Definición de Termoquímica
Ingeniera Química
La termodinámica aplica en procesos físicos como químicos, de modo que se la comprende como tal cuando estudiamos la energía en forma de calor involucrada en procesos químicos como las reacciones químicas, para lo que es necesario diferenciar estos procesos en función de dos parámetros que afectan a la termodinámica, el volumen y la presión. Cuando un proceso se lleva a cabo a presión constante se dice que es isobárico, mientras que si el volumen se mantiene constante será isocórico.
Calor de Reacción y Energía Interna
Antes de entrar en el proceso respecto de cómo se relaciona la energía y el calor en función de las variables isobárico e isocórico, debemos definir dos conceptos: calor de reacción y energía interna. El primero hace alusión a la cantidad de calor que se desprende o se absorbe durante una reacción química. Cuando la reacción requiere de un suministro externo de calor para que se lleve a cabo, absorberá ese calor y será una reacción exotérmica. Mientras que, si la reacción al producirse libera calor a sus alrededores será una reacción endotérmica. Veamos algunos ejemplos:
La neutralización de hidróxido de sodio (NaOH) y ácido clorhídrico (HCl) es una reacción que libera calor, por lo tanto, el calor “q” será un producto de reacción, liberado hacia los alrededores.
NaOH (ac) +HCl (ac) →NaCl (ac) +H 2 O (ac) +q
A la inversa, la descomposición del carbonato de calcio (CaCO3) para la formación de la famosa cal (CaO) es un proceso que requiere absorción de calor, por lo tanto, es considerado como un reactivo:
CaCO 3(s) +q → CaO (s) + CO 2(g)
En la misma línea, la energía interna expresada como ∆E, representará el cambio de energía total que sufre el sistema (sumando las energías de las partes que lo componen). Y se expresa como la energía interna del estado final menos la energía interna del estado inicial:
∆E= E final -E inicial
Para comprender por completo el concepto, debemos sumar un nuevo término: el trabajo, definido como la cantidad de energía puesta en juego desde un sistema a otro en forma de fuerza para ejercer un desplazamiento y se expresa con la letra “w”.
¿Qué relación existe entre “q”, “∆E”, “w” y los distintos tipos de procesos nombrados?
Cuando el proceso es isobárico, a presión constante, sabemos por la Primera Ley de la Termodinámica que:
∆E= q p +w= q r -P.∆V
La expresión anterior se deduce de la Ecuación de Gas Ideal, si consideramos que únicamente los gases ejercen o reciben trabajo y experimentarán un cambio de volumen representativamente.
Ahora bien, qp puede ser expresado como el cambio de entalpía que sufre el sistema, nuevamente desde el estado inicial al final:
q p =∆H= H final -H inicial
El signo de la entalpía de reacción o qp nos determinará si la reacción es exo o endotérmica, ya que, al ser negativa, por convención, el sistema perderá calor liberándolo hacia los alrededores y será una reacción de tipo exotérmica como ya se vio. De lo contrario, la reacción será endotérmica.
La entalpía es una función de estado y se encuentra tabulada de forma estándar para la formación de distintos compuestos a temperaturas y presiones determinadas. Por lo que, la entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía del sistema cuando todos los productos y reactivos involucrados se encuentran en condiciones estándares, es decir, a 1 atm de presión y 298 K de temperatura. El cálculo de la entalpía estándar de una reacción se puede hacer mediante los valores tabulados a partir de las entalpías de formación de los productos y reactivos, teniendo en cuenta que:
∆H ° r =∑n∆H ° f(productos) – ∑ n∆H ° f(reactivos)
Donde el símbolo ° representa la condición estándar y n la cantidad de moles puestos en juego, ya que las entalpías de formación se expresan por mol de compuesto.
En el caso que el volumen permanezca constante, sabremos que la variación de volumen asociada al término del trabajo “w” será nula, con lo cual la expresión anterior se reduce a:
∆E= q v =q r
Siendo q r = calor de reacción.
De esta manera, es fácilmente predecible el aumento o la disminución de la energía interna de un sistema en función del tipo de reacción a volumen constante. Si la reacción es exotérmica, qv será menor que cero, puesto que liberará energía, con lo cual el cambio de energía interna también será negativo y, por ende, la energía interna del sistema disminuye. Caso contrario, si la reacción es endotérmica, ocurrirá a la inversa.
Trabajo publicado en: Nov., 2021.
Referencias
Apuntes de cátedra, Química General I, UNMdP, Facultad de Ingeniería, 2019.Escriba un comentario
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