H 0

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TERMODINÁMICAQUÍMICA
Es la parte de la Química que estudia los
intercambios energéticos que acompañan a
los procesos físicos y químicos.
1° principio
La energía se convierte, se almacena, no se crea ni se destruye
luciérnaga
E química
mamífero
E química
E térmica
E lumínica
E cinética
 Er =  Ep
calor
Flujo de energía entre el sistema el entorno
Se produce por el movimiento vibratorio de
las moléculas y se transfiere de un cuerpo
a otro.
Se representa con la letra Q.
Unidades
1 J = 0,24 cal
1 cal = 4,16 J
1 Kcal = 1000 cal
CALOR ESPECIFICO
Expresa la cantidad de calor que se de suministras a
1 g de materia para elevar en 1°C su temperatura
Q__
ce =
m. t
[J.g-1K-1]
Temperatura (°C) Calor específico (J.g-1 °C-1)
P =1 atm
0
4,218
10
4,192
25
4,180
sistema
P =1 atm
t = 20 °C
Calor específico (J.g-1 °C-1)
plomo
0,128
acero
0,448
Petróleo
2,14
Alcohol etílico
2,43
El calor de reacción se mide en un calorímetro
Q cedido = Q absorbido
Investigar su
funcionamiento
TERMOQUÍMICA
Rama de la termodinámica que estudia
específicamente la absorción y liberación de
calor que acompaña a una reacción química
Reacciones químicas
E
Exotérmicas
(Q < 0) y (T > 0)
t
E
Endotérmicas
(Q > 0) y (T < 0)
t
VARIABLES DE ESTADO
Son magnitudes que pueden variar a lo
largo de un proceso
FUNCIONES DE ESTADO
Son variables de estado que tienen un valor único para
cada estado del sistema.
Su variación sólo depende del estado inicial y final y no
del camino desarrollado.
Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía
interna, entalpía.
Entalpía
(del prefijo en y del griego "enthalpos“ calentar)
• Magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H
H = Hf - Hi
•Se expresa en joule, kcal, BTU (sistema anglo).
• Representa una medida de la cantidad de energía
absorbida o cedida por un sistema termodinámico o la
cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar
con su entorno.
• Propiedad extensiva
• Depende de la temperatura.
Entalpía estándar
Es el incremento entálpico de una reacción en la
cual, tanto reactivos como productos están en
condiciones estándar (P = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC;
concentración de sustancias disueltas = 1 M).
Se expresa como H0 y se expresa en J/mol.
H0 = H0p - H0r
entalpía estándar:
de formación, de combustión, de neutralización.
ENTALPÍA DE FORMACIÓN
La entalpía normal de formación de la sustancia simple es cero
H0 reacción= H0 fp - H0 fr
Calculo
CH4(g) + 2 O2(g)
CO2(g) + 2 H2O(l)
H0f CH4(g) = – 74,9 kJ.mol-1
H0f CO2(g) = – 394 kJ .mol-1
H0f H2O (g) = – 241,8 kJ .mol-1
H0 reac = H0 f CO2(g) + 2H0 f H2O(l)- (H0 f CH4(g) + 2  H0f O2 (g))
Ecuaciones termoquímicas
Se expresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación
la variación energética expresada como H0.
CH4(g) + 2 O2(g)
H2(g) + ½ O2(g)
CO2(g) + 2 H2O(l)
H2O(g);
H0= - 890 kJ
H0 = –241,4 kJ
H depende del número de moles que se forman o
producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes
dobles, habrá que multiplicar H0 por 2:
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g)
H0 = 2 . (–241,4 kJ)
ENERGIA
ENTALPIA
PROCESO ENDOTÉRMICO
REACTIVOS
Calor absorbido por el sistema
PRODUCTOS
H > 0 y Q < 0
ENERGIA
ENTALPIA
PROCESO EXOTÉRMICO
REACTIVOS
Calor cedido por el sistema
PRODUCTOS
H < 0 y Q > 0
Ley de Lavoisier-Laplace (1780)
El calor desarrollado en la formación
de una sustancia a partir de las
sustancias simples es igual al calor que
la misma absorbe cuando se descompone.
H0 R directa= -  H0 R inversa
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)
∆H °f = -241,60 Kj.mol-1
H2O (g) → H2 (g) + ½ O2(g)
∆H ° = +241,60 kJ.mol-1
Ley de Hess (1840)
H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede
expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente
calcular H de la reacción global combinando los
H de cada una de las reacciones.
El calor liberado a presión o volumen constante en una reacción
química dada es una constante independientemente del número de
etapas en que se realiza el proceso químico
(1) C (s) 
1
2
O2 (g)  CO (g) H = ?
H = -393.5 kJ
(2) C (s)  O (g)  CO (g)
2
2
(3) CO2 (g)  CO (g) 
1
2
O 2 (g)
C
H 3
H = +283 kJ
H 1
CO
CO2
H 2
H = -110.5 kJ
Dadas las reacciones:
H2(g) + ½ O2(g) ¾  H2O(g)
H2(g) + ½ O2(g) ¾  H2O(l)
H10 = –241,8 kJ
H20 = –285,8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en
condiciones estándar. La reacción d vaporización es:
H2O(l)
H2O(g)
H 3  H1  H 2 
0
H
0
0
0
v a p o riz a c ió n
H03 = ?
 2 4 1, 8 kJ  (  2 8 5, 8 kJ )  4 4 kJ
(a g u a )  4 4 k J  m o l
1
Esquema de la ley de Hess
H2(g) + ½ O2(g)
H
H20 = – 285,8 kJ
H10 = – 241,8 kJ
H2O(g)
H30 = 44 kJ
H2O(l)
ENTALPÍA DE ENLACE
“Es la energía necesaria para romper un mol de un
enlace de una sustancia en estado gaseoso”.
En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace,
se corresponde con la energía necesaria para disociar
1mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen.
Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se
toma como el valor medio necesario para romper cada
uno de los enlaces iguales.
A—B(g)  A(g) + B(g)
H2(g)  2 H(g)
H = Eenlace= Ee
H = 436 kJ
• Es positiva (es necesario aportar energía al sistema)
• Se mide en kJ/mol.
Cálculo de energías de enlace
Calcular la energía del enlace H-Cl en el cloruro de hidrógeno
HCl(g)  H(g) + Cl(g)
Conociendo
½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g)
H2(g)  2H(g)
Cl2(g)  2Cl(g)
 H0 = ?
 Hf0(HCl) = –92,3 kJ
Ee(H2) = 436,0 kJ
Ee (Cl2) = 243,4 kJ
Aplicando la ley de Hess
 H0 = – (–92,3 kJ) + ½ .(436,0 kJ) + ½ . (243,4 kJ) = 432,0 kJ
E e (H C l)  4 3 2, 0 k J  m o l
1
Enlace
H–H
C–C
C=C
CC
O=O
Cl–C
C–H
C–O
C=O
O–H
Cl–H
Cl–Cl
Ee (kJ.mol-1)
436
347
620
812
499
243
413
315
745
460
432
243
ENTROPÍA (S)
Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse
y tabularse. Es función de estado ideada por Rudolf Clausius.
Aumenta al ir quitando restricciones. Se expresa en J.mol –1.K–1
 S  S final  S inicial
fusión
S sólido < S líquido
evaporación
S líquido < S gas
T1
disolución
S st + sv < S sc
T2
calentamiento
S T1< S T2
entorno
sistema
calor
entorno
energía
Proceso exotérmico
Aumenta la entropía
sistema
calor
energía
Proceso endotérmico
Disminuye la entropía
En una reacción química:
S
0

