Sistemas fisicoquímicos

Sistemas fisicoquimicos

1. SISTEMAS FISICOQUÍMICOS PROFA. FRANCY RAMOS

2. La termoquimica Es la parte de la química que se encarga del estudio de todo lo relacionado con la energía térmica, su transferencia y su transformación.

3. SISTEMAS Es una porción del universo delimitada con el propósito de estudiarlo. SISTEMA FRONTERA ALREDEDORES No necesariamente debe ser real físicamente Todo lo que queda por fuera del sistema

4. Tipos de sistemas Sistema abierto Sistema cerrado Sistema aislado Puede existir transferencia de materia y energía No hay transferencia de material No hay transferencia de energía y materia

5. Tipos de sistemas Sistema homogéneo En donde se distingue un solo material Sistema heterogéneo En donde se distinguen más de dos materiales

6. Unidanes de energía calórica Caloría: cantidad d e calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14,5 a 15,5ºC Joule: es la energía necesaria para mover un objeto una distancia de un metro aplicándosele una fuerza de 1 Newton, es decir fuerza por distancia. 1 caloría=4,184 joule 1 kilocaloría = 1000 calorías

7. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA ESTADO SÓLIDO Cohesión elevada. Forma definida. Incompresibilidad (no pueden comprimirse). Resistencia a la fragmentación. Fluidez muy baja o nula. Algunos de ellos se subliman. Volumen constante

8. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA ESTADO LÍQUIDO Cohesión menor. Movimiento energía cinética. No poseen forma definida. Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene. En el frío se comprime. Posee fluidez a través de pequeños orificios. Puede presentar difusión. Volumen constante.

9. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA ESTADO GASEOSO Cohesión casi nula. Sin forma definida. Su volumen es variable dependiendo del recipiente que lo contenga. Pueden comprimirse fácilmente. Ejercen presión sobre las paredes del recipiente contenedor. Las moléculas que lo componen se mueven con libertad. Ejercen movimiento ultra dinámico. Tienden a dispersarse fácilmente

10. RELACIÓN ENTRE LAS FASES

11. RELACIÓN ENTRE LAS FASES PTO DE EBULLICIÓN PTO DE FUSIÓN T ENERGÍA

12. Calor específico El calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de sustancia, un grado centígrado. Es una propiedad característica de cada material. Calor absorbido Calor cedido

13. Cantidad de calor Q=m . Ce . ∆T Q=n . Ce . ∆T ∆T= T 2 – T 1 Donde Q = Cantidad de calor m= masa Ce= calor específico n= moles ∆T= variación de temperatura

14. Ejemplo Problema nº1 Calcule la cantidad de energía calórica necesaria para ca calentar 20g de hierro desde 25ºC hasta 80ºC. Calor especifico del hierro es 0,45 J/g . ºC. Datos Q=? m=20g T1=25ºC T2=80ºC Operación ∆T = T2-T1 ∆T=80ºC-25ºC ∆T=55ºC Q=m . Ce . ∆T Q=20g . 0,45 J/ gºC . 55ºC Q=495J Resultado Q=495J

15. ENTALPIA Es el contenido calórico, simbolizada por la letra H. La ∆H (variación de entalpia) es una magnitud extensiva, es decir, es proporcional a la cantidad de sustancia que se produce, por lo tanto ∆H= H productos - H reactivos

16. ENTALPIA Productos Reactivos H P H R Contenido calórico Contenido calórico Productos reactivos H Productos H Reactivos > > ∆H= + Proceso endotérmico

17. ENTALPIA Productos Reactivos H P H R Contenido calórico Contenido calórico Productos reactivos H Productos H Reactivos < < ∆H= - Proceso exotérmico

18. Entalpia de enlace Cantidad de energía que hay que suministrar en un par de átomos para romper la interacción química presente entre ellos. Su valor es característico para cada tipo de unión. Si los enlaces que se rompen son débiles y los formados fuertes, la reacción es exotérmica Si los enlaces que se rompen son fuertes y los formados débiles, la reacción es endotérmica

19. EJEMPLO Problema 2. A partir de las entalpías de enlace, determinar la entalpía para la reacción de hidrogenación del 1,3-butadieno ( CH 2 = CH - CH =CH 2 ) a butano ( CH 4 - CH 2 - CH 2 - CH 4 ) la reacción es CH 2 = CH - CH = CH 2 + 2H 2  CH 4 - CH 2 - CH 2 - CH 4 ENTALPIAS DE ENLACE C=C =614 KJ/mol H-H= 436KJ/mol C-C=348KJ/mol C-H=413KJ/mol

20. RESOLUCIÓN Razonamiento Se rompen los dos enlaces dobles C= C y los enlaces H - H de la molécula de hidrógeno CH 2 = CH - CH =CH 2 y H 2 Se forman dos enlaces simples C-C que sustituyen a los dobles, y 4 enlaces C - H, por lo que las energías. CH 4 - CH 2 - CH 2 -CH 4

21. RESOLUCIÓN ∆H enlace = ∆H enlaces rotos - ∆H enlaces formados ∆H enlaces rotos = 2∆H C=C + 2∆H H-H ∆H enlaces rotos = 2(614 KJ/mol) + 2(436KJ/mol) ∆H enlaces rotos =2100 KJ/mol ∆H enlaces formados = 2∆H C-C + 4 ∆H H -H ∆H enlaces formados = 2(348KJ/mol)+4(413KJ/mol) ∆H enlaces formados = 2348 KJ/mol ∆H enlace = 2100 KJ/mol - 2348 KJ/mol ∆H enlace = -248 KJ/mol

