Termoquimica

Termoquímica:

I.              Sistema y alrededores

II.            Primera ley de la termoquímica

III.           Energía, calor y trabajo

IV.          Relación entre entalpia y energía

V.           Funciones de estado

VI.          Capacidad calorífica

VII.         Diferencia entre CP y CV

VIII.       Ley de Hess

IX.          Uso de las entalpias estándar de formación

X.           Entalpias de combustión de solución y solvatación

XI.          Energías de enlace

XII.         Ley de kirchhoff

Sistemas y alrededores

 Un sistema es la pequeña porción de estudio , la cual en el caso de la química es una reacción química.

El alrededor-entorno es todo lo que esta en al alrededor de la reacción química y con lo cual interactúa dicha reacción , este sirve como transferencia de energía de entorno-sistema.

Primera ley de la termoquímica “La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma”

La primera ley de la termodinámica establece que  la energía no se crea, ni se destruye, sino que se conserva. Entonces esta ley expresa que, cuando un sistema es sometido a un ciclo termodinámico, el calor cedido por el sistema será igual al trabajo recibido por el mismo, y viceversa.

Es decir Q = W, en que Q es el calor suministrado por el sistema al medio ambiente y W el trabajo realizado por el medio ambiente al sistema durante el ciclo.

Un ejemplo sencillo seria: Al remover con un taladro el agua contenida en un recipiente, le estamos aplicando trabajo, que es igual al calor que este emite al medio ambiente al calentarse. En este caso, el sistema puede ser el agua, el medio sería el taladro, el aire circundante y todo lo que está fuera del sistema que no sea agua (pues lo que está afuera recibirá calor del sistema).

Energía, calor y trabajo

El calor es definido como la transferencia de energía a través de una frontera de un sistema debido a la diferencia de temperatura entre el sistema y su entorno. Como resultado de los experimentos de Joule y de muchos otros hechos después realizados por otros científicos, se ha comprendido que el calor no es una substancia, sino más bien una forma de transferencia de energía. Así cuando el calor fluye de un objeto caliente a otro más frío, es la energía la que está siendo transferida del primero al segundo.

La medida cuantitativa del trabajo fue introducida por Nicolas Leonard Carnot (1796-1832), quien definió la cantidad de trabajo hecho sobre un objeto como elproducto de la altura   a la que es elevado por peso de este  . Esta definición fue extendida por Gaspard de Coriolis (1792-1843) quien proporcionó la actual definición de trabajo  .

Relación entre entalpia y energía

Entalpia: Es la cantidad de energía que un sistema (por ejemplo un objeto cualquiera) puede intercambiar con su entorno. Una definición más amplia de entalpía es: nombre dado a una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido como un sistema termodinámico), transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). Es en tal sentido que la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión. 

Energia: Es el resultado de la energía cinética de las moléculas o átomos que lo constituyen, de sus energías de rotación,traslación y vibración, además de la energía potencial intermolecular debida a las fuerzas de tipo gravitatorio, electromagnético y nuclear, que constituyen conjuntamente las interacciones fundamentales. En termodinámica se denonima energía interna a la energía que posee un sistema en virtud de su estado termodinámico. 

Al aumentar la temperatura de un sistema, sin que varíe nada más, aumenta su energía interna reflejado en el aumento del calor del sistema completo o de la materia estudiada. 

Funciones de estado

En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en equilibrio, y no de la forma en que el sistema llegó a dicho estado. Dado un sistema termodinámico en equilibrio puede escogerse un número finito de variables de estado, tal que sus valores determinan unívocamente el estado del sistema.

El valor de una función de estado sólo depende del estado termodinámico actual en que se encuentre el sistema, sin importar cómo llegó a él. Esto significa que si, en un instante dado, tenemos dos sistemas termodinámicos en equilibrio con n grados de libertad y medimos un mismo valor de n funciones de estado independientes, cualquier otra función de estado tendrá el mismo valor en ambos sistemas con independencia del valor de las variables en instantes anteriores. En general, los sistemas fuera del equilibrio no pueden ser representados por un número finito de grados de libertad, y su descripción es mucho más compleja

Capacidad calorífica

La capacidad calorífica de un cuerpo es el cociente entre la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de temperatura que experimenta. En una forma más rigurosa, es la energía necesaria para aumentar la temperatura de una determinada sustancia en una unidad de temperatura. Indica la mayor o menor dificultad que presenta dicho cuerpo para experimentar cambios de temperatura bajo el suministro de calor. Puede interpretarse como una medida deinercia térmica. Es una propiedad extensiva, ya que su magnitud depende, no solo de la sustancia, sino también de la cantidad de materia del cuerpo o sistema; por ello, es característica de un cuerpo o sistema particular. Por ejemplo, la capacidad calorífica del agua de una piscina olímpica será mayor que la de un vaso de agua. En general, la capacidad calorífica depende además de la temperatura y de la presión.

