martes, 19 de febrero de 2019

Relación espontaneidad y energía libre

  • Se define la energía libre, G, como:  G = H - T · S
  • Se trata de una función de estado cuya unidad en el SI es el Julio (J)
  • permite determinar si una reacción va a ser espontánea o no.
A una temperatura dada:          ΔG = ΔH - T · ΔS

Un sistema sufrirá un proceso espontáneo si:    ΔG = ΔH - T · ΔS < 0

  • ΔH < 0 (proceso exotérmico)   +   ΔS > 0 (aumenta el desorden)  →   proceso siempre espontáneo, ya que  ΔG < 0

  • ΔH < 0 (proceso exotérmico)   +   ΔS < 0 (aumenta el orden)  →   Proceso espontáneo cuando T < ΔH/ΔS (baja temperatura)

  • ΔH > 0 (proceso endotérmico)   +   ΔS > 0 (aumenta el desorden)  →   Proceso espontáneo cuando  T > ΔH/ΔS (alta temperatura)

  • ΔH > 0 (proceso endotérmico)   +   ΔS < 0 (aumenta el orden)  →   proceso siempre no espontáneo, ya que  ΔG > 0

Para un proceso dado:
  • ΔG < 0 → Proceso espontáneo.
  • ΔG > 0 → Proceso no espontáneo, pero sí es espontáneo en sentido contrario.
  • ΔG = 0 → Sistema en equilibrio.

Entropía S y segundo principio de la termodinámica

Entropía: es la medida del grado de desorden de un sistema; cuanto mayor es el desorden de un sistema, mayor es su entropía. Es una función de estado (solo depende del estado inicial y final), se representa con la letra S y su unidad en el SI es J/K.

ΔS = Q/T

El desorden de un sistema se observa se relaciona con la movilidad de sus partículas. Cuando un sistema absorbe calor, aumenta su entropía, mientras que si lo cede, la entropía disminuye.

Ejemplos de variación de entropía:
  • Hielo → Agua líquida: aumento entropía
  • Agua líquida → Vapor de agua: aumento de entropía
  • Hierro a 1200 °C →   Hierro a 25 °C: disminución de entropía
  • Soluto y disolvente separados →  Disolución: aumento de entropía
Al contrario que con la energía interna U, sí se puede conocer la entropía de una sustancia; ya sea una sustancia simple o un gas: G (gas) > S (líquido) > S(sólido).

Para una reacción química:

Δ Sreacción = Σ Sproductos +  Σ Sreactivos

Segundo principio de la termodinámica: Un sistema siempre evoluciona de manera espontánea en el sentido en el que aumenta la entropía del universo. Por tanto,

 ΔSuniverso > 0


domingo, 17 de febrero de 2019

Cómo calcular la variación de entalpía

Ley de Hess: cuando un proceso se puede realizar directamente o a través de un conjunto de pasos, la variación de entalpía del proceso directo es igual a la suma de las variaciones de los pasos. Esto es debido a que la entalpía es una función de estado, y por tanto, su variación no depende del camino seguido.



Entalpía de formación estándar (ΔHfo): es la variación de entalpía que acompaña a la formación de 1 mol de compuesto en estado estándar, a partir de los elementos también en estado estándar. Por convenio, a los elementos químicos puros en su forma más estable se les asigna entalpía estándar de formación cero.

ΔHr = Σn productos · ΣHf productosΣnreactivos· ΣHf reactivos


Entalpía de enlace: energía necesaria para romper 1 mol de los enlaces que se estén considerando. Como se suele determinar a presión constante, en realidad es una entalpía de enlace. Puede determinarse mediante el balance energético de los enlaces rotos los enlaces formados:

 ΔHfo = ΣHoenlaces rotos +  ΣHoenlaces formados


Ecuación termoquímica y diagrama entálpico

Ecuación termoquímica: es la ecuación química de una reacción que además de indicar las sustancias que intervienen, sus estados y sus coeficientes estequiométricos, especifica el calor cedido o absorbido en el proceso.
Ejemplo:  2 C (s) + O2 (g) → 2 CO (g) ;  ΔH = -221 kJ
  • Si para pasar de reactivos a productos el sistema cede calor al entorno, el proceso se denomina exotérmico y ΔH < 0.
  • Si para pasar de reactivos a productos el sistema absorbe calor del entorno, el proceso se denomina endotérmico y ΔH > 0.
Diagrama entálpico: es la representación del nivel energético de los reactivos y de los productos.



jueves, 14 de febrero de 2019

Tipos de entalpías

Muchas reacciones químicas se realizan en laboratorios a presión atmosférica (p = constante = 1 atm). En este caso se utiliza una función de estado llamada entalpía, cuya variación es igual al calor de reacción a presión constante Qp.

