19-08-2015 Termodinámica: Calor, trabajo y energía • Objetivo General: Comprender los fundamentos de las leyes de la termodinámica que rigen las reacciones químicas. • OFT: Interés por aprender, de transmitir conocimientos a otros y la expresión del compañerismo apoyando en los procesos de aprendizaje. 1 19-08-2015 Aprendizajes esperados A . P: Caracterizar los distintos tipos en los que ocurren los cambios de energía asociados a las reacciones químicas A . P: Describir las transferencias y cambios de energía que ocurren en diferentes reacciones químicas del entorno. Diversas escalas de transferencias de energía, todas ellas cumplen con las mismas leyes.. 2 19-08-2015 Sistemas termodinámicos Entorno: Zona del Universo que interactúa con el sistema Sistemas termodinámicos 3 19-08-2015 Sistemas termodinámicos Sistemas termodinámicos 4 19-08-2015 • De acuerdo a sus características los sistemas se clasifican en: • 1. Sistemas abiertos: es el que permite el intercambio de energía y materia. • 2. Sistemas cerrados: es aquel que permite el intercambio de energía, • pero no de materia. • 3. Sistemas aislados: es el que no permite el intercambio de energía ni • de materia. 5 19-08-2015 Propiedades de la materia • Propiedades físicas: Son factibles de medir sin cambiar la identidad y la composición de la sustancia. Estas propiedades incluyen color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y dureza Propiedades de la materia • Propiedades Químicas: Describen la manera en que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otras sustancias. Por ejemplo, una propiedad química común es la inflamabilidad, la capacidad de una sustancia para arder en presencia de oxígeno. 6 19-08-2015 Propiedades de la materia • Propiedades intensivas: Son aquellas propiedades, que no dependen de la cantidad de muestra que se está examinando. Por ejemplo, la temperatura, el punto de fusión y la densidad. Propiedades de la materia • Propiedades extensivas: Son aquellas propiedades que dependen de la cantidad de la muestra e incluyen mediciones de la masa y del volumen 7 19-08-2015 Propiedades o funciones de estado • Función de estado: Propiedad que se determina especificando su condición o su estado actual. Conceptos y unidades de energía • Energía • Trabajo • Calor 8 19-08-2015 Conceptos esenciales Energía: La propiedad de un objeto o de un sistema en virtud de la cual puede realizar trabajo (w), se mide en Joule (J). En el caso del trabajo en mecánica: Trabajo mecánico • Desde el punto de vista mecánico se formulan dos tipos clásicos de energía: la energía cinética y la energía potencial. La primera es propia de los cuerpos en movimiento, y la segunda de la posición que ocupa el cuerpo respecto a algún campo de fuerza. 9 19-08-2015 Trabajo desde la termodinámica El trabajo no es necesariamente de naturaleza puramente mecánica, ya que la energía intercambiada en las interacciones puede ser también de distintas maneras. En el caso de la termodinámica dicho «trabajo» está asociado a cambios del volumen que experimenta un sistema El calor (q) • • El calor es energía en tránsito, que pasa desde un objeto de mayor temperatura a otro de menor temperatura produciendo a cabo de un tiempo un equilibrio térmico. La temperatura en cambio nos dice qué tan caliente o frío es algo respecto de cierta referencia 10 19-08-2015 Calor específico y capacidad calorífica • • • • Conceptos de: Caloría Calor específico Capacidad Calorífica Caloría: • caloría (cal) es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua en un grado Celsius. • 1 cal = 4,18 J El agua por definición es 1 cal/g°C y en la siguiente tabla se presentan los valores para algunas sustancias: 11 19-08-2015 • Como esta cantidad de energía es muy pequeña se emplea comúnmente la kilocaloría (kcal), considerando que: Capacidad Calórica • La capacidad calórica (C) de un cuerpo, es la relación del calor suministrado con respecto al correspondiente incremento de temperatura del cuerpo. También la podemos definir como la cantidad de calor necesario para elevar un grado la temperatura de un cuerpo. 12 19-08-2015 • El calor específico (s): es la cantidad de calor necesario para elevar un grado la temperatura de un gramo de masa. • Capacidad calorífica molar ©: Cantidad de calor necesario para elevar en un ( 1 ) °C la temperatura de un mol de esa sustancia. 