Fisicoquímica - Universidad Nacional del Litoral

Universidad Nacional del Litoral
Secretaría Académica
Dirección de Articulación, Ingreso y Permanencia
Año 2015
Fisicoquímica biológica
ISBN: 978-987-692-009-4
Unidad 6. Gases. Termodinámica. Termoquímica
María Inés Bocco / Leandro Peretti
Se ha dicho que vivir en austeridad, humilde y solidariamente,
es renunciar a uno mismo.
En realidad, ello es realizarse íntegramente.
Doctor Laureano Maradona (1895–1995). Médico rural argentino
Introducción
La termodinámica estudia las transformaciones de energía de un sistema; y como
estas transformaciones se relacionan con las propiedades de la materia.
El estudio se realiza a nivel macroscópico, aplicando los principios de la termodinámica a sistemas materiales. Se utilizan variables físicas que sean factibles de
medir: temperatura, presión y volumen.
La termodinámica aplicada a los seres vivos estudia y cuantifica los cambios de
energía que se producen en la célula.
Esta transformación de energía dentro de las células, proviene de las reacciones
químicas que se producen en el citoplasma.
A través de este movimiento energético, las miles de células que componen el
cuerpo humano tienen la gran tarea de mantenerlo vivo.
6.1. Definición y clasificación de los sistemas
Para realizar el estudio termodinámico de un sistema, se debe definir primero qué es
un sistema:
• Es la parte del universo que se quiere estudiar.
• Los sistemas pueden ser abiertos, cerrados o aislados.
• Los sistemas abiertos pueden intercambiar materia y energía, los cerrados intercambian solo energía, y los sistemas aislados, no intercambian ni materia ni energía.
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Fisicoquímica biológica / Unidad 6. Gases. Termodinámica. Termoquímica
• Sistema cerrado: un globo inflado.
• Sistema aislado: un termo para el mate.
• Sistema abierto: la célula
Cuando se trabaja con gases, el sistema siempre deberá ser cerrado, de lo contrario,
los gases salen del sistema.
Si el sistema es aislado, además de no intercambiar materia, no intercambia
energía. Estos sistemas se caracterizan por tener paredes adiabáticas, que no
permiten el intercambio de calor entre el sistema y el medio ambiente.
La célula, es un sistema abierto, porque en todo momento hay entrada y salida de
materiales. Pero como la velocidad de ingreso de sustancias a la célula es igual a la
velocidad de salida de sustancias, la concentración en su interior se mantiene constante, aunque las sustancias cambien.
Cuando en el sistema se realiza una transformación o proceso, se pueden dar
ciertas condiciones de las variables de estado.
Por ejemplo:
• Proceso isotérmico: cuando se realiza a temperatura constante.
• Proceso isobárico: cuando la presión es constante
• Proceso isocórico: cuando no hay cambios en el volumen.
P
P
P
v
Proceso isotérmico
v
Proceso isobárico
v
Proceso isocórico
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El sistema está rodeado del medio ambiente, con el que interactúa, y juntos constituyen el universo físico, que tiene la característica de ser aislado.
Sistema + Medio Ambiente = Universo Fisico
Por ejemplo: si se tiene un recipiente de vidrio tapado herméticamente (caja de
Petri), conteniendo orina sembrada en agar como medio de cultivo. Se coloca esta
caja dentro de una estufa a 370C, , similar a la temperatura corporal Si hay bacterias,
al cabo de cierto tiempo proliferan en el medio de cultivo.
La caja conteniendo el medio de cultivo y la orina constituyen un sistema cerrado,
el interior de la estufa el medio ambiente, y la suma de ambos, el universo físico.
6.1.1. Estado de agregación de la materia
La materia es todo aquello que tiene masa. Tiene diferentes comportamientos de
acuerdo al estado de agregación que se encuentre. Se puede presentar en tres
estados o fases: sólido, líquido o gas. En cada estado la distribución de las moléculas
es diferente.
La mayor dispersión de las moléculas se encuentra en los gases.
Los gases no tienen ni forma ni volumen propios, adquieren el del recipiente que
los contiene; en cambio los líquidos no tienen forma, pero sí tienen volumen propio; y
los sólidos tienen forma y volumen definidos.
6.1.2. Sistemas homogéneos y heterogéneos
Un sistema es homogéneo cuando está formado por una sola fase: sólido, líquido o gas.
