ENERGIA CALORICA Y CAMBIOS, Apuntes de Química

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República Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular para la Educación U.E.P Colegio “Arrias”

ENERGIA CALORICA

Y

CAMBIOS

Alumna: Jeencary Godoy 30.699. 4 to^ “B” Caracas, 30 de abril de 2020

Índice

1. Portada
2. Índice
3. Introducción
4. ¿Qué es la Energía Calórica?
5. ¿Qué es energía calórica?
6. ¿Cómo funciona la energía calórica? ¿Cómo se obtiene?
7. Importancia del estudio. Sistemas
8. Unidades de energía de la energía calórica. Estados Físicos
9. Relación entre las fases sólida, liquida y gaseosa
10. Calor especifico
11. Calor especificó
12. Diagrama de Fases
13. Entalpia
14. Entalpia
15. Entalpia de Enlace
16. Ley de Hees
17. Aplicaciones de la Ley de Hees
18. Entropía
19. Relación entre Entropía y Entalpia
20. Conclusión
21. Bibliografía
22. Anexos

Cuando en la prehistoria el ser humano descubrió el fuego, al mismo tiempo dio el primer paso para la creación de la energía calórica. Y fue posible porque del movimiento de las piedras para crear una chispa (energía mecánica) se pasó a otra fuente de energía, el calor del fuego. La energía calórica es aquella que poseen los cuerpos, cada vez que son expuestos al efecto del calor. También, se puede decir que corresponde a la energía que se transmite entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas, es decir, con distinto nivel calórico. El calor es una forma de energía que se encuentra en constante tránsito. Lo que significa que si un cuerpo está a un determinado nivel calórico, el calor se transmite al medio ambiente. Puedes observar lo que sucede cuando dos cuerpos se ponen en contacto, estando uno más frío que el otro. En este caso el calor del cuerpo más caliente se transmite al cuerpo más frío, hasta que ambos adquieren casi la misma temperatura. Cada vez que un cuerpo recibe calor, las moléculas que forman parte del objeto adquieren esta energía, hecho que genera un mayor movimiento de las moléculas que forman parte del cuerpo. A mayor energía del cuerpo, mayor será el grado de agitación de las moléculas. También llamada energía térmica, es la energía liberada en forma de calor. Diariamente, la energía calórica es utilizada para cocinar, calefacciones la casa, tener agua caliente, soldar, etcétera. Puede ser obtenida, mediante una reacción exotérmica, como la combustión de algún combustible; por una reacción nuclear de fisión o de fusión; mediante energía eléctrica por efecto Joule o por efecto termoeléctrico; o por rozamiento. Asimismo, es posible aprovechar energía de la naturaleza que se encuentra en forma de energía térmica, como la energía geotérmica o la energía solar fotovoltaica. La energía calórica está muy presente en la vida diaria: al ducharnos, cuando cocinamos, si vamos a correr, al encender la estufa o al frotarnos las manos. En cualquier caso, el nivel de calor puede medirse. Para ello, utilizamos un termómetro, empleándose la escala de grados centígrados del 0 al 100; 0 porque es la temperatura a la que el agua se congela y 100 porque es el momento en el que el agua hierve. El calor es, por lo tanto, una cantidad de energía que se puede medir mediante la temperatura. Al pensar en la energía calórica hay que entenderla como aquello que

provoca un cambio. Un buen ejemplo es el uso de paneles solares. Éstos reciben la energía del sol y la modifican o transforman en otra energía: la electricidad. La energía calórica es el combustible que permite que las cosas se muevan. Puede ser de tipo natural, por la participación del Sol, y puede ser por otros combustibles (petróleo, carbón, gas). El calor como energía está en la vida cotidiana, en la industria y en los procesos naturales.

