Q es la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de cualquier cantidad de masa a otra temperatura dada. Se expresa en joules




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fecha de publicación27.10.2015
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GUÍA DE ESTUDIO

TERMODINÁMICA 
La química física es una ciencia que estudia los principios que rigen las propiedades y el comportamiento de los sistemas químicos. La termodinámica es un área de la química física, que estudia las relaciones entre las diferentes propiedades de equilibrio de un sistema (calor, trabajo, energía) y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas. La termoquímica es la parte de la termodinámica que estudia los cambios de energía (calor) en las reacciones o procesos químicos.

Un sistema es una parte específica del universo de interés para nosotros. El resto del universo externo al sistema se denomina entorno. Por ejemplo, cuando realizamos una reacción química en el laboratorio, las sustancias químicas generalmente constituyen el sistema. Hay tres tipos de sistemas. Los sistemas abiertos pueden intercambiar masa y energía (por lo general en forma de calor) con su entorno. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente abierto. Los sistemas cerrados permiten la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente cerrado. Los sistemas aislados no permiten la transferencia ni de masa ni de energía. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente totalmente aislado.

El calor (q) es la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de cualquier cantidad de masa a otra temperatura dada. Se expresa en joules (J). La temperatura es una propiedad que determina si dos sistemas están en equilibrio térmico o no. Dos sistemas en equilibrio térmico entre sí tienen la misma temperatura, pero ésta será distinta si no existe ese equilibrio.

El trabajo (w) que se efectúa al mover objetos contra una fuerza es igual producto de la fuerza (F), por la distancia (d) que recorre el objeto y se expresa en J:

w = F ´ d

La energía (E) es la capacidad para realizar trabajo o para transferir calor y se expresa en J. La energía no se puede ver, tocar, oler o pesar.

La energía térmica es la energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. En general, la energía térmica se puede calcular a partir de mediciones de temperatura.

La energía química es una forma de energía almacenada entre las unidades estructurales de las sustancias; está determinada por el tipo y organización de los átomos de cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera, se almacena o se convierte en otras formas de energía.

La energía cinética es la energía debida al movimiento de un objeto. La energía cinética de un objeto en movimiento depende tanto de la masa como de la velocidad del mismo.

Las funciones de estado son propiedades de un sistema que están determinadas por los estados inicial y final del sistema y no por la manera como alcanzó el estado final; su valor es fijo cuando se especifican temperatura, presión, composición y forma física. Por ejemplo, la presión, el volumen, la temperatura, la energía y la entalpía, son funciones de estado.

 

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

 

La ley de la conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece que todas las formas de energía pueden intercambiarse, pero no se pueden destruir ni crear, por lo cual la energía total del universo permanece constante. Cualquier energía que un sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa.

La energía total de un sistema o energía interna es una función de estado que se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes componentes.

El cambio de energía interna (E) es la diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía al principio. En una reacción química el estado inicial se refiere a los reactivos y el estado final a los productos.

E = EfinalEinicial

o

E = EproductosEreactivos

 

Cuando Efinal > Einicial, el valor deE es positivo, indicando que el sistema ganó energía de su entorno. Se obtiene un E negativo cuando Efinal < Einicial, lo que indica que el sistema cedió energía a su entorno.

Cuando un sistema sufre un cambio físico o químico, cambia su energía interna. Este cambio está determinado por el calor (q) agregado o liberado del sistema, más el trabajo (w) realizado sobre o por el sistema:

E = q +w

En la Tabla 1 se muestra la relación entre los signos de q y w y el signo de E.

Tabla 1. Convenciones de signos y la relación entre q, w y E.

 

Convención de signo para q

Signo de E = q +w

q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema

q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno

 

q > 0 y w > 0: E > 0

q > 0 y w < 0: el signo de E depende de las magnitudes de q y w

 

q < 0 y w > 0: el signo de E depende de las magnitudes de q y w

 

q < 0 y w < 0: E < 0

Convención de signo para w

w > 0: el entorno efectúa trabajo sobre el sistema

w < 0: el sistema efectúa trabajo sobre el entorno

   

Un proceso endotérmico es aquel en el que el sistema absorbe calor del entorno. Ejemplo:

Energía + 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g

Un proceso exotérmico es aquel en el que el sistema libera calor al entorno. Ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + energía
ENTALPÍA

La entalpía (H) de un sistema es una función de estado que expresa el calor liberado o absorbido durante un proceso, a presión constante. La entalpía de reacción o calor de reacción (H o qP) es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión constante y se expresa en J.

