termodinámica y partes de esta termodinámica, Diapositivas de Química

¡Descarga termodinámica y partes de esta termodinámica y más Diapositivas en PDF de Química solo en Docsity! Química Mención – 2016 Sede San Pedro de La Paz Profesor: Pedro A. Silva Fonseca TERMOQUÍMICA y TERMODINÁMICA TERMOQUÍMICA La termoquímica (una rama de la termodinámica) se preocupa del análisis y cuantificación de la energía generada y absorbida en toda transformación, sea física o química CATALIZADOR  Los catalizadores pueden estar en estado sólido, líquido o gas. En este último caso, son poco comunes.  Catálisis Homogénea: es cuando el catalizador está en la misma “fase” que los reactantes. Por ejemplo: reactivos líquidos y catalizador líquido.  Catálisis Heterogénea: es cuando el catalizador está en una “fase” distinta a la de los reactantes. Por ejemplo: reactivos gases y catalizador sólido.  Ejemplos de catalizadores químicos: MnO2 (dióxido de manganeso), AlCl3 (cloruro de aluminio).  Ejemplos de catalizadores biológicos: ENZIMAS. GRÁFICO: REACCIÓN CATALIZADA Y NO CATALIZADA Complejo Activado E, sIN CATALIZADOR E, CON 4 E . ” CATALIZADOR z A. E A e Reactantes z £ í a AHreacción Productos CLASIFICACIÓN DE REACCIONES QUÍMICAS LEY DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma” MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR 1. CONDUCCIÓN  2 cuerpos se ponen en contacto, ambos con diferente temperatura.  En estas condiciones, el calor viaja desde el más caliente al más frío.  A mayor valor de ΔT, mayor calor se traspasa.T, mayor calor se traspasa. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR 2. CONVECCIÓN  Un fluido (líquido o gaseoso) se mueve, en forma natural o por circulación forzada, llevando calor entre 2 lugares con distinto valor de temperatura, dentro de un sistema. MECANISMOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR 3. RADIACIÓN  En ausencia de contacto o de un fluido móvil, la transferencia de calor ocurre por radiación.  Los cuerpos calientes irradian calor y los cuerpos fríos absorben esta radiación. Resumen: ENTALPÍA DE LA REACCIÓN 4 Hs + Fa Reacción exotérmica > Transcurso de la reacción ENTALPÍA DE LA REACCIÓN — rca | Energía Reacción endotérmica A Transcurso de la reacción  Entalpía de Formación Estándar ( DH°f ) Se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm Se dice que los compuestos están en su estado estándar a 1 atm, de aquí el término “Entalpía Estándar”, que se representa con “°” El estado estándar no define una temperatura, pero se utilizan valores medidos a 25°C (298 K) IMPORTANTE: por convención se considera que la DH°f de cualquier elemento, en su forma más estable es igual a cero. Por ejemplo (valores en Kcal/mol ): DH°f Cu(s) = 0 DDH°f O2(g) = 0 DDH°f C(grafito) = 0 DH°f Cl2(g) = 0 DDH°f N2(g) = 0 DDH°f Br2(l) = 0 CÁLCULO DE ENTALPÍA Calcular el ΔT, mayor calor se traspasa.H para la siguiente reacción, conociendo las entalpías de formación de los participantes de la reacción. NO + ½ O2  NO2 DH°f NO = 90,4 KJ/mol DH°f NO2 = 33,85 KJ/mol ΔT, mayor calor se traspasa.Hrx = ΔT, mayor calor se traspasa.H°f productos – ΔT, mayor calor se traspasa.H°f reactantes ΔT, mayor calor se traspasa.Hrx = (DH°f NO2) – (DH°f NO + ½ DH°f O2) ΔT, mayor calor se traspasa.Hrx = 33,85 – (90,4 + 0) ΔT, mayor calor se traspasa.Hrx = – 56,55 KJ/mol REACCIÓN EXOTÉRMICA EJERCICIO DE PRÁCTICA