trabajo realiza un gas que a una presión de 1,5 atm varía su volumen de
3 a 5 L?
2.- ¿Qué trabajo realiza o se realiza sobre un gas que a 2 atm de presión varía su volumen de 1 L a 0,7 L?
(R: - 3 atm L)
(R: 0,6 atm L)
Cabe destacar además, la siguiente convención:
Se considera:W <0 si el trabajo es hecho por el sistema sobre el
entorno
W>0 si el trabajo es hecho por el entorno sobre el
sistema
Y,
q <0 si el sistema libera calor
q >0 si el sistema absorbe calor
Ejemplo numérico:
Cuando se suministra una cantidad de calor de 3000 J a un sistema termodinámico, su energía interna se incrementa en 1800 J. Determine si el sistema realiza un trabajo o no y calcula el valor del trabajo realizado por el sistema o sobre él.
(R: El trabajo es realizado por el sistema y es de -1200 J)
Ejercicio 1:
Calcular la variación de energía interna de un sistema termodinámico que evoluciona desde un estado A hasta un estado B absorbiendo 600 J de calor si se realiza sobre el sistema un trabajo de 150 J.
(R: + 750 J)
Ejercicio 2:
Calcular el calor que absorbe o libera un gas que realiza un trabajo de 30 KJ y experimenta una variación de energía interna de -20000 J.
(R: + 10 KJ)
Entendemos por:
Proceso endergónico: Aquel proceso que requiere energía (de cualquier tipo). ¿Ejemplo?
Proceso exergónico: Aquel proceso que libera energía (de cualquier tipo).
¿Ejemplo?
ENTALPÍA (H)
Propiedad extensiva* y función de estado** que se utiliza para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante.
(*) Depende de la cantidad de materia (es decir, de la masa)
(**) No depende de la trayectoria que siga la reacción
Entendemos por:
Proceso endotérmico:
Aquel proceso que requiere calor. ¿Ej?
Se caracteriza porque:
los reactantes tienen menor energía que
los productos.
En un gráfico se
representa:
Entendemos por:
Proceso exotérmico:
Aquel proceso que libera calor.
¿Ejemplo?
Se caracteriza porque:
los reactantes tienen mayor energía
que los productos.
En un gráfico se
representa:
Cambio de Entalpía o entalpía de reacción (∆H)
Representa el calor absorbido o
liberado durante una reacción.
Según el tipo de reacción, el ∆H recibe diferentes nombres:
Calor de formación
Calor de enlace
Calor de combustión
Calor de neutralización
Calor de disolución
Etc…
Por ejemplo
Calor de formación estándar
Variación de entalpía que acompaña la
formación de 1 mol de una sustancia en su
estado estándar a partir de sus elementos
constituyentes en su estado estándar (la forma
más estable de un elemento a 1 atmósfera de
presión y 25 ºC de temperatura).
La forma más estable de un elemento tiene un
∆Hf0 = 0
Ecuaciones termoquímicas
Muestran tanto los cambios de
entalpía como las relaciones de masa
y los estados de agregación.
Ej: Fe2O3 (s) + 3C(grafito) ↔ 2Fe(s) + 3CO(g)
∆H= 492,6 KJ/mol
∆H > 0 implica proceso endotérmico
∆H < 0 implica proceso exotérmico
Es posible calcular el ∆H de varias formas, por ejemplo:
i) A partir de los calores de formación de
productos y reactantes, pues:
∆H =∑∆Hf(productos)–∑∆Hf(reactantes)
ii) A partir de los calores de enlace, pues:
∆H =∑(enlaces rotos)–∑(enlaces formados)
iii) Aplicando la Ley de Hess
En detalle:
i) A partir de los calores de formación de productos y reactantes.
Para cada compuesto existe un calor deformación que se puede encontrar entablas.
A partir de ahí, aplicamos:
∆H =∑∆Hf(productos)–∑∆Hf(reactantes)
¿Cómo?
Sumando los calores de formación de
todos los productos y restándolos con la
suma de los calores de formación de
todos los reactantes.
Ejemplo: Considerando los datos de la tabla
calcular el ∆H de la siguiente reacción:
)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH
OBS: Se considera ∆Hf0 = 0 para todas aquellas sustancias que se
encuentran naturalmente en esa forma.
∆H =∑∆Hf(productos) – ∑∆Hf(reactantes)
∑∆Hf(productos)= ∆Hf CO2(g) +2∙∆Hf H2O(l)
= - 393,5KJ +2∙ -285,8KJ = - 965,1 KJ
∑∆Hf(reactantes)= ∆Hf CH4(g) +2∙∆Hf O2(g)
= - 74,8KJ +2∙ 0 KJ = - 74,8 KJ
∆H = -965,1 KJ – (-74,8 KJ) = - 890,3 KJ
Ejercicios: Utilizando la tabla, calcular el ∆H de las siguientes reacciones
i) 2 C(s) +2 H2(g) C2H4(g)
ii) C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l)
iii) CO2(g) CO(g) + ½ O2(g)
R: ∆H= + 52,3 KJ
R: ∆H= -1299,5 KJ
R: ∆H= + 283 KJ
Para cada enlace existe un calor asociadoque se puede encontrar en tablas.