H = HproductosHreactivos = qP

  La entalpía de reacción puede ser considerada como una medida de cuánto calor está almacenado en el sistema como energía, o su “contenido de calor”, por lo que puede tener un valor positivo o negativo. Para un proceso endotérmico H es positivo. Para un proceso exotérmico H es negativo. Por ejemplo, para que un mol de hielo pueda ser convertido en agua líquida, a presión constante, se requiere que el sistema (hielo) absorba 6.01 kilojoules (kJ) de energía, como se indica en la ecuación termoquímica siguiente:

H2O (s) → H2O (l) H = 6.01 kJ (proceso endotérmico)

donde:

H = HproductosHreactivos

= H (agua líquida) – H (hielo)

= 6.01 kJ

Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones químicas balanceadas que indican el cambio de entalpía correspondiente. A continuación se proporciona una guía para utilizar este tipo de ecuaciones:

  1. La entalpía es una propiedad extensiva. La magnitud de H es directamente proporcional a la cantidad de un reactivo consumido en el proceso. Por ejemplo, cuando se quema 1 mol de metano (CH4), a presión constante, se producen 802 kJ de calor:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) H = – 802 kJ

Por lo tanto, la combustión de dos moles de CH4 con 4 moles de O2, liberará el doble de calor, es decir, 1 604 kJ.

 

Ejemplo 1. Calcula cuánto calor se libera cuando 4.5 g de metano gaseoso se queman en un sistema a presión constante, considerando que la combustión de 1 mol de este gas produce 802 kJ.
 b) El cambio de entalpía para una reacción tiene la misma magnitud pero signo opuesto para la reacción inversa. Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) H = – 802 kJ (reacción directa)

CO2 (g) + 2 H2O (g) → CH4 (g) + 2 O2 (g) H = 802 kJ (reacción inversa)

 

c)     El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de agregación de los reactivos y de los productos. Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) H = – 802 kJ

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) H = – 890 kJ

 

La diferencia en los valores de H de las ecuaciones termoquímicas anteriores se debe a que se requieren energías diferentes para obtener H2O líquida y H2O gaseosa.

 

d)     El cambio de entalpía de una reacción depende de la temperatura. Los cambios de entalpía generalmente se expresan a una temperatura de referencia de 25 °C.

 

CALORIMETRÍA

 

La calorimetría se refiere a la medición de flujo de calor en un sistema. Los cambios calor se miden en un calorímetro.

La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor requerido para elevar en un grado Celsius la temperatura de una cantidad dada de la sustancia. Se expresa en J/°C.

La capacidad calorífica de 1 mol de una sustancia se denomina capacidad calorífica molar y se expresa en J/mol-°C.


El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia y se expresa en J/g-K o J/g-°C.

La relación entre la capacidad calorífica y el calor específico es la siguiente:

C = m s

donde:

C = capacidad calorífica (J/°C)

m = masa de la sustancia (g)

s = calor específico (J/g-°C)

 

Ejemplo 2. Calcula la capacidad calorífica de 60 g de agua si su calor específico es 4.184 J/g-°C.
Si se conocen el calor específico (s) y la cantidad de sustancia (m) , entonces el cambio en la temperatura (t) de la muestra, indicará la cantidad de calor (q) que se absorbe en un proceso:

q = m s t = C t

donde:

t = tfinal tinicial

 

Ejemplo 4. Calcula la cantidad de calor absorbido por una muestra de agua de 466 g, cuando se calienta de 8.50 a 74.60 °C. El calor específico del agua es 4.184 J/g-°C.

