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QUÍMICA
2º Bachillerato
TERMOQUÍMICA
La energía se define como la capacidad de un sistema para realizar trabajo y producir cambios. Cuando desaparece una forma de energía, debe aparecer otra de igual magnitud: ley de conservación de la energía.
Las reacciones químicas obedecen 2 leyes básicas: Ley de conservación de la masa y Ley de conservación de la energía.
La ciencia que estudia los cambios energéticos en todas sus manifestaciones es la termodinámica.
Las reacciones químicas siempre llevan asociadas una transferencia de energía: calor, trabajo, electricidad,…
La parte de la química que estudia las relaciones existentes entre la energía y los cambios químicos se llama termodinámica química.
Si se ocupa de las variaciones de energía calorífica que acompañan a una reacción química se denomina termoquímica.
Sistemas termodinámicos
Un sistema es una parte material del universo que se aísla del resto para ser observado (planeta, célula, bombilla,…).
Llamamos entorno al resto del universo, que puede estar relacionado o no con el sistema (tubo de ensayo, Erlenmeyer, matraz,…).
Los sistemas pueden ser de 3 tipos:
Sistema abierto: intercambia masa y energía con el entorno. Sistema cerrado: puede intercambiar energía con el entorno, pero no materia. Sistema aislado: no puede intercambiar ni materia ni energía con el entorno.
Existe otra clasificación de los sistemas en función del estado de agregación de sus componentes, porque no siempre los estados físicos de los componentes de un sistema son los mismos:
Sistema homogéneo: cuando todos los componentes se encuentran en el mismo estado de agregación; es decir, el sistema está formado por una sola fase. 𝑪𝑯𝟒 (𝒈)^ + 𝟐𝑶 (^) 𝟐 (𝒈)^ → 𝑪𝑶 (^) 𝟐 (𝒈) + 𝟐𝑯𝟐 𝑶 (𝒈)
Sistema heterogéneo: cuando el estado de agregación de reactivos o productos no es el mismo, los componentes están en al menos dos estados de agregación diferentes (dos o más fases). 𝟐𝑯𝟐 (𝒈)^ + 𝑶 (^) 𝟐 (𝒈)^ → 𝟐𝑯𝟐 𝑶 (𝒍)
Variables termodinámicas
Para describir el estado de un sistema es necesario conocer una serie de propiedades, como la presión, el volumen, la temperatura o la densidad. Estas propiedades o variables reciben el nombre de variables termodinámicas o variables de estado.
Las variables de estado no son independientes unas de otras, sino que se encuentran relacionadas entre sí mediante ecuaciones matemáticas.
𝑃 ∙ 𝑉 = 𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇
Los procesos que se originan al mantener alguna de estas variables constante son:
Isotermos: temperatura permanece constante. Isobáricos: presión constante. Isócoros: volumen constante. Adiabáticos: no se produce transferencia de calor entre el sistema y el entorno.
Las variables termodinámicas se clasifican en 2 grupos:
1. Variables extensivas: aquellas que dependen de la cantidad total de materia presente en el sistema (masa, volumen, cantidad de sustancia,…). 2. Variables intensivas: aquellas que no dependen de la cantidad total de materia del sistema (temperatura, presión, densidad).
Una transformación es una variación o cambio en el estado de agregación de un sistema termodinámico desde unas condiciones iniciales (V 1 ) hasta otras condiciones finales (V 2 ).
∆𝑉 = 𝑉ଶ − 𝑉ଵ
Si la transferencia de calor interviene en un cambio de estado del sistema , la temperatura permanece constante mientras dura el cambio de estado y la variación de calor se expresa como:
∆𝑸 = 𝒎 ∙ 𝑳
El calor latente de cambio de estado ( L ) es la cantidad de calor absorbida o cedida durante el cambio de estado para la unidad de masa.
Para una reacción química, el calor de reacción es la cantidad de energía calorífica absorbida o cedida por el sistema durante la transformación de reactivos a productos.
El calor de reacción se determina a partir de la variación de temperatura que experimenta una masa conocida de las sustancias que reaccionan.
El equivalente en agua de un calorímetro se define como la cantidad de agua que absorbe la misma cantidad de calor que el calorímetro.
Procesos endotérmicos y exotérmicos
Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, generalmente en forma de calor.
Una ecuación termoquímica es una ecuación química ajustada, en la que se indican los reactivos y los productos, junto a la cantidad de calor intercambiado (absorbido o cedido) con el entorno.
Desde el punto de vista energético hay dos tipos de reacciones químicas:
1) Reacciones exotérmicas: se libera calor en el transcurso de la reacción.
𝐶 (𝑠)^ + 𝑂ଶ (𝑔)^ → 𝐶𝑂ଶ (𝑔) + 𝟑𝟗𝟑, 𝟓 𝒌𝑱
2) Reacciones endotérmicas: se absorbe calor del entorno.
