Termoquímica Contenido Pág. Termoquímica (Resumen)




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Termoquímica


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  1. Termoquímica (Resumen) 1


1.1. Sistema Termodinámico 1

1.1.1. Sistema abierto

1.2.2. Sistema cerrado

1.3.3. Sistema aislado
1.2. Energía, trabajo y calor 1
1.3. Energía Libre y Entalpía 2
1.4. Primer Principio de la Termodinámica 3
1.5. Ecuación Termoquímica 3
1.6. Ley de Hess 4
1.7. Cálculo del Calor a Presión Constante 4
1.8. Bomba Calorimétrica 4
2. Conclusiones 5
3. Bibliografía 6


II


Termoquímica
La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas. En casi todas las reacciones químicas, que son procesos; donde se absorben o liberan energía, por lo general en forma de calor. Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas; es un flujo de calor desde un objeto caliente a uno frío.

La termoquímica es parte de un amplio tema llamado termodinámica, que es el estudio científico de la conservación del calor y otras formas de energía. (1)


  • Sistema Termodinámico


Para que se pueda analizar los cambios de energía que se den en las reacciones químicas, primero es imprescindible definir el sistema, que es la parte específica del universo que es de interés. A esto es a lo que se conoce como sistema termodinámico, lo cual los químicos comúnmente incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos y físicos. Los alrededores serán el resto del universo externo al sistema.

Así, se pueden reconocer tres tipos de sistemas:

Un sistema abierto puede intercambiar masa y energía, generalmente en forma de calor, con sus alrededores. En esta clase se incluyen la mayoría de sistemas que pueden observarse en la vida cotidiana. Como por ejemplo una cantidad de agua en un recipiente abierto.

Un sistema cerrado, el cual permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Como por ejemplo una cantidad de agua en un recipiente cerrado para que el vapor no escape.

Un sistema aislado impide la transferencia de la masa y energía. Como por ejemplo al colocarse agua en un recipiente totalmente aislado. (1 y 4)

  • Energía, trabajo y calor

La energía es un término que posee un concepto muy abstracto a pesar de su alto uso. A esta generalmente se la define como la capacidad para realizar un trabajo. Aunque también se la considera como una magnitud física abstracta, ligada al estado dinámico de un sistema. (1 y 2)

1

Existen varias clases de energía como la energía cinética, producida por un objeto en movimiento; la energía radiante o energía solar que es la cual proveniente del Sol; la energía térmica que es la energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas; la energía química, que es una forma de energía que se almacena en las unidades estructurales de las sustancias; la energía potencial, la cual está disponible en función de la posición de un objeto, entre otras. (1)

Un enunciado clásico de la física newtoniana, al cual se le considera como la ley de la conservación de la energía, afirma que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

(1 y 2)

El trabajo se define como el cambio directo de energía que resulta de un proceso. Y matemáticamente es “fuerza x distancia”. Todas las formas de energía son capaces de efectuar un trabajo; es decir, ejercer una fuerza a lo largo de una distancia. (1)

En la termodinámica el trabajo tiene un significado mucho más amplio. Y el trabajo realizado no sólo depende de los estados inicial y final; es decir de las propiedades macroscópicas, sino también de cómo se lleva a cabo el proceso. (1)

Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Por esta razón se habla de un “flujo de calor” desde un objeto caliente a uno frío. Generalmente se puede hablar de “calor absorbido” o “calor liberado”. (1)

En conclusión el calor y el trabajo no son funciones de estado porque no son propiedades de un sistema. Se manifiestan sólo durante un proceso o cambio. Así, sus valores dependen de las formas que siga el proceso y varían de acuerdo con ella. (1)

  • Energía Libre y Entalpía

La función termodinámica de energía libre fue desarrollada en los años 1870 por el físico-matemático estadounidense Williard Gibbs.

La energía libre es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química. La segunda ley de termodinámica indica que una reacción espontánea hace que la entropía del universo se incremente; es decir, ΔSuniv > 0. Sin embargo, por lo general sólo interesa lo que ocurre en un sistema en particular. Por esta razón es deseable tener otra función termodinámica que ayude a determinar si una reacción ocurrirá espontáneamente si sólo se considera al sistema mismo, la función de la energía libre de Gibbs: G = H – TS ; donde todas las cantidades de la ecuación son propiedades del sistema y además tienen unidades de energía, siendo G la energía libre, H es la entalpía, S la entropía y T la temperatura. (1 y 11)

La entalpía es una magnitud de termodinámica, su variación expresa una medida de la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno, ya sea absorbida o cedida. Entalpía se representa con la letra H. (3 y 5)

La función termodinámica de entalpía está definida como: H = E + PV , donde E es la energía del sistema y P y V son la presión y el volumen del sistema, respectivamente. Debido a que P y V tienen unidades de energía la entalpía también las tiene. Además E, P y V son funciones de estado; es decir, los cambios en (E + PV) dependen solo de los estados inicial y final. Por lo tanto H o ΔH dependen de lo mismo, H es una función de estado. (1)
2

Para cualquier proceso, el cambio de entalpía está dada por ΔH = ΔE + Δ (PV)
Además existe la entalpía de reacción, ΔH, que se la define como la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos. (1)

  • Primer Principio de la Termodinámica


Esta ley se basa en la ley de conservación de la energía estableciendo que la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. Esta aseveración se la puede comprobar midiendo el cambio de la energía interna de un sistema entre su estado inicial y su estado final. El cambio de energía interna ΔE se da por: ΔE = Ef - Ei (1y 6)

Además, la transferencia de energía desde el sistema a los alrededores o viceversa no cambia la energía total del universo. Es decir, la suma de los cambios de energía debe ser igual a cero ya que la energía ganada en algún lugar debe haber sido perdida en algún otro sitio:
ΔEsist+ ΔEalred = 0 ; ΔEsist = - ΔEalred (1)

Lo que es objeto de estudio son los cambios asociados al sistema y no a los alededores. Por lo tanto una forma más útil de la primera ley es: ΔE = q + w ; donde q es calor y w es trabajo.

