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Química Orgánica – Un Poco de Termodinámica – No 3 – Presentación

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Academic year: 2018

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(1)

FISICO QUÍMICA ORGÁNICA

:

Termodinámica y Cinética

(2)

¿Por Qué Termodinámica?

• Estudio del comportamiento de la energía.

• TODO fenómeno usa Energía.

• Dominio de Termodinámica = Uso Eficiente de la Energía

• Industria:

• Calentar, enfriar, transporte, organización

• Nutrición:

• Contenido energético, dieta, entrenamiento

• Química:

(3)

Formas de Energía

• Energía Cinética

• Energía Calórica

• Energía Eléctrica

• Energía Eólica

• Energía Nuclear

• Energía Potencial

(4)

Formas de Energía: Trabajo

• 𝑊 = 𝐹 𝑥 𝑑 F = fuerza, d = distancia

d

(5)

Trabajo: Ejercicios

• Un hombre mueve un vehículo con una fuerza

constante de 210 N durante 18 m para sacarlo del camino.

𝑊 = 𝐹 𝑥 𝑑 = 210 𝑁 𝑥 18 𝑚 = 3 780 𝐽 = 3,78 𝑘𝐽

• Un hombre levanta una caja de 2,5 kg desde una

mesa de 0,65 m hasta un estante colocado a 1,85 m usando una aceleración de 2 m/s2 ¿Cuánto trabajo

hizo?

𝑊 = 𝐹 × 𝑑 = 𝑚 × 𝑎 × 𝑑 𝑊 = 2,5 𝑘𝑔 2 𝑚

(6)

Formas de Energía: Calor, Q

• Un sistema puede transferir energía por medio de calor. El calor es una forma de energía que se transfiere de un objeto a otro cuando hay una diferencia de temperatura entre ambos cuerpos.

50 °C

25 °C

(7)

Formas de Energía: Potencial, U

• Energía latente.

• Puede existir energía «no utilizada» esperando a ser liberada.

(8)

Primera Ley de La Termodinámica

∆𝑈 = 𝑄 + 𝑊

El cambio en la energía interna (potencial), ∆𝑈, de un

sistema solo cambia cuando hay transferencia de calor, Q, o cuando hay trabajo, W, sobre el sistema.

«La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma»

Ui Uf

Calor, Q

(9)

Ui Uf

Calor, Q

Trabajo, W

Ui Uf

Trabajo, W

Ui Uf

Calor, Q

∆𝑈 = − 𝑄 − 𝑊 ∆𝑈 = − 𝑄

(10)

Ui Uf

Calor, Q

Trabajo, W

Ui Uf

Trabajo, W

Ui Uf

Calor, Q

∆𝑈 = +𝑄 + 𝑊 ∆𝑈 = +𝑊

(11)

Diagramas de Energía

E

NE

RGÍA

AVANCE SISTEMA

E

NE

RGÍA

(12)

Procesos Endotérmicos

• Sistema Absorbe Calor = Endotérmico

Si un proceso (sistema) requiere que se le incluya calor y/o

trabajo para que se lleve acabo, ese es un proceso endotérmico.

E

NE

RGÍA

(13)

Procesos Exotérmicos

• Sistema Emite Calor = Exotérmico

Si un proceso (sistema) libera calor y/o hace trabajo entonces ese es un proceso exotérmico.

E

NE

RGÍA

(14)

Usando La Energía

• Uso energía = genero cambios.

• Los cambios pueden darse en el sistema o en los alrededores que lo rodean.

(15)

Segunda Ley de Termodinámica

La entropía del universo tiende a incrementarse.

𝛿𝑆 ≥

𝛿𝑄

𝑇

• Entropía = medida de desorden de un sistema.

• Entre más desorden, mayor entropía.

• Hacer uso de la energía genera desorden SIEMPRE.

(16)

Entropía en Acción

• Hacer una botella,

requiere usar energía para derretir la arena y moldearla en botellas.

¿Cómo está el orden de las moléculas? ¿De dónde viene el calor?