En cambio, los sistemas heterogéneos están formados por dos o más fases. Recordar
que si en el sistema hay dos o más sólidos, cada uno constituye una fase diferente.
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Fisicoquímica biológica / Unidad 6. Gases. Termodinámica. Termoquímica
Fuente: http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/05/htm/sec_9.html
Fuente: http://nosotrosyciencia.blogspot.com.ar/2011/10/fases-y-componentes-de-un-sistema.html
6.2. Gases
Los elementos que a 250C y 1atm se encuentran en estado gaseoso son: hidrógeno
(H), nitrógeno (N), oxígeno (O), flúor (F) y cloro (CL).
Se encuentran en la tabla periódica en los siguientes grupos: 1A: hidrógeno, 5A:
nitrógeno, 6A: Oxígeno, 7A: Flúor y Cloro.
Estos gases son moléculas diatómicas (formadas por dos átomos), y se escriben así:
H 2, N 2, O 2, F 2 y Cl 2.
Además, existen los gases nobles, que corresponden al grupo 8A de la tabla periódica, y son moléculas monoatómicas:
Helio (H), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).
Características de los gases
a) No tienen forma ni volumen definidos.
b) Son más compresibles que los sólidos y los líquidos.
c) Las moléculas están más separadas que los sólidos y los líquidos, por eso su d)
densidad es menor.
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d) Los compuestos gaseosos nunca son compuestos iónicos.
e) Son incoloros, excepto el F2, Cl2 y NO2
Diferencia entre gas y vapor
En condiciones ambientales de presión y temperatura, 1 atm y 250C, el gas se
encuentra en estado gaseoso.
En cambio, el vapor es el estado gaseoso de una sustancia que a 1 atm y 25ºC, se
encuentra como sólido o líquido. Por ejemplo el vapor de agua existe a temperatura
mayor a 100ºC y 1 atm. El agua a temperatura ambiente es líquida.
Instrumentos de medidas de la presión
Barómetro: mide la presión atmosférica.
Manómetro: mide la presión de los gases, diferentes a los de la atmósfera.
Estos dos instrumentos se cargan con mercurio, dado que tiene una densidad muy
grande en relación a otros líquidos: es de 13,6g/cm3. Como el aumento de la columna
de líquido es inversamente proporcional a su densidad, el uso del mercurio, permite
(aunque es tóxico), trabajar con instrumentos pequeños.
Manómetro
Fuente: http://www.sabelotodo.org/aparatos/manometros.html
Barómetro
Fuente: http://www.construmatica.com/construpedia
/Presi%C3%B3n
6.2.1. Leyes de los gases
El estudio de los gases, a través de cientos de experimentos, permitió llegar a generalizaciones:
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Ley de Boyle: relaciona la presión (P) de los gases, con el volumen (V) que ocupan.
Ley de Charles y Gay Lussac: relaciona la temperatura (T) de los gases, con el
volumen que ocupan.
Ley de Avogadro: relaciona el volumen de los gases, con la cantidad de sustancia
(n=número de moles).
V = cte . n
6.2.2. Ecuación de estado de los gases
Combinando las tres ecuaciones anteriores, se obtiene una expresión general para
el comportamiento de los gases, que se aplica cuando el sistema está en equilibrio:
P . V = n . R . T
(6.1)
Siendo:
P = presión del sistema (en Pascales)
V = volumen del sistema (en metros cúbicos)
n = número de moles (en moles)
R = 8,314 J/mol. K (constante universal de los gases)
T = temperatura del sistema (en Kelvin).
Se pueden ver los cambios de estas variables en la gráfica de presión vs. volumen.
P
P1
T1
P2
V1
T2
V2
V
La línea curva corresponde a una isoterma (temperatura constante). Cada isoterma
tiene un valor de temperatura. A medida que se aleja del origen la temperatura
aumenta. T2 >T1
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Ley de Dalton: Dalton (1766-1844), encontró experimentalmente en 1801 que a una temperatura dada, la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones
que cada componente gaseoso ejercería si ocupara el volumen total del recipiente.
Ejemplo: Si se tiene una mezcla de tres gases: A, B y C, en un recipiente de
volumen V, a la temperatura T.
En esta mezcla cada gas ocupa el volumen total, como si los demás no existieran. Por
eso se puede escribir la ecuación de estado para cada gas:
p A . V = n A . R . T; p B . V = n B . R . T; p C . V = n C . R . T
(6.2)
Denominándose pA, pB y pC, presiones parciales de los gases A, B y C.