Para los signos de q y w si el trabajo es realizado por el sistema sobre los alrededores es “-” lo opuesto es “+”, si el calor es absorbido por el sistema de los alrededores (proceso endotérmico) es “+” lo opuesto, un proceso exotérmico es “-(1)


  • Ecuación Termoquímica

Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones que muestran tanto los cambios de entalpía como también las relaciones de masa. Estas ecuaciones son esenciales para especificar una ecuación balanceada cuando se aluda al cambio de entalpía de una reacción.

Un ejemplo de ecuación es: 2H2O (l) → 2H2O (g) ΔH = 88.0 kj/mol

Algunas pautas al escribir una ecuación son: se deben especificar siempre los estados físicos de todos los reactivos y productos, debido a que esto ayuda a determinar los cambios reales de entalpía; si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces ΔH también debe cambiar por el mismo factor y cuando se invierte una ecuación se cambian los papeles de reactivos y productos, como consecuencia la magnitud de ΔH se mantiene igual pero cambia el signo. (1)

3

  • Ley de Hess

Esta ley fue propuesta por el químico ruso Germain Henri Hess en 1840, el cual establece que cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independiente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos; sólo depende del estado inicial y del estado final del sistema reaccionante, y no de los posibles estados intermedios. (1, 7 y 9)

La regla general al aplicar la ley de Hess es que se deberían acomodar la serie de ecuación química correspondientes a la serie de reacciones o de etapas individuales de tal manera que al sumarlas se anulen todas las especies intermedias excepto los reactivos y productos que aparecen en la reacción global. Para lograrlo es necesario a menudo multiplicar una o varias de las ecuaciones químicas por los coeficientes adecuadas. (8)

En otras palabras, es posible separar las reacciones de interés en una serie de reacciones para las cuales se pueda medir el valor de ΔH° reacción y, de esta manera, calcular ΔH° reacción para la reacción total. Donde ΔH° es la entalpía estándar. (1)

  • Cálculo del Calor a Presión Constante

Para este cálculo se utiliza el instrumento llamado calorímetro a presión constante. De manera simple, un calorímetro a presión constante se puede construir con dos vasos desechables de polietileno. Este dispositivo mide el efecto del calor de una gran cantidad de reacciones, como neutralizaciones ácido- base y calores de disolución y dilución. Debido a que la presión es constante, el cambio de calor para el proceso (q reacción) es igual al cambio de entalpía (ΔH). Al calorímetro se lo considera como sistema aislado. (1)


  • Bomba Calorimétrica




La bomba calorimétrica consiste en un dispositivo que sirve para determinar el calor de combustión de compuestos. (10)

4

La bomba calorimétrica es un recipiente de acero. El calor de combustión se mide colocando una masa de conocida de un compuesto en la bomba y llenándola con oxigeno aproximadamente a 30 atm de presión. La bomba cerrada se sumerge en una cantidad conocida de agua. La muestra se enciende eléctricamente, y el calor producido por la reacción de combustión se calcula con exactitud registrando el aumento en la temperatura del agua. El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y por el calorímetro. El diseño especial de la bomba calorimétrica permite suponer que no hay pérdida de calor (o de masa) hacia los alrededores durante el tiempo en que se realicen las mediciones. Por esta razón se dice que el agua y la bomba calorimétrica constituyen un sistema aislado. (1)

Conclusiones

1. En la mayor parte de reacciones químicas se absorbe o libera energía, la cual es la capacidad para realizar un trabajo. La ley de la conservación de la energía establece que la cantidad de energía en todo el universo es constante.

2. La entalpía es una medida de calor de reacción a presión constante.

3. La energía puede convertirse de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir, esto es lo que afirma la primera ley de termodinámica.

4. La ley de Hess establece que la suma de los cambios de entalpía de los pasos individuales que llevan a una reacción, serpa igual a la entalpía total.

5. Existen instrumentos para medir el calor. El calorímetro a presión constante y la bomba calorimétrica.

5

Bibliografía

CHANG, Raymond; “Química”; Editorial McGraw Hill;

Novena Edición. 2007. México. Págs224 – 237, 240 – 242, (1)

248, 254, 796-798

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_961533993/Ley_de_Hess.html (7)

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_libre_de_Gibbs (11)

http://es.wikipedia.org/wiki/Energia (2)

http://es.wikipedia.org/wiki/Entalp%C3%ADa (5)

http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_Hess (9)

http://es.wikipedia.org/wiki/Sistema_termodin%C3%A1mico (4)

http://es.wikipedia.org/wiki/Termodin%C3%A1mica (6)

http://es.wikipedia.org/wiki/Termoqu%C3%ADmica (3)

http://www.elergonomista.com/quimica/hess.html (8)

6

http://www.infopedia.pt/$bomba-calorimetrica (10)

Fecha de Consulta: Desde Martes, 8 de septiembre de2009 hasta viernes, 11 de septiembre de 2009

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