Entonces, podemos utilizar que:
∆H=∑(enlaces rotos)–∑(enlaces formados)
Así, se suman los calores de los enlacesque se deben romper y se restan con loscalores de los enlaces que se debenformar.
ii) A partir de los calores de enlace:
Ejemplo: Considerando los datos de la tabla,
calcular el ∆H de la siguiente reacción:
)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH
∆H =∑E(enlaces rotos)–∑E(enlaces formados)
∑E(enlaces rotos)= 4∙ C-H + 2∙ O=O
= 2642 KJ
∑E(enlaces formados)= 2∙ C=O + 4∙H-O
= 3450 KJ
∆H = 2642 KJ – 3450KJ = - 808 KJ
)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH
Ejercicios: Utilizando la tabla anterior, calcular el ∆H de las siguientes reacciones:
i) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)
ii) C2H2(g) + 5/2 O2(g) 2 CO2(g) + H2O(l)
iii) C2H4(g) + 6 F2(g) 2 CF4(g) + 4 HF(g)
R: ∆H= - 242,5 KJ
R: ∆H= -1219,5 KJ
R: ∆H= - 2952 KJ
“Si una reacción se realiza en varias etapas,
el ∆H de la reacción completa será igual a la
suma de los cambios de entalpía de las
etapas individuales”.
El cambio de entalpía global del proceso es
independiente del número de etapas o de la
trayectoria que siga la reacción.
iii) Aplicando la Ley de Hess
Ejemplo general:
Calcular el ∆Hr de la siguiente reacción:
(Suponer que A, E, G y M son compuestos cualquiera)
Si se dispone de los datos que se muestran a
continuación:
)()()()( 2 glsg MGEA
)()( gl AA
(Suponer que A, E, G, J, K, L y M son compuestos cualquiera)
wH
zH
yH
xH
4
3
2
1
)()()()( 2 llls KJAE
)()()( gll LGJ
)()()( 2 glg LKM
Podemos obtener el ∆Hr solicitado ordenando los datos y modificándolos para conseguir formar la ecuación deseada
Queremos llegar a:
Y disponemos de:
)()()()( 2 glsg MGEA
wH
zH
yH
xH
4
3
2
1)()( gl AA
)()()()( 2 llls KJAE
)()()( gll LGJ
)()()( 2 glg LKM
Primero, organizamos las ecuaciones de tal forma
que los reactantes y productos estén donde
corresponde (según la reacción deseada), sin olvidar
modificar también el valor de ∆H.
wH
zH
yH
xH
4
3
2
1 .)()( lg AA )()()()( 2 llls KJAE
)()()( gll LGJ
)()()( 2 ggl MLK
Nos sirve la reacción inversa, de modo que la escribimos invertida, cambiando el signo del ∆H.
)()()( 2 ggl MLK )()()( 222 gll LGJ
)()()()( 2 llls KJAE )()( lg AA
Después, amplificamos las reacciones que lo necesiten,
recordando amplificar también el el valor de ∆H
Ahora, sumamos todas las reacciones, teniendo presente que
aquellas sustancias que aparecen en los productos y en los
reactantes, se pueden cancelar. Los ∆H se sumarán:
)()()( 222 gll LGJ
wH
zH
yH
xH
4
3
2
1
2
.
wH
zH
yH
xH
4
3
2
1
2
.
)()()()( 2 glsg MGEA wzyxH r 2.
)()( lg AA )()()()( 2 llls KJAE
)()()( 2 ggl MLK
+
Ejercicios:
1) Calcular el calor de reacción de:
C(s) + ½ O2(g) CO(g)
A partir de los siguientes datos:
C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H0= -393,5KJ
CO2(g) CO(g) + ½ O2(g) ∆H0= +180,7KJ
R: ∆H= - 212,8 KJ
Ejercicios:2) Calcular la entalpía de formación estándar
del Hidróxido de Magnesio en estado sólido ( Mg(s) + O2(g) + H2(g) Mg(OH)2 ) a partir de los siguientes datos:
2Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) ∆H0= - 1203,6 KJ
Mg(OH)2(s) MgO(s) + H2O(l) ∆H0= + 37,1 KJ
2H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) ∆H0= - 571,1 KJ
R: ∆H = - 924,45 KJ
Fuentes
Brown,Theodore, et al.(2009). Química, la ciencia central. 11ª Edición. México: Pearson Education.
Ávila, Mario, et al. (2008).Manual Esencial Santillana,Química. 1ª Edición. Santiago: Santillana del Pacífico S.A
Morcillo, Jesús; Fernández, Manuel (1985). Química. Madrid: Ediciones Anaya.