Termoquímica

1. Sistemas y Transformaciones Termodinámicas

• Termoquímica: Parte de la termodinámica química que estudia exclusivamente la energía calorífica que acompaña a una reacción química.
• Sistema termodinámico: Aquella parte material del universo que se está observando, es decir, la reacción que estamos viendo.
• Entorno: Es el resto del universo, que puede estar o no relacionado con el sistema.

Los sistemas termodinámicos pueden ser de varios tipos:

• Sistema termodinámico cerrado: No intercambia materia con el entorno, pero sí intercambia energía.
• Sistema termodinámico abierto: Intercambia materia y energía con el entorno.
• Sistema termodinámico aislado: No intercambia ni materia ni energía con el entorno.
• Sistema homogéneo: Son aquellos que constan de una sola fase. Por ejemplo, cuando todas las sustancias que intervienen en una reacción química son gases.
  4 HCl (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g) + 2 Cl₂ (g)
• Sistema heterogéneo: Son aquellos que constan de 2 o más fases; por ejemplo, cuando en una reacción química intervienen sustancias sólidas y gaseosas.
  CaCO₃ (s) → CO₂ (g) + CaO (s)
• Estado de un sistema: Forma de comportarse el sistema en un instante determinado.
• Variables termodinámicas: Propiedades del sistema que son variables, que se suelen especificar aparte de la composición química y la concentración de los componentes del sistema. Son la presión, el volumen, la temperatura, etc. Pueden ser extensivas o intensivas.
• Variables extensivas: Son aquellas que dependen de la cantidad total de materia presente en el sistema. Por ejemplo, la masa, el volumen y la cantidad de calor.
• Variables intensivas: Son aquellas que no dependen de la cantidad total de materia presente en el sistema. Por ejemplo, la temperatura, la presión y la densidad.
• Transformación: Es un proceso en el que existe un estado inicial y un estado final. Se caracteriza por el incremento que ha sufrido la variable en cuestión, y se calcula por la diferencia entre el valor de la variable en el estado final y el valor en el estado inicial.
• Calor: Es la energía que eleva la temperatura de los cuerpos, y se transmite de los cuerpos calientes a los fríos.

Se dice que un sistema está en equilibrio cuando es estable respecto a una transformación infinitesimal, es decir, cuando el sistema sufre una transformación pequeñísima su estado apenas varía.

• Equilibrio químico: Si la composición del sistema no varía con el tiempo.

Las transformaciones pueden ser:

• Transformación reversible: Cuando en cualquier momento se puede invertir el sentido de la reacción. (Si a partir de los productos se pueden obtener los reactivos)
• Transformación irreversible: Si no se puede invertir el sentido de la reacción (Si a partir de los productos no se pueden obtener los reactivos)
• Transformación adiabática: Aquella en la que no hay transferencia de calor entre sistema y entorno. Q = cte.
• Transformación isotérmica: Aquella en la que no hay transferencia de Tª entre sistema y entorno. Tª = cte.
• Transformación isobara: Aquella en la que no hay transferencia de presión entre sistema y entorno. P = cte.
• Transformación isócora: Aquella en la que no hay transferencia de volumen entre sistema y entorno. V = cte.
• Función de estado: Se llaman funciones de estado a aquellas funciones termodinámicas que tienen la propiedad de que su valor depende solo del estado del sistema, es decir, que si en un sistema se produce una transformación cualquiera entre un estado inicial y final, la variación de las funciones de estado depende solo del estado inicial y final, y no del camino por el que se realiza la transformación. Estas funciones de estado son: entalpía, entropía, energía libre de Gibbs y energía interna.

Entalpía: Es una función termodinámica extensiva de estado. Se representa por H y por definición es el calor de reacción a presión constante.

Energía de enlace: Se llama así a la energía que se necesita para romper 1 mol de un enlace.

• Reacciones exotérmicas: Son reacciones en las que se produce un desprendimiento de calor. Reactivo → Producto ΔH
• Reacciones endotérmicas: Son reacciones en las que se produce una absorción de calor. Reactivo → Producto ΔH > 0

Ley de Hess: El calor total absorbido o desprendido en una reacción solo depende del estado inicial y final de la misma y no de los estados intermedios por los que pasa la reacción química.

Entropía: Se define como la medida del desorden de un sistema. En la naturaleza todo tiende al estado de mayor entropía o mayor desorden, ya que así es más estable.

Energía libre de Gibbs

• Si ΔG El proceso es espontáneo.
• Si ΔG > 0: El proceso es no espontáneo.
• Si ΔG = 0: Estamos en la situación de equilibrio. El proceso es reversible.