El estudio de la termodinámica es el estudio de sistemas que son demasiado grandes para ser extrapolados solo por la mecánica. Durante muchas generaciones, la termodinámica se entendió vagamente y muchos de los resultados se determinaron solo experimentalmente. Algunos de los resultados plantearon grandes desafíos teóricos para los físicos, que hicieron muchos intentos inútiles de explicar los orígenes de las fórmulas. Con el advenimiento de la mecánica cuántica se abordó la clarificación de los resultados.
Sin embargo, la mecánica de las partículas relacionadas es extremadamente compleja. Por esta razón, la física estadística juega un papel importante en la base de la termodinámica. En lugar de preocuparnos por los valores exactos de las parcelas para cada partícula en un sistema, observamos valores promediados estadísticamente sobre probabilidades cuánticas. De hecho, conceptos introductorios como la energía de un sistema se extrapolan como parámetros. El concepto de entalpía es consecuencia de la temperatura y la presión necesarias para cualquier reacción química.
¿Qué es la entalpía?
El calor absorbido o desprendido a presión constante se llama calor de reacción o entalpía de reacción . El cambio de entalpía que acompaña a una reacción se denomina entalpía de reacción ,
Producto → Reactivo
La entalpía también se puede definir como el contenido de calor total del sistema. Es igual a la suma de la energía interna y el trabajo de presión-volumen. El cambio de energía interna sigue la primera ley de la termodinámica, según la cual:
q = Δ U + P Δ V
dónde,
- U es energía interna y
- H es una función estática
Aún así, ΔV = 0, si el procedimiento se lleva a cabo a un volumen constante. La ecuación mencionada anteriormente se reduce adicionalmente a la forma:
qv = ΔU
- donde el subíndice v indica un volumen constante.
Por lo tanto, el cambio de energía interna es una cantidad constante de calor absorbido o expandido.
Se puede afirmar además que, dado que ΔU es una función de estado, q v también es una función de estado.
Si un proceso se lleva a cabo a presión constante (como suele ser el caso, porque la mayoría de las reacciones se estudian en recipientes abiertos a la atmósfera o si un sistema consiste en un gas confinado en un cilindro provisto de un pistón, la presión externa que actúa sobre el pistón es la presión atmosférica), el trabajo de expansión viene dado por,
w = – PΔV
- donde ΔV es el aumento de volumen y P es la presión constante.
Según la primera ley de la termodinámica,
q = ΔU – w
- donde q es el calor absorbido por el sistema, ΔU es el incremento de energía interna del sistema y w es el trabajo que corresponde al sistema.
Manteniendo presión constante, colocando w = -PΔV y representando el calor absorbido por ap (el subíndice p denota presión constante),
qp =ΔU + PΔV … .(1)
Suponga que cuando el sistema absorbe q, julios de calor, su energía interna aumenta de U 1 a U 2 y el volumen aumenta de V₁ a V₂. Entonces tenemos
ΔU = U 2 – U 1
y ΔV = V₂ – V₁
Poniendo estos valores en la ecuación (1) anterior, obtenemos
q p = (U₂-U₁) + P(V₂-V₁)
q p = (U₂ + PV₂) – (U₁ + PV₁)
Ahora bien, como U, P y V son funciones de estado, la cantidad U + PV también debe ser una función de estado. La cantidad termodinámica U+ PV se denomina contenido de calor o entalpía del sistema y se representa con el símbolo H, Le, la entalpía se puede definir matemáticamente mediante la ecuación,
H = U + VP ….(2)
Así, si H 2 es la entalpía del sistema y poniendo estos valores en la ecuación (2), obtenemos
H₂ = U₂ + VP₂
H₁ = U₁ + PV₁
q pags = H₂ – H 1
o
q = ΔH ….(3)
- donde ΔH = H₂-H 1 es el cambio de entalpía del sistema.
Por lo tanto, el cambio de entalpía de un sistema es igual al calor absorbido o desprendido por el sistema a presión constante. Debe recordarse que como la mayoría de las reacciones se llevan a cabo a presión constante (es decir, en recipientes abiertos), el valor medido del calor desprendido o absorbido es el cambio de entalpía.
Además, poniendo el valor de q, de la ecuación (3) en la ecuación (1), obtenemos
ΔH = ΔU+ PΔV
Cambio de entalpía de una reacción
El cambio de entalpía se puede representar como una función del aumento de energía interna del sistema y el trabajo de presión-volumen realizado, es decir, la expansión, correspondientemente como un proceso.
El concepto físico de entalpía o contenido de calor: la entalpía se define mediante la expresión sutil, H = U + PV, intentemos comprender qué es este volumen. Se ha demostrado anteriormente que cada sustancia o sistema tiene una cierta cantidad de energía almacenada en él. llamada energía interna . Esta energía puede ser de muchos tipos.
La energía almacenada dentro de la sustancia o el sistema que está disponible para la conversión en calor se denomina contenido de calor o entalpía de la sustancia o el sistema. Al igual que la energía interna, el valor absoluto del contenido de calor o entalpía de una sustancia o sistema no se puede medir y, afortunadamente, no es igualmente necesario. En los procesos termodinámicos, solo nos preocupan los cambios de entalpía (ΔH), que pueden aumentarse con fluidez experimentalmente. Posteriormente, se puede anunciar que U y V son parcelas amplias, por lo que la entalpía es correspondientemente una propiedad amplia.
- Propiedad extensiva: el valor depende del volumen o tamaño de la materia en el sistema. Ejemplificaciones: masa, volumen, energía interna, capacidad calorífica, etc.
- Propiedad intensiva : el valor no depende del volumen o tamaño de la materia en el sistema. Ejemplos: temperatura, viscosidad, presión, etc.
Relación entre calor de reacción a presión constante y volumen constante
Ya se ha comentado que,
q p = ΔH
y
q v = ΔU ….(1)
También se ha deducido ya que a presión constante,
ΔH = AU + PΔV ….(2)
- donde ΔV es el cambio de volumen
Ecuación. (2) se puede reescribir como:
ΔH = ΔU + P(V₂-V₁) = ΔU + (PV₂-PV₁) ….(3)
- donde V 1 es el volumen inicial y V₂ es el volumen final del sistema.
Pero para gases ideales, PV=nRT de modo que,
PV₁ = n 1 RT
y
PV₂=n₂ RT
- donde n 1 es el número de moles de los reactivos gaseosos y n 2 es el número de moles de los productos gaseosos.
Sustituyendo estos valores en la ecuación. (3),
ΔH = ΔU+ (n 2 RT- n 1 RT) = ΔU+(n₂-n 1 ) RT
ΔH = ΔU + Δn RT ….(4)
donde Δn g = n 2 – n 1 es la diferencia entre el número de moles de los productos gaseosos y los de los reactivos gaseosos. Poniendo los valores de AU de la ecuación (1), la ecuación (4) se convierte en:
q p = q v +Δn RT
Condiciones bajo las cuales q p =q v o ΔH = ΔU
- Cuando la reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado de modo que el volumen se mantenga constante, es decir, ΔV=0
- Cuando la reacción involucra solo sólidos, líquidos o soluciones, pero no reactivos o productos gaseosos. Esto se debe a que el cambio en el volumen de sólidos y líquidos durante una reacción química es insignificante.
- Cuando la reacción involucra reactivos y productos gaseosos pero su número de moles es igual (es decir, = n p = n r ), por ejemplo, en las reacciones
H₂ (g) + Cl₂ (g)→ 2HCl(g)
C(s) + O₂(g) → CO₂ (g)
Por lo tanto, q p es diferente de q v solo en aquellas reacciones que involucran reactivos y productos gaseosos y (n p ) gaseoso ≠ (n r ) gaseoso.
Problemas de muestra
Problema 1: Se encontró que el calor de combustión del benceno en una bomba calorimétrica (es decir, volumen constante) a 25°C era 3263,9 kJ mol -1 . Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante.
Solución:
La reacción es: C 6 H 6 (l) + 7 ½O₂ (g) → 6CO₂ (s) + 3H₂O(l)
En esta reacción, el O 2 es el único reactivo gaseoso y el CO 2 es el único producto gaseoso.
Δn gramo = norte p -n r = 6-7 ½ =-1½ = -2(3/4)
Además, dado ΔU (o q v )=-3263.9 kJ mol – ¹
T=25°C = 298 K
R=8314 JK -1 mol -1 = (8.314/ 1000) KJ K -1 mol -1
ΔH (o q p ) = ΔU + Δn g RT
= -3263,9 kJ mol – ¹ + (-3/2 mol) (8,314/1000 KJ K -1 mol -1
=-3263.9-3.7 kJ mol-
=-3267,6 kJ mol- 1
= 8.314 kJ K – 1 mol – 1
Problema 2: si se supone que el vapor de agua es un gas completo, el cambio de entalpía molar a 1 bar y 100 °C es de 41 kJ mol. Calcule el cambio de energía interna cuando:
- 1 mol de agua se vaporiza a 1 bar de presión y 100 °C.
- 1 mol de agua se convierte en hielo.
Solución:
- Para la vaporización del agua, el cambio es: H₂O (l)→ H₂O(g)
Δn gramo = norte pags -n r
= 1-0 = 1
ΔH = ΔU+Δn g RT
ΔU=ΔH-Δn g RT
= 41,00 kJ mol – ¹- (1 mol ) × (8,314 × 10 -3 kJ K – ¹ mol -1 ) (373 K)
= 41,00 – 3,10 kJ mol -1
= 37,90 kJ mol -1
- Para la conversión de agua en hielo, el cambio es H₂O (l) → H₂O (s) en este caso, el cambio de volumen es insignificante.
Por lo tanto, ΔH – ΔU = 41,00 kJ mol -1 .
Problema 3: Un nadador que sale de una piscina está cubierto por una película de energía interna de 18 g. ¿Cuánto calor debe suministrarse para que esta agua se evapore a 298 K? Calcular la evaporación a 100°C. Δvap H 0 para agua 373 K = 40,66 kJ mol – ¹.
Solución:
El proceso de evaporación es: 18 g H₂O (l) 18 g H₂O (g)
No. de moles en 18 g H₂O = 18 g / 18 g mol -1 = 1 mol
Δn g =1-0=1 mol
Δvap U 0 = Δvap H 0 -Δn g RT
= 40,66 kJ mol – ¹- (1 mol) (8,314 x 10 – ³ JK -1 mol – ¹) (298 k)
= 40,66 kJ mol -1 – 3,10 kJ mol -1
= 37,56 kJ mol -1
Problema 4: Encuentra el cambio de energía interna para la reacción A(l) → A(g) a 373 K. El calor de vaporización es 40.66 kJ/mol y R=8.3 J mol K – ¹.
Solución:
A(l)→ A(g),
ΔH – ΔU + Δn g RT
ΔU=ΔH- Δn g RT
= 40660 J-1 mol x 8.314JK – ¹ mol – ¹ x 373 K
= 40660J-3101J
= 37559 3 mol
= 37,56 kJ mol – ¹
Publicación traducida automáticamente
Artículo escrito por amitverma2d y traducido por Barcelona Geeks. The original can be accessed here. Licence: CCBY-SA