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El mundo macroscópico en la química termodinámica

  1. 1. Química 1 Página 1 UNIVERSIDAD NACIONAL ESTATAL A DISTANCIA UNED Química 1 Código: 3114 Proyecto de investigación de Química 1: Estudio de caso. El mundo macroscópico en la Química: Termodinámica Giovanni Rojas Sandoval Cédula: 1-1066-621 Grupo 1 C.U: San José E-mail: giovannirojassandoval@yahoo.com Teléfono: 8346-0615 Fecha de entrega: 27-10-2012 Profesora: Carolina Hidalgo Hernández
  2. 2. Química 1 Página 2 El mundo macroscópico de la Química: Termodinámica Etapa 1. Recopilación Teórica. Valor 30 puntos (a menos que se indique lo contrario, todas las respuestas corresponden a la UDM, Química 1, Álvarez y Picado, 2010). El estudio de la termodinámica, se hace a partir del concepto de sistema cerrado, que es más fácil de estudio (Brown et al, 1998), por eso, los conceptos que explican a continuación, son de este tipo. a) Explique los tres parámetros del ámbito de estudio de la termodinámica:  Dos cuerpos se hallan en equilibrio mutuo sólo cuando están igualmente calientes o igualmente fríos: esto es por causa del equilibrio que adquieren las sustancias al intercambiar energía, o por el gasto de la energía, esta se ajusta a la temperatura del medio en que se encuentra. Un ejemplo es este: una persona en el Polo Norte, muere por congelación cuando pierde capacidad de mantener su cuerpo caliente, y este se enfría (el frío no existe en termodinámica, es pérdida de energía de un medio de más entropía a un medio de menor entropía) y se congela, lo que iguala su temperatura corporal, con la del ambiente.  El movimiento perpetuo es imposible: no se va a mantener el gasto de energía de manera infinita, no hay cuerpo o sustancia, o compuesto que pueda crear energía eternamente. Un automóvil. Se detiene al gastar el combustible que lo alimenta, se mueve si se le empuja, pero si se deja de empujar (y no se agrega combustible), este se detendrá en algún momento, sin generar energía, más bien gastando la que se le aplicó y permitió su movimiento.  La inversión completa de cualquier proceso espontáneo es imposible. Los elementos que forman un compuesto, no se invierte el proceso que le dio forma al compuesto, para formar elementos de manera natural. En la UDM, se menciona el caso de la sal (NaCl), el ejemplo es válido para cualquier proceso natural. No se va a deshacer de manera natural el caucho en sus elementos naturales que lo componen. b) Defina brevemente cada uno de los cinco parámetros que utiliza la termodinámica para definir el estado de un sistema termodinámico. 1. Volumen: es el espacio cúbico en que se pueden mover los átomos. 2. Presión: fuerza por área. En termodinámica también se habla de presión de vapor, en un recipiente cerrado, es la presión ejercida por el vapor en equilibrio dinámico con su estado líquido. 3. Temperatura: el grado de temperatura es producto de energía aplicada o producida que interviene en una sustancia, compuesto o elemento y lo cambia, y aumenta o disminuye su volumen. 4. La composición química: es producto de reacciones entre sustancias y/o elementos. 5. La cantidad de sustancia: moles que intervienen en el proceso termoquímico.
  3. 3. Química 1 Página 3 c) Investigue concepto de energía según la termodinámica química. La energía se define de distintas formas según se aborde su estudio. Pero, como en termoquímica se habla de calor, se define energía desde la energía térmica como, el movimiento aleatorio de los átomos o las moléculas (Chang, 1998). Esto estará condicionado por (o tendrá consecuencias en) la presión, la temperatura, el volumen, según su composición química y la cantidad de sustancia. d) Defina en sus propias palabras las tres leyes de la termodinámica. 1. El primer principio es de conservación de la energía, donde el cambio de energía de un proceso es igual a la energía transferida más el trabajo. Esto se explicado cómo, que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Es de este modo porque en todo sistema, se transfiere energía, a partir de una fuente o materia, no simplemente de la nada. 2. En el segundo principio, se habla de irreversibilidad, porque va en un solo sentido. Acá se formula como, en todo sistema, el calor no puede pasar de un medio menor a uno mayor. Esto introduce el término de entropía (que se le llama comúnmente desorden de un sistema). En esta, la implicación es que, en un sistema no se puede convertir toda la energía calórica en trabajo. Esto tiene como consecuencia que siempre haya pérdidas de energía desaprovechables. 3. Con la introducción del concepto de entropía (Mastertonel al, 1989), el tercer principio establece que, en el cero absoluto de temperatura, el incremento total de la entropía el igual a cero. Esto supone un crecimiento de la entropía a niveles por encima de cero. Estos estudios de la entropía, permiten inferir el comportamiento de los sistemas cerrados y de los procesos microscópicos, a partir de procesos macroscópicos y sistemas abiertos. 4. Estos principios formulan uno más llamado principio cero; si dos cuerpos están en equilibrio térmico con un tercero, estos están en equilibrio térmico entre sí. e) Defina que es Calorimetría, capacidad calórica, calor y la fórmula para calcular el calor a partir de la capacidad calórica. Calorimetría es la medición de intercambios de energía de un entorno (Brown T. L et al, 1998). La capacidad calórica explica Chang (1998): es “la capacidad de calor requerida para elevar 1 K”. El calor lo define como: “transferencia de energía entre dos cuerpos que están a diferente temperatura”. La fórmula para calcular el calor es: 𝑐 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑐 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑚 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 O dicho de otro modo: 𝑞 𝑝 = ∆𝐻=𝐶𝑥∆𝑡