 ΔH = Q

  • Variación de entalpía (ΔH) : es el calor de reacción a presión constante.
  • Variación de entalpía estándard (ΔHo): es la variación de entalpía (ΔH) en condiciones standard de presión y temperatura (105 Pa y 298 K o 25 ºC)
  • Entalpía estándard de formación (ΔHof): es la variación de la entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de sustancia, en estado estándard, a partir de los elementos en dicho estado, a los que se les asigna una entalpía de formación cero.
  • Entalpía estándard de combustión (ΔHoc): es la variación de entalpía que se produce al quemar 1 mol de sustancia en condiciones estándard.
  • Entalpía de enlace (ΔH): es la energía necesaria para separar dos átomos de una sustancia determinadas.

miércoles, 13 de febrero de 2019

Diferencia entre calor (Q) y entalpía (H)

Calor de reacción (Q): es la energía térmica que se desprende o se absorbe en una reacción química. Su unidad en el SI es J/mol. Según el balance energético las reacciones químicas pueden ser:
  • Reacciones exotérmicas: desprenden energía y por tanto Q < 0. Ejemplo: reacción de combustión de un hidrocarburo.
    Ejemplo: H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)   ΔHo = -285,8 kJ/mol
  • Reacciones endotémicas: necesitan absorber calor para producirse Q > 0. Ejemplo: mezcla de vinagre y bicarbonato sódico.
    Ejemplo: H2 (g) + I2 (g) → 2HI (g)   ΔHo = 53,6 kJ (no kJ/mol, ya que se forman 2 moles de producto)
Muchas reacciones químicas se realizan en laboratorios a presión atmosférica y por tanto a presión constante. En este caso se utiliza una función de estado llamada entalpía:
  • H = U + p · V
  • Es una función de estado.
  • Se mide en unidades de energía: Julio (J) en el SI.
  • cuya variación es igual al calor de reacción a presión constante Qp.

 ΔH = Q

  Por tanto:
  • Si ΔH < 0, la reacción es exotérmica, cede calor.
  • Si ΔH > 0, la reacción es endotérmica, absorbe calor.
Atención: la entalpía es una magnitud extensiva y por tanto su valor depende de la cantidad de materia que reaccione.

2 N2(g) + O2(g) 2 N2O      ΔH = +163,2 kJ
N2(g) + 1/2 O2(g) N2O      ΔH = +81,6 kJ


Si las condiciones en las que tiene lugar la reacción son la estándar (105 Pa y 298 K) la variación de entalpía se denomina variación de entalpía estándardΔHo. 

domingo, 10 de febrero de 2019

Primer principio de la termodinámica

Energía interna: es la suma de las energías de las partículas que forman el sistema.
  • Se representa con la letra U.
  • En el SI se mide en Julios.
  • No se pueden determinar los valores absolutos de la energía interna de un sistema.
  • Es una función de estado: sí es posible determinar experimentalmente la variación de energía interna (U) cuando el sistema experimenta una transformación, que va a depender solo del estado inicial y final, y no del camino seguido.

Primer principio de la termodinámica: cuando un sistema evoluciona de un estado inicial a otro final, la variación de energía interna (atención, no la energía, sino la variación), es igual a la suma del calor Q y el trabajo W.

ΔU = Q + W 

 Criterio de signos:



Se considera positivo y por tanto aumentan la energía interna del sistema:
  • El calor recibido por el sistema desde el entorno.
  • El trabajo que realiza el entorno sobre el sistema.
 Se considera negativo y por tanto disminuye la energía interna del sistema:
  • El calor que desprende el sistema al entorno.
  • El trabajo que realiza el sistema sobre el entorno.
Aplicación del primer principio a procesos:
  • Cualquier proceso:  ΔU = Qv = m.cv.ΔT
  • Proceso isotérmico: T = constante ΔU = 0     Q = -W 
  • Proceso Isocórico: V = constante   W = 0 →   ΔU = Qv
  • Proceso isobárico: p = constante →     ΔU = Qp - p.ΔV
  • Proceso adiabático: Q = 0 →    ΔU = W

Intercambio de trabajo en un proceso termodinámico

Cuando en una reacción química intervienen gases, se pueden producir aumentos o disminuciones en su presión, que originen a su vez desplazamientos.


En estas condiciones se produce un trabajo mecánico (W), ya que existe una fuerza F que produce un desplazamiento x.
Frecuentemente la presión que debe vencer el gas es la de la atmósfera (presión atmosférica), y por tanto estamos ante una transformación isobárica.
Desde un punto de vista físico: W = F . Δr = -p . S . Δh = -p . ΔV 

   W = -p . (Vf - Vi)

Intercambio de calor en un proceso termodinámico

Calor: forma de transferencia de energía entre dos cuerpo debido a su diferencia de temperatura. La unidad de calor en el SI es el Julio, aunque también es habitual utilizar la caloría, siendo la equivalencia: 1 J = 4,18 cal

El calor (energía térmica) se puede propagar a través de tres formas:
  • Conducción: sucede en los sólidos. Hay buenos conductores térmicos, como los metales; y malos, llamados aislantes, como la madera, el plástico o el vidrio. En general, los buenos aislantes/conductores térmicos también son buenos aislantes/conductores eléctricos.
  • Convección: tiene lugar en líquidos y gases. Al calentar un fluido se produce un aumento del volumen y por tanto una disminución de la densidad. Esto causa la ascensión del fluido según el principio de Arquímedes, formándose corrientes de convección que tienden a igualar la temperatura del sistema. Ejemplo: el viento se forma por las corrientes de convección en la atmósfera.
  • Radiación: no necesita medio material (sólido, líquido ni gas), ya que se transmite a través de ondas electromagnéticas como en el caso del calor del Sol.