Calcule el calor liberado cuando 128g de SO2(g) se convierten en SO3(g) SO2 (g) + ½ O2 (g)  SO3 (g) ΔT, mayor calor se traspasa.Hrx = - 23.7 Kcal/mol mS = 32 g/mol mO = 16 g/mol MM SO2 = mS + 2 · mO = (32 + 2 · 16) g/mol = 64 g/mol EJERCICIO DE PRÁCTICA 64𝑔𝑑𝑒𝑆𝑂2 −23,7𝐾𝑐𝑎𝑙 128𝑔𝑑𝑒𝑆𝑂2 𝑋 𝐾𝑐𝑎𝑙 = 𝑋= 128 ∙−23,7 64 =−47,4 𝐾𝑐𝑎𝑙  Método Indirecto: permite realizar cálculos algebraicos utilizando los valores de entalpía de reacción teóricos (podemos sumar restar, amplificar) con el propósito de obtener variaciones de entalpía de procesos que no pueden ser efectuados en el laboratorio. CÁLCULO DE ENTALPÍA : LEY DE HESS Ejercicio Resuelto N°1: Determinar la entalpía a 25°C y 1 atm para la reacción de combustión completa del carbono sólido. Dados: a) C(s) + ½ O2(g)  CO(g) ΔT, mayor calor se traspasa.Ha = -26 kcal/mol b) CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) ΔT, mayor calor se traspasa.Hb = -68 kcal/mol Resolución: La ecuación deseada es: C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔT, mayor calor se traspasa.H = ? C(s) + ½O2(g)  CO(g) CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔTHrx = ΔTHa + ΔTHb ΔTHrx = (-26 + -68) = - 94 Kcal / mol  REACCIÓN EXOTÉRMICA Ejercicio Resuelto N°2: Determinar la entalpía a 25°C y 1 atm para la reacción de combustión del acetileno Dados: a) C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔT, mayor calor se traspasa.Ha = -94 kcal b) H2(g) + ½O2(g)  H2O(l) ΔT, mayor calor se traspasa.Hb = -68 kcal c) 2C(s) + H2(g)  C2H2(g) ΔT, mayor calor se traspasa.Hc = -54 kcal Resolución La ecuación deseada es: 2 C2H2(g) + 5 O2(g)  4 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔTH = ? 2C2H2(g)  4C(s) + 2H2(g) -ΔT, mayor calor se traspasa.Hc · 2 4C(s) + 4O2(g)  4CO2(g) ΔT, mayor calor se traspasa.Ha · 4 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) ΔT, mayor calor se traspasa.Hb · 2 2 C2H2(g) + 5 O2(g)  4 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔTHrx = ΔTHa · 4 + ΔTHb · 2 – ΔTHc · 2 ΔTHrx = 4(-94) + 2(-68) – 2(-54) = - 404 Kcal  REACCIÓN EXOTÉRMICA Determine el ΔT, mayor calor se traspasa.H de la siguiente reacción: 3A  4D La cual se lleva a cabo en las siguientes etapas: 1. F  Z + H ΔT, mayor calor se traspasa.H1 = -100 Kcal 2. A + Z  C + D ΔT, mayor calor se traspasa.H2 = 50 Kcal 3. F + D  3 C ΔT, mayor calor se traspasa.H3 = 150 Kcal 4. H  2 Z ΔT, mayor calor se traspasa.H4 = 300 Kcal Resolución 3A + 3Z  3C + 3D ΔT, mayor calor se traspasa.H2 · 3 3 C  F + D ΔT, mayor calor se traspasa.H3 · -1 F  Z + H ΔT, mayor calor se traspasa.H1 H  2 Z ΔT, mayor calor se traspasa.H4 3A  4D ΔT, mayor calor se traspasa.Hrx = 3 ΔT, mayor calor se traspasa.H2 – ΔT, mayor calor se traspasa.H3 + ΔT, mayor calor se traspasa.H1 + ΔT, mayor calor se traspasa.H4 ΔT, mayor calor se traspasa.Hrx = (3 · 50 – 150 + -100 + 300) Kcal = 200 Kcal (REACCIÓN ENDOTÉRMICA) EJERCICIO DE PRÁCTICA CÁLCULO DE ENTALPÍA DESDE ENERGÍAS DE ENLACE Energías de enlace en Kcal/mol: Cálculo de calores de enlace en una sustancia compuesta. Análisis: - Se rompen 4 enlaces C – H Por tanto, el calor absorbido por un mol de metano para romper todos los enlaces (de acuerdo con la tabla de energías de enlaces) es: 4 · 99 = 396 kcal/mol. EJERCICIO DE PRÁCTICA  Utilizando las energías de enlace, determina el DHrx, para la siguiente reacción: H2CO3  CO2 + H2O Energías de enlace en Kcal/mol Reactante : 2 