Termoquímica

Termoquímica
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Concepto:Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior

Termoquímica (del gr. thermos, calor y química). Consiste en el estudio de las transformaciones que sufre la Energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una aplicación de la Termodinámica a la química. Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando). El Calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción. qp = ΔrH. El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción. qv = ΔrU

Termoquímica

La Termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a P=cte, y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria.

Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas.

Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta.

Si las paredes del sistema son diatérmicas, la Temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.

Variables de estado

Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química)

Ejemplos:

Calor de formación)

Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar).

Se expresa como DHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre DH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

Ejemplos:

C(s) + O2(g)® CO2(g) DHf0= – 393,13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g)® H2O(l)DHf0 = – 285,8 kJ/mol

El calor de reacción, Qr se define como la energía absorbida por un sistema cuando los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Para una definición completa de los estados termodinámicos de los productos y de los reactantes, también es necesario especificar la presión. Si se toma la misma presión para ambos, el calor de reacción es igual al cambio de entalpía del sistema, DH r. En este caso podemos escribir: Qr= DHr

Los calores de reacción se calculan a partir de los calores de formación. El calor de reacción: es el cambio de energía que se presenta del rompimiento o formación de enlace químico. El calor de reacción se expresa generalmente en términos de calorías o kilocalorías (Kcal). Actualmente también se utiliza el joule (J) como medida de energía cuando se habla de cambios químicos.

El calor de reacción puede recibir diferentes nombres según el tipo de cambio que se produce en la reacción. Puede nombrarse entonces como: calor de formación, calor de combustión, calor de neutralización, etc.

Esta parte de la Química es objeto de estudio de la Termoquímica, a la que podemos definir como la rama estudia los cambios de energía calórica que acompañan a las reacciones químicas. Cuando se determina el calor de reacción , se conoce la cantidad de calor liberada o absorbida en una reacción a la misma temperatura de los reaccionantes. Si en la reacción química se produce absorción de energía se denomina endotérmica, y si hay, lo contrario, liberación de energía se denomina exotérmica.

Para trabajar este asunto debes manejar el concepto de Entalpía, simbolizado en Química con la letra H, debes saber que es el calor liberado o absorbido en una reacción por una presión constante; y este se determina calculando la variación de calor entre las sustancias resultantes y las reaccionantes.

Esta determinación se denomina variación de entalpía, VH. El signo de éste resultado o valor señala si hubo liberación de calor o absorción del mismo. El valor arrojado por esta diferencia o variación indica que tanto los reaccionantes como los productos contienen calor que es característico de su masa. El contenido de calor es una medida de la energía que está acumulada por una sustancia durante su formación.

Si el valor de la variación de entalpía es positivo, hubo absorción de calor durante la reacción; y si es negativo significa lo contrario, que hubo liberación de calor.

Tipos de reacciones según la Entalpía

Reacciones endotérmicas

Son aquellas reacciones donde se absorve calor, esto significa que la energía de las moléculas de las sustancias resultantes o productos (EP) es mayor que la energía de las moléculas de las sustancias reaccionantes (ER).

El medio donde ocurre este tipo de reacción se enfría.

Reacciones exotérmicas

Son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que la energía de las moléculas de las sustancias resultantes o productos (EP) es menor que la energía de las moléculas de las sustancias reaccionantes (ER).

El medio donde ocurre este tipo de reacción se calienta.

Funciones de estado

Son variables de estado que tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. Son funciones de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. NO lo son: calor, trabajo.

Cambios de entalpía estándar de reacción

Para estudiar desde un punto de vista termodinámico una reacción química, se considera que el estado inicial lo constituyen los reactivos puros y separados, y el estado final lo constituyen los productos de reacción, también puros y separados. Las propiedades termodinámicas de cada sustancia son diferentes, por lo que una reacción química va acompañada de un cambio en las funciones termodinámicas del sistema. Para poder evaluar este cambio se tabulan las propiedades termodinámicas de sustancias individuales (H, Cp, S, G...).

En general, los valores tabulados de entalpías, se refieren a los valores asignados a las sustancias químicas en sus estados convencionales. El estado convencional de una sustancia se elige arbitrariamente como el estado normal o estándar de la sustancia a 25 ºC y 1bar.

Estado estándar o normal: El estado estándar de una sustancia, es la forma pura más estable de la misma, a la presión de 1 bar y a la temperatura especificada. Si la sustancia es un gas a esa presión y temperatura, el estado estándar se elige como aquel en el que el gas se comporta como gas ideal. En el caso de disoluciones líquidas ideales (o disoluciones sólidas ideales) el estado estándar de cada componente se elige como el líquido (o el sólido puro) a la T y P de la disolución (o a P=1bar, realmente hay poca diferencia si la presión no es muy alta).

En el caso de disoluciones diluidas ideales el estado estándar del disolvente se elige como el líquido (o el sólido puro) a la T y P de la disolución, sin embargo el estado estándar del soluto es un estado ficticio a la T y P de la disolución, que resulta de extrapolar las propiedades del soluto en las disoluciones muy diluidas al caso límite en el que su fracción molar fuera 1. En el caso de disoluciones no ideales hay dos convenios diferentes, uno supone elegir el estado estándar de las disoluciones ideales, y el otro el de las disoluciones diluidas ideales, (el convenio ha de especificarse, porque en cualquier caso debe cumplirse que , lo que implica un valor diferente de μi0, de ai y de γi).

Para cada valor de temperatura existe un único estado normal de una sustancia pura dada, dicho estado se representa por y se lee entalpía molar estándar a la temperatura T.

Arbitrariamente la entalpía molar de cada elemento a la presión de 1bar y temperatura de 25 ºC es tomado como cero. Existen elementos como es el caso del carbono que tienen varias formas alotrópicas, el diamante y el grafito. Para tales elementos, se toma como sustancia de referencia la forma estable a 25 ºC y 1 bar. En este caso la forma más estable es el grafito, y su entalpía es cero, pero no es cero la del diamante.Este convenio arbitrario se aplica a elementos no a compuestos, excepción hecha de los gases diatómicos homonucleares.

Entalpías de formación de compuestos

Para calcular la entalpía de formación de un compuesto a 298 K y P= 1bar se procede a través de una serie de pasos

1) Si todos los elementos son gases a 298 K y P=1 bar, se calcula la variación de entalpía para la transformación desde gas ideal a gas real, en las condiciones expresadas, puesto que en el laboratorio no se manejan gases ideales.

2) Se mide en un calorímetro la variación de entalpía que se produce al mezclar los elementos puros a 298 K y P=1 bar

3) Si la reacción no tiene lugar en esas condiciones de P y T, se calcula la variación de entalpía del proceso que consiste en llevar la mezcla desde 298K y P=1 bar a las condiciones en las que se lleva a cabo la formación del compuesto.

4) Medimos en un calorímetro la variación de entalpía de la reacción en la que se forma el compuesto a partir de los elementos, una vez que se alcanzan las condiciones en las que la reacción tiene lugar.

5) Y por último calculamos la variación de entalpía del proceso donde el compuesto se lleva desde las condiciones en las cuales se ha obtenido en la etapa 4 hasta su estado estándar a 298 K

La variación de entalpía de formación estándar a 298 K es la suma de las 5 etapas aunque la contribución más importante es la que corresponde a la etapa 4. De esta forma se tabulan los valores de las entalpías de formación de los compuestos a 298 K.

Fuente

  • Química Física, Tomo I Editorial Ciencia Educación
  • Química Física, Tomo II Editorial Ciencia Educación
  • GLASSTONE,S:Tratado de Química Física. Traducido por Juan Sancho Gómez.7ma.ed.Edicción Revolucionaria, La Habana,1968.

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