(17)

Tercera Ley de Termodinámica

La entropía de un cristal perfecto a T = 0 K es exactamente igual a 0

• Define el Cero Absoluto

Ley Cero de Termodinámica

Si dos sistemas termodinámicos están en equilibrio térmico con un tercero, entonces todos los sistemas están en

equilibrio térmico

(18)

Energía Utilizable, ∆G

∆𝐺 = 𝐸 − 𝑇∆𝑆

Si tenemos un sistema y queremos que trabaje, usamos la energía potencial que tiene y le restamos lo que se gasta en desorden.

Si el proceso se lleva acabo a presión y temperatura constantes, la ecuación se arregla a:

∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆

∆H es otro nombre para calor, Q, y se le dice ENTALPÍA. (Si, lo sé: Físicos)

(19)

¿Qué tiene que ver esto con Química?

• Cuando se hace una reacción, se libera o se absorbe calor. Es decir, hay un ∆H. Este ∆H se relaciona directamente con la energía en los enlaces de las moléculas.

• Fuerza de enlaces:

• Rompen enlaces débiles y forman más fuertes, exotérmica

• Rompen enlaces fuertes y forma débiles, endotérmica

C

H3 CH3

+

O O C

O

O

+

H2O

5

3

4

(20)

Como los fisicoquímicos no tienen vida

• Hay tablas enormes de cuánta energía libera o consume

una reacción.

• Para ello se usa un calorímetro. En él, se hace la reacción y se mide cuánta energía libera (o consume).

(21)

Entalpía de reacción,

∆𝑯

𝒓𝒙𝒏

°

C

H3 CH3

+

O O C

O

O

+

H2O

5 3 4

∆𝐻𝑐𝑜𝑚𝑏° = -2 218,8 kJ/mol Rxn de Combustión

H C

H3

+

Cl Cl h H3C Cl

+

HCl

Rxn de Halogenación ∆𝐻𝑕𝑎𝑙𝑜𝑔° = -105 kJ/mol

C

H CH

3

(22)

¿Podemos predecir cuánta energía

liberará una reacción?

• “Si un grupo de reactivos reaccionan para dar un grupo de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de los pasos en que se lleva acabo la reacción” – Ley de Hess

C

H3 OH

+

HBr H3C Br

+

H2O

∆𝐻𝑟𝑥𝑛° = ¿ ? kJ/mol

(23)

2 C(grafito) + 3 H2(gas) + ½ O2(gas) C2H5OH

∆𝐻𝑓° = -277,7 kJ/mol

∆𝐻𝑓° = -103,8 kJ/mol

∆𝐻𝑓° = +20,4 kJ/mol

Entalpía de formación,

∆𝑯

𝒇

°

C

H3 CH3

3 C(grafito) + 4 H2

C H3

H H

(24)

Ley de Hess: Cálculo de Entalpías de Rxn

2 C + 3 H2 + 1/2 O2 H3C OH

1/2 H2 + 1/2 Br2 HBr

2 C + 5/2 H2 + 1/2 Br2 H3C Br

H2 + 1/2 O2 H2O

∆𝐻𝑟° = -277,6

∆𝐻𝑟° = -36,3

∆𝐻𝑟° = -285,8

∆𝐻𝑟° = -90,5

C

H3 OH

+

HBr H3C Br

+

H2O

∆𝐻𝑟° = +277,6

(25)

Ley de Hess

C

H3 OH

+

HBr H3C Br

+

H2O

∆𝐻

𝑟°

= -62,4 kJ/mol

∆𝐻

𝑟°

= (277,6 + 36,3 – 285,8 – 90,5) kJ/mol

(26)

Práctica

• 3 Cl2 + CH4 CHCl3 + 3 HCl

• 2 EtOH + H2O

• Glucosa + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O

C

H3 O CH3

Compuesto ∆Hf Compuesto ∆Hf

CH4 - 74,6 kJ/mol EtOH - 277,6 kJ/mol HCl - 92,3 kJ/mol - 279,5 kJ/mol CHCl3 - 81,9 kJ/mol Glucosa - 1 273 kJ/mol H2O - 285,8 kJ/mol CO2 - 393,5 kJ/mol

C

(27)

Entalpía de Vaporización

∆𝑯

𝒗𝒂𝒑

(

𝑱

𝒎𝒐𝒍

)

• Energía que se necesita para evaporar 1 mol de sustancia

Entalpía de Fusión

∆𝑯

𝒇𝒖𝒔

(

𝑱

𝒎𝒐𝒍

)

• Energía que se necesita para fundir 1 mol de sustancia

+Q +Q

-Q -Q

(28)

Capacidad Calórica, Cp

∆𝐻 = 𝑛 × 𝐶𝑝 × ∆𝑇

• Calor que se necesita para calentar un mol de sustancia y cambiarle su temperatura 1 °C

(29)

¿Cuánta energía se requiere para calentar

250 mL de agua de 25 °C a 50 °C?

