Observación: Un punto de tensión en un objeto de acero actúa como ánodo donde el hierro se oxida a iones Fe2+ y se forman hendiduras. Los electrones producidos fluyen a través del clavo hacia las áreas expuestas al O2. Estas actúan como cátodos donde el O2 (g) se reduce a iones hidróxido, (OH)-

Conceptos:

1) Procesos espontáneos: una reacción que sí ocurre en determinadas condiciones.

Raymond Chang y Kenneth A. Gold (2013) QUIMICA       (pp. 802). 

McGraw- Hill Companies. Inc.

2) Entropía: suele describirse como una medida del grado de dispersión de la energía en un sistema entre las diferentes posibilidades en que ese sistema puede contener la energía. En otras palabras es el grado de desorden de un sistema. 

Raymond Chang y Kenneth A. Gold (2013) QUIMICA       (pp. 803).  

McGraw- Hill Companies. Inc.

3) Microestados: es el total de formas  en que las moléculas pueden ser distribuidas.

 Y en 1868, Boltzmann demostró que la entropía de un sistema está relacionada con el logaritmo natural del número de microestados. Un sistema con menos microestados tiene menor entropía  y un sistema con mayor microestados entre los cuales se puede esparcir mejor su energía (mayor dispersión) tiene mayor entropía.

Raymond Chang y Kenneth A. Gold (2013) QUIMICA       (pp. 804). 

McGraw- Hill Companies. Inc.

4) Cambio de entropía  en el entorno: si el proceso es exotérmico en el sistema, el calor trasferido aumenta el movimiento de las moléculas de los alrededores, por ello aumenta la entropía en el entorno. Si el proceso es exotérmico en el sistema, este absorbe el calor del entorno  y por tanto reducen los movimientos moleculares, por ende también la entropía del entorno.

Raymond Chang y Kenneth A. Gold (2013) QUIMICA       (pp. 811). 

McGraw- Hill Companies. Inc.

5) Energía libre de Gibbs: es la energía disponible para realizar trabajo.

Raymond Chang y Kenneth A. Gold (2013) QUIMICA       (pp. 816). 

McGraw- Hill Companies. Inc.

6) Energía libre estándar de reacción: es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar, cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar.

Raymond Chang y Kenneth A. Gold (2013) QUIMICA       (pp. 816). 

McGraw- Hill Companies. Inc.

Aplicación:

1) La corrosión es un procesos espontaneo que experimentan los metales. Estos, al tener un contacto con el medio ambiente, experimentan un proceso de oxidación que gradualmente los va deteriorando, generando que estos pierdan su dureza. Este proceso es permanente ya que el metal está en constante contacto con el medio ambiente, ya sea una reja con el oxígeno del aire o un carro con el agua con que se lava o la lluvia, etc.

 Una característica importante de los procesos de corrosión es que los eventos ocurren espontáneamente en la naturaleza, en términos termodinámicos, esto equivale a decir que la variación de energía libre (∆G0) de la reacción global es menor que cero.

 La corrosión ordinaria, es un proceso redox por el cual los metales se oxidan por medio del oxígeno O2, en presencia de humedad. El oxígeno en estado gaseoso es un agente oxidante, y la mayoría de los metales tienen potenciales de reducción menores que éste, por lo tanto son fácilmente oxidables.

 Se sabe que la oxidación de los metales tiene lugar más fácilmente en puntos donde la tensión es mayor (donde los metales son más “activos”). Así, un clavo de acero, que en su mayor parte es hierro, se corroe primero en la punta y en la cabeza. Un clavo doblado se corroe más fácilmente en el recodo.

 

 

 

 Algunos de los procesos más familiares de corrosión son la herrumbre del hierro y el acero y la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones bronce y latón.

No siempre que se presenta la oxidación de un metal existe corrosión, en algunos casos el óxido formado es resistente y forma una capa gruesa de óxido que impide que el resto del material continúe oxidándose. Esto fenómeno es común en materiales de aluminio, zinc y magnesio.

 

Sin embargo, la corrosión es un fenómeno mucho más amplio que afecta aún materiales no metálicos (cerámicas, polímeros, etc.), que sufren corrosión mediante otros mecanismos dependiendo del medio ambiente.