13 19-08-2015 • El calor específico (s)de una sustancia se puede determinar experimentalmente midiendo el cambio de temperatura ( T ) que experimenta una masa conocida ( m ) de la sustancia, cuando gana o pierde una cantidad específica de calor ( q ) . Por ende. 14 19-08-2015 • Se requieren 209 J para aumentar la temperatura de 50 g de agua en 1 °C. Por tanto, el calor específico del agua es 4,18 J/g °C. Si se deseara aumentar la temperatura de 200 g de agua en 20 °C, ¿cuánto calor debe agregarse al sistema? Paso 1. Para comprender el ejercicio propuesto, es necesario extraer los datos. • Datos: • Calor específico del agua = 4,18 J/g °C. • Se desea elevar la temperatura a 20 °C. • De 200 g de agua. • ¿Cuánto calor es necesario agregar al sistema? (q = incógnita) • Paso 2. Seleccionar las fórmulas que relacionan los datos conocidos con la • incógnita. En este caso: 15 19-08-2015 • Paso 3. Remplazar los datos en la fórmula escogida. Paso 4. Resolver. Para esto debemos despejar q y obtener el valor deseado ¿Qué podemos interpretar? • Nosotros Podemos señalar que los 200 g de agua deberán absorber 16720 J de calor para elevar la temperatura en 20 °C. 16 19-08-2015 Realiza los siguientes ejercicios A) ¿Qué cantidad de calor se necesita para calentar 200 g de aluminio (Al) desde 20 a 30 o C? El calor específico del aluminio es 0,90 J/g ⋅ C • B) . Para elevar la temperatura de una muestra de 16 g de tolueno ( C7 H8 ) desde 20 a 28,2 o C se necesitan 175 J. Calcula el calor específico del tolueno. • C). Para elevar la temperatura de 195 g de hielo, desde 2 o C hasta 28 o C, ¿cuánto calor expresado en kJ se necesitan? (calor específico del agua es de 4,18 J / g o C) 17 19-08-2015 Energía interna • Es la energía total de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas (Ec) y energías potenciales (Ep) de sus partes componentes y es conocida como energía interna del sistema (U), que corresponde a una función de estado. • Sin embargo, dada la gran variedad de interacciones…. Se calcula el cambio de energía interna ( U ) como la diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía al principio: 18 19-08-2015 Donde, los reactantes, serían la energía interna inicial; en tanto que los productor serian la energía interna final. Dada la siguiente reacción química • Cuando el contenido de energía de los productos es menor que el de los reactivos, el U para el proceso es negativo…..Qué implica esto? 19 19-08-2015 • La relación entre cambio de energía interna ( U) , calor ( q ) y trabajo ( w ) está dada por la siguiente expresión, que corresponde a la primera ley de la termodinámica: 20 19-08-2015 Procesos endotérmicos y exotérmicos • Proceso Endotérmico: Cuando un sistema absorbe energía, es decir, aumenta la energía interna, es sinónimo de que el entorno realiza trabajo sobre el sistema ( + w ) y se transfiere energía hacia el sistema en forma de calor ( + q ) Procesos endotérmicos y exotérmicos • Proceso Exotérmico: Cuando el sistema ejerce trabajo sobre el entorno ( − w ) y entrega calor ( − q ) , el proceso habrá liberado energía al entorno, convirtiéndose en un proceso. 21 19-08-2015 Entonces tenemos lo siguiente… Un ejemplo claro de reacciones exotérmicas • Se define ENERGÍA DE ACTIVACIÓN, a la energía mínima necesaria para que ocurra una reacción química. Gráficamente se verifica por un aumento en la energía potencial de los reactantes. El umbral energético tiene un punto máximo que se define como “Complejo Activado”. Si los reactantes sobrepasan esta barrera de potencial, la brusca caída de energía hace espontánea la formación de producto. Se evidencia una reacción química exotérmica cuando el sistema libera calor al entorno. Los productos formados poseen menor energía que los reactantes 22 19-08-2015 Un caso claro de reacciones endotérmicas • En las reacciones endotérmicas el sistema absorbe calor y los productos contienen más energía que los reactantes. Una reacción química que presenta entalpía positiva es endotérmica. Clásico ejemplo de reacciones exotérmicas • Glucosa 6 fosfato 23 19-08-2015 Hagamos un ejercicio de energía interna • Paso 1. Para comprender el ejercicio propuesto, es necesario extraer los datos. • Datos: • Calor liberado (q) = 1150 J • Trabajo (w) = 480 J • ¿Cuál es el cambio de energía interna del sistema? (U = incógnita) 24 19-08-2015 • Paso 2. Seleccionar las fórmulas que relacionan los datos conocidos con la incógnita. En este caso: • U = q + w • Paso 3. Remplazar los datos en la fórmula escogida y resolver. • U = ( -1150J ) + ( − 480 J ) • U = -1630 J Primera ley de la termodinámica la energía no se crea ni se destruye, se transforma y se conserva. Así, se observa que la energía que un sistema pierda, deberá ser ganada por el entorno y viceversa. Este principio se conoce en termodinámica como primera ley de la termodinámica o ley de la conservación de la energía, a la que aludimos recientemente al estudiar la energía interna de un sistema. 25 19-08-2015 Concepto de Entalpia • Entalpía de la reacción (ΔH): Es una magnitud termodinámica, la cual es una medida del calor de un proceso medido a presión constante. • Cuando la variación de entalpía es negativa se denomina que la reacción es exotérmica (se liberó energía calórica al entorno)…y cuando es endotermica? Entalpia de formación estándar. • 1 atm • 25 grados Celsius • Se define como el cambio de entalpia, cuando todos los reactivos y productos están en su condición estándar. 26 19-08-2015 • Dentro de estos, un proceso de especial importancia es la formación de un compuesto a partir de los elementos que lo constituyen, denominada entalpía de formación (o calor de formación) y se designa como H , donde el subíndice f indica que la sustancia se formó a partir de sus elementos. of • Por otra parte, la magnitud de cualquier cambio de entalpía depende de las condiciones de temperatura, presión y estado (gas, líquido, o sólido) de los reactivos y productos. Por ello, a fin de poder comparar las entalpías de diferentes reacciones, es conveniente definir un conjunto de condiciones llamadas estado o condiciones estándar, que corresponden a la presión atmosférica con un valor equivalente a 1 atmósfera (1 atm) y a la temperatura de 298 K, correspondiente a 2 5 C. Así, la entalpía estándar ( H ) de una reacción se define como el cambio de entalpía, cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar. o o 27 19-08-2015 28 19-08-2015 Podemos señalar finalmente que, para que se produzca la formación del acetileno bajo estas condiciones, es necesario adicionar al sistema una cantidad de energía igual o superior al valor de la entalpía calculado. 29 19-08-2015 Entalpía de reacción • Como H = H (Delta final) - H ( Delta Inicial), el cambio de entalpía para una reacción química estará dado por la entalpía de los productos y la de los reactivos según la siguiente expresión: • ecuación termoquímica El signo negativo de Delta H indica que la reacción es exotérmica. El contenido de la energía de los productos es menor que la de los reactivos, la energía interna (Delta U) para este proceso es negativo. Esto implica que la energía interna del hidrogeno y el oxigeno es mayor que la del agua. 30 19-08-2015 Aspectos esteqiometricos de la entalpia • La entalpía es una propiedad extensiva. La magnitud de delta H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo consumida en el proceso. 3- El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y de los productos 31 19-08-2015 32 19-08-2015 Energía de enlace 33 19-08-2015 34 19-08-2015 Ley de Hess • Germain Henri Hess estableció un método que permite conocer la variación de entalpía de algunas reacciones (cuya entalpía no es conocida) a partir de los datos de entalpía de otras ya tabuladas, principio conocido como Ley de Hess. • Sabemos que la entalpía es una función de estado, que el cambio de entalpía (H) asociado a cualquier proceso químico depende solo de la cantidad de materia que sufre el cambio, de la naturaleza del estado inicial de los reactantes y del estado final de los productos 35 19-08-2015 Isotérmicos: • En este proceso la temperatura permanece constante. Como la energía interna de una gas ideal sólo es función de la temperatura, en un proceso isotérmico de un gas ideal la variación de la energía interna es cero (∆U= 0) 36 19-08-2015 Isobárico Es un proceso termodinámico en el cual la presión permanece constante, en este proceso, como la presión se mantiene constante, se produce una variación en el volumen y por tanto se puede realizar trabajo sobre el sistema. A continuación se muestra un video explicativo de esta definición. Isométrico En este proceso el volumen permanece constante, es decir que en este tipo de proceso el volumen no varía y por tanto el trabajo es igual a cero, lo que significa que W= 0. 