1) La termodinámica estudia la energía y los cambios de energía en sistemas. 2) Existen diferentes tipos de energía como la cinética, química y potencial. 3) La primera ley de la termodinámica establece que la energía total de un sistema aislado se conserva.

1. Termoquímica Química General e Inorgánica Clase del 6 de abril de 2005 Dr. Pablo Evelson

2. Termodinámica (Del griego: calor y potencia) Estudia la energía, el calor, el trabajo y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas. Esta área de estudio se inició durante la Revolución Industrial cuando se intentó maximizar el rendimiento de las máquinas de vapor. Se examinarán las relaciones entre las reacciones químicas y los cambios de energía.

3. Energía Capacidad para realizar trabajo o suministrar calor. Unidades de energía; Unidades SI: Joule (J) 1 cal = 4,184 J Caloría nutricional (Cal) = 1000 cal = 1 kcal

4. Tipos de energía: Energía cinética Energía solar Energía térmica Energía química Energía potencial Energía potencial, mgh Energía potencial, 0 Masa, m Altura, h

5. Un sistema es la porción del universo aislada para su estudio. Entorno Energía Sistema

6. Tipos de sistemas Abierto Cerrado Aislado

7. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (l) + energía

8. Primera ley de la termodinámica También llamada ley de la conservación de la energía. “ La energía se conserva” “ La energía interna de un sistema aislado es constante”

9. Energía interna La energía total de un sistema es la suma de todas las energías de sus partes componentes y se denomina energía interna . Se representa con la letra U . No se puede determinar la energía exacta de un sistema, pero si se puede medir el cambio de energía interna que acompaña un proceso.  U = U final - U inicial

10. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (l)  U > 0 H 2 (g), O 2 (g) Energía interna, U H 2 O(g)  U < 0

11.  U = q + w Calor Trabajo  U Estado inicial Estado final Energía interna, U

12. Sistema + q - q + w - w Convención de signos

13. Sistema  U > 0 Trabajo > 0 Calor > 0 Entorno

14. Procesos endotérmicos y exotérmicos 2 Al(s) + Fe 2 O 3 (s)  Al 2 O 3 (s) +2 Fe(l) Durante un proceso exotérmico fluye calor desde el sistema hacia el entorno.

15. Procesos endotérmicos y exotérmicos 2 NH 4 SCN(s) + Ba(OH) 2 (s)  Ba(SCN) 2 (s) + 2 NH 3 (l) + 2 H 2 O(l) Durante un proceso endotérmico fluye calor desde el entorno hacia el sistema.

16. Funciones de estado

17. Funciones de estado Energía interna, U

18. Entalpía Representa el calor que el sistema gana o pierde cuando el proceso se lleva a cabo a presión constante. Se representa con la letra H .  H = H final – H inicial = q P

19. Proceso exotérmico Entalpía Calor

20. Proceso endotérmico Entalpía Calor

21. Energía, entalpía y trabajo P-V  V Cambio en el volumen Presión externa Área transversal w = -P  V  U = q + w = q - P  V  U = q P - P  V q P =  U + P  V  H =  U + P  V

22. Calor en procesos a presión constante q p =  H  H =  U - P  V Calor en procesos a volumen constante q v =  U

23. Entalpías de reacción Dado que:  H = H final – H inicial  H = H (productos) – H (reactivos) Se denomina entalpía de reacción o calor de reacción. Se simboliza como  H r

24. 2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O (g)  H = - 484 kJ 2 H 2 (g) +O 2 (g) Entalpía, H 2 H 2 O(g)  H < 0 (exotérmico)

25. Una ecuación química balanceada, con su valor de  H y especificando las estados físicos de todas las especies se denomina ecuación termoquímica.

26. 1. La entalpía es una propiedad extensiva. CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  H = - 890 kJ

27. 2. El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y los productos. 2 H 2 O (l)  2 H 2 O (g)  H = + 88 kJ

28. Estado estándar - Debe especificarse el estado de todos los reactivos y los productos. - El estado estándar se define como: Presión estándar (P°): 101,32 kPa (1atm) Para gases, estado de gas ideal - NO se especifica la temperatura.

29. Estado de referencia - Las entalpías de los compuestos químicos en sus estados más estables a P° = 101,32 kPa y una temperatura especificada (en general, T = 298 K) se denomina estado de referencia. -Este es el estado de referencia para las distintas funciones termodinámicas. -Distintas condiciones para sólidos, líquidos, gases y soluciones.

30. Ley de Lavoiser y Laplace “ Una reacción que es exotérmica en una dirección es endotérmica en la dirección opuesta” CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  H = - 890 kJ CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  H = + 890 kJ

31. CH 4 (g) + 2 O 2 (g) Entalpía  H 1 = -890 kJ  H 2 = 890 kJ CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)

32. Ley de Hess “ Si una reacción se efectúa en una serie de pasos,  H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales”

33. CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g)  H = - 802 kJ 2 H 2 O (g)  2 H 2 O (l)  H = - 88 kJ CH 4 (g) + 2 O 2 (g) + 2 H 2 O (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) + 2 H 2 O (l)  H = - 890 kJ La ecuación neta es: CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)  H = - 890 kJ

34. Entalpía

35. Entalpía Cambio de entalpía total Reactivos Productos Camino alternativo

36. Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999. Capítulo 6. Chang R. Química. Ed. Mc Graw Hill.1998. Capítulo 6. Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson) Bibliografía