𝐶𝑎𝐶𝑂ଷ (𝑠)^ + 𝟏𝟕𝟕, 𝟏 𝒌𝑱 → 𝐶𝑎𝑂 (𝑠) + 𝐶𝑂ଶ (𝑔)
Sistema absorbe calor del entorno
1 er^ principio de la termodinámica
El primer principio de la termodinámica establece que la energía contenida en un sistema aislado se conserva; es decir, la energía no se puede ni crear ni destruir, solo se puede transformar.
La energía interna de un sistema es una función de estado de tipo extensivo. Se representa por el símbolo U , incluye todas las formas de energía que tiene un sistema y se puede considerar como la suma de las energías potencial y cinética de las moléculas que forman el sistema.
Energía cinética: engloba diversos tipos de movimiento molecular y el movimiento de los electrones dentro de las moléculas. Energía potencial: determinada por las fuerzas de atracción entre los electrones y los núcleos de una molécula y por las fuerzas de repulsión que existen entre los electrones y los núcleos de diferentes moléculas.
El primer principio de la termodinámica establece que el cambio de energía interna (∆𝑼) de un sistema es la suma del intercambio de calor ( Q ) entre el sistema y el entorno, y el trabajo ( W ) realizado sobre o por el sistema.
∆𝑼 = 𝑸 + 𝑾
CRITERIO DE SIGNOS
Toda la energía (calor y/o trabajo) que entra en el sistema es positiva , mientras que la que sale es negativa.
Calor Trabajo Variación energía interna Energía interna Q < 0 W < 0 ∆𝑈 < 0 Disminuye Q > 0 W > 0 ∆𝑈 > 0 Aumenta
SISTEMA
W < 0
W > 0
Q > 0
Q < 0
Sistema cede calor al entorno
Sistema realiza trabajo sobre el entorno
Entorno realiza trabajo sobre el sistema
Expansión
R. exotérmica^ Compresión
R. endotérmica
Relación entre 𝑸 𝒗 y 𝑸 𝒑
En estas condiciones el calor absorbido o cedido en cada caso para n moles de gas es:
𝑄 = 𝑛 ∙ 𝐶 ∙ ∆𝑇
𝑄௩ = 𝑛 ∙ 𝐶௩ ∙ ∆𝑇
Entalpía
Entalpía de reacción
La entalpía de reacción (∆𝐻 ) es el calor puesto en juego en una reacción efectuada a presión constante.
En condiciones estándar recibe el nombre de entalpía estándar de reacción, lo que se representa como ∆𝐻°
Hay que tener en cuenta la estequiometría de la reacción. Si la reacción se multiplica por un número, también la entalpía se multiplica por el mismo número. También hay que tener en cuenta el orden de la reacción, cambiando el signo de la entalpía si se invierte la reacción.
La entalpía de combustión (∆𝐻°^ ) es el calor desprendido en la combustión de 1 mol de compuesto. Si es un hidrocarburo, dando CO 2 y H 2 O.
Entalpía de formación
La entalpía de formación (∆𝐻°^ ) es el calor absorbido o desprendido en la formación de 1 mol de compuesto a partir de sus componentes originales.
La entalpía de formación de los elementos en su estado más estable en condiciones estándar (estado natural) se considera 0.
La entalpía de formación de un compuesto puede ser exotérmica o endotérmica.
Entalpía de enlace
La entalpía de enlace o energía de enlace para una molécula diatómica es la variación de entalpía que acompaña a la ruptura de un mol de moléculas en estado gaseoso para dar lugar a átomos aislados en el mismo estado.
Ley de Hess
“Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de dos o más reacciones, el calor de la reacción de la primera es igual a la suma algebraica de los calores de reacción de las reacciones parciales.”
Cálculo de la entalpía de reacción a partir de las entalpías
de formación
La entalpía de reacción ( ∆𝑯𝒓 ) es igual a la diferencia entre las entalpías de formación de los productos que se forman y la de los reactivos, multiplicadas cada una por el número de moles que indica la estequiometría.
𝑎 𝐴 + 𝑏 𝐵 → 𝑐 𝐶 + 𝑑 𝐷
∆𝐻^ °^ = Σ ൫𝑛 (^) ∙ ∆𝐻^ °^ 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠൯ − Σ ൫𝑛 (^) ∙ ∆𝐻^ °^ 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠൯ = =ൣ 𝒄 ∙ ∆𝑯𝒇^ °^ (𝑪) + 𝒅 ∙ ∆𝑯𝒇^ °^ (𝑫)൧ −ൣ 𝒂 ∙ ∆𝑯𝒇^ °^ (𝑨) + 𝒃 ∙ ∆𝑯𝒇^ °^ (𝑩)൧
Cálculo de la entalpía de reacción a partir de las entalpías
de enlace
La entalpía de reacción ( ∆𝑯𝒓 ) será igual a la suma de las energías de los enlaces que se rompen menos la suma de las energías de los enlaces que se forman.