Cuando un sistema evoluciona de un estado a otro puede intercambiar calor con su entorno. Este calor puede emplearse en:
  • Modificar la temperatura del sistema: Q = m.ce.ΔT
  • Modificar el estado físico del sistema: Q = m.Lfusión o Q = m.Lvaporización

Calor específico (ce): cantidad de calor necesario para elevar 1 ºC la temperatura de de la unidad de masa de una sustancia determinada sin que se produzca cambio de estado. Se mide en (J/kg.K).

Calor latente de fusión (Lfus): cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa para que pase de estado sólido a líquido (sin que varíe la temperatura). Se mide en (J/kg).

Calor latente de vaporización (Lvap): cantidad de calor que hay que suministrar a la unidad de masa para que pase de estado líquido a vapor (sin que varíe la temperatura). Se mide en (J/kg).

sábado, 9 de febrero de 2019

Principio cero de la termodinámica

"Si dos sistemas A y B están en equilibro térmico con un tercer sistema C, entonces A y B están en equilibrio térmico entre sí."

Este principio es equivalente a decir que dos o más cuerpos llegan al equilibrio térmico en el momento en el que sus temperaturas es idéntica.

La temperatura es una magnitud escalar indicativa del grado de agitación térmica de un cuerpo, teniendo en cuenta que:
  • En un gas ideal no hay interacción entre las partículas (energía potencial nula) y sí cinética. Por tanto, la energía interna es proporcional a la temperatura.
  • En los gases reales, líquidos y sólidos, existen energías de interacción, y la energía interna depende de la energía cinética y la potencial.

viernes, 8 de febrero de 2019

Resumen apuntes termodinámica

Termodinámica: parte de la física que estudia los intercambios de calor y trabajo en los procesos fisicoquímicos. Si las reacciones son químicas se habla de termoquímica. Otra definición de termodinámica es:

La termodinámica es la ciencia que estudia las transferencias energéticas y sus efectos sobre la materia.

Sistema termodinámico: parte del universo que se aísla para su estudio. Ejemplo: pompa de jabón, un motor de un coche, una pila eléctrica, el gas contenido en un recipiente, etc.
Entorno: lo que rodea al sistema

 Universo = sistema + entorno


Tipos de sistemas según el intercambio de masa y emergía con el entorno:
  • Sistema abierto: intercambia materia y energía con el entorno
  • Sistema cerrado: intercambia energía con el entorno, pero no materia.
  • Sistema aislado: no intercambia materia ni energía con el entorno.

Proceso termodinámico: se produce al pasar un sistema termodinámico de un estado a otro. Pueden ser:
  • Procesos reversibles: se produce a través de múltiples estados de equilibrio. Un pequeño cambio en alguna condición puede hacer que el sistema evolucione en sentido contrario. Ejemplo: al calentar  el chocolate se funde, pero si lo dejamos enfriar solidifica.
  • Procesos irreversibles: se producen en un solo sentido y son los más habituales. Ejemplo: freír una tortilla. 

Un cambio implica una variación en alguna variable del sistema. Son ejemplos de variables de un sistema termodinámico:
  • Presión
  • Volumen
  • Temperatura
  • Calor
  • Densidad
  • Cantidad de sustancia

Si se produce un cambio manteniéndose constante alguna variable estamos ante un proceso:
  • Isotérmico: temperatura constante. Ejemplo: la temperatura del mar prácticamente no varía, y por tanto un proceso en el mar se considera isotérmico.
  • Isocórico: no varía el volumen. Ejemplo: proceso en el interior de un recipiente cerrado con paredes rígidas.
  • Isobárico: no varía la presión. La mayoría de las reacciones químicas se producen a presión atmosférica.
  • Adiabático: no se intercambia calor con el entorno. Ejemplo: compresión o expansión de un gas en un termo.



jueves, 7 de febrero de 2019

Vocabulario Física y Química 3º ESO

Pincha en el siguiente enlace de Educaplay: https://group.educaplay.com/366260

Lista isótopos más abundantes en el Universo

Los isótopos de un elemento químico son los átomos que tienen el mismo número de protones y distinto número de electrones. Se representan con el mismo símbolo y tienen idéntico número atómico Z y diferente A.
  • Mismo Z: se trata del mismo elemento químico (no cambian los protones).
  • Distinto A: A indica el número de partículas del núcleo. Si cambia el número de neutrones, debe hacerlo también el número másico A.
Ejercicio isótopos: completa la tabla de isótopos indicando A, Z y el número de partículas subatómicas.


Isótopo
Número atómico Z
Número másico A
Protones
P+
Electrones
e-
Neutrones
n
Hidrógeno-1





Hidrógeno-2





Helio-4





Helio-3





Carbono-12





Carbono-13





Neón-20





Neón-22





Hierro-56





Hierro-54





Hierro-57





Silicio-28





Silicio-29





Silicio-30





Magnesio-24





Magnesio-26





Magnesio-25