 

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN Y DE REACCIÓN

 

La entalpía estándar de formación (H°f) o calor de formación de un compuesto es el cambio de calor que resulta de la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar y se expresa en J/mol o en kJ/mol. El estado estándar, indicado con el superíndice (°), se refiere a la condición de 1 atm de presión. Si un elemento existe en más de una forma en condiciones estándar, se utiliza la forma más estable del elemento para la reacción de formación. Un gran número de valores de H°f se encuentran registrados en Tablas, generalmente a 25 °C. Ejemplo:

 

 

  • Entalpía estándar de formación para el etanol, C2H5OH

2 C (grafito) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) → C2H5OH (l) H°f = – 277.7 kJ

 

La entalpía estándar de formación de la forma más estable de cualquier elemento es cero porque no se requiere una reacción de formación si el elemento se encuentra en su estado estándar. Ejemplos:

H°f C (grafito) = 0 kJ/mol, porque el grafito es una forma alotrópica del carbono más estable que el diamante a 1 atm y 25 °C

H°f O2 (g) = 0 kJ/mol, porque el oxígeno molecular (O2) es una forma alotrópica más estable que el ozono (O3) a 1 atm y 25 °C.

  La entalpía estándar de reacción (H°r) es el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar:

H°r = n H°f(productos) - m H°f(reactivos)

donde:

n y m = coeficientes estequiométricos de los reactivos y productos

 (sigma) = “la suma de

 

Ejemplo 3. Calcula el H°r para la siguiente reacción:

C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g)

Respuesta:

A partir de datos registrados en Tablas:

H°f C (grafito) = 0 kJ/mol

H°f O (g) = 0 kJ/mol

H°f CO2 (g) = – 393.5 kJ/mol

Por lo tanto:

H°r = (– 393.5 kJ/mol) – (0 kJ/mol + 0 kJ/mol) = – 393.5 kJ

Este es el calor que se libera cuando reacciona un mol de C con una de O2.

 

Ejemplo 9. Calcula el calor liberado por mol de compuesto que reacciona con oxígeno para la siguiente reacción:

2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2H3 (s) + 9 H2O (l)

 

Las entalpías estándar de formación del B5H9 (l), del B2H3 (s) y del H2O (l) son 73.2, – 1263.6 y – 285.8 kJ/mol, respectivamente.

Respuesta:

H°r = [ (– 1 263.6 kJ/mol ´ 5 moles) + (– 285.8 kJ/mol ´ 9 moles) ] [ (73.2 kJ/mol ´ 2 moles) + (0 kJ/mol ´ 12 moles) ] =

= – 9 036.6 kJ

Este es el calor que se libera por cada 2 moles de B5H9 que reaccionan con 12 de O2. Por lo tanto, el calor que se libera por mol de B5H9 es:

H°r = _– 9 036.6 kJ_ = – 4 5183 kJ/mol

2 mol

 

La ley de Hess establece que si una reacción se efectúa en varias etapas, la entalpía estándar de reacción (H°r) es igual a la suma de los cambios de entalpía para las etapas individuales.

 

Ejemplo 4. Calcula la entalpía estándar de reacción para el siguiente proceso:

C (diamante) → C (grafito)

Respuesta:

Por definición:

H°f C (grafito) = 0 kJ/mol

H°f C (diamante) = ?

La reacción de conversión de diamante a grafito es muy lenta (puede tomar millones de años para consumarse), por lo que no se puede colocar el diamante en un calorímetro para medir el cambio de calor experimentalmente. Por lo tanto, para determinar H°r en este proceso se lleva a cabo un procedimiento indirecto, ya que se pueden medir los cambios de entalpía para las siguientes dos reacciones:

a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) H°r = – 395.4 kJ

b) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) H°r = – 393.5 kJ

 

Invirtiendo la ecuación b) se obtiene:

c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g) H°r = + 393.5 kJ

 

A continuación se suman las ecuaciones a) y c) para obtener la ecuación deseada:

a) C (diamante) + O2 (g)CO2 (g)H°r = – 395.4 kJ

c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g)H°r = + 393.5 kJ

______________________________________ _____________

C (diamante) → C (grafito) H°r = – 1.9 kJ

 

EJERCICIOS
 1.      Explica con tus propias palabras la diferencia entre los significados de los términos calor, energía térmica y temperatura.

