TERMOQUÍMICA 2º BACHILLERATO

TERMOQUÍMICA

Resumen tema termoquímica

Lo que nos interesa en termoquímica es calcular el calor y el trabajo intercambiados en los procesos químicos. Hay que prestar atención a las condiciones en que se dan esos procesos (con cambio (1) o no (2) de estado, para el calor; cómo son P, T, V, Q… para el trabajo), y a las unidades en que nos dan los datos:

 

En la siguiente animación tienes representadas las distintas transformaciones termodinámicas:

Según el primer principio de la termodinámica la energía ni se crea ni se destruye sólo se transforma. La forma de enunciarlo cuando no hay variaciones de energía potencial y cinética es:













Como la mayor parte de los procesos trancurren a presión constante (la atmosférica), es útil definir una nueva función de estado, que represente el calor intercambiado en esas circunstancias (Q_p). Esta función se llama entalpía (H). La relación entre su variación  y la variación de energía interna ofrece expresiones muy interesantes, que siempre tienen presente el primer principio de la termodinámica:

En las ecuaciones termoquímicas se representan reacciones químicas indicando no sólo las sustancias y coeficientes estequiométricos que intervienen, sino también el estado físico en que se encuentran y la cantidad de calor puesto en juego en el proceso. Si el sistema absorbe calor, la reacción se llama endotérmica (diagrama entálpico de la izquierda); si lo desprende, se dice que la reacción es exotérmica (diagrama entálpico de la derecha). Con un mínimo nivel de inglés puedes entender esta animación flash sobre reacciones exotérmicas y endotérmicas. También puedes hacer observaciones cualitativas del signo de la variación de entalpía en el laboratorio.

En ocasiones, no es posible llegar a la meta por el camino más rápido, y es mejor dar algún que otro rodeo. Como la entalpía es función de estado, la ley de Hess nos indica que la variación de entalpía de un proceso directo es igual a la suma de las variaciones de entalpía de cada uno de los etapas que dan lugar al mismo. Vamos, que todos los caminos llevan a Roma:

Una consecuencia de la Ley de Hess es que la entalpía de una reacción se puede determinar a partir de:



Si lo que estudiamos es la entalpía estándar de reacción, estaremos trabajando a 1 atm de presión ,  25º C y disoluciones 1 M. Debemos ajustar la ecuación termoquímica convenientemente (por ejemplo, si es de formación, para obtener 1 mol del compuesto, como en la reacción de formación del agua,   H₂(g) + ½ O₂(g) —>  H₂O(l) ). La fórmula anterior se mantiene, indicando el estado estándar con un º de superíndice.  Comprueba que se cumple con el siguiente ejercicio ”on line”.

ΔH⁰ = ΔH⁰_productos -  ΔH⁰_reactivos

• Hay procesos que implican un nombre específico para las entalpías implicadas: por ejemplo, los de combustión  (que tiene como productos dióxido de carbono y agua) y los de hidrogenación (la adición de hidrógeno a 1 mol de una sustancia insaturada). Otro caso es el de las entalpías de enlace, definida como la energía necesaria para romper un mol de enlaces entre átomos en estado gaseoso:

¿Cómo sabemos si la entropía del universo ha aumentado o disminuido? Sería bastante más sencillo comprobar cómo ha sido la variación de entropía de nuestro sistema (esa pequeña parte que estudiamos). Considerando que la temperatura del entorno no se ve afectada por la absorción o cesión de calor por parte del sistema, y que la mayor parte de los procesos tienen lugar a presión constante,  sucederá que:

Semejante conclusión nos llevará a definir una nueva (¡y última!) función termodinámica, la energía libre de Gibbs (G):

G = H - T S

cuya variación (¡oh, sorpresa!), es, justamente:

ΔG = - T Δ Suniverso

 lo que queríamos, ni más ni menos, una forma de relacionar la variación de entropía del universo con datos de nuestro sistema. La variación de la energía libre de Gibbs en un proceso se calculará como:

ΔGreac =  ∑ΔGproductos -  ∑ΔGreactivos

 

 Con la siguiente interactividad, cómo varía la energía libre de Gibbs:

No nos sorprenderá ya, a estas alturas, que la energía libre de formación estándar (Gº_f) se defina como ΔG para un proceso en el que se forma 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos, en condiciones estándar y en su estado termodinámico más estable. Para los elementos, ΔGº_f =

¿Y para qué queríamos G? Para poder predecir la espontaneidad de las reacciones en función de variables de nuestro sistema, en lugar de fijándonos en la variación de entropía del universo (aunque es lo que en el fondo decide). El criterio de espontaneidad de una reacción es:

 Para predecir cualitativamente la espontaneidad o no de una reacción, hay que tener en cuenta los valores de entalpía, temperatura y entropía. Una imagen, mejor que mucho rollo:

La última ecuación del tema será la que nos ayude a calcular ΔG cuando el proceso se desarrolla en condiciones no estándar, o en el caso de que el sistema esté en equilibrio:



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