 

 Importante: En la espontaneidad de un proceso influye el signo de la energía intercambiada y la variación en el desorden correspondiente a las partículas del sistema, de tal modo que,  cualquiera que sea la temperatura a la que tenga lugar una reacción en la que se desprenda energía y aumente el desorden, dicha reacción será espontánea. Esta es la razón de que la mayor parte de las reacciones químicas que se verifican espontáneamente en condiciones estándar sean exotérmicas, es decir, se trate de reacciones en las que se desprende energía. En el caso de las reacciones exotérmicas la energía liberada se transforma, de energía en forma química, en otras formas como son energía térmica, luminosa o sonora; con cierta frecuencia van, además, acompañadas de emisión de llamas y humo.

Es importante recalcar que este proceso de espontaneidad al igual que la variación de la energía libre de Gibbs son características que determinan las condiciones necesarias para el desarrollo de una reacción química. Esto es necesario para el desarrollo industrial a nivel internacional, además de hacer más efectivo el proceso químico. Sobre es más fácil usar el ∆H° o el ∆E o el ∆S o el ∆G que son funciones de estado y no depende del proceso de cambio.

 

 

BROWN, Theodore

2009                                  “Procesos espontáneos”. En PERSON EDUCACIÓN. Química, la ciencia                      central. Decimoprimera edición. México, PP. 802-821

 

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CONCEPTOS CLAVE

Entropía:

La entropía es representada con la letra S y mide en forma directa el grado de desorden de un sistema. L a entropía es una función de estado, ya que solo va a depender las condiciones iniciales y finales, también observamos que es una propiedad extensiva porque depende de la cantidad de materia. Podemos ordenarlo de esta manera:

 

S_{sólido <}  S_{líquido <}  S_gas  

 

Si aumenta el desorden: S_f > S_I  à S > 0

PARA UN PROCESO ESPONTÁNEO:

ΔS = S_final – S_inicial

 Y tenemos que:

ΔS > 0   Aumento del desorden
ΔS < 0   Disminución del desorden

 

En un sistema aislado y a volumen constante (que no puede intercambiar ni materia ni energía con el entorno) se dará espontáneamente aquel proceso en el que se produzca un aumento de la entropía, esto es, aquel proceso en el que aumente el desorden. Es decir, en general, los sistemas tienden a un aumento del desorden. Es por este motivo que existen reacciones endotérmicas que son espontáneas; reacciones que por criterios energéticos pareciera que no deben producirse espontáneamente y que, sin embargo, sí ocurren de este modo, porque en el transcurso de las mismas la entropía aumenta considerablemente.

 Entropía estándar:

La entropía es una medida del grado de dispersión de la energía en un sistema entre las diferentes posibilidades en que ese sistema puede contenerla. A mayor dispersión, mayor entropía. La entropía estándar viene a ser la entropía absoluta de una sustancia a 1atm y 25°C.

 Segunda ley de la termodinámica:

La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibro.

ΔS_univ = ΔS_sist + ΔS_ent ≥ 0

Tercera ley de la termodinámica:

La entropía de una sustancia cristalina perfecta es cero a la temperatura del cero absoluto.

S° (0 K) = 0

 Espontaneidad de las reacciones químicas

En el mundo y la naturaleza existen muchos procesos químicos pueden ser procesos físicos como también reacciones químicas. Un proceso espontáneo es aquel que sucede sin necesidad que haya un aporte energético; como por ejemplo, una pelota que este rodando a lo largo de una pendiente, pues está no se detendrá hasta que no llegue a una zona llana y pierda su energía cinética. Asimismo, una reacción espontánea química es aquella cuando una vez inicia la reacción transcurre completamente cuando todos los reactivos se han transformado en productos.

Los procesos espontáneos son irreversibles, ya que no se pueden revertir a menos que tengas un aporte energético externo.

Podríamos pensar que una reacción exotérmica, que desprende calor al entorno, siempre será espontánea, dado que los sistemas tienden a un mínimo de energía, y en las reacciones exotérmicas los productos tienen menos energía que los reactivos (tal y como vemos en el diagrama). Es cierto que muchas reacciones espontáneas son exotérmicas y que la mayoría de reacciones exotérmicas son espontáneas; sin embargo, esto no es siempre así. Existen reacciones exotérmicas que no son espontáneas a ciertas temperaturas, y reacciones endotérmicas que sí lo son.

Por tanto, el criterio energético, es decir, el signo de la variación de entalpía ΔH, no es suficiente por sí mismo para decidir si un proceso será o no espontáneo, ya que en verdad, si consideramos el conjunto sistema-entorno, la energía siempre se conserva.