Importancia de su estudio Es fundamental para conocer los procesos de transferencia de calorías y la capacidad de las máquinas que funcionan con él para generar otras formas de energía (mecánica, que incluye movimiento, eléctrica, y otras). En particular, el estudio de la termodinámica, que es la rama de la física que estudia los fenómenos térmicos en relación con sus estados de equilibrio, se ocupa, entre otros, de estos procesos energéticos cuando participan movimiento de masas de fluidos dentro de máquinas e incluye los compresores, máquinas de vapor y de gas, motores de combustión interna, máquinas frigoríficas y de acondicionamiento del aire de ambientes en frío o calor. Sólo nombrar estos nos da referencia de la importancia de su conocimiento para el diseño de todos estos aparatos y motores y sistemas de los que modernamente no podemos prescindir. Sistemas Los sistemas térmicos cuentan con procesos que de alguna forma intercambian energía calorífica con su medio ambiente. Pueden ser procesos químicos, hornos, casas o calentadores de agua, entre otros. Las señales de entrada y salida para este tipo de sistemas son la temperatura, la energía calorífica y la potencia calorífica. La ley natural básica para los sistemas térmicos es el balance de energía. Ésta nos dice que el cambio en la energía calorífica por unidad de tiempo es igual a la potencia inferida menos la extraída. El consenso general de la comunidad que se dedica al estudio de los sistemas térmicos ha sido enfocado al campo de la energía, debido al gran número de actividades y procesos desarrollados por el hombre que involucran de una u otra forma el uso de la energía, en relación con el aprovechamiento y explotación óptima de los recursos energéticos. La dinámica de evolución de los sistemas térmicos permite analizar y resolver problemas complejos relacionados con los nuevos diseños enfocados al ahorro de la energía, tema de especial interés en la industria de cualquier país. Se enfoca al estudio de los sistemas térmicos relacionados con la generación de energía eléctrica a partir de la quema de combustibles fósiles.

Unidades de la energía calórica Las unidades para medir la energía térmica son las mismas unidades que se utilizan para medir energía puesto que no deja de ser una forma de energía. La energía se mide en Julios (J) según el sistema internacional. Aunque cuando se trata de energía calorífica también se suelen utilizar las calorías (cal). Una caloría es la cantidad de energía que se necesita para elevar un grado centígrado un gramo de agua. Una caloría equivale a 4. julios. Estados Físicos Estos estados son: Líquido : es un estado de agregación de la materia en forma de fluido altamente incompresible, lo que significa que su volumen es casi constante en un rango grande de presión. Sólido: opone resistencia a cambios de forma y de volumen. Sus partículas se encuentran juntas y también se ven correctamente ordenadas. Gaseoso : es uno de los cinco estados de agregación que presenta la materia y se caracteriza por estar compuesto por moléculas que presentan poca fuerza de atracción entre sí

Calor especifico Se entiende por calor específico (también llamado capacidad térmica específica o capacidad calórica específica) a la cantidad de calor que se requiere para que una unidad de una sustancia incremente su temperatura en una unidad de grado Celsius. El calor específico varía de acuerdo al estado físico de la materia, es decir, es distinto si la materia se encuentra en estado sólido, líquido o gaseoso porque su particular estructura molecular incide en la transmisión del calor dentro del sistema de partículas. Lo mismo ocurre con las condiciones de presión atmosférica: a mayor presión, menor calor específico. Unidades del calor específico Dado que en el Sistema Internacional de mediciones la unidad para el calor son los joules (J), el calor específico se expresa en este sistema en joules por kilogramo y por kelvin (J.Kg-1.K-1). Otra forma común de medición implica el uso de la caloría por gramo y por grado centígrado (cal.g-1.°C-1), y en los países o los ámbitos que emplean el sistema anglosajón, se lo mide con BTU’s por libra y por grado Fahrenheit. Estos dos últimos, por fuera del SI. Fórmulas de calor específico La fórmula más usual para calcular el calor específico de una sustancia es: ĉ = Q / m.ΔtΔtt Donde Q representa la transferencia de energía calórica entre el sistema y su entorno, m la masa del sistema y Δtt la variación de temperatura al cual se lo somete.Δt Así, el calor específico ( c ) a una temperatura dada ( T ) se calculará de la siguiente forma: c = lim (Δtt→0) .Δt Q / m.ΔtΔtT = 1/m .Δt dQ/dT

Cuanto mayor es el calor específico de una sustancia frente a cierto suministro de calor, su temperatura variará menos.Δt Por ejemplo, preferimos usar una cuchara de madera para cocinar y no una de aluminio ya que el calor específico de la madera es considerablemente mayor al del aluminio Ejemplo Un ejemplo sencillo del calor específico es el del agua. Se requiere de una caloría para aumentar un grado Celsius un gramo de agua a temperatura ambiente, es decir, el calor específico del agua es 1 cal.g-1.° C-1^. Por otro lado, se requieren 0,5 calorías para aumentar en un grado la temperatura del hielo a -5 °C. El agua es la sustancia común con mayor calor específico y por eso cumple un papel muy importante en la regulación de la temperatura del planeta. Otros registros de calor específico son:  Aluminio: 0,215 calorías por gramo por grado Celsius Cobre: 0,0924 calorías por gramo por grado Celsius  Oro: 0,0308 calorías por gramo por grado Celsius  Hierro: 0,107 calorías por gramo por grado Celsius  Silicio: 0,168 calorías por gramo por grado Celsius  Potasio: 0,019 calorías por gramo por grado Celsius  Vidrio: 0,2 calorías por gramo por grado Celsius  Mármol: 0,21 calorías por gramo por grado Celsius  Madera: 0,41 calorías por gramo por grado Celsius  Alcohol etílico: 0,58 calorías por gramo por grado Celsius  Mercurio: 0,0033 calorías por gramo por grado Celsius

Entalpia Cuando se habla de entalpía, se hace alusión específicamente a la cantidad de energía que un sistema termodinámico intercambia con su medio ambiente en condiciones de presión constante, es decir, la cantidad de energía que el sistema absorbe o libera a su entorno en procesos en los que la presión no cambia. En física y química, se suele representar esta magnitud con la letra H y se la mide en julios (J). Teniendo en cuenta que todo objeto puede comprenderse como un sistema termodinámico, la entalpía hace referencia a la cantidad de calor que se pone en juego en condiciones de presión constante, dependiendo de si el sistema recibe o más bien aporta energía. De acuerdo a esto, todo proceso o transformación puede clasificarse en dos tipos:  Endotérmicos : Aquellos que consumen calor o energía del medio ambiente.  Exotérmicos : Aquellos que liberan calor o energía hacia el medio ambiente. Dependiendo del tipo de materia que intervenga en el sistema (por ejemplo, sustancias químicas en una reacción), el grado de entalpía del mismo será distinto. Los tipos de entalpía dependen de los procesos de transformación que se lleven a cabo en un sistema termodinámico, y pueden ser:  Entalpía de formación : La cantidad de energía necesaria para formar un molde un compuesto a partir de sus elementos constitutivos en condiciones de presión y temperatura estándares, es decir, 1 atmósfera y 25 grados Celsius.  Entalpía de descomposición : A la inversa, es la cantidad de energía absorbida o liberada cuando una sustancia compleja deviene en sustancias más simples.  Entalpía de combustión : Es la energía liberada o absorbida por la quema de 1 mol de sustancia, siempre en presencia de oxígeno gaseoso.

 Entalpía de neutralización : Implica la energía liberada o absorbida siempre que una solución ácida y una básica se mezclen, es decir, cuando bases y ácidos se neutralicen recíprocamente. Estos tipos de entalpía son de suma importancia para la química, y se los engloba en el concepto de entalpía química. Por otro lado, podemos hablar de entalpía en fenómenos físicos , como son:  Entalpía de cambio de fase : Aquella que implica la absorción o liberación de energía cuando un mol de sustancia pasa de un agregación otro, es decir, de gas a sólido o a líquido, etc. Se subdivide en: entalpía de vaporización, entalpía de solidificación y entalpía de fusión, principalmente.  Entalpía de disolución : Aquella propia de la mezcla de un soluto y un solvente, comprensible en dos fases: reticular (absorbe energía) y de hidratación (libera energía).

