- termodinámica – estudio de la energía y sus transformaciones
- termoquímica – relaciones entre reacciones químicas y cambios de energía
5.1: La naturaleza de la energía
- Fuerza : simbolizado por F , cualquier tipo de empuje o tracción ejercido sobre un objeto
- Obra : simbolizado por w , movimiento de un objeto contra alguna fuerza
[w = F veces d ]
- donde w es trabajo, F es fuerza y d es la distancia a la que se mueve el objeto
- Calor : energía que se transfiere de un objeto a otro debido a la diferencia de temperatura
- Energía : la capacidad de hacer trabajo o transferir calor
Energía cinética y potencial
Energía cinética : energía de movimiento
E k = ½ mv 2 donde E k es la energía cinética, m es la masa, y v es la velocidad.
Energía potencial : energía que posee un objeto como resultado de su composición o su posición con respecto a otro objeto
Unidades de energía
- Joule : unidad SI para energía, 1J = kgm 2 / s 2
- Calorías : abreviado cal , originalmente definido como la cantidad de energía requerida para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 ° C. 1 cal = 4.184 J
Sistemas y alrededores
- Sistema : porción seleccionada para estudio
- Alrededores : todo más allá del sistema
Los sistemas intercambian energía con el entorno en forma de calor y trabajo, pero no importa
Reduciendo la energía del sistema
Los sistemas tienden a alcanzar la menor energía posible. Los sistemas con una energía de alto potencial son menos estables y tienen más probabilidades de sufrir cambios que los sistemas con una energía de bajo potencial.
5.2: La primera ley de la termodinámica
Primera ley de la termodinámica : alias La Ley de Conservación de la Energía ; Una declaración de nuestra experiencia de que la energía se conserva en cualquier proceso. Podemos expresar la primera ley de muchas maneras. Una de las expresiones más útiles es que el cambio en la energía interna , ∆E , de un sistema en cualquier proceso es igual al calor, q , sumado al sistema, más el trabajo, w , realizado en el sistema por su entorno: ∆E = q + w .
Energía interna
La energía total de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus componentes.
Energía interna : energía total del sistema (ver arriba)
Debido a que hay tantos tipos de movimiento e interacciones, no podemos determinar la energía exacta de ningún sistema. Sin embargo, podemos medir los cambios en la energía interna que acompaña a los procesos químicos y físicos.
? E = E final – E inicial
E final > E inicial = el sistema ha ganado energía
E final
El estado inicial se refiere a los reactivos, el estado final a los productos.
Relacionado ∆E al calor y al trabajo
La energía interna de un sistema cambia en magnitud a medida que se agrega o se elimina calor del sistema, o cuando se trabaja en él o por él.
? E = q + w donde ∆E es energía interna, q es calor y w es trabajo
Al calor agregado al sistema se le asigna un signo positivo. Del mismo modo, el trabajo en el sistema es positivo. Por otro lado, tanto el calor perdido por el sistema como el trabajo realizado por el sistema en sus alrededores son negativos; Reducen la energía interna.
Ej. Un sistema absorbe 50 J de calor y realiza 10 J de trabajo en su entorno, q = 50 J y w = 10 J. Por lo tanto, ∆E = 50 J + (10 J ) = 40 J.
Funciones estatales
La energía total de un sistema es proporcional a la cantidad total de materia en el sistema; La energía es una propiedad extensa.
Función de estado : una propiedad de un sistema que está determinada por el estado o condición del sistema y no por cómo llegó a ese estado; su valor se fija cuando se especifican temperatura, presión, composición y forma física. La energía interna de un sistema es una función de estado.
El valor de una función de estado no depende del historial particular de la muestra, solo de su condición actual. Como E es una función de estado, ∆E depende solo de los estados inicial y final del sistema y no de cómo se produce el cambio.
¡Sin embargo, el trabajo realizado por un sistema en un proceso dado no es una función de estado!
5.3: Entalpía
El calor fluye entre el sistema y los alrededores hasta que ambos estén a la misma temperatura .
Proceso endotérmico : un proceso en el que un sistema absorbe calor de su entorno
Proceso exotérmico : un proceso en el que un sistema libera calor a su entorno
Entalpía
Entalpía : representada por H ; trata la cantidad de calor absorbido o liberado durante una reacción química bajo presión constante
El cambio en la entalpía, ∆H, es igual al calor, q p , agregado o perdido por el sistema cuando el proceso ocurre bajo presión constante:
? H = q p
(El subíndice P en q es un recordatorio de que estamos considerando un caso especial donde las presiones son constantes)
∆H = H final – H inicial
H final > H inicial = positivo ∆H ; el sistema ha ganado calor del entorno (endotérmico)
H final
5.4: Entalpía de reacción
∆H = H (productos) – H (reactivos)
Ecuaciones termoquímicas : ecuaciones químicas equilibradas que muestran el cambio de entalpía asociado
- La entalpía es una propiedad extensa (depende de la cantidad de materia presente). Este hecho significa que la magnitud de ∆H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo consumido en el proceso
- El cambio de entalpía para una reacción es igual en magnitud pero opuesto en signo a ∆H para la reacción inversa. Cuando revertimos una reacción, los reactivos se convierten en productos, y viceversa. Revertir los productos y reactivos conduce a la misma magnitud pero a un cambio en el signo de ∆H.
- El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y productos.
