ppt termoquimica

1. Termodinámica y
Calorimetría

2. Entendemos por Energía...
La
“capacidad para efectuar un trabajo”

3. Existen múltiples tipos de
Energía
Energía
Radiante o
Solar
Energía
Térmica
Energía
Química
Energía
Potencial
Energía
Cinética
Etc…
Por ejemplo

4. 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

5. 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)

6. TERMODINÁMICA
Es el área de la ciencia que estudia
la interconversión de un tipo de
Energía en otro.
 Tiene 3 leyes básicas

7. Pero primero, debemos
distinguir...
Sistema y Entorno
Sistema
Entorno
Sistema + Entorno = Universo

8. 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?

9. 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)

10. En otras palabras...
La energía del Universo permanece
constante:
∆Esist + ∆Eent = 0

11. 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

12. Entendemos por CALOR
La “transferencia de Energía térmica
entre 2 cuerpos que están a diferentes
temperaturas”

13. 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?

14. 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)

15. 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)

16. 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

17. 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)

18. 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)

19. 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)

20. Entendemos por:
Proceso endergónico: Aquel
proceso que requiere energía (de
cualquier tipo). ¿Ejemplo?
Proceso exergónico: Aquel
proceso que libera energía (de
cualquier tipo).
¿Ejemplo?

21. TERMOQUÍMICA
Estudio de los cambios de calor
en las reacciones químicas

22. 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

23. 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:

24. 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:

25. Cambio de Entalpía o
entalpía de reacción (∆H)
Representa el calor absorbido o
liberado durante una reacción.

26. 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

27. 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
∆Hf
0
= 0

28. 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

29. 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

30. En detalle:
i) A partir de los calores de formación
de productos y reactantes.
Para cada compuesto existe un calor
de
formación que se puede encontrar en
tablas.
A partir de ahí, aplicamos:
∆H =∑∆Hf(productos)–∑∆Hf(reactantes)

31. ¿Cómo?
Sumando los calores de formación de
todos los productos y restándolos con
la
suma de los calores de formación de
todos los reactantes.

32. Ejemplo: Considerando los datos de la tabla
calcular el ∆H de la siguiente reacción:
)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH +→+
OBS: Se considera ∆Hf
0
= 0 para todas aquellas sustancias que se
encuentran naturalmente en esa forma.

33. ∆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

34. 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

35. Para cada enlace existe un calor asociado
que se puede encontrar en tablas.
Entonces, podemos utilizar que:
∆H=∑(enlaces rotos)–∑(enlaces formados)
Así, se suman los calores de los enlaces
que se deben romper y se restan con los
calores de los enlaces que se deben
formar.
ii) A partir de los calores de enlace:

36. Ejemplo: Considerando los datos de la tabla,
calcular el ∆H de la siguiente reacción:
)(2)(2)(2)(4 22 lggg OHCOOCH +→+

37. ∆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 +→+

38. 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

39. “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

40. 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 +→+

41. )()( 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 +→

42. 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 +→

43. 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.

44. )()()( 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 +→+ wzyxHr −++−=∆ 2.
)()( lg AA →
)()()()( 2 llls KJAE +→+
)()()( 2 ggl MLK →+
+

45. 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

46. 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

47. 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.

48. ¿Dudas?

49. FIN