Ley de Hess La ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840 , establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es, que los cambios de entalpía son aditivos: ΔHHneta = ΣΔHHr. Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción solo depende de los reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antes que ésta, conserva su nombre histórico. El propósito de este planteamiento es analizar de forma muy breve las bases de la Termoquímica como una solución a problemas de transferencia de calor en dichos procesos. Cuando se busca saber qué tanto calor como una forma de la energía absorbida o desprendida está presente en una reacción, es porque la misma juega un papel muy importante de los cambios químicos, la pregunta obvia en este caso resulta; ¿a qué se debe esa importancia? Se debe a que en todo cambio químico hay ruptura y formación de nuevos enlaces químicos y para que haya esa ruptura, se requiere energía y algunas veces en la formación de los nuevos enlaces se requiere de menor energía para su formación y por tanto se desprende la energía sobrante, razón por la cual, el estudio del calor y de su relación con los cambios químicos resulta tan importante. Además de lo anterior es necesario también conocer si el proceso depende no solo de si el cambio se efectúa a volumen o presión constante, sino también de las cantidades de sustancia considerada, su estado físico, temperatura y presión. En virtud de que la cantidad de calor obtenida en una reacción depende de la cantidad de sustancia que intervino en ella, si escribimos que dos gramos de hidrógeno se queman en oxígeno para producir agua líquida, y se desprenden 68,320 calorías, entonces cuando incrementamos a cuatro gramos, el calor desprendido es doble y así sucesivamente. Esto es, que en vez de especificar la cantidad producido por gramo de sustancia para una reacción particular, es usual hacerlo de la siguiente manera: H2 + 1/2 O2 D H2O ∆H = - 68,320 ca

Aplicaciones La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos.^2 En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en que ya han sido tabulados los calores de reacción para un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las sustancias químicas conocidas.^1 Un caso relevante de este tipo de aplicación es el llamado ciclo de Born-Haber.

Entalpía y Entropía La entalpía y la entropía (que es el grado o tendencia de desorden de los sistemas) están relacionados a partir del Segundo Principio de la Termodinámica, el cual afirma que todo sistema en equilibrio se encuentra en su punto de entropía máxima. Pues bien, ese principio se traduce en el Principio de la Mínima Entalpía, el cual dice que ningún equilibrio puede conseguirse mientras el intercambio de energía con el sistema sea abundante o supere ciertos límites; el equilibrio habrá de ser el estado de menor intercambio posible, es decir, de menor entalpía registrable. Esto significa que la entropía y la entalpía son inversamente proporcionales: en el punto máximo de entropía, la entalpía será mínima, y viceversa.

Conclusion El calor, a través de los tiempos, con sus diferentes formas y adaptaciones (calórico, energía, fuerza vital –como mencionan los textos del Medioevo -, etc…), es, haciendo caso a los medievales, la "prima energía". Es uno de los principales motores del universo; si bien no el único, ya que comparte el puesto con la gravedad (pero, aunque hablando bien, en terminología geofísica, éste surge del calor). En base al trabajo realizado, se pueden determinar con precisión y a manera de resumen algunos puntos básicos:  El calor es una forma de energía que se basa en transmitir la agitación de las moléculas, ya fuere por diversos medios (conducción, convección, radiación), con el objeto de cumplir con las leyes de la termodinámica, principalmente la de entropía.  La temperatura es la cantidad de calor que puede tener un cuerpo, y se puede medir según diferentes escalas. Las diferencias de escalas se deben solo a su campo de aplicación. Se consideran los puntos extremos a los extremos de la escala Rankine (mínima Tº: 0ºR / máxima Tº: 672ºR).  Toda la materia, así como cualquier sustancia (menos la oscura), posee calor, o al menos energía interna. A menos que esta esté en estado de plasma o condensado de Bose – Einstein, puede sufrir modificaciones, llamas cambios de estado, y su estructura, en condiciones normales de temperatura y presión, es llamada "estados de agregación de la materia".  En el último tema tratado, la termodinámica, sus leyes regulan toda la actividad energética, y por consiguiente biológica, del universo. Son la base de todo acto físico, y por consiguiente de todas las ciencias humanas.