 2.      Explica si la energía térmica se conserva.

 3.      Explica bajo qué condiciones se puede representar el valor de H para una reacción con el símbolo H°.

4.      Explica por qué las tablas de entalpías estándar de formación no incluyen a las formas comunes de los elementos, como por ejemplo C (grafito) o Cl2 (g).

 5.      Una muestra de magnesio sólido de 0.1375 g se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante, cuya capacidad calorífica es de 1 769 J/°C. El calorímetro contiene exactamente 300 g de agua y el incremento de temperatura es de 1.126 °C. Calcula el calor liberado en la combustión del magnesio en kJ/g y en kJ/mol. R: – 24.73 kJ/g; – 601 kJ/mol

6. a) Indica si los cambios siguientes son exotérmicos o endotérmicos:

i)        CaCO3 (s) → CO2 (g) + CaO (s) Hr = + 178.3 kJ

ii)      H2 (g) + Cl2 (g) →2 HCl (g) + 184.62 kJ

iii)    NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) Hr = – 176.0 kJ

  1. Plantea las ecuaciones para las reacciones (i) y (iii), indicando la energía térmica como un reactivo o como un producto.

  2. Indica si después de haber efectuado la reacción (ii) las paredes del recipiente se sentirán calientes o frías. Explica tu respuesta. 

7. La reacción de combustión del isooctano [(CH3)2CHCH2C(CH3)] se representa mediante la siguiente ecuación termoquímica:

2 (CH3)2CHCH2C(CH3) (l) + 25 O2 (g) → 16 CO2 (g) +18 H2O (l) Hr = -10 930.9 kJ

Indica qué cantidad de energía térmica se liberará al quemar 369 g de iso-octano. R: 1.77 ´ 104 kJ

8. Dada la ecuación termoquímica siguiente:

2 Hg (l) + O2 → 2 HgO (s) Hr = – 181.66 kJ

  1. Escribe la ecuación termoquímica de la descomposición de 2 moles de HgO (s) a Hg (l) y O2 (g).

  2. Escribe la ecuación termoquímica que describe la formación de 1 mol de HgO a partir de Hg (l) y O2 (g).

9. a) Indica si las ecuaciones siguientes representan reacciones exotérmicas o endotérmicas:

  1. i)        4 Al (s) + 3 O2 → 2 Al2O3 (s) + 3 351.4 kJ

  2. ii)      CH4 (g) + Cl2 (g) →2 CH3Cl (g) + HCl (g) Hr = – 99.5 kJ

  3. iii)    181.66 kJ +2 HgO (s) → 2 Hg (s) + O2 (g)

  1. Plantea nuevamente la ecuación química para la reacción (iii), indicando la energía térmica como un reactivo o como un producto.

  2. Indica cuál de las reacciones necesitará un calentamiento prolongado para que se lleve a cabo.

  1. De acuerdo con los cambio de entalpía para las reacciones

A + B → C H = H1

2 D + B → 2 C H = H2

Indica cuál es el cambio de entalpía H3 para la reacción:

2 A + B → 2 D

 

11. Explica si las siguientes ecuaciones representan reacciones de formación, de combustión, de ambas, o no son de formación ni de combustión.

  1. MgO (s) + H2O (l) → Mg(OH)2 (s)

  2. H2 (g) + Br2 (l) → 2 HBr (g)

  3. 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l)

  4. 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g)

  5. H2 (g) + N2 (g) + 3 O2 (g) → 2 HNO3 (l)

  6. C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g)

 

  1. Calcula la entalpía para la reacción siguiente:

2 Ca (s) + 2 C (grafito) + 3 O2 → 2 CaCO3 (s)

a partir de la información que se proporciona a continuación:

2 Ca (s) + O2 → 2 CaO (s) Hr = – 1270.18 kJ

C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) Hr = – 393.51 kJ

CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s) Hr = – 178.32 kJ

R: – 2.41 ´ 103 kJ  

13. Calcula la entalpía para la reacción siguiente:

Sn (s) + Cl2 (g) → SnCl2 (s)

a partir de la información que se proporciona a continuación:

Sn (s) + 2 Cl2 (g) → SnCl4 (l) Hr = – 545.2 kJ

SnCl2 (s) + Cl2 (g) → SnCl4 (l) Hr = – 195.4 kJ

R: – 349.8 kJ

 

 

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