∆𝐻 = 𝑛 × 𝐶𝑝 × ∆𝑇

𝑛 = 250 𝑚𝐿 × 1 𝑔 × 1 𝑚𝑜𝑙

1 𝑚𝐿 × 18 𝑔 = 14 𝑚𝑜𝑙

∆𝐻 = (14 𝑚𝑜𝑙)(75,4 𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝐾)(50 °𝐶 − 25 °𝐶)

(30)

Datos Termodinámicos

Sustancia Cp (J/mol K) ∆Hvap (kJ/mol) ∆Hfus (kJ/mol)

Etanol 112,0 38,6 4,9

Etilén glicol 148,0 61,9 260

Agua 75,4 40,65 6,01

Amoníaco 35,6 23,35 5,65

Benceno 134,3 33,9 9,90

Dióxido de carbono 37,0 26,1 ---

Hielo 36,9 --- ---

Vapor de agua 34,0 --- ---

(31)

Ejercicio

• ¿Cuánta agua se puede evaporar con la combustión de 1 mol de propano?

• ΔHvap= 40,65 kJ/mol

• ¿Cuánto combustible se necesita para acelerar un vehículo hasta 60 km/h en aceleración constante de 3 m/s2? Considerar eficiencia de 20%

• ΔHc= 47 kJ/g

• d = 0,77 kg/L

(32)

Ejercicio

• ¿Cuánta calor puede retirar un refrigerador usando HFC-134a usando 3 mol del gas que empieza desde su punto de ebullición hasta temperatura ambiente (25 °C)?

(33)

Energías de Enlace

Energía necesaria para romper un mol de moléculas entre sus átomos

(34)

Cinética de Reacción

¿Cuál es la velocidad de la reacción?

¿

v

=

𝑑𝐴

𝑑𝑡

?

v =

𝑘[𝐴]

¿v =

𝑑𝐵

𝑑𝑡

?

v =

𝑘[𝐵]

(35)

Cinética de Reacción

• Cinética de Orden 0: 𝑣 = 𝑘

• Cinética de Primer Orden: 𝑣 = 𝑘[𝐴] ó 𝑣 = 𝑘[𝐵]

• Cinética de Segundo Orden:

• 𝑣 = 𝑘[𝐴]2

• 𝑣 = 𝑘 𝐴 [𝐵]

• Cinética de Tercer Orden:

• 𝑣 = 𝑘[𝐴]3

• 𝑣 = 𝑘[𝐴]2[𝐵]

• 𝑣 = 𝑘[𝐴][𝐵]2

(36)

Cinética de Reacción

• Algunas Ecuaciones:

• 𝐴 = [𝐴]𝑜𝑒−𝑘𝑡

(37)

Cinética de Reacción

• ¿Qué afecta la velocidad de una reacción?

Concentración inicial

𝑣 = 𝑘 𝐴

k es una expresión de la fisicoquímica

• Impedimento estérico

• Temperatura

(38)

Cinética de Reacción

• Ea es la energía

necesaria para iniciar la reacción

• 𝐸𝑎 ∝ 𝐸𝑘

• 𝐸𝑎 ∝ 𝑇

C

H3 CH3

+

O O C

O

O

+

H2O

(39)
(40)

Referencias

• Atkins, P. W. Química Física. 6ª Edición, Ediciones Omega, Barcelona, 1999.

• Petrucci, R.; Harwood, W.; Herring, G. Química General, 8ª Edición, Pearson Educación, Madrid, 2003.

• McMurry, J. Química Orgánica, 7ª Edición, Cengage Learning, México, 2008.

(41)

Luis Eduardo Hernández Parés

Referencias

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