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5.1 La Naturaleza de la energía
La energía comúnmente se define como la capacidad de realizar un trabajo o de transferir
calor.
Energía cinética y energía potencial
La magnitud de la energía cinética (Ec) de un objeto depende de su masa (m) y su velocidad
(v).
Ec =
1
2
m v
2
Un objeto puede tener energía potencial en virtud de su posición con respecto a otros
objetos.
Termoquímica
Y en el calor como la energía utilizada para ocasionar que la temperatura de
un objeto aumente.
Trabajo
Pensamos en el trabajo como la energía utilizada para ocasionar que un
objeto con masa se mueva en sentido contrario a una fuerza.
Calor
Energía de
movimiento
Energía
cinética
de Autor desconocido está bajo licencia
La energía cinética se incrementa
cuando la velocidad de un objeto se
incrementa
Ecuación de
energía cinética
La energía potencial se hace evidente cuando se
ejerce. Energía Potencial
La energía potencial (Ep) está dada por la ecuación: Ep = mgh
Donde m es la masa del objeto, h es la altura del objeto con respecto a alguna altura de
referencia y g es la constante gravitacional, 9.8 m/ s
2
La energía potencial electrostática (
E el ) es proporcional a las cargas eléctricas de los dos
objetos que interactúan,
Q 1
Y
Q 2 y es inversamente proporcional a la distancia que los
separa:
E el
=
k Q 1
Q 2
d
Donde k simplemente es una constante de proporcionalidad, 8.99 × 10
9
J − m / C
2
( C es el
coulomb, una unidad de carga eléctrica y J es el joule, una unidad de energía)
Las cargas eléctricas
Q 1 y
Q 2 por lo general son del orden de la magnitud de la carga del
electrón (1.60 × 10
− 19
C ).
Cuando
Q 1 y
Q 2 tienen el mismo signo, las dos cargas se repelen entre sí, y se separan una
de otra entonces la energía electrostática es positiva. Cuando tienen signos opuestos, se
atraen entre sí, y se atraen una a otra entonces la energía electrostática es negativa.
Entre menos energía tenga un sistema, será mas estable. Entonces entre más cargas
opuestas interactúen con mas fuerza, el sistema será más estable.
Unidades de energía
La unidad SI (sistema internacional de unidades) para la energía es el Joule, en honor al
científico británico James Joule, quien investigo el trabajo y el calor: 1 J= 1kg- m
2
s
2
Un Joule no es una cantidad grande de energía y frecuentemente se utiliza kilo Joules (kJ)
cuando se explican las energías asociadas a las reacciones químicas.
Es cualquier tipo de atracción o repulsión ejercida sobre un
objeto. La fuerza más conocida es la de atracción de la gravedad.
Fuerza
Esta surge de las interacciones entre partículas cargadas.
Energía potencial
electrostática
Una caloría (cal) se define originalmente como la cantidad de energía
requerida para elevar la temperatura de 1g de agua de 14.5 a 15.5°C
Caloría
5.2 La primera ley de la termodinámica
La energía potencial de un sistema puede convertirse en energía cinética y
viceversa.
La energía puede transferirse entre un sistema y su entorno en forma de trabajo y
calor.
La energía puede convertirse de una forma en otra y puede transferirse de un lugar
a otro.
Energía interna
Se representa la energía con el símbolo E (algunos textos, en especial los avanzados utilizan
el símbolo
u ). Por lo general no se sabe el valor numérico real de E. Sin embargo, lo que se
espera conocer es Δ E
¿
, el cambio en E que acompaña a un cambio en el sistema.
Definimos el cambio en la energía interna ¿ ), como la diferencia entre
E final y
E inicial :
ΔE = E final
− E inicial
Para aplicar la primera ley de la termodinámica, solo necesitamos el valor de ΔE .
Realmente no se necesita saber los valores reales de
E final o
E inicial del sistema.
Las cantidades termodinámicas como ΔE tiene tres partes:
- Un numero
- Una unidad, que juntos dan la magnitud del cambio
- Un signo que da la dirección.
Un valor positivo de ΔE resulta cuando
E final
E inicial , lo que indica que el sistema ha cargado
energía de su entorno.
La energía interna de un sistema es la suma de todas las energías
cinéticas y potenciales de todos sus componentes.
Energía interna
Imaginar que se comienza con un sistema que tiene una energía interna inicial, E inicial
.
El sistema experimenta un cambio, el cual podría involucrar el trabajo que esta
realizando o el calor que esta transfiriendo. Después del cambio, la energía interna del
sistema es E final
Un valor negativo de
ΔE se obtiene cuando
E final
< E inicial , lo que indica que el sistema he
perdido (liberado) energía hacia su entorno.
El estado inicial del sistema se refiere a los reactivos, y el estado final a los productos.
Cuando el hidrogeno y el oxigeno forman agua a cierta temperatura, el sistema
libera(pierde) energía hacia el entorno. Como el sistema pierde energía, la energía interna
de los productos (estado final) es menor que la de los reactivos (estado inicial), y el
ΔE del
proceso es negativo.
Relación entre
ΔE
, calor y trabajo
Un sistema puede intercambiar energía con su entorno en forma de calor o trabajo.
La energía interna de un sistema cambia en magnitud cuando se le agrega o se le
extrae calor, o cuando se realiza un trabajo sobre el sistema o cuando este realiza
un trabajo.
Cuando un sistema experimenta cualquier cambio químico o fisio, la magnitud y signo del
cambio en la energía interna ΔE , que lo acompaña, esta dado por el calor añadido o
liberado del sistema (q), mas el trabajo realizado por o sobre el sistema (w).
ΔE = q + w
Cuando añade calor a un sistema o se realiza un trabajo sobre un sistema, su energía
interna aumenta. Cuando el entorno transfiere calor al sistema, q tiene un valor positivo.
Cuando el entorno realiza un trabajo sobre el sistema, w tiene un valor positivo. El trabajo
también es un depósito, el cual incrementa la energía interna del sistema. Por el contrario,
tanto la perdida (transferencia) de calor del sistema hacia el entorno, como el trabajo
realizado por el sistema sobre el entorno tiene valores negativos, es decir, disminuyen la
energía interna del sistema. Son retiros de energía y como resultado, disminuyen el monto
total de energía en la cuenta.
El símbolo
Δ se utiliza comúnmente para
denotar un cambio. Por ejemplo, un cambio en
la altura (h) puede representarse como Δ h.
El signo negativo en la ecuación es necesario para cumplir con las convenciones de
los signos dadas en la tabla 5.1.
Cuando el volumen se expande,
ΔV es una cantidad positiva, y w es una cantidad
negativa. Es decir, la energía abandona el sistema en forma de trabajo, lo que indica
que se trata de trabajo realizado por el sistema en forma de trabajo, lo que indica
que se trata de trabajo realizado por el sistema sobre el entorno.
Cuando se comprime un gas, ΔV es una cantidad negativa (el volumen disminuye), lo
que hace que w sea una cantidad positiva. Es decir, la energía entra al sistema en
forma de trabajo, lo que indica que el entorno realizó un trabajo sobre el sistema.
La entalpía, la cual denotamos con el símbolo H, es igual a la energía interna más el
producto de la presión y el volumen del sistema:
H = E + PV
La entalpía es una función de estado, porque la energía interna, la presión y el volumen son
funciones de estado.
Cuando ocurre un cambio a presión constante, el cambio de entalpía ( ΔH ¿ , esta dado por la
siguiente relación:
ΔH = Δ ( E + PV )
¿ ΔE + P ΔV
Es decir, el cambio de entalpía es igual al cambio de energía interna más el producto de la
presión constante por el cambio de volumen.
Podemos comprender mejor el cambio de entalpía si recordamos que,
ΔE = q + w y que el
trabajo involucrado en la expansión o comprensión de gases es
w =− P ΔV .
Si en la ecuación
ΔH = Δ ( E + PV )= ΔE + P ΔV , sustituimos -w por P
ΔV , y q + w
por ΔE , tenemos:
ΔH = ΔE + P ΔV =( q ρ
Donde el subíndice p del calor (q), enfatiza que los cambios son a presión constante.
Entonces, el cambio de entalpía es igual al calor ganado o perdido a presión constante.
Como
q p es algo que podemos medir o calcular fácilmente, y como muchos de los cambios
físicos y químicos que nos interesan ocurren a presión constante, la entalpía es una función
más útil que la energía interna.
Es una función termodinámica. Entalpía (de la palabra griega enthalpein,
que significa ´´calentar´´). explica el flujo de calor en los procesos que
ocurren a presión constante, cuando no se realiza otro tipo de trabajo más
que el P-V.
Entalpía
Debido a que h es una función de estado, ΔH (el cual equivale a
q p ) solo depende de los
estados inicial y final del sistema, y no de cómo ocurre el cambio.
Se dice que q no es una función de estado. Sin embargo, no hay contradicción ya que la
relación entre ΔH y calor ( q ¿¿ p )¿ tiene la limitación especial de que sólo se involucra el
trabajo P-V y que la presión es constante.
5.4 Entalpías de reacción
Debido a que
ΔH = H final
− H inicial , el cambio de entalpia en una reacción química está dado por
la entalpía de los productos menos la entalpía de los reactivos:
ΔH = H productos
− H reactivos
El cambio de entalpía que acompaña la reacción se conoce como entalpía de reacción o
simplemente calor de reacción , y algunas veces se escribe como
∆ H
rxn , donde ´´rxn´´ se
utiliza comúnmente para abreviar ´´reacción´´.
Las ecuaciones químicas balanceadas que muestran de esta forma el
cambio de entalpía asociado se conocen como ecuaciones termoquímicas.
El cambio de entalpía que acompaña una reacción también puede
representarse en un diagrama de entalpía.
Las siguientes pautas ayudan cuando se utilizan ecuaciones termoquímicas y diagramas de
entalpia:
- La entalpía es una propiedad extensiva. Por lo tanto, la magnitud de ΔH es
directamente proporcional a la cantidad de reactivo consumido en el proceso.
- El cambio de entalpía de una reacción es igual en magnitud, pero de signo puesto, al
ΔH de la reacción inversa.
- El cambio de entalpía de una reacción depende del estado de los reactivos y
productos.
Cuando
Δ H es positivo (es decir cuando
q p es positivo), el sistema ha ganado
calor de su entorno lo cual es un proceso endotérmico.
Cuando ΔH es negativo, el sistema ha liberado calor hacia el entorno, lo cual
es un proceso exotérmico.
El calor específico (
C e ) de una sustancia, puede determinarse experimentalmente,
midiendo el cambio de temperatura ( ΔT ), que experimenta una masa conocida (m ) de la
sustancia, cuando gana o pierde una cantidad específica de calor (q):
Calor especifico =
( Cantidad de calor transferido )
( gramos de sustancia ) × ( cambio de temperatura )
C e
=
q
m × ΔT
Un cambio de temperatura en kelvin es igual, en magnitud, al cambio de temperatura en
grados Celsius: ΔT en K = ΔT en °C.
Al reacomodar la ecuación anterior, tenemos:
q = C e
× m× ΔT
Se puede calcular la cantidad de calor que una sustancia ha ganado o perdido, utilizando su
calor específico junto con la masa medida y el cambio de temperatura.
Colorimetría a presión constante
Para muchas reacciones, tal como las que ocurren en disolución, es fácil controlar la presión
y medir directamente el ΔH
∆ H = q p
Un colorímetro muy sencillo es el tipo de ´´vasos de café´´
Ya que el colorímetro no está sellado, la
reacción ocurre bajo la presión constante
de la atmósfera.
En este caso, no hay una barrera física
entre el sistema y el entorno.
Los reactivos y productos de la reacción
son el sistema, y el agua en la que se
disuelven y el colorímetro forman parte del
entorno.
Si se asume que el colorímetro evita perfectamente la ganancia o pérdida de calor de
la disolución, el calor ganado por la disolución debe producirse por la reacción
química en estudio.
En otras palabras, el calor producido por la reacción (
q rxn
¿ , es completamente
absorbido por la disolución, y no escapa del colorímetro.
También suponemos que el colorímetro mismo no absorbe el calor.
En el caso del colorímetro del tipo vasos de café, esta es una aproximación razonable
ya que el colorímetro tiene una conductividad térmica y una capacidad calorífica muy
bajas.
El calor ganado por la disolución (
q disoln
¿ , es por lo tanto igual en magnitud al (
q rxn
¿ , pero
opuesto en signo: (
q disoln
¿ = - (
q disoln
¿ .
El valor de(
q disoln
¿ , se calcula fácilmente a partir de la masa de la disolución, su calor
específico, y cambio de temperatura:
q disoln
=( calor especifico de la disolucion )
× ( gramos de disolucion ) × ∆ T =− q rxn
Esta ecuación, nos permite calcular el (
q rxn
¿ a partir del cambio de temperatura de la
disolución en la que ocurre la reacción. un incremento de temperatura ( ∆ T > 0 ¿ significa
que la reacción es exotérmica (
q rxn
< 0 ¿ .
5.6 Ley de Hess
Como la entalpía es una función de estado, el cambio de entalpía (
∆ H ), asociado con
cualquier proceso químico sólo depende de la cantidad de materia que experimenta un
cambio, y de la naturaleza del estado inicial de los reactivos y del estado final de los
productos.
Esto significa que, ya sea que una cierta reacción se lleve a cabo en una o varias etapas, la
suma de los cambios de entalpía asociados con las etapas individuales, debe ser la misma
que el cambio de entalpía asociado con el proceso de una sola etapa.
En una reacción exotérmica, el calor lo ´´ pierde´´ la reacción y
lo ´´ gana´´ la disolución, por lo que la temperatura de la
disolución aumenta. Lo opuesto ocurre en una reacción
endotérmica.
Reacción
exotérmica y
endotérmica
Esta ley establece que, si una reacción se realiza en varias
etapas, el ∆ H de la reacción completa será igual a la suma de los
cambios de entalpía de las etapas individuales.
Ley de Hess