Por lo tanto si se relaciona la ecuación (1), con las ecuaciones anteriores, se
encuentra que:
pA + pB + pC = P
(6.3)
Y esta es la ley de Dalton de las presiones parciales. La presión total ejercida por la
mezcla de gases que forman el sistema, es igual a la suma de sus presiones parciales.
Además:
pA / PT = nA / nT
(igual para B y C)
Siendo
nA / nT = XA
(fracción molar de A)
Reemplazando:
p i = X i . P T(6.4)
Donde Xi e la fracción molar del gas. No tiene unidades. Su valor es entre 0 y 1, y se
aplica para cada fase.
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Los sólidos y los líquidos puros tienen fracción molar igual a 1.
Ejemplo: el aire es una mezcla de gases. Tiene 80% de nitrógeno (N2) y 20% de
oxígeno (O2).
(Los valores no son exactos por que existen otros gases en pequeña cantidad).
Si se considera que el 100%, son 100 moles totales,
XO = n O / n t
2
2
XO = 20 moles / 100 moles = 0.2
2
XN = nN / nt
2
2
XN = 80 moles / 100 moles=0.8
2
6.3. Primer principio de la Termodinámica
Los alimentos que se consumen son la fuente de energía para la vida. Actualmente,
conseguir energía a bajos costos es prioridad.
Se define a la energía como la capacidad que tiene un sistema para realizar trabajo.
Todos los procesos físico-químicos van acompañados por un cambio de energía.
Dado que la energía no puede ser creada ni destruida, es importante
conocer como se transforma y como se transfiere de un sistema a otro: es el estudio
de la Termodinámica.
La termodinámica se fundamenta en cuatro leyes o principios, de los cuales en
este capítulo sólo se trata el primer principio, que se refiere a la conservación de la
energía.
Matemáticamente se expresa:
∆U = Q + W
(6.5)
La ecuación (6.5) muestra que cuando un sistema tiene un cambio de energía interna
(∆U), esta es la suma de las otras formas de energía que el sistema puede intercambiar con el entorno: calor (Q) y trabajo (W).
La variación de energía interna del sistema será nula, cuando la energía interna
para cada estado se mantiene constante.
El valor de la energía interna está dado por los movimientos de translación, de rotación, de vibración y de interacción de las moléculas en el interior del sistema.
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Trabajo de expansión
Si bien el trabajo se manifiesta de diferentes maneras: trabajo mecánico, trabajo
químico, trabajo eléctrico, etc., sólo abordaremos el trabajo de expansión, que es el
más importante en los procesos que intervienen los gases.
El trabajo de expansión es igual a la presión externa por el cambio de volumen
producido en el sistema.
W exp = -P . ∆V(6.6)
Las unidades:
Joule(J) = Pa . m 3
El trabajo puede ser realizado por el sistema o el sistema lo realiza sobre el medio.
Se determina según los signos que presenta.
Si el sistema se expande, el volumen final es mayor al inicial, el trabajo de expansión será negativo. El sistema realiza trabajo sobre el medio ambiente.
Si el sistema se comprime, el volumen final será menor al inicial, el trabajo de
expansión es positivo. El medio ambiente realiza trabajo sobre el sistema.
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Energía interna y entalpía
Para simplificar el estudio de las transformaciones que sufren los sistemas cuando
cambia la temperatura, se mantienen constantes la presión o el volumen.
Si el proceso se realiza a volumen constante (V = Cte), el calor producido por el
sistema es igual a la variación de la energía interna entre el estado inicial y final de esa
transformación.
Q v = ∆U
(6.7)
En cambio, para los procesos realizados a presión constante se debe definir otra
función: la entalpía (H).
Se relaciona matemáticamente con la energía interna, la presión y el volumen del
sistema.
H = U + P . V (6.8)
La entalpía, igual que la energía interna tiene un valor para cada estado. Cuando el
sistema sufre una transformación, la variación de entalpía y de energía interna será
igual a la del estado final, menos la del estado inicial. Se puede conocer como varían
en un proceso. Si su valor permanece constante en el tiempo, la variación de energía
interna o entalpía es nula.
∆H = ∆U + ∆(P . V) (6.9)
Combinando las ecuaciones anteriores, si el proceso ocurre a presión constante
Qp = ∆H (6.10)
La ecuación (6 .10), muestra que en un proceso que ocurre a presión constante, el
calor es igual a la variación de la entalpía.