La capacidad calorífica no debe ser confundida con la capacidad calorífica específica o calor específico, el cual es la propiedad intensiva que se refiere a la capacidad de un cuerpo «para almacenar calor», y es el cociente entre la capacidad calorífica y la masa del objeto. El calor específico es una propiedad característica de las sustancias y depende de las mismas variables que la capacidad calorífica.

La diferencia entre CV y CP

El calor que tiene una masa (normalmente hablamos de gases aqui) es directamente proporcional a su masa y a su temperatura. 

Q=k*m*T, donde K es una constante. 

Como sabes, las propiedades fisicas de una masa cambian dependiendo de la temperatura y de la presion a la que se encuentren. 

CV es el coeficiente de calor espeficico a volumen constante. es decir, como se comporta K (de la ecuacion anterior que te di) cuando le metes tempratura a un gas, sin que cambie el volumen que ocupa (es decir, aqui aumenta la presion del gas) 

CP, es el coeficiente de calor especifico a presion constatne, aqui ela presion se mantiene constante pero el volumen que ocupa el gas cambia, conforme le metes calor. 

Entonces la ecuacion anterior se transforma en 

Q=Cv*m*T, cuando el volumen del sistema se mantiene constante (cambia la presion) 

Q'= Cp*m*T cuando la presion del sistema se mantiene constante (cambia el volumen)

Ley de Hess

En termodinámica, 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: ΔH_neta = ΣΔH_r.

Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo 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.¹ 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 cal

Uso de las entalpias estándar de formación

La entalpía de formación (ΔfH0) de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante. Por ejemplo, la entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, sería equivalente a la entalpía de reacción de hidrógeno diatómico y oxígeno diatómico.

Así, la entalpía de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir sus elementos, medida, normalmente, en unas condiciones de referencia estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K (25 °C).

Esta entalpía es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica, que desprende calor, mientras que es positiva cuando es endotérmica, y resulta nula para los compuestos que se pueden encontrar en la naturaleza

Entalpias de combustión de solución y solvatación

La solvatación es el proceso de asociación de moléculas de un disolvente con moléculas o iones de un soluto. Al disolverse los iones en un soluto, se dispersan y son rodeados por moléculas de solvente. A mayor tamaño del ion, más moléculas de solvente son capaces de rodearlo, y más solvatado se encuentra el ion. La razón de ello es que la fuerza electrostática entre el núcleo del ion y la molécula del solvente disminuye de forma marcada con la distancia entre la molécula de solvente y el núcleo del ion. Así, el ion más grande se une fuertemente con el solvente y por ello se rodea de un gran número de moléculas de solvente.

La entalpia de combustión:(simbolizada generalmente como "H", también llamada contenido de calor, y calculada en julios en el sistema internacional de unidades o también en kcal o, si no, dentro del sistema anglo: "BTU"), es una variable de estado, (lo que quiere decir que, sólo depende de los estados inicial y final) que se define como la suma de la energía interna de un sistema termodinámico y el producto de su volumen y su presión.La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente, al igual que la energía interna, en cambio, la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida experimentalmente. El cambio de la entalpía del sistema causado por un proceso llevado a cabo a presión constante, es igual al calor absorbido por el sistema durante dicho proceso.La entalpía se define mediante la siguiente fórmula:Donde:H es la entalpía (en julios). U es la energía interna (en julios). p es la presión del sistema (en pascales). V es el volumen del sistema (en metros cúbicos). Por ejemplo el gas butano tiene una Entalpía de combustión= -687.4 kcal/mol (el signo indica que cede energía)<br />Poder calorífico: se define como la cantidad de calor que entrega un kilogramo, o un metro cubico de combustible al oxidarse de forma completa.<br />Un ejemplo de ello es: <br />C +O2 CO2 <br />Sus unidades son (Kcal/kg); (Kcal/m3); (Btu/lb); (Btu/ft3)<br />Se clasifica en poder calorífico superior e inferior<br />Poder calorífico superior:<br />Se define suponiendo que todos los elementos de la combustión son tomados a 0°C (aire y combustible) y los productos después de la combustión son llevados a 0°C; por lo que el vapor de agua se encontrara totalmente condensado.<br />El vapor de agua deberá provenir de: <br />La humedad misma del combustible<br />Del agua formada durante la combustión proveniente de la reacción del hidrogeno del combustible.<br />De esta manera tendremos un aporte adicional de calor por condensación de agua del orden de 597 Kcal/kg de vapor de agua condensado.<br /> <br />Poder calorífico inferior:<br />Es exactamente lo mismo en este pero la diferencia es k no se considera el aporte de 597 Kcal/kg aportados por el vapor de agua.<br />Existen dos métodos para calcular el poder calorífico:<br />Método analítico:<br />Consiste en aplicar el principio de la conservación de la energía, que expresa:<br />“El poder calorífico de un cuerpo compuesto es igual a la suma de los poderes caloríficos de los elementos simples que lo forman, multiplicados por la cantidad centesimal en que intervienen, descontando de la cantidad de hidrógeno total del combustible la que se encuentra ya combinada con el oxígeno del mismo”<br />Por lo tanto para la aplicación del presente procedimiento es necesario efectuar una análisis elemental del combustible del cual deseamos determinar el poder calorífico:<br />C% - H2 % - O2% - S% - %humedad<br />El método practico:<br /> consiste en el empleo del calorímetro. El cual cosiste en un balance de energía dentro de un recipiente adiabático como se determino en la practica numero 2 de laboratorio integral 2.<br />