 Concepto de equilibrio en la reacciones químicas:

Las reacciones químicas no tienen lugar siempre a la misma velocidad, ni se alcanza siempre a una misma transformación completa de los reactivos en productos.

Si por ejemplo analizamos esta reacción:

aA+bB → cC+dD

en la que inicialmente solo tenemos reactivos A y B , veremos que las moléculas de Ao B son muy numerosas y chocan entre sí rompiéndose los enlaces que la forman, liberando átomos y formándose nuevos en laces entre ellos, dando lugar a las sustancias producto C y D, produciéndose la reacción inversa .A medida que la reacción va progresando puede que la reacción regrese a su estado inicial a esto se le llamaría reacción inversa. Por lo tanto, llega un momento en que las velocidades de reacción en ambos sentidos se igualan. El número de moléculas de cualquier especie permanece constante y por lo tanto también permaneces constante la concentración de las mismas. Se dice entonces que la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio químico.

Se ha visto el tema de termoquímica que la función de estado energía libre se definía como: G=HTS , y que dicha función medía la energía libre de cada reactivo o producto de la reacción química, de forma que podía calcularse la variación de energía libre de una reacción mediante la expresión : ΔG=ΔH-TΔS.

Puede demostrarse que para una reacción homogénea gaseosa existe una relación entre el valor de ΔG y el valor de la constante de equilibrio Kp, dada la ecuación:

ΔG= -RTlnKp

Esto indica que las reacciones espontáneas (ΔG<0), presentan constantes de equilibrio mayores que la unidad, y por lo tanto, el equilibrio está muy desplazado hacia la derecha, es decir hacia la formación de productos.

En las reacciones espontáneas (ΔG>0), tienen constantes de equilibrio muy pequeñas, tanto menores cuanto más positivas sea la variación de energía libre, y por tanto el equilibrio estará muy desplazado hacia los reactivos, de forma que se producirán bajas concentraciones de productos.

Aplicación:

AGUJEROS NEGROS:

La formación de los agujeros negros, producto del colapso de una estrella, es un claro ejemplo de un proceso espontaneo ya que en él no interviene ninguna fuerza ajena  a la naturaleza, además resulta inverosímil pensar que puede ocurrir el proceso contrario de manera natural, es decir que a partir de un agujero negro se forme una estrella.

En un principio se pensó que la segunda ley de la termodinámica no se aplicaba a los agujeros negros, sin embargo los trabajos de Jacob D. Bekenstein sugirieron que podría conservarse la ley siempre y cuando se introdujera el concepto de  “ENTROPIA GENERALIZADA” que se calcula a través de la entropía dada por la segunda ley y una formula dada en función del área del agujero negro, desarrollada por Stephen Hawking. Este concepto se introdujo debido a la complejidad de 

la configuración interna de los agujeros negros y a nuestra falta de información respecto a lo que pasa dentro de este, aunque se cree que mayormente se mantiene a temperatura constante. Si tenemos cierto sistema con algún valor de entropía S que traspasa el horizonte de eventos de un agujero negro, la entropía asociada con el universo visible disminuiría. Sin embargo el crecimiento del área del agujero negro compensa la entropía perdida debido a la desaparición del sistema, de una manera irreversible

Al formarse un agujero negro, este tendera a estabilizarse aun si después o durante su creación se le adiciona materia, en esta fase su área disminuye, sin embargo una vez pasado esto tendera a aumentar de tamaño al tiempo que consume materia, por ello su entropía aumentara(proporcional al área).

BIBLIOGRAFIA:

http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/50/html/sec_8.html

imágenes:

http://tarazfisicaquimica.blogspot.com/2012/01/termoquimica-parte-ii.html?m=1

[9/15 10:13] Raul: http://cynverbd.wordpress.com/2011/05/11/entropia/ [9/15 10:16]

Raul: http://quercusprevencionderiesgoslaborales.blogspot.com/2012/08/ciencia-entropia-segunda-ley-de-la.html?m=1 [9/15 10:17]

Raul: http://alquimiayciencias.blogspot.com/2012/08/el-misterio-de-la-entropia.html?m=1 [9/15 10:18]

Raul: http://e-ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/4750/4848/html/2_la_entropa.html

Fuente:

 

MASTERTON, WILLIAM L.; HURLEY, CECILE

2003                      QUIMICA: Principios y reacciones. 4ta ed. Madrid: Thomson Learning; Paraninfo.

 CHANG, R.


