Tema 5 Termoquímica Flashcards
¿Qué es la termoquímica?
¿En qué tipos clasifica las reacciones químicas?
La termoquímica es la ciencia que estudia los intercambios de energía que se producen durante una reacción química. Este intercambio de energía se produce entre el sistema termodinámico (los compuestos que participan en la reacción) y el entorno (todo lo ajeno a la reacción) y en función de como sea este intercambio se pueden diferenciar dos tipos de reacciones: las exotérmicas y las endotérmicas. En las reacciones exotérmicas el sistema pierde energía y el entorno la gana y en las endotérmicas el sistema gana energía y el entorno la pierde.
Explica los tipos de transformaciones que sufren las magnitudes en una reacción química
En las reacciones químicas intervienen muchas variables o magnitudes (presión, temperatura, calor…) que ayudan a explicar el estado de una reacción. Estas variables se pueden dividir entre las que son funciones de estado y las que no lo son.
Estas variables pueden cambiar, lo que se conoce como una transformación, existen varios tipos de transformaciones: las isotermas (a temperatura constante), las isobaras (a presión constante) y las isocoras (a volumen constante).
Los cambios (reacciones químicas y transformaciones) que ocurren en un sistema se engloban como “procesos”.
Aclaración: En varias partes del tema se nombra tanto el calor como la temperatura. La diferencia entre ambos es que el calor es la cantidad de energía térmica, normalmente esto se refiere a la energía liberada o absorbida en una reacción. En cambio la temperatura hace referencia a la cantidad de energía cinética de las partículas de un cuerpo. En general podemos decir que el calor es algo externo (es energía que no está siendo aprovechada por ningún cuerpo) y la temperatura es algo interno (es energía que un cuerpo aprovecha para moverse). La relación entre ambas magnitudes es que el calor es absorbido por las partículas para aumentar su temperatura o energía cinética, por lo que aumenta su velocidad.
Explica las funciones de estado
Las funciones de estado son las variables de la reacción en las que sólo importan sus valores finales e iniciales y no como ha ido evolucionando, por ejemplo la presión, la temperatura y la entalpía son funciones de estado.
En cambio en las variables que no son funciones de estado es importante cómo han ido evolucionando y no solo sus valores inicial y final, por ejemplo el calor no es una función de estado.
Cuando en un sistema termodinámico decimos que ha sucedido un proceso significa que ha habido un intercambio de calor y trabajo entre el sistema y el entorno
Explica la energía interna
La energía interna (U) es la energía almacenada por un sistema de partículas y es la suma de la energía cinética y las potenciales de traslación, vibración y rotación total de las partículas y se mide en kilojulios (KJ).
La variación de la energía interna en una reacción química es equivalente al calor intercambiado en una transformación isócora: U=Qv ΔU es la variación de la energía interna y Qv es el calor generado a volumen constante.
¿Qué dice el primer principio de la termodinámica?
El primer principio de la termodinámica dice que la energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma.
Explica la entalpía
La entalpía (H) es una función de estado cuya variación representa la cantidad de calor desprendido o absorbido por un sistema en el que la presión es constante y se mide en kilojulios (KJ).
Existen dos tipos de entalpía: la entalpía de formación y la de enlace.
La entalpía de formación da la energía total de la reacción y es el resultado de la suma de la energía interna con el producto de la presión con el volumen: ΔH = ΔU + PΔV, también se cumple H = U + ΔnRT. También se puede calcular con: ΔHR = ΣHP - ΣHr. Cuando se usa R se hace referencia a la reacción entera, P a los productos y r a los reactivos.
Para calcular la entalpía de una reacción se suele utilizar la ley de Hess que dice que cuando un proceso puede realizarse tanto de forma directa como en varios pasos, la variación de la entalpía del proceso directo coincide con la suma de las variaciones de entalpía de los pasos que se hacen si no se realiza de forma directa. Esto se puede resumir como: ΔHac =ΔHab + ΔHbc. Esto significa que nos dará la misma variación de entalpía si hacemos una única reacción química que si hacemos varias siempre que acaben utilizando los mismo reactivos iniciales y obteniendo los mismo productos finales. Esta ley se deduce a partir del primer principio de la termodinámica.
La entalpía de enlace es la energía relacionada únicamente con los enlaces, por lo que ignora la energía asociada a las fuerzas de unión entre moléculas. Su fórmula es: ΔHE = ΣHEP - ΣHEr
Si usamos H0 significa que es la entalpía en condiciones normales (25 Cº y 1 atmósfera).
Dí lo que dice el segundo principio de la termodinámica
El segundo principio de la termodinámica dice que en el universo se producen de forma espontánea los sucesos que aumentan la entropía de este. ΔSuniverso>0
Esto significa que el universo tiende a aumentar la entropía y que los procesos que se producen de forma espontánea son los que acaban dando lugar a más entropía en el universo.
Puede suceder que un proceso reduzca la entropía de un sistema, pero si eso ocurre significa que ha habido un aumento mayor en la entropía del entorno, por lo que la entropía total ha aumentado. ΔSuniverso= ΔSsistema+ΔSentorno, por lo tanto ΔSsistema+ΔSentorno>0
Explica la entropía
La entropía es el desorden que existe en un sistema, se representa con la letra “S” y se mide en julios partido de kelvin (J/K). En casi todos (por no decir todos) los sistemas las partículas que lo forman se mueven, por lo que en todos los sistemas debe de haber un grado de desorden asociado a este movimiento. Como, según la teoría cinética molecular, la temperatura es en realidad la velocidad de las partículas de un cuerpo, podemos decir que la temperatura está relacionada con la entropía. Los únicos sistemas en los que no hay desorden (la entropía es 0) son en los que la temperatura es 0K, por lo que las partículas que lo forman no se mueven. Podemos deducir que la entropía de un cuerpo en estado gaseoso es mayor que la de ese cuerpo en estado líquido y a su vez mayor a ese cuerpo en estado sólido.
Hay dos formas de calcular la entropía: la primera es dividiendo el calor que se genera o absorbe en una reacción entre la temperatura del sistema, es decir S = Q/T, aunque esta fórmula no la utilizaremos. La segunda forma sirve para calcular la variación de entropía y es: ΔSR = ΣSP - ΣSr.
Explica la energía libre
La energía libre (G) mide si un proceso es espontáneo (si la energía libre aumenta, ΔG>0) o no (si la energía libre disminuye, ΔG<0) y se mide en kilojulios (KJ). Hay dos maneras de calcular la variación de la energía libre: la primera es ΔGR=ΣGP - ΣGr y la segunda es ΔG =ΔH -TΔS . De forma general tenemos que:
* Si ΔH<0 (proceso exotérmico) y ΔS>0 (aumenta la entropía), entonces ΔG<0, es decir que el proceso siempre es espontáneo.
* Si ΔH<0 (proceso exotérmico) y ΔS<0 (aumenta el orden), entonces el proceso es espontáneo a temperaturas bajas.
* Si ΔH>0 (proceso endotérmico) y ΔS>0 (aumenta la entropía), entonces el proceso es espontáneo a temperaturas altas.
* Si ΔH>0 (proceso endotérmico) y ΔS<0 (aumenta el orden), entonces ΔG>0, el proceso es siempre no espontáneo.