n
 S (productos )   n r  S (reactivos )
0
p
0
Calculo de S0 para:
3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g)
S
0

n
 S (productos )   n r  S (reactivos )
0
p
0
S0 = 2.192,3 J.K-1 – (3 mol.130,6 J.mol-1.K-1 + 191,5 J.K-1)
- 198,7J. K-1
2° principio
“En cualquier proceso espontáneo la entropía
total del universo tiende a aumentar siempre”.
 S (u n ive rs o )   S ( s is te m a )   S (e n to rn o )  0
A veces el sistema pierde entropía
(se ordena) espontáneamente.
El entorno se desordena.
3° principio
“La entropía de cualquier sustancia a 0 K
es igual a 0” (máximo orden).
En procesos reversibles y a t cte se puede calcular
S de un sistema como:
Q
S 
T
y si el proceso químico se produce a P cte
 S (s is te m a ) 
 H (s is te m a )
T
;
 S (e n to rn o ) 
  H (e n to rn o )
T
S0 (entropía molar estándar) se mide en J.mol–1.K–1.
Sreacción se mide en J x K–1.
E LIBRE DE GIBBS (G)
E LIBRE O ENTALPÍA LIBRE
Energía liberada en los procesos bioquímicos
disponible para realizar trabajo de algún tipo
G es una función de estado
En procesos a T constante se define como: G = H – T x S
Por tanto:
G  H  T  S
En condiciones estándar:  G0 =  H0 – T .  S0
Reactivos
Productos
G < 0
G > 0
Productos
Reactivos
T, P = ctes.
T, P = ctes.
Reacción espontánea
Reacción no espontánea
caso
H
S
G
1
<0
>0
<0
espontanea
2
>0
<0
>0
No espontanea
3
<0
<0
?
espontanea a t bajas
4
>0
>0
?
espontanea a t altas
H < 0
S > 0
S
Espontánea a
todas las
temperaturas
H < 0
S < 0
Espontánea a
temperaturas bajas
H > 0
S > 0
Espontánea a
temperaturas altas
H > 0
S < 0
H
No Espontánea a
cualquier
temperatura
PROCESOS
EXERGÓNICOS
ENDERGÓNICOS
Si G° < 0
E productos < E reactivos
R P
Si G° > 0
E productos > E reactivos
R P
+
-
-
+
ENERGÍA LIBRE
ENERGÍA LIBRE
ESPONTANEO
NO ESPONTANEO

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