5.5: Calorimetría
Calorimetría : medición del flujo de calor
Calorímetro : aparato que mide el flujo de calor
Capacidad calorífica y calor específico
Capacidad de calor : cantidad de energía requerida para elevar la temperatura de un objeto determinado en 1 ° C. Cuanto mayor es la capacidad de un cuerpo, más calor necesita para elevar su temperatura.
Capacidad de calor molar : cuando se refiere a sustancias puras; capacidad calorífica de 1 mol de sustancia
Calor específico : capacidad calorífica de 1 g de una sustancia (en oposición a un mol)
Calor específico = cantidad de calor transferido / (gramos de sustancia) X (cambio de temperatura)
= q / m X ∆T
q = (calor específico) X (gramos de sustancia) X ∆T
Calorimetría de presión constante
Los calorímetros son instrumentos simples para controlar la presión. Debido a que el calorímetro evita la ganancia o pérdida de calor de su entorno, el calor liberado por la reacción, q rxn , es igual a lo que gana la solución, q solución . Por lo tanto,
q rxn = q soln = (calor específico) X (gramos de solución) X ∆T [ 19459016]
Calorimetría de bomba
Calorímetro de bomba : dispositivo para medir el calor evolucionado en la combustión de una sustancia en condiciones de volumen constante. Más utilizado para reacciones de combustión.
q evolucionó = C calorímetro X ∆ T , donde [ 19459015] C calorímetro es la capacidad calorífica del calorímetro
5.6: Ley de Hess
Debido a que la entalpía es una función de estado, el cambio de entalpía, ∆ H , asociado con cualquier proceso químico depende solo de la cantidad de materia que sufre cambios y de la naturaleza de el estado inicial de los reactivos y el estado final de los productos .
CH 4 (g) + 2O 2 (g) ? CO 2 (g) + 2H 2 O (g) ∆ H = 802 kJ
(Agregar) 2H 2 O (g) ? 2H 2 O (l) ? H = 88 kJ
__________________________________________________________
CH 4 (g) + 2O 2 (g) + 2H 2 O [19459022 ] (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (l) + 2H 2 O [19459022 ] (g)
Ecuación neta:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) ? CO 2 (g) + 2H 2 O (l)
Para obtener la ecuación neta, la suma de los reactivos de las dos ecuaciones se coloca en un lado de la flecha y la suma de los productos en el otro lado. Debido a que 2H 2 O (g) ocurre en ambos lados de la ecuación, se puede cancelar.
Ley de Hess : establece que si una reacción se lleva a cabo en una serie de pasos, ∆H para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía para los pasos individuales. El cambio general de entalpía para el proceso es independiente del número de pasos o la naturaleza particular de la ruta por la cual se lleva a cabo la reacción.
La primera ley de la termodinámica, en forma de la ley de Hess, nos enseña que nunca podemos esperar obtener más (o menos) energía de una reacción química al cambiar el método de llevar a cabo la reacción.
5.7: Entalpías de formación
- Entalpías de vaporización (∆ H para convertir líquidos en gas)
- Entalpías de fusión (∆ H para fundir sólidos)
- Entalpías de combustión (∆ H para quemar una sustancia en oxígeno)
Entalpía de formación : alias Calor de formación ; Cambio de entalpía que acompaña a la formación de una sustancia a partir de las formas más estables de sus elementos componentes. Etiquetado ∆ H f , donde el subíndice f indica que la sustancia se ha formado a partir de sus elementos.
La magnitud de cualquier cambio de entalpía depende de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas, líquido, sólido) de los reactivos y el producto.
Estado estándar : para una sustancia es la forma más estable a la temperatura particular de interés y a la presión atmosférica estándar.
Entalpía estándar de formación : ∆H ° f . cambio en la entalpía que acompaña a la formación de 1 mol de esa sustancia a partir de sus elementos, con todas las sustancias en sus estados estándar.
Uso de entalpías de formación para calcular las entalpías de reacción
∆H ° rxn = ∑ n∆H ° f (productos) ∑ m∆H ° f (reactivos)
∑ = la suma de
myn = coeficientes estequiométricos de la reacción química
C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) → 3CO 2 (g) + 4H [19459022 ] 2 O (l)
∆H ° rxn = [3∆H ° f (CO 2 ) + 4∆H ° f (H 2 O)] – [∆H ° f (C 3 H 8 ) + 5∆H ° f [ 19459023] (O 2 )]
∆H ° rxn = [(3 mol CO 2 ) (393.5 kJ / mol) + (4 mol H 2 O) (285.5 kJ / mol)]
= (2324 kJ) – (103,85 kJ)
= 2220 kJ
5.8: Alimentos y combustibles
Valor de combustible : energía liberada cuando se quema 1 g de un material
Alimentos
- Las principales fuentes de energía para el cuerpo son los carbohidratos y las grasas
- La descomposición de los carbohidratos es rápida, por lo que la energía se suministra rápidamente al cuerpo
- Las grasas son muy adecuadas para el cuerpo porque (1) son insolubles en agua, lo que permite su almacenamiento en el cuerpo humano. (2) producen más energía por gramo que las proteínas o los carbohidratos.
Combustibles
- Combustibles fósiles : carbón, petróleo y gas natural
- Gas natural : consiste en hidrocarburos gaseosos, compuestos de hidrógeno y carbono
- Petróleo : líquido compuesto de cientos de compuestos
- Carbón : sólido; contiene hidrocarburos de alto peso molecular, así como compuestos que contienen azufre, oxígeno y nitrógeno. El combustible fósil más abundante
- Syngas : abreviatura de gas sintético