2ª EVALUACIÓN
REACCIONES QUÍMICAS^
1. CONCEPTO DE REACCIÓN
2. ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Los cálculos que relacionan las cantidades de las sustancias que intervienen.
2.2 REACTIVO LIMITANTE
Es el reactivo que se agota. Determina la cantidad exacta de las sustancias que interaccionan y las que se producen.
3. RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN
Es la cantidad de producto obtenido en una reacción química.
TERMODINÁMICA
1. INTRODUCCIÓN. SISTEMAS TERMODINÁMICOS
TERMODINÁMICA: parte de la física que se encarga de estudiar las transformaciones de calor, la conversión de la energía y la capacidad de los cuerpos para producir trabajo
ENERGÍA: capacidad de producir una transformación (trabajo)
W=Q
CALOR (Q): energía transferida de un cuerpo de mayor T, a uno de menor T.
Q= m·Ce·ΔT
CALOR ESPECÍFICO: cantidad de calor que se necesita para aumentar en 1ºC, 1 gramo de una sustancia
CALOR DE CAMBIO DE ESTADO: los cambios de estado se realizan sin variar la temperatura, sin embargo se necesita mucha energía para que se produzca el cambio de estado. En este caso la fórmula anterior no es válida y debe aplicarse la siguiente; Q = m · L, siendo m (la masa de la sustancia) y L (calor latente de fusión Lf o de ebullición Lv).
SISTEMAS TERMODINÁMICOS: un sistema es un conjunto de componentes que interaccionan entre si intercambiando materia, información y energía.En función de la relación sistema-entorno hay 3 tipos:
SISTEMA ABIERTO: intercambia energía y materia con el entorno
SISTEMA CERRADO: intercambia energía pero NO materia con el entorno
SISTEMA AISLADO: NO intercambia ni materia ni energía con el entorno
VARIABLES TERMODINÁMICAS: informan de la situación del sistema todo el rato. Hay 2 tipos:
EXTENSIVAS: su valor depende de la cantidad de materia (masa, volumen, energía interna...)
INTENSIVAS: su valor NO cambia con la cantidad de materia (densidad, presión, temperatura...)
TRANSFORMACIONES TERMODINÁMICAS: hay 2 tipos:
REVERSIBLE: puede volver a la situación anterior
IRREVERSIBLE: NO puede volver a la situación anterior
FUNCIÓN DE ESTADO: variables termodinámicas con valor definido para cada estado del sistema, y cuyas variaciones solo dependen del estado inicial y final (no de procesos intermedios). (Temperatura, el volumen, la presión, energía interna, la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs)
2. EL PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. CONSECUENCIAS
“La energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma”. La energía intercambiada por un sistema durante un proceso coincide con la intercambiada por el entorno en ese sistema.
ΔEsistema = -ΔEentorno→ΔEsistema+ΔEentorno = 0
ENERGÍA INTERNA (U): suma de todas las energías contenidas en el mismo (energía de traslación, energía de rotación, energía de vibración, energía electrónica, energía nuclear). La energía interna depende de la temperatura y es directamente proporcional a la misma. Es una variable extensiva (varía con la masa) y además es una función de estado (depende únicamente del estado inicial y final)
∆U = U – U0
CRITERIODE SIGNOS PARA EL CALOR Y EL TRABAJO:
calor realizado sobre el sistema (calor absorbido) se considera positivo (Q>0)
calor cedido por el sistema (calor desprendido) se considera negativo (Q<0)
trabajo realizado sobre el sistema (compresión) se considera positivo (W>0)
trabajo realizado por el sistema (expansión o dilatación) se considera negativo (W<0)
PROCESOS TERMODINÁMICOS: un sistema pasa por un proceso termodinámico cuando al menos una de las coordenadas termodinámicas no cambia. Los procesos más importantes son:
ISOTÉRMICO: (temperatura=cte) por lo que (ΔT=0), y la variación de energía interna es directamente proporcional (ΔU=0)
ΔU=Q+W==0→Q=-W
ISOCÓRICO: (volumen=cte) por lo que (ΔV=0), por lo que el trabajo también es nulo (W=-P·ΔV=0)
ΔU=Q+W=Q+0→ΔU=QV
ADIABÁTICO: (calor=cte) (ΔQ=0)
ΔU=Q+W=O+W→ΔU=W
ISOBÁRICO: (presión=cte)
ΔU=QP+W=Qp-P·ΔV→Qp=H-Ho=ΔH→Qp=ΔH
3. ENTALPÍA. LEY DE HESS
ENTALPÍA (H): Para medir la energía intercambiada durante un proceso a constante se utiliza la magnitud entalpía, que es una propiedad extensiva, función de estado, igual a la suma de la energía interna y el producto presión – volumen. H = U + P·V
ΔH = ΔU + Δ(P·V) = ΔU + Δ (n·R·T) = ΔU + R·T·Δn o lo que es lo mismo Qp = Qv + R·T·Δn
Respecto a la energía absorbida o desprendida en la reacción, la entalpía puede ser positiva o negativa:
Reacciones exotérmicas: se libera energía, por tanto, los productos tienen menor contenido energético que los reactivos.
ΔH < 0
Reacciones endotérmicas: se absorbe energía, por tanto, los productos tienen mayor contenido energético que los reactivos.
ΔH > 0
Tipos:
Entalpía estándar de formación (ΔHºf): Es el calor, a presión constante, que interviene en la formación de 1 mol de compuesto a partir de los elementos en su estado más estable. Si se realiza en condiciones estándar, a 25oC y 1 atm, se denomina entalpía estándar de formación (ΔHºf) Se considera la entalpía de formación de los elementos, a 25oC y 1 atm, como 0.
Ejemplo; entalpía de formación del dióxido de carbono (CO2) C(s) + O2 (g)→ CO2 (g) ΔHºf= - 393,5 kJ/mol
Entalpía de reacción (ΔHr). Es el calor absorbido o desprendido en una reacción química cuando dicha reacción se produce a presión constante. Se obtiene como la diferencia de las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, multiplicadas ambas por los moles que indica la estequiometría de la reacción. ΔHr = ∑Hproductos – ∑Hreactivos o ΔHºr = ∑nΔHf (productos)0– ∑mΔHºf(reactivos)
Entalpía estándar de combustión (ΔHºc). Es el calor, a presión constante, de una reacción de combustión en la que se quema 1 mol de compuesto a 25 oC y 1 atm. ΔHºc = ∑n ΔHf (productos)0– ∑m ΔHºf(reactivos)
Entalpía de enlace o energía de enlace. Es el calor, a presión constante, que interviene cuando se forma o rompe 1 mol de enlaces a partir de los átomos en estado gaseoso. ΔHºr = ∑ nΔH(enlaces rotos)0– ∑ mΔH(enlaces formados)
Ley de Hess: Cuando una reacción se puede obtener en varias etapas (como suma de varias reacciones intermedias), su entalpía de reacción es la suma de las entalpías de cada una de las etapas (reacciones
intermedias).
4. DESORDEN Y ENTROPÍA. SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Desde el punto de vista teórico, los sistemas físicos pueden experimentar procesos reversibles (pueden volver hacia atrás después de haberse producido el cambio) o irreversibles (no pueden volver atrás una vez realizado el cambio). Sin embargo, en la naturaleza, los procesos que se producen de forma espontánea son irreversibles, es decir, no pueden retornar a su estado inicial también de forma espontánea. Está relacionado con el orden y el desorden, que se mide mediante la entropía.
Entropía (S): Mide el grado de desorden en que las partículas (átomos, moléculas, iones) de un sistema físico se distribuyen en un volumen determinado. Se mide en J/K. Cuanto mayor sea el desorden del sistema, mayor será su entropía. En los procesos reversibles la entropía del universo permanece constante, mientras que en los procesos irreversibles la entropía del universo aumenta.
Entropía estándar de una reacción (ΔSº): En una reacción química, la variación de entropía estándar es la diferencia entre las entropías de los productos y las de los reactivos, medidos a 1 atm y 25oC (condiciones estándar). Δ Sº= ∑ n Sºproductos– ∑ m Sreactivos
5. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. ENERGÍA DE GIBBS
La energía libre de Gibbs (G): es una función de estado extensiva que mide la espontaneidad de una reacción química. Se mide en Julios (J). La temperatura es constante. ΔG = Δ H – T · ΔS
ΔG:
Δ G < 0 la reacción es espontánea
La reacción es exotérmica (Δ H < 0 ) y ocurre con un aumento del desorden (Δ S > 0)
La reacción es endotérmica (Δ H > 0) y ocurre con un aumento del desorden (Δ S > 0), siendo la
temperatura T alta para que se cumpla T Δ S > Δ H.
La reacción es exotérmica (Δ H < 0) y ocurre con una disminución del desorden (Δ S < 0), siendo la
temperatura T baja para que se cumpla T Δ S < Δ H.
Δ G > 0 la reacción es no espontánea
Δ G = 0 la reacción está en equilibrio
Energía libre estándar de reacción: diferencia entre las energías Gibbs de formación de los productos y las energías de Gibbs de formación
de los reactivos:
ΔGreacción = ∑ nΔGf (productos) - ∑ mΔGf (reactivos)