22. Designaciones complementarias de entalpias Debido a que la entalpia es un contenido energético, se puede asociar a un proceso químico y se denomina de acuerdo al tipo de cambio químico. Entalpia de combustión Entalpia de neutralización Entalpia de disociación Entalpia de descomposición Entalpia de formación

23. Ley de hess Propuesta por Germain Henri Hess en 1840 «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas» En otras palabras “los cambios de entalpía son aditivos”

24. ejemplo Problema 3. Tomando como base las ecuaciones termoquímicas a 25ºC que se indican a continuación, calcular la entalpía De formación del ácido nitroso en disolución acuosa que se indica con el subíndice ( ac ). La reacción de formación del ácido nitroso en disolución acuosa es: ½ N 2 (g) + ½ H 2 (g) + O 2 (g)  HNO 2 ( ac ) a) NH 4 NO 2 (s)  N 2 (g) + 2H 2 O (l) ; ∆H = - 300,12 KJ b) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O (l) ; ∆H = - 284,24 KJ c) N 2 (g) + 3H 2 (g) + ( ac )  2NH 3 ( ac ) ; ∆H = - 170,54 KJ d) NH 3 (( ac )+ HNO 2( ac )  NH 4 NO 2 ( ac ); ∆H = - 38,04 KJ e) NH 4 NO 2 (s)  NH 4 NO 2 ( ac ); ∆H = + 19,85 KJ

25. resolución Así el HNO 2 ( ac ) está en el primer miembro de la reacción “d” por lo que hemos de seleccionar la inversa de ésta: d: NH 4 NO 2 ( ac )  NH 3 ( ac ) + HNO 2 ( ac ); ∆H = + 38,04 KJ Como el NH 4 NO 2 ( ac )no está en la reacción a obtener, hemos de buscar otra en la que aparezca en el 2º miembro, para eliminarlo, la reacción “ e” e: NH 4 NO 2 (s)  NH 4 NO 2 ( ac ); ∆H = +19,85 KJ También hemos de eliminar el NH 3 ( ac ),que hemos de colocar en el primer miembro, con la inversa de la mitad de la reacción “ c” c: (1/2)2NH 3 ( ac )  N 2 (g) + 3H 2 (g) + ( ac ) ∆H = -1/2 (- 170,54)

26. resolución Y para eliminar el NH 4 NO 2 (s) que se ha incluido en el primer miembro con la reacción “e”, hemos de tomar la inversa de la reacción “a” a: N 2 (s) + 2H 2 O (l)  NH 4 NO 2 (s) ∆H = 300,12 KJ Finalmente, para eliminar los 2 H 2 O (l) introducidos con ésta última, se ha de multiplicar la reacción “ b” x 2 b:2H 2 (g) + O 2 (g)  2H 2 O(l) ; ∆H = 2(- 284,24) KJ Al sumarlas todas, eliminando y/o Simplificándo las sustancias que aparecen en ambos miembros, y sumando también los Ä H ½ N 2 (g) + ½ H 2 (g) + O 2 (g)  HNO 2 ( ac ) ∆H = -125,2 KJ,

27. resolución d: NH 4 NO 2 ( ac )  NH 3 ( ac ) + HNO 2 ( ac ); ∆H = + 38,04 KJ e: NH 4 NO 2 (s)  NH 4 NO 2 ( ac ); ∆H = + 19,85 KJ c: NH 3 ( ac )  1/2 N 2 (g) + 3/2 H 2 (g) + ( ac ) ∆H = -1/2 (- 170,54) a: N 2 (g) + 2H 2 O (l)  NH 4 NO 2 (s) ∆H = 300,12 KJ b:2H 2 (g) + O 2 (g)  2H 2 O(l) ; ∆H = 2(- 284,24) KJ ½ N 2 (g) + ½ H 2 (g) + O 2 (g)  HNO 2 ( ac ) ∆H = -125,2 KJ

28. entropia Es una medida del grado de orden o desorden de las partículas que constituyen una sustancia. La entropía ( ∆S) aumenta a medida que disminuye la presión, aumenta la temperatura y la masa, disminuye las restricciones en los movimientos de partículas. Se determina: ∆S = Q T( K )

29. EJEMPLO Problema 4 ¿cuál será la variación de entropía que se produce al fundir 1 mol de agua, sabiendo que el calor molar de fusión del hielo es 6,03KJ?( 1atm y a 0ºC) Datos ∆S = ? Q = 6,03KJ T = 0ºC Operación K= ºC+273 Q = 6.03KJ . 1000 J K = 273 1KJ Q= 6030J ∆S = ∆S = 6030J/273K ∆S = 22,1 J/K Respuesta ∆S = 22,1 J/K Q T( K )

30. resumen Energía calórica sistema Abierto Adiabático Cerrado Calor sensible Calor latente Q=m . Ce . ∆T ∆T= T 2 – T 1 Variación de la temperatura Cambio de estado a temperatura constante Presión y temperatura Evaporación Sublimación Fusión-congelación Ebullición-condensación Sólido Líquido gaseoso Entalpia ∆H= Hproductos - Hreactivos ∆H + Rx endotérmica ∆H – Rx exotérmica Ley de Hess Evaporación Neutralización Disociación formación Entropía ∆S = Q/T