  4. 4. Química 1 Página 4 f) Defina entalpía. Explique cómo se realiza la representación escrita del cambio de entalpía de un proceso. Explique el significado de cada símbolo o palabra en el siguiente caso: ΔH°comb (298,15 K). La entalpía es el calor absorbido o liberado a presión constante. La representación escrita es H y es la sustitución de la ecuación 𝑞 𝑝 = ∆(𝐸 + 𝑃 𝑥 𝑉), donde:  qp es la capacidad calórica  ∆H es el cambio en la entalpía  𝐸 es la energía interna  𝑃 es la presión  𝑉 el volumen g) Indique en qué condiciones de presión se puede considerar el cambio de entalpía igual al calor. En condiciones de presión constante, aquí el cambio de calor en el proceso, es igual al cambio de entalpía. h) Complete la información del siguiente cuadro en forma completa, use las citas respectivas, a no se le dará puntaje. Indique la definición de cada tipo de entalpía, y la forma en que se calcula, si existen fórmulas las debe detallar indicando que significa cada símbolo de la misma. Tipo de entalpía Definición Forma en que se calcula ΔH mezcla La entalpía de la mezcla es una propiedad extensiva, por lo que depende de los componentes utilizados (Picado & Álvarez, 2010) ∆𝐻 = 𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙− 𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 ΔH fusión Calor absorbido cuando funde un sólido (s-l) (Masterton et al, 1989). ∆Hfusión ΔH evaporación Calor absorbido cuando evapora un líquido (l-g) (Masterton et al, 1989). ∆Hevaporación ΔH formación Calores de formación de compuestos que se utilizan para calcular la reacción (Masterton et al, 1989). ∆𝐻 = ∑∆𝐻𝑓 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 − ∑∆𝐻𝑓 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
  5. 5. Química 1 Página 5 ΔH combustión Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo, independientemente de que la reacción se efectúe en un paso o una serie de pasos (ley de Hess) (Chang, 1998). ∆H0 reacción de cada reactivo y luego se suman. ΔH reacción Calculo de reacción en un calorímetro ∆H = -qcal ΔH mezcla La entalpía de la mezcla es una propiedad extensiva, por lo que depende de los componentes utilizados (Picado & Álvarez, 2010) ∆𝐻 = 𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙− 𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 Etapa 2: Aplicación de la teoría. Resuelva los siguientes casos. a. Calcule el calor de combustión para la siguiente reacción a partir de la entalpías estándar de formación C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2CO2 (g)+ 2H2O (l) C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2CO2 (g)+ 2H2O (l) ∆𝑯0f -52,4 0,0 787 571,8 Lo que da como resultado 1306,4 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ⁄ . b. A partir de los calores de combustión a volumen constante para la sacarosa C12H22O11 y naftaleno C10H8. ΔE° comb (298 K; sacarosa) = -5588 KJ/mol ΔE° comb (298 K; naftaleno)= -5169 KJ/mol Indique. ¿Cuál proceso libera más calor, la combustión de 20,0 g de sacarosa o la combustión de 10,0 g de naftaleno?
  6. 6. Química 1 Página 6 El naftaleno, en 10 g liberó más calor que en 20 g de sacarosa. Etapa 3: Resolver un problema con lo aprendido. Suponga que en su laboratorio de trabajo no se puede comprar un calorímetro industrial. Se instala entonces un baño de agua y quiere hacerse un experimento para encontrar su capacidad calórica. Usted debe sugerir una propuesta para que esto se logre en el laboratorio. Debe aportar el método y los cálculos que comprueben lo logrado. Puede usar como referencia, para solucionar este caso, los ejercicios de autoevaluación de la página 451 de la Unidad didáctica.  Se coloca el agua en el baño maría.  La fórmula establece que Calor específico = 𝑞 𝑚 𝑥 ∆𝑇 .  El agua tiene datos conocidos como punto de evaporación (98 0 C) usando agua en 220 C.  Al aplicar una cantidad de agua conocida (250 g).  Si 980 C – 220 C = 760 C, entonces: Calor específico = (4,18 J/g-K) (250 g) (76 K) = 7,9 x 104 J  Luego la capacidad calórica = (4,18 J/g-K) ( 18,0 1 𝑚𝑜𝑙 ) = 75,2 J/mol-K  75,2 J/mol-K es la capacidad del baño maría Conclusiones  El estudio de la termodinámica es de uso común, las tablas de caloría son producto de estudios de entalpías de compuestos, y esto dice como hará el cuerpo para gastar o no el alimento consumido.  Para mi futuro como educador, responderá y me permitirá responder a las dudas que surjan sobre temas de esta índole, no sólo en área de química, además en biología y física, debido a que son leyes que se cumplen y permiten entender el universo en que vivimos. Bibliografía Brown T. L, L. M. (1998). Química la ciencia central. Mexico: Prentice Hall. Chang, R. (1998). Química. Mexico: Mc Graw Hill. Masterton, W. L., Slowinski, E. J., & Stanitski, C. L. (1989). Química general superior. México D.F; México: Mc graw-Hill.
  7. 7. Química 1 Página 7 Picado, A. B., & Álvarez, M. (2010). Quimica I: introducción al estudio de la materia. San José, Costa Rica: EUNED.

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