TERMODINMICAQUMICA Es la parte de la Qumica que

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-1 K-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 Endotérmicas (Q > 0) y ( T < 0)

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 H 0 y se expresa en J/mol. H 0 = H 0 p - H 0 r entalpía estándar: de formación, de combustión, de neutralización.

ENTALPÍA DE FORMACIÓN La entalpía normal de formación de la sustancia simple es cero H 0 reacción= H 0 fp - H 0 fr Calculo CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O(l) H 0 f CH 4(g) = – 74, 9 k. J. mol-1 H 0 f CO 2(g) = – 394 k. J. mol-1 H 0 f H 2 O (g) = – 241, 8 k. J. mol-1 H 0 reac = H 0 f CO 2(g) + 2 H 0 f H 2 O(l)- ( H 0 f CH 4(g) + 2 H 0 f O 2 (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 H 0.

ENERGIA ENTALPIA PROCESO ENDOTÉRMICO REACTIVOS PRODUCTOS Calor absorbido por el sistema H > 0 y Q < 0 ENERGIA ENTALPIA PROCESO EXOTÉRMICO REACTIVOS PRODUCTOS Calor cedido por el sistema 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. H 0 R directa= - H 0 R inversa H 2 (g) + ½ O 2 (g) → H 2 O (g) ∆H °f = -241, 60 Kj. mol-1 H 2 O (g) → H 2 (g) + ½ O 2(g) ∆H ° = +241, 60 k. J. 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 H = ? (1) H = -393. 5 k. J (2) H = +283 k. J (3) C H 3 H 1 CO CO 2 H 2 H = -110. 5 k. J

Dadas las reacciones: H 2(g) + ½ O 2(g) ¾ H 2 O(g) H 10 = – 241, 8 k. J H 2(g) + ½ O 2(g) ¾ H 2 O(l) H 20 = – 285, 8 k. J calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción d vaporización es: H 2 O(l) H 2 O(g) H 03 = ?

Esquema de la ley de Hess H H 2(g) + ½ O 2(g) H 20 = – 285, 8 k. J H 10 = – 241, 8 k. J H 2 O(g) H 30 = 44 k. J H 2 O(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 1 mol 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) H = Eenlace= Ee H 2(g) 2 H(g) H = 436 k. J • Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) • Se mide en k. J/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 H 2(g) + ½ Cl 2(g) HCl(g) H 2(g) 2 H(g) Cl 2(g) 2 Cl(g) H 0 = ? Hf 0(HCl) = – 92, 3 k. J Ee(H 2) = 436, 0 k. J Ee (Cl 2) = 243, 4 k. J Aplicando la ley de Hess H 0 = – (– 92, 3 k. J) + ½. (436, 0 k. J) + ½. (243, 4 k. J) = 432, 0 k. J

Enlace H–H C–C C=C C C O=O Cl–C C–H C–O C=O O–H Cl–Cl Ee (k. J. 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 fusión S sólido < S líquido evaporación S líquido < S gas T 1 disolución S st + sv < S sc T 2 calentamiento S T 1< S T 2

entorno sistema calor entorno energía Proceso exotérmico Aumenta la entropía sistema calor energía Proceso endotérmico Disminuye la entropía

En una reacción química: Calculo de S 0 para: 3 H 2(g) + N 2(g) 2 NH 3(g) S 0 = 2. 192, 3 J. K‑ 1 – (3 mol. 130, 6 J. mol‑ 1. K‑ 1 + 191, 5 J. K‑ 1) - 198, 7 J. K‑ 1

2° principio “En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre”. 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: y si el proceso químico se produce a P cte S 0 (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: En condiciones estándar: G 0 = H 0 – T. S 0

Reactivos Productos G < 0 G > 0 Productos Reactivos T, P = ctes. Reacción espontánea Reacción no espontánea caso H S G 1 2 3 <0 >0 <0 <0 <0 >0 ? espontanea No 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 ENERGÍA LIBRE Si G° > 0 E productos > E reactivos R P - + ENERGÍA LIBRE ESPONTANEO NO ESPONTANEO + -