Las unidades del trabajo, calor, energía interna y entalpía tienen unidades de Joule
(J), o Kilo Joule (KJ).
Tanto Q como ∆H , son funciones de la temperatura, es decir, se modifican cuando
cambia la temperatura. Esto ocurre cuando el sistema está formado por un cuerpo
puro, en una sola fase, y no se producen cambios en la composición (no se producen
reacciones químicas).
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Aplicación del primer principio a sistemas que no cambian su composición
El calor de un sistema se modifica cuando se producen cambios en la temperatura.
Estos procesos se pueden realizan a presión constante o a volumen constante.
Las ecuaciones que relacionan el calor a volumen constante y el calor a presión
constante son:
Q v = n . c v . ∆T (6.11)
(6.12)
Qp = n . c p . ∆T
Donde cp y cv, son la capacidad calorífica molar a volumen y a presión constantes.
Se definen como la cantidad de calor necesaria que tiene un mol de sustancia para
elevar la temperatura un grado. Sus unidades son: J/mol.K, y se aplica en los gases.
La relación entre ambas está dado por:
c p - c v = R (6.13)
R: la constante universal de los gases.
R = 8,314 J/ mol.K
En el caso de los sólidos y los líquidos el cp y el cv está dado por unidad de masa en
gramos, no en moles como los gases. Se llama calor específico y sus unidades son J/g. K
En los sólidos y los líquidos el cp es aproximadamente igual al cv.
∆T es la variación de temperatura del sistema entre el estado inicial y el estado final.
6.3.1. Calorimetría
La calorimetría es la rama de la termoquímica que permite cuantificar los intercambios
de calor que se producen en un sistema, mediante lecturas de temperatura.
El estudio se realiza con un dispositivo llamado Calorímetro. Consta de un recipiente cerrado con paredes adiabáticas, que dispone de un termómetro y un agitador
como muestra la figura.
termómetro
agitador
agua
bomba
sustancia
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Para realizar la experiencia se coloca agua a una temperatura Ti, y se le agrega un
sólido, puede ser un metal, a temperatura inicial T0, distinta a la del agua. Se tapa el
recipiente de manera que quede aislado con el entorno. Se agita, como muestra la
figura, y se lee la temperatura cada 30 segundos. Entre ambos se produce un intercambio de calor, hasta llegar a una Tf, donde hay equilibrio térmico, es decir uniformidad de temperaturas dentro del recipiente. La temperatura final, tendrá un valor
intermedio que estará entre las temperaturas iniciales del agua y el cuerpo.
Matemáticamente, para un calorímetro se cumple la siguiente ecuación:
Q agua + Q cuerpo = 0 (6.14)
Si se trabaja a presión constante:
∆H agua + ∆H cuerpo = 0 (6.15)
m agua . c p . agua . (T f - Ti ) + m cuerpo . c p . cuerpo . (T f - T 0 ) = 0 (6.16)
Siendo Tf la temperatura final de equilibrio, Ti y T0 las temperaturas iniciales del agua y
del cuerpo respectivamente.
Tabla de valores de densidad y calor específico
de elementos, a 250C
Elemento
Densidad
(gr/cm3)
Calor Específico
(cal/gr ºC)
Agua
1
1
Aluminio
2.7
0.226
Bronce
8.4
0.088
Carbono
2.27
0.12
Cobre
8.2-8.9
0.093
Etanol
0.8
0.58
Hielo
0.92
0.55
Mercurio
13.6
0.033
Vidrio
2.5
0.18
Zinc
7.15
0.093
Reacciones químicas
Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, Reactivos,
sufren cambios a nivel de su estructura molecular, se transforman, para dar lugar
a nuevos compuestos, denominados Productos. Simbólicamente, se representan
mediante las ecuaciones químicas.
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Reactivos
→ Productos
Algunos ejemplos de los diferentes tipos de reacciones químicas son:
• De formación: dos o más sustancias se combinan para formar un nuevo
compuesto. Por ejemplo la síntesis de dióxido de carbono:
C(s) + O2(g) → CO 2(g)
• De descomposición: Una sustancia se descompone en otras más sencillas, por
ejemplo la descomposición del carbonato de calcio cuando se calienta:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
• De precipitación: por lo general participan compuestos iónicos, dando como
resultado un producto insoluble (precipitado). Por ejemplo la reacción en medio
acuoso entre nitrato de plata y cloruro de sodio:
AgNO 3(ac) + NaCl(ac) → AgCl(s) + NaNO 3(ac)
• De combustión: Es la reacción de una sustancia (combustible) con el O2. Estas
reacciones siempre liberan calor y sus productos son CO2 y H2O.
CH4(g) + 2O 2(g) → CO 2(g) + 2H 2 O(l)
Balance de ecuaciones
Una ecuación química debe incluir todos los reactivos y productos que intervienen
en la reacción, con las proporciones de cada uno, para que se conserven los átomos
que participan. La misma cantidad de átomos de un elemento en los reactivos debe
encontrarse en los productos.
Esto se consigue balanceando la ecuación, lo que significa que se deben introducir coeficientes delante de cada elemento:
2H2(g) + O2(g) → 2H2 O(l)
Los números en negrita son los coeficientes y los números escritos como subíndices indican la cantidad de átomos que hay en una molécula. Por ejemplo la molécula de Agua (H2O) tiene 2 átomos de Hidrógeno y un átomo de Oxígeno. Los subíndices no pueden modificarse para balancear las ecuaciones, sólo los coeficientes.
Por ejemplo, en la combustión de Sacarosa intervienen como reactivos Sacarosa y
Oxígeno, y como productos Dióxido de Carbono y Agua:
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? C 12H22O 11(g) + ? O 2(g) → CO 2(g) + ? H 2 O(l)
Se define el coeficiente 1 para la Sacarosa, entonces:
• Del elemento C, tenemos 12 átomos en los reactivos, por lo que debemos
colocar el coeficiente 12 afectando al CO2.
• Del elemento H, tenemos 22 átomos en los reactivos y 2 átomos en los productos,
por lo que debemos colocar el coeficiente 11 (11.2=22) afectando al H2O.
• Del elemento O, tenemos 11 átomos (de la Sacarosa) más 2 átomos del O2 en
los reactivos y 35 átomos en los productos (24 provenientes de 12 CO2 y 11 provenientes de 11 H2O). Como ya fijamos el coeficiente de la sacarosa, se debe colocar
el coeficiente 12 delante del O2.
C12H22O 11(g) + 12O 2(g) → 12CO 2(g) + 11H 2O(l)
Problema
Una manzana aporta diversos nutrientes, como los carbohidratos glucosa, fructosa
y sacarosa. Cada 100 g de manzana hay 5,7g de fructosa (C6H12O6), cuyo calor de
combustión es de -2800 Kj mol-1.
a) Plantear la ecuación de combustión de la fructosa y balancearla.
b) ¿Cuántos moles de Oxígeno se necesitan para la combustión de 5 moles de
fructosa?
c) Calcular el aporte calórico de la fructosa en una manzana de 120g.
d) Expresar el resultado en unidades de calorías/g
Resolución
a) C6H12O 6(g) + 6O 2(g) → 6CO 2(g) + 6H 2O(l) ∆Hc0 = -2800kJmol -1
b) Son necesarios 30 moles de Oxígeno.
c) En 120g de manzana, se tiene 5,7 * 120 / 100 = 6,84g de fructosa.
El Peso Molecular de la fructosa es 180 g/mol, y 6.84 g de fructosa son
6,84 * 1 / 180 = 0,038 moles.
Cuando se queman 0.038 moles de fructosa, el calor liberado es
0,038 * (-2800) / 1 = 106,4 Kj
d) Expresado en calorías, 106,4 * 1 / 4,18 = 25,45 calorías, es decir 25,45 / 120
= 0.2 cal/g
6.4. Termoquímica
La aplicación del primer principio de la termodinámica a las reacciones químicas
se llama Termoquímica, que estudia a la energía que intercambian las reacciones
químicas en forma de calor.
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Las reacciones químicas al producirse van acompañadas por absorción o liberación de calor.
Algunos ejemplos de diferentes casos de calor de reacción son:
• Calor de formación: Es el calor puesto en juego cuando se produce un compuesto
a partir de sustancias simples en sus estados estables y a presión constante:
• Calor de combustión: Las reacciones de combustión se producen sobre
compuestos orgánicos (formados por C, H o C, H, O), en presencia de O2, para
dar como productos CO2 y H2O. Las reacciones de combustión son completas
porque todo el reactivo se transforma y son todas exotérmicas, como por ejemplo
la combustión de Glucosa:
C 6H12O 6 (s) + 6O 2(g) → 6CO 2(g) + 6H 2O(l) ∆Hc0 = -2813,1kJmol -1
6.4.1. Leyes de le termoquímica
a) Ley de Lavossier–Laplace: el calor puesto en juego en una reacción química es
igual pero de signo contrario al calor puesto en juego en la reacción inversa
Ejemplo: La siguiente ecuación corresponde a la reacción de formación del gas
metano a 250C y 1 atmósfera, la cual libera calor y por lo tanto es exotérmica.
C(s) + 2H 2(g) → CH4(g) ∆Hf0 = -74,9kJ
Y la reacción inversa corresponde a la descomposición de dicho gas, la cual es endotérmica (absorbe calor) y el cambio térmico es de igual valor pero de signo contrario:
CH4(g) → C(s) + 2H 2(g) ∆H0 = +74,9kJ
b) Ley de Hess: el calor puesto en juego en una reacción química es independiente
del número de etapas que se necesitan para que se produzca esa reacción.
Ejemplo: La combustión de 1 mol del gas metano se puede escribir como sigue:
CH4(g) + 2O 2(g) → CO 2(g) + 2H 2O(g)∆Hc0 = -802,37kJmol -1
(a)
Además, se cuenta con los siguientes datos:
C(s) + O2(g) → CO 2(g) ∆H0 = -393,5kJmol -1(b)
2H 2(g) + O 2(g) → 2H 2O(g) ∆H0 = 2 . (-241,83) kJmol -1
(c)
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Se puede operar matemáticamente con las reacciones, sumando, restando y multiplicando convenientemente, para llegar a determinar el calor puesto en juego en una
reacción a partir de datos conocidos de otras reacciones. Si se suman las reacciones
b y c se tiene:
C(s) + O 2(g) → CO 2(g)
+ 2H2(g) + O 2(g) → 2H 2O(g)
C(s)+2H2(g) + 2O 2(g) → CO 2(g) + 2H 2O(g)(d)
y luego se suma la inversa de la reacción a:
C(s) + 2H 2(g) + 2O 2(g) → CO 2(g) + 2H 2O(g)
CO2(g) + 2H 2O(g) → CH4(g) + 2O 2(g)
C(s) + 2H 2(g)(g) → CH4(g)(e)
se obtiene la ecuación de la reacción de formación del metano (e) y se puede calcular
la entalpía correspondiente (sumando las entalpías de b + c + la inversa de a):
∆Hf0 (CH4 ) = -393,5 + 2 . (-241,83) + (+802,37) = -74,80kJmol -1
Tabla de entalpía de combustión de alimentos.
Adaptada de Fisicoquímica. (413). Ed Santillana. 2001
Alimento
∆H(Kcal/100g)
Alimento
∆H(Kcal/100g)
Leche materna
67
[continuación]
Leche pasteurizada
64
Manzana
50
Huevo (yema)
353
Naranja
44
Huevo (clara)
48
Acelga
23
Aceite de girasol
898
Zanahorias
27
Pescado (merluza)
77
Lentejas
310
Carne vacuna
223
Pollo
99
Arroz
347
Pan
238
[continúa]
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Reacciones exotérmicas y endotérmicas
Como se dijo anteriormente, las reacciones químicas intercambian calor con el
medio ambiente, y este intercambio puede ser positivo o negativo. Hay reacciones
que al producirse liberan calor al medio y en cambio otras necesitan absorber calor
del medio. Cuando absorben calor son endotérmicas, el calor es positivo, y cuando
liberan calor son exotérmicas y el calor tiene signo negativo.
Reacciones químicas
a) Endotérmicas: absorben calor
b) Exotérmicas: liberan calor
Tabla de entalpía de formación de compuestos orgánicos
Adaptada de: Fisicoquímica, Laidler y Meiser, CECSA, México, 1997
Compuesto
∆Hf0 (Kj mol-1)
Metano
-74.81
Etano
-84.68
Propano
-103.85
Metanol
-238.66
Etanol
-277.69
Ácido Acético
-484.5
Acetona
-246.81
Glucosa
-1263.07
Sacarosa
-2215.8
Glicina
-472.16
Urea
-318.42
Programa de Ingreso UNL / Curso de Articulación Disciplinar: Fisicoquímica
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Fisicoquímica biológica / Unidad 6. Gases. Termodinámica. Termoquímica
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