∆𝑯𝒓^ °^ = 𝚺 (𝒆𝒏𝒆𝒓𝒈í𝒂 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒄𝒆𝒔 𝒓𝒐𝒕𝒐𝒔) − 𝚺 (𝒆𝒏𝒆𝒓𝒈í𝒂 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒄𝒆𝒔 𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒅𝒐𝒔)
Diagramas entálpicos
En los diagramas entálpicos se representan las variaciones de entalpía que se producen en el transcurso de una reacción química.
La diferencia entre las entalpías de formación de productos y las entalpías de formación de reactivos nos indica la variación de entalpía de la reacción.
- En una reacción exotérmica , la entalpía de los reactivos es mayor que la de los productos.
- En una reacción endotérmica , la entalpía de los reactivos es menor que la de los productos.
Entropía molar estándar
La entropía molar estándar (𝑆 °^ 𝑚) es el grado de desorden de un compuesto a 25ºC y 1 atm, y se expresa en el Sistema Internacional en 𝐽 ∙ 𝐾ି ଵ^ ∙ 𝑚𝑜𝑙ି ଵ^.
Tercer principio de la termodinámica: la entropía de un sólido cristalino perfectamente ordenado, en el cero absoluto de temperatura, es cero (máximo orden).
Según esto, todas las entropías van a ser positivas (S > 0).
Entropía de una reacción
La entropía molar estándar de una reacción se calcula a partir de las entropías de reactivos y productos.
La expresión matemática para la entropía molar estándar de la siguiente reacción es:
𝑎 𝐴 + 𝑏 𝐵 → 𝑐 𝐶 + 𝑑 𝐷
∆𝑆^ °^ = Σ ൫𝑛 (^) ∙ 𝑆^ °^ ௗ௨௧௦൯ − Σ ൫𝑛 (^) ∙ 𝑆^ °^ ௧௩௦൯ = = [𝒄 ∙ 𝑺𝒎^ °^ (𝑪) + 𝒅 ∙ 𝑺𝒎^ °^ (𝑫)] − [𝒂 ∙ 𝑺𝒎^ °^ (𝑨) + 𝒃 ∙ 𝑺𝒎^ °^ (𝑩)]
Además de calcular numéricamente la entropía molar de una reacción química, es también muy importante razonar de forma cualitativa si será mayor o menor en función de los estados en que se encuentren reactivos y productos.
Así, podemos considerar:
Cambios de estado: al aumentar la movilidad de las partículas existe un mayor desorden, por lo que aumenta la entropía. 𝑆௦ > 𝑆í௨ௗ > 𝑆௦óௗ
Disoluciones: disolverse un sólido o un líquido en un líquido aumenta el desorden ya aumenta la entropía. 𝑆ௗ௦௨ó > 𝑆௦௨௧ + 𝑆ௗ௦௩௧ Mezcla de gases: mezclar varios gases aumenta el desorden y la entropía. 𝑆௭ ௗ ௦௦ > 𝑆௦ ଵ + 𝑆௦ ଶ + Disoluciones de gases: al disolverse un gas en un líquido disminuye la entropía ya que disminuye la movilidad de las partículas. 𝑆ௗ௦௨ó < 𝑆í௨ௗ + 𝑆௦ Variación de la temperatura: el aumento de la temperatura aumenta la movilidad de las partículas, por lo que aumenta la entropía. 𝑆௧௧௨ ௧ > 𝑆௧௧௨
Reacciones químicas con variación de moles: el aumento de moles en una reacción provoca un aumento de moléculas, por lo que aumenta la entropía. 𝑆ௗ௨௧௦ > 𝑆௧௩௦ 𝑝𝑎𝑟𝑎 ∆𝑛 > 0 𝑆ௗ௨௧௦ < 𝑆௧௩௦ 𝑝𝑎𝑟𝑎 ∆𝑛 < 0
Espontaneidad de las reacciones
La energía libre de Gibbs se define como:
𝑮 = 𝑯 − 𝑻 ∙ 𝑺
La energía libre de Gibbs es una magnitud extensiva y una función de estado.
∆𝑮 = ∆𝑯 − 𝑻 ∙ ∆𝑺
La energía libre de Gibbs representa la diferencia entre la energía total del sistema (∆𝐻) y la energía no disponible (𝑇 ∙ ∆𝑆).
Condiciones de equilibrio y espontaneidad
∆𝑮 < 𝟎 Reacción espontánea.
∆𝑮 = 𝟎 Reacción en equilibrio.
∆𝑮 > 𝟎 Reacción no espontánea.
Teniendo en cuenta que ∆𝑮 = ∆𝑯 − 𝑻 ∙ ∆𝑺tenemos que
∆𝑯 ∆𝑺 ∆𝑮
∆𝐻 < 0 Exotérmica
Aumenta desorden
Espontánea
Exotérmica
Disminuye desorden
Depende de T Si [𝑇 ∙ ∆𝑆]^ < ∆𝐻 es espontánea
∆𝐻 > 0 Endotérmica
Aumenta desorden
Depende de T Si [𝑇 ∙ ∆𝑆]^ > ∆𝐻 es espontánea
∆𝐻 > 0 Endotérmica
Disminuye desorden
No espontánea