H–O + 2 C–O + 1 C=O Producto : 2 C=O + 2 H–O ΔTHrx = 2 · 84 – 170 = 168 – 170 = – 2 Kcal/mol (Reacción Exotérmica) CONCEPTOS EN TERMODINÁMICA Sistema: porción del universo que se está estudiando, tiene una composición y posee límites, virtuales o reales. Exterior: Es el entorno del sistema, con el ocurren los intercambios de materia y energía. Estado: Conjunto de características medibles que caracterizan el sistema (presión, temperatura, volumen, etc) Proceso: Toda variación del estado termodinámico de un sistema. Se caracteriza por un estado inicial y un estado final (o bien como final menos inicial) PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma” “La energía de un sistema se modifica cuando este absorbe (o bien cede) calor a su entorno o cuando él realiza (o bien recibe) trabajo”  Si un sistema recibe calor, aumenta su energía. Si lo entrega; disminuye.  Si un sistema realiza trabajo, reduce su energía. A la inversa, si recibe trabajo, su energía aumenta. La ecuación que sintetiza la primera ley es: ΔTU = Qabs – Wreal Y debe leerse: “La variación de energía interna es igual al calor absorbido menos el trabajo realizado por el sistema sobre el entorno” VARIACIÓN DE LA ENERGÍA INTERNA EN ALGUNOS PROCESOS TERMODINÁMICOS ΔTU = Qabs – Wreal PROCESO CONDICIÓN (DU) ISOCÓRICO V = cte DU = QV ISOBÁRICO P = cte DU = QP – P(V2 – V1) ISOTÉRMICO T = cte DDU = 0  Q = -W ADIABÁTICO Q = 0 DDU = W - Si no hay variación de volumen (expansión o compresión) no hay trabajo. - W = P · V  1 atm · L = 101,3 J SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA “La cantidad de entropía del universo tiende a incrementarse en el tiempo”  Esto es, que en una reacción química se reconoce la tendencia natural al desorden de todos los sistemas.  Los sistemas, de manera natural tienden a aumentar su grado de desorden (los procesos siempre ocurren hacia la máxima dispersión de energía).  Luego, para reducir este desorden se debe realizar trabajo.  La variable establecida para esto se denomina Entropía (ΔTS) EJERCICIOS DE PRÁCTICA Prediga si el DS es mayor o menor que cero en cada uno de los siguientes procesos 1. Congelamiento del etanol 2. Evaporación de bromo líquido 3. Disolución de sacarosa en agua 4. Enfriamiento de N2 de 80°C a 20°C Prediga si el DS es positivo o negativo para cada una de las siguientes reacciones 5. 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l) 6. NH4Cl(s)  NH3(g) + HCl(g) 7. H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g) < 0 > 0 > 0 < 0 Negativo Positivo Cero (*) (*): técnicamente no se puede predecir, aunque el cambio debe ser muy pequeño. Para PSU es cero. TERCERA LEY DE LA TERMODINÁMICA “Al llegar al cero absoluto, 0 K, cualquier proceso de un sistema físico se detiene” “Al llegar al cero absoluto la entropía alcanza un valor mínimo y constante” ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN La dirección natural de los procesos está determinada por dos componentes:  La componente calórica del proceso (ΔTH)  La componente entrópica del proceso (TΔTS) El cálculo a realizar es evaluar la Energía Libre de Gibbs que es la diferencia entre las dos componentes. ΔTG = ΔTH – TΔTS  Reacción espontánea  ΔT, mayor calor se traspasa.G < 0 ; Reacción Exergónica  Reacción NO espontánea  ΔT, mayor calor se traspasa.G > 0 ; Reacción Endergónica  Reacción en Equilibrio  ΔT, mayor calor se traspasa.G = 0