2007                    Química. Novena edición. México D.F.: McGraw-Hill. Pág. 784

 CHANG, R.


2007                   Química. Novena edición. México D.F.: McGraw-Hill. Pág. 785

CHANG, R.


2007                   Química. Novena edición. México D.F.: McGraw-Hill. Pág. 789

Química2° Bachillerato

                                 Bloque VII: Equilibrio químico

                                  http://www.ieslaaldea.com/documentos/fisicayquimica/equilibrioquimico.pdf

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El calor de disolución se da por la separación de iones dentro de un solvente. Está estrechamente relacionado con la energía de celda y con la entalpia de hidratación.

Listado de conceptos claves
1. Entalpía o calor de reacción: Cantidad que define la relación H = E- PV; el cambio de entalpía, ΔH, para una reacción que tiene lugar a presión constante es el calor que se desprende o se absorbe en la reacción: ΔH= qp.
Brown T., LeMay H. y Bursten B. (1998). Química la ciencia central 7ª edición. México: Prentice Hall Hispanoamericana S.A.

2. Soluto: Sustancia disuelta en un disolvente para formar una solución; normalmente es el componente de una solución que está presente en menor cantidad.

Brown T., LeMay H. y Bursten B. (1998). Química la ciencia central 7ª edición. México: Prentice Hall Hispanoamericana S.A.

3. Disolvente: Es el medio disolvente de una solución; normalmente es el componente de una solución presente en mayor cantidad.

Zaragoza, E. d. (1995). Disolventes en la Industria Química. Zaragoza.

4. Calor de disolución: Es la variación de entalpía relacionada con la adición de una cantidad determinada de soluto a una cantidad determinada de solvente a temperatura y presión constantes.

Castellan, G. W. (1987). Fisicoquímica. En G. W. Castellan, Fisicoquímica (pág. 144).

5. Energía reticular: La energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto sólido iónico en sus iones en estado gaseoso se llama energía reticular o de red (U).

Chang R. (2010) Química Décima edición (pp. 259). México: McGraw Hill.

6. Energía de hidratación: Es un nombre especial para la energía de solvatación cuando el disolvente es el agua. En otras palabras, la energía de hidratación, es el cambio de energía cuando los iones en estado gaseoso se disuelven en agua.

Martínez-Álvarez R., Rodríguez J. y Sánchez M. (2007) Química: un proyecto de la American Chemical Society. En Müller G. y Llano M. (Eds.) Soluciones acuosas y solubilidad (pp. 72-153). España: Editorial Reverté

7. Ley de Hess: Es un principio propuesto por el químico German Henry Hess, quien dijo: “La variación de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas”. Es decir, que la variación de entalpía de la reacción se puede hallar si se conoce la variación de entalpía de cada proceso que resulta en la variación de entalpía de la reacción química principal.

Arroyo P. (2014, 14 de mayo). Bases de Química General. Fecha de consulta: 14 de septiembre del 2014 de: http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/termoquimica-y-termodinamica/termoquimica-ley-de-hess/

8. Calorímetro: Es un instrumento de laboratorio conformado por un frasco que contiene el sistema rodeado por agua, un termómetro y un agitador en un sistema aislado. Se usa para calcular el valor de la variación de calor durante un proceso.

Picado A., Álvarez M. (2008) Química I: Introducción al estudio de la materia. (pp.414). Costa Rica: EUNED

Aplicación: Uso del nitrato de amonio

El calor de disolución es un proceso que se da en la separación de iones de una sustancia dentro del agua. Este proceso se basa en la separación de iones a una distancia infinita dentro de una red cristalina producida por la presencia de cargas. El agua posee una carga positiva parcial por el lado del hidrogeno, mientras que por el lado del oxígeno tiene una carga parcial negativa. Al disolverse cualquier sustancia iónica se produce una absorción o liberación de energía. La energía de disolución se compone de una energía de red y una de hidratación:
Para el nitrato de amonio se tienen los siguientes datos: U0 (NH4NO3) = 676 kJ/mol DH hidr (NO3-) = – 401 kJ/mol DH hidr (NH4+) = – 301 kJ/mol De los datos se puede calcular el valor de la entalpia de disolución y se observa que el valor aproximado es de 26 Kj/mol. El proceso de disolución del nitrato de amonio es un proceso endotérmico, por lo tanto absorbe el calor de los alrededores disminuyendo la temperatura del entorno. Esta absorción de calor es usada convenientemente para poder bajar la temperatura de manera instantánea ya que la velocidad de reacción es favorable. Esta energía de disolución se aplica en los paquetes fríos que usan los deportistas al sufrir una herida o hinchazón.