Energías de enlace

La energía de enlace es la energía total promedio que se desprendería por la formación de un mol de enlaces químicos, a partir de sus fragmentos constituyentes (todos en estado gaseoso).1 Alternativamente, podría decirse también que es la energía total promedio que se necesita para romper un mol de enlaces dado (en estado gaseoso).

Los enlaces más fuertes, o sea los más estables, tienen energías de enlace grandes. Los enlaces químicos principales son: enlaces covalentes, metálicos e iónicos. Aunque típicamente se le llama enlace de hidrógeno al puente de hidrógeno, éste no es un enlace real sino una atracción intermolecular de más baja energía que un enlace químico.

Las atracciones intermoleculares (fuerzas de Van der Waals), comprenden las ion-dipolo, las dipolo-dipolo, y las fuerzas de dispersión de London que son atracciones típicamente más débiles que las atracciones en un enlace químico.

El puente de hidrógeno es un caso especial de la fuerza intermolecular dipolo-dipolo, que resulta ser de mayor energía relativa debido a que el hidrógeno tiene tan sólo un electrón que apantalla su núcleo positivo. Esta situación hace que la atracción entre ese hidrógeno, enlazado a un átomo electronegativo, y un átomo con carga parcial negativa sea relativamente grande.

Es la energía requerida para romper un enlace (energía de ruptura de enlace), cuando tanto los átomos como las moléculas que intervienen están en estado gaseoso.

Se expresa en Kcal/mol o en KJ/mol.

�      Las energías de ruptura de enlace permite calcular los calores de reacción para los cuales no hay datos experimentales.

�      Un pequeño número de energías de enlace (aproximadamente 40), permite predecir los calores de reacción de cerca de 1 millón de compuestos orgánicos que experimentan infinidad de reacciones.

�      Es también un método indirecto para el cálculo de los calores de reacción.

Ley de kirchhoff

Las leyes de Kirchhoff son dos igualdades que se basan en la conservación de la energía y la carga en los circuitos eléctricos. Fueron descritas por primera vez en 1845 porGustav Kirchhoff. Son ampliamente usadas en ingeniería eléctrica.

Ambas leyes de circuitos pueden derivarse directamente de las ecuaciones de Maxwell, pero Kirchhoff precedió a Maxwell y gracias a Georg Ohm su trabajo fue generalizado. Estas leyes son muy utilizadas en ingeniería eléctrica e ingeniería eléctronica para hallar corrientes y tensiones en cualquier punto de un circuito eléctrico.

Esta ley también es llamada ley de nodos o primera ley de Kirchhoff y es común que se use la sigla LCK para referirse a esta ley. La ley de corrientes de Kirchhoff nos dice que:

En cualquier nodo, la suma de las corrientes que entran en ese nodo es igual a la suma de las corrientes que salen. De forma equivalente, la suma de todas las corrientes que pasan por el nodo es igual a cero

Esta fórmula es válida también para circuitos complejos:

La ley se basa en el principio de la conservación de la carga donde la carga en couloumbs es el producto de la corriente en amperios y el tiempo en segundos.