REACCIONES QUÍMICAS+TERMOQUÍMICA

Termodinámica química:

1. Introducción. Sistemas termodinámicos.

El calor (Q) es la transmisión de energía entre dos sistemas cuando tienen distintas temperaturas

Calor específico y calor latente (Calor latente es el que se necesita para cambiar de estado)

Calor específico

Equivalente mecánico del calor

Fue comprobado por J.P Joule a mediados del siglo XIX.

1 cal=4,18 J

Es la transmisión de energía entre dos sistemas gracias a procesos donde intervienen desplazamientos y fuerzas.

Diagramas de Presión-Volumen

Presión constante= W=-P·ΔV Volumen constante=W=0

Termodinámica

Ciencia que estudia los cambios de energía en los procesos físicos-químicos.

Termoquímica

Rama de la termodinámica que se centra en el estudio de las reacciones químicas.

Sistemas termodinámicos

Conjunto de componentes que se relacionan entre sí compartiendo materia, energía y información.

Abiertos

Intercambia materia y energía con el sistema y el entorno.

Cerrados

Intercambian energía pero no materia.

Aislados

No intercambian ni energía ni materia.

Variables termodinámicas

Informan de la situación del sistema en todo momento.

Extensivas

Dependen de la cantidad de materia. (Ejemplo= masa, volumen,etc.)

Intensivas

No dependen de la cantidad de materia. (Ejemplo= densidad, temperatura,etc.)

Transformaciones termodinámicas

Reversibles

Puede volver a la situación anterior

Irreversibles

No puede volver a la situación anterior.

Condiciones estándar

Son las condiciones en las que se miden las variables
termodinámicas para relacionarlas entre sí

P= 1 atm

T= 25ºC

Funciones de estado

Son aquellas variables termodinámicas que tienen un valor definido para cada estado del sistema,
y sus variaciones solo dependen del estado inicial y final.

Tempertura

Volumen

Presión

2. Primer principio de la termodinámica.

La energía ni se crea ni se destruye

La energía intercambiada por un sistema durante un proceso es la misma que la intercambiada por el entorno en ese entorno.

ΔE sistema+ΔE entorno = 0

Es la suma de todas las energías dentro de el sistema

En los sistemas cerrados

ΔU=Q+W

Criterio de signos

Isotérmico T=cte; ΔT= 0

Si ΔT= 0, ΔU= 0

ΔU=Q+W; 0=Q+W; Q=-W

Isocórico V=cte; ΔV= 0

Si ΔV=0, W=0; W=-P·ΔV = 0

ΔU=Q+W; ΔU=Q+0; ΔU=Q

Adiabático Q=cte; Q= 0

ΔU= Q+W; ΔU=0+W; ΔU=W

Isobárico P=cte

Sabiendo que H= U+P·V

ΔU=Q+W; ΔU= Q+(-P·ΔV); Q= (ΔU+P·ΔV); Q= ΔH

3. Entalpía. Ley de Hess.

Reacciones endotérmicas.

Son las que absorben energía. ΔH>0

Reacciones exotérmicas.

Son las que desprenden energía. ΔH<0

Calor de la reacción a presión constante. ΔH=Q; H=U+P·V

Estándar de formación

Es el calor que interviene en la formación de 1 mol de compuesto.

Entalpía de reacción

Es la diferencia de las entalpías de los productos y de los reactivos.

Estándar de combustión

Calor que interviene al quemar q mol de compuesto.

Entalpía de enlace

Calor que interviene cuando se forma o rompe 1 mol de enlaces a partir de átomos en estado gaseoso.

Cuando una reacción se obtiene en varias etapas, la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de cada una de las etapas.

1. Ajustar reacciones y entalpías.

2. Escribir la fórmula de la reacción principal.

3. Suma las ecuaciones para que quede la principal.

4. Suma las entalpías.

4. Entropía

Cuanto más desorden más entropía

Los gases están más desordenados que los líquidos, que están más desordenados que los sólidos.

Entropía estándar de una reacción.

Diferencia entre las entropías de los productos y las de los reactivos, medidos a condiciones estándar.

5. Energía libre de Gibbs

ΔG: Cuando: ΔG<0 Espontánea; ΔG> 0 No espontánea; ΔG= Equilibrio

Es exotérmica y aumenta el desorden

Es endotérmica y aumenta el desorden mientras la temperatura es alta.

Es exotérmica y dismunuye el desorden, siendo la temperatura baja.

REACCIONES QUÍMICAS

1. Introducción. Concepto de reacción.

Es un factor que relaciona la unidad de masa atómica y el gramo.

En un mol de sustancia hay 6,022·10^23 partículas.

Un mol es una cantidad de sustancia cuya masa, en gramos, coincide con el valor numérico de la masa de una partícula de esa sustancia (en u).

Cuando se produce una reacción química se rompen los enlaces que unen los átomos de los reactivos, que al ser libres, se reordenan para formar los productos de esta reacción.

Es una representación simbólica de una reacción química.

A la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos y a la derecha las de los productos. Y entre ambas, una flecha que indica el sentido en el que se produce la reacción.

A la izquierda de cada número se escribe su coeficiente estequiométrico, un número que indica la proporción en moléculas o moles (si es 1 no se escribe).

A la derecha se indica en qué estado está la sustancia:

Sólido (s)

Líquido (l)

Gas (g)

Disolución acuosa (aq)

Es encontrar los coeficientes que indican qué proporción interviene para cada sustancia para que se cumpla que el mismo números de átomos de un elemento estén tanto en los reactivos como en los productos.

Se lee de izquierda a derecha, indicando el número de moles, el compuesto y el estado en el que se encuentra, al haber nombrado primero los reactivos (x reacciona con x), para empezar con los productos se dice: "para dar..."

En las acciones de neutralización un ácido reacciona con una base. Si esta base es hidróxido, el resultado es una sal y agua.

En estas reacciones se tienen que combinar tantos H+ de ácido como OH- des hidróxido.

En las reacciones de combustión, el combustible reacciona con el comburente ( suele ser oxígeno) y desprende energía.

Normalmente el combustible es un compuesto orgánico que cuando reacciona con 02 forma CO2 y H2O.

Es la rapidez en la que los reactivos se transforman en productos.

Temperatura:

Un aumento de temperatura hace que aumente la velocidad de una reacción y una disminución hace que se retarde.

Concentración:

Un aumento en la concentración de los reactivos hace que aumente la velocidad de reacción y una disminución la retarda.

Grado de división:

Cuanto menor sea el tamaño de las partículas que forman los reactivos, mayor es la velocidad de la reacción.

Catalizadores

Son sustancias que alteran la velocidad de la reacción, normalmente la aumentan.

Al final del proceso el catalizador se recupera en el estado que estaba al comenzar.

2. Estequiometría de las reacciones químicas.

Los cálculos que relacionan las cantidades de las sustancias que intervienen en una reacción química se llaman cálculos estequiométricos.

Se puede medir la cantidad de sustancia que participa en un proceso en:

Masa (sólido)

Una muestra de una sustancia sólida puede venir mezclada con otras, en ese caso se dice que tiene un porcentaje de riqueza.

Hay que determinar la cantidad de sustancia pura ( en masa).

Volumen (líquido)

Para conocer la masa equivalente a un determinado volumen de líquido, usamos la densidad.

El líquido no siempre es una sustancia pura, sino una disolución con determinada riqueza.

Cuando en una reacción interviene una sustancia en disolución y de molaridad conocida, se podrá determinar la cantidad de sustancia que participa gracias a la concentración molar y el volumen.

Volumen o temperatura (gas)

Para determinar la cantidad de un gas se usan medidas indirectas:

Presión

Temperatura

Volumen del recipiente

1. Escribe la ecuación química y ajústala.

2. Debajo de cada sustancia escribe sus datos.

3. Expresa en mol la cantidad de sustancia.

4. Calcula la cantidad de sustancia usando la proporción que indican los coeficientes estequiométricos.

5. Expresa la cantidad de sustancia en la unidad que te pidan.

Cálculos con reactivos con determinada riqueza.

El reactivo que se agota se denomina reactivo limitante (RL).

Es el que determina la cantidad de otras sustancias que reaccionan y las que se producen.

Primero tienes que averiguar cuál es el RL y a partir de ahí hacer reglas de 3 hasta saber la cantidad de sustancias que reaccionan y las que se producen (se encuentran limitadas y no se usan enteras)

3. Rendimiento de una reacción.

Se llama rendimiento de una reacción a:

Rendimiento= (cantidad que se obtiene/ cantidad que se debería obtener) · 100

4. Química e indústria.

La química nos permite obtener sustancias que no existen en la naturaleza o que existe menos cantidad de la que queremos.

A veces se realizan reacciones químicas a escala industrial y de ahí sale la industria química.

Estas se distribuyen en 3 sectores: ( el porcentaje es el valor de producción de cada uno)

Química para la industria y el consumo (33%)

Química básica (41%)

Química de la salud (26%)

Obtención amoniaco

La segunda fabricación más importante del mundo.

Se hace a través del proceso Haber-Bosch

Aplicaciones del amoniaco:

Poliamidas (5%)

Ácido nítrico (5%)

Otros usos (5%)

Fertilizantes (85%)

Proceso de obtención del ácido sulfúrico:

Método de contacto (inventado en 1901 y usado actualmente)

Se emplea azufre y aire.

Sustancia química más producida del mundo (250 Mt en 2020)

Aplicaciones del ácido sulfúrico:

Otros (24%)

Papel (1%)

Pinturas (2%)

HF (2%)

Fibras (5%)

Fosfatos (6%)

Fertilizantes (50%)

Procesado de metales (10%)

Procesos para obtener hierro y sus aleaciones.

Proceso de obtención de hierro:

Se usa un alto horno y carbón o coque

Es el segundo metal en abundancia en la corteza de la Tierra.

El hierro es más usado que la suma de todos los otros metales.

Proceso de obtención del acero:

Se obtiene reduciendo la proporción de carbono hasta el 0.04% y 1,08% en masa en el arrabio en un alto horno.

Distribución de las aplicaciones del acero:

Construcción (28%)

Ingeniería (25%)

Otras industrias (25%)

Artículos metálicos (8%)

Industria del automóvil (14%)