Dentro de estos paquetes poseen una determinada cantidad de nitrato de amonio que al disolverse en el agua y absorber la temperatura del entorno disminuyen la temperatura del agua hasta -5 C°, por debajo de su punto de fusión. Esta disminución de temperatura es favorable ya que evita que el hinchazón se inflame ya que si se disminuye la temperatura también disminuirá el volumen del hinchazón producido por el golpe.

CRECES (Revista).El calor y el frio en las reacciones químicas. Recuperado el 9 de setiembre del 2014, de: http://www.creces.cl/new/index.asp?imat=++%3E++13&tc=3&nc=5&art=1176

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(2013) Extinción de Dinosaurios: La Tierra en llamas. Recuperado el 12 de setiembre del 2014, de:

http://www.taringa.net/posts/info/16578928/Extincion-de-Dinosaurios-La-Tierra-en-llamas.html.

 (2012) Tetraedro del fuego. Recuperado el 12  de setiembre del 2014, de:

http://rhr94.blogspot.com/2012/06/tetraedro-del-fuego.html.

 (2011) La agonía del bosque. Recuperado el 12  de setiembre del 2014, de: http://laolladelleprechaun.blogspot.com/2011/07/la-agonia-del-bosque.html.

 (2013) ¿Ya te enteraste cómo se contamina el aire. Recuperado el 12  de setiembre del 2014, de:

http://meganotas.com/ya-te-enteraste-como-se-contamina-el-aire-colabora-por-un-mejor-ambiente/.

 (2013) Avión F-18 despegando de portaviones. Recuperado el 12  de setiembre del 2014, de: http://fondoescritorio.com.es/aviones/avi%C3%B3n-f18-despegando-de-un-portaviones#.VBW-z_l5Ntx

 (2013) Perú requiere 300 mil técnicos al año. Recuperado el 12  de setiembre del 2014, de:

http://laprensa.peru.com/economia/noticia-peru-requiere-300-mil-tecnicos-al-ano-2007

LISTADO DE CONCEPTOS CLAVE

 1.    Calor de combustión: También llamada entalpía de combustión.  Es el calor que se libera cuando reacciona por completo en 1 mol de sustancia en presencia de suficiente oxígeno. Los valores del calor de combustión suelen ser valores negativos, ya que por lo general las combustiones liberan calor hacia el entorno o alrededores.

Ejemplo:

C3H8 (g)   +   5O2 (g)                    3CO2 (g)   +   4H2O (l)  

Chong, M. A. (2009). Colaborativo: ayuda de clase. Química 2 (pp. 271). Lima: Pontificia Universidad Católica del Perú.

 2.    Comburente: Sustancia que capta electrones en una reacción de combustión, tratándose habitualmente del oxígeno atmosférico.

 Martínez, A., Villaseñor, J. & Lobato, J. (2003). Termotecnia básica para ingenieros químicos: Bases de Termodinámica Aplicada (pp. 320). España: Universidad de Castilla La Mancha.

 3.    Combustible: Sustancia que cede electrones en una reacción de combustión, habitualmente compuesta por carbono e hidrógeno en su mayor parte.

 Martínez, A., Villaseñor, J. & Lobato, J. (2003). Termotecnia básica para ingenieros químicos: Bases de Termodinámica Aplicada (pp. 320). España: Universidad de Castilla La Mancha.

 4.    Combustión: Es una reacción química en la que una sustancia reacciona rápidamente con oxígeno liberando luz y calor. Generalmente son reacciones en cadena a través de radicales libres, que se pueden resumir en la oxidación del carbono para formar sus óxidos y la oxidación del hidrogeno dando agua.

 Costa, J. M. (2005). Diccionario de química y física (pp. 893). Barcelona, España: Editorial Díaz.

 5.    Entalpía estándar de formación: Es el cambio de calor relacionado cuando se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm.

 Chang, R. (2010). Termoquímica. Química (10ª ed., pp. 253). México, D.F.: The McGraw-Hill Companies, Inc. /Interamericana Editores, S.A.

 6.    Poder calorífico específico: Calor liberado en la combustión completa de un kilogramo de combustible, supuