TERMOQUÍMICA

COLEGIO DOMINGO ORTIZ DE ROZAS

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS

LA LIGUA

PROFESORA: PATRICIA SILVA BASILIO

TERMOQUÍMICA

Las reacciones químicas  se producen por absorción o desprendimiento de calor; en el primer caso se denominan endotérmicas, y en el segundo caso, exotérmicas. El 75% de las reacciones son exotérmicas.

Del estudio de  estos intercambios de calor y de su medición, así también de las leyes que lo rigen, se ocupa la termoquímica.

La unidad de cantidad de calor empleada tradicionalmente es la kilocaloría (Kcal), es decir, la cantidad de calor necesaria para elevar un grado centígrado la temperatura del un kilogramo de agua. Sin embargo, puesto que el calor es una forma particular de energía, el Sistema Internacional de Unidades  ha adoptado el Joule (J) como unidad calorimétrica.

CALOR DE REACCIÓN

La unidad de calor desprendida o absorbida durante una reacción química se mide a 25ºC y a presión atmosférica normal. Convencionalmente se acepta que dicho calor es positivo si la reacción es exotérmica, y negativo si es endotérmica. En las ecuaciones termoquímicas se indican los estados físicos de las sustancias que intervienen, ya que el intercambio calórico depende de dichos estados.

Si consideramos la siguiente reacción:       2H2 (g)    +     O2(g)                        2 H2O(l)

Se comprueba experimentalmente que al combinarse  los dos moles de moléculas de hidrógeno con un mol de moléculas de oxígeno se obtienen dos moles de agua, desprendiéndose  136,6 kcal (reacción exotérmica).

En las ecuaciones de formación o descomposición de calor de reacción (Q) nos referimos siempre a un mol de sustancia que se forma o descompone, y se lo expresa en ( kcal . mol-1). Ejemplo:

2 Ca (s)  +    O2 (g)                           2CaO(s)      Q=  +151,8 Kcal . mol-1

Indica que al formarse un mol de CaO se desprenden 151,8 Kcal. Si se combinan (como indica la ecuación) dos moles de Ca y un mol de O2 se obtendrán dos moles de CaO, liberándose 303,6 Kcal. La reacción es exotérmica ( Q> 0).

ENTALPÍA

Si consideramos la siguiente ecuación termoquímica: C(s)   +    O2 (g)                  CO2(g)   ;  Q: 94,1 Kcal . mol-1

Observamos que por cada mol de carbono que se quema se necesita un mol de oxígeno y se forma un 2. Se desprenden 94,1 Kcal.

Este calor proviene de la energía potencial almacenada en un mol de carbono y en un mol de Oxígeno. La energía potencial interna que tiene almacenada  un sistema, a presión constante, se denomina entalpía y se representa con la letra H.

En una ecuación termoquímica:                         A  +   B                       C    +    D    ; ± Q

                                                                            H1                                H2

Podemos asignar al sistema formado por los reactivos una entalpía H1 y al formado por los productos de la reacción  una entalpía H2. aplicando el principio de conservación de la energía se obtiene:

                H1 = H2  +   Q                        es  decir,   H2 – H1  =  - Q

La diferencia  H2 – H1 se denomina variación entálpica o cambio entálpico, ∆H. Por lo tanto,

De acuerdo con esta fórmula, la cantidad de calor y la variación entálpica  tienen el mismo valor absoluto, pero distinto signo.

Si la reacción es exotérmica resulta  Q> 0 y  ∆H < O; si es endotérmica,  Q < 0  y  ∆H >  O.

“las reacciones exotérmicas se producen con disminución de entalpía; las endotérmicas, con aumento de la entalpía.

CAMBIO ENTÁLPICO DE FORMACIÓN:

Es la variación de la entalpía que acompaña a la formación de un mol de una sustancia a partir de sus elementos, medida a 25ºC y una atmósfera de presión.

Experimentalmente sólo es posible calcular variaciones de entalpía pero no la entalpía de un estado en particular del sistema. Por convención, se asigna valor cero a las entalpías de formación de sustancias simples.

CAMBIO ENTÁLPPICO DE COMBUSTIÓN

Es la variación entálpica que acompaña a la combustión de una sustancia que se quema a 25ªC y una atmósfera de  presión. Son cambios entálpicos de formación en los que interviene el oxígeno.

LEY DE LAVOISIER  - LAPLACE

“En toda reacción química el cambio entálpico tiene igual valor absoluto que el cambio entálpico de la reacción inversa, pero signo contrario. Por lo tanto, si la reacción es exotérmica en un sentido, resultará endotérmica en el sentido contrario, y viceversa.”

LEY DE HESS

“Si una reacción se produce por etapas, el cambio entálpico total es igual a la suma de los cambios entálpicos de las reacciones parciales”.

SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

 

ENTROPÍA: CAMINO AL DESORDEN

Jamás se nos ha  ocurrido pensar  que los fenómenos que observamos a diario puedan ocurrir a la inversa. Así siempre vemos que: la tinta se disuelve en el agua, la carne  el fuego se quema, etc.  También podemos observar que cada vez que soltamos un objeto este cae al suelo. Todos estos fenómenos son procesos irreversibles, es decir no pueden volver atrás.

La idea de que cada uno de nosotros tiene de lo que es el desorden es más bien intuitiva. Sabemos muy bien que cuando algo está ordenado, cada cosa está ubicado en el lugar que le corresponde. Si entramos en una casa y vemos un vaso en el mueble de la cocina decimos que esta ordenado 8está en el lugar que le corresponde), pero si lo encontramos en el dormitorio la cosa cambia. En este caso decimos que está desordenado (no está en el lugar que le corresponde).

En nuestro análisis ¿Por qué es más común encontrar las cosas desordenadas?

Ludwig Boltzmann (1844 – 1906) propuso que este fenómeno está relacionado con la probabilidad de los estados. Un evento probable puede ocurrir en diversas formas, mientras que uno improbable lo hace de una o pocas maneras. En el ejemplo del vaso y su ubicación en distintos lugares, podemos decir que cuando está en el mueble de la cocina se encuentra en un estado; si esta sobre el escritorio tiene otro estado, si está sobre la cama es otro diferente y así sucesivamente.

En el estado inicial hay una sola probabilidad de encontrar el vaso, en el estado final hemos encontrado, al menos 5 , estados diferentes, la probabilidad de dejar el vaso en la cocina es 1/5, mientras que la probabilidad de dejarlo en cualquier lugar es 4/5.

Podemos decirlo que hay más probabilidades de dejarlo desordenado por que existen más estados posibles para esta opción ( 4 de 5) y solamente una para aquella situación que lamamos ordenada.

 ¡¡ Al fin un argumento científico que justifica el desorden ¡¡¡

  

 PERO ENTONCES,  ¿ ES EL DESORDEN LO MÁS CONVENIENTE PARA UNA SOCIEDAD? ¿POR QUÉ LAS TRANSFORMACIONES EN LA NATURALEZA BUSCAN ESPONTÁNEAMENTE EL CAMINO DEL MÁXIMO DESORDEN?

La naturaleza en forma espontánea, busca el camino de las transformaciones que le signifiquen un mínimo consumo de energía.

Por otra parte, muchos científicos piensan que más estados probables tiene un sistema mayor información que este posee o puede proporcionar. Volviendo al ejemplo del vaso, tu mamá podrá deducir cómo estabas de ánimo ese día. (apurado, enojado, etc) a partir de la simple información que implica el lugar en que dejas el vaso.

Sabemos y observamos a diario que muchos procesos ocurren espontáneamente por ellos mismos. Por ejemplo la tinta se disuelve en el agua, pero no ocurre lo mismo con la mantequilla. La dinamita se transforma explosivamente en varios compuestos gaseosos, pero la mezcla de estos compuestos nunca podrá recombinarse ara formar dinamita de nuevo. Todo esto llama la atención y nos hace pensar que hay algo fundamental  en la naturaleza – una especie de policía  universal que dirige el tráfico – que determina cuáles de los procesos ocurren espontáneamente y cuáles no.

Aparte de la entalpía, ¿Qué otros factores nos ayudan a determinar si un proceso ocurrirá espontáneamente o no?

El estado final de los procesos espontáneos que ocurren en el universo siempre tienen una mayor entropía, es decir, mayor número de estados posibles que el estado inicial. Este principio se conoce como la segunda ley de la termodinámica: hay una tendencia en el Universo a alcanzar un máximo de desorden (S), decir, el máximo de desorden.

Para un  proceso espontáneo se tiene:

∆Suniverso =  ∆Ssistema  +   ∆Sentorno     > 0

Para aquellos sistemas que están en equilibrio la entropía es  cero.

∆Suniverso =  ∆Ssistema  +   ∆Sentorno     =  0

Se sabe que la entropía del Universo siempre debe ser mayor que cero, pero eso no implica que un proceso espontáneo cualquiera ( un sistema en particular) pueda tener valores de ∆S: +, =, -

 

 

 

 

 

 

DE LA ENTROPÍA A LA ENERGÍA LIBRE

Uno de los objetivos fundamentales de los químicos es poder predecir si una reacción química es o no posibles, saber con anticipación  si al mezclar ciertos reactantes ellos van a formar productos.

Por la segunda ley de la termodinámica sabemos que un proceso es espontáneo cuando la variación de entropía ∆S del Universo es mayor que cero.

Para calcular el ∆S del universo se necesita conocer ∆S del entorno, pero como este último parámetro es difícil de determinar  se ha optado por otro parámetro termodinámico llamado energía libre (G).

 

LA ENERGÍA LIBRE: PREDICTOR DE LAS TRANSFORMACIONES

Si en un sistema se produce un proceso exotérmico (∆H < 0), el calor emitido es absorbido por las moléculas del entorno aumentando su entropía. Por ora parte,  si el entorno tiene una temperatura (T) alta, la transferencia de calor desde el sistema al entorno será menor, por lo tanto, el efecto sobre el aumento de la entropía del entorno también será menor.

Matemáticamente estos hechos se relacionan según la siguiente ecuación:

 

∆Sentorno = - ∆Hsistema                            (1)

      T

Como es un proceso espontáneo debe cumplir con la siguiente condición:

∆Suniverso =  ∆Ssistema  +   ∆Sentorno     > 0     (2)

Combinando la ecuación (1( y (2), se tiene: 

  ∆Suniverso =  ∆Ssistema  -   ∆Hsistema  > 0      

                                                               T

Multiplicando cada miembro de la ecuación por T y lego por -1:

-T∆Suniverso =  ∆Hsistema  -   T∆Ssistema        < 0

El término  -T∆Suniverso es el parámetro energía libre (∆G) o energía libre de Gibas, así:

∆G =        ∆H -   T∆S    < 0

                

 

Si:

∆G < 0, el proceso es espontáneo; la reacción ocurrirá.

∆G = 0, el sistema está en equilibrio, sin cambio neto.

∆G > 0, el proceso no es espontáneo; la reacción no ocurrirá