37 19-08-2015 Concepto de Entalpia • Entalpía de la reacción (ΔH): Es una magnitud termodinámica, la cual es una medida del calor de un proceso medido a presión y temperatura constante. • Cuando la variación de entalpía es negativa se denomina que la reacción es exotérmica (se liberó energía calórica al entorno)…y cuando es endotermica? 38 19-08-2015 • • • • • • • • • Como verás, existen diversos procesos: • Espontáneos, son aquellos que ocurren de manera natural en una determinada dirección. • No espontáneos, aquellos que no ocurrirán de manera natural en una determinada dirección. • Reversibles, los que pueden ir y regresar de un estado a otro, siguiendo el mismo camino, es decir, pueden ir en ambas direcciones. • Irreversibles, son aquellos que ocurre en una dirección única. No pueden invertirse por si solo de modo espontáneo. 39 19-08-2015 • Clavos: espontáneo. Cambian, debido a las condiciones del entorno, en una dirección. • Vaso: no espontáneo. El vaso quebrado no puede volver a su estado inicial de manera natural. • Pelota de papel: no espontáneo. El papel quemado, no puedo volver a su estado inicial de manera natural. • Manzana: espontáneo. Se descompone de forma natural, en una dirección. 1. Entropía • El “desorden u orden” de un sistema, puede ser tratado cuantitativamente en términos de una función denominada Entropía (S). En 1850, el matemático y físico alemán Rudolf Clausius introdujo este concepto como medida de cuánta energía se dispersa en un proceso a temperatura dada, entendiendo que, en general, cuanto más probable es un estado o más al azar está la distribución de moléculas, mayor es la entropía. 40 19-08-2015 41 19-08-2015 42 19-08-2015 43 19-08-2015 Segunda Ley de la Termodinámica A la luz de lo estudiado hasta aquí, ¿qué relación nos permitirá, determinar finalmente si un proceso ocurre en forma espontánea o no? La respuesta a este cuestionamiento termodinámico, se encuentra en la segunda ley de la termodinámica que indica: “La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio”, es decir, en un proceso espontáneo, teniendo en cuenta el sistema y los alrededores, hay un aumento neto de la entropía, y en procesos de equilibrio se mantiene constante. 44 19-08-2015 Entropía en un proceso irreversible o espontáneo 45 19-08-2015 c.2. Entropía en un proceso reversible: equilibrio • Si dispones agua caliente en un termo y los cierras, ¿qué sucederá con la energía del sistema, del entorno y del universo? d. Entropías molares estándar 46 19-08-2015 47 19-08-2015 e. Variación de la entropía (S) en una reacción química 48 19-08-2015 49 19-08-2015 Energía libre de Gibbs • Esta cuestión fue resuelta por J. Willard Gibbs, quien introdujo una nueva magnitud la actualmente energía de Gibbs, energía libre de Gibbs (G) o simplemente energía libre. Willard Gibbs demostró experimentalmente que para una reacción que tiene lugar a presión y temperatura constantes, la variación de la energía libre de Gibbs ( G ) representa la fracción del cambio de energía total que está disponible para desarrollar trabajo útil. • Considerando entonces, la transferencia de calor de un sistema ( H ) , así como su entropía ( S ) (que puede alterarse variando la temperatura, T), definió la energía libre como: G = H − TS • Por ejemplo, si el G de una reacción es -110 kJ, es posible obtener 110 kJ de trabajo útil a partir de la reacción. Por el contrario, si G es +110 kJ, habrá que suministrar, al menos, esa misma cantidad de energía en forma de trabajo, para que la reacción tenga lugar. 50 19-08-2015 a. Relación entre G, H y S y predicción de la espontaneidad de un proceso 51 19-08-2015 52 19-08-2015 53 19-08-2015 ( G 0 = + 39,72 kJ ) 54 19-08-2015 55 19-08-2015 56 19-08-2015 c. Efecto de la temperatura 57 19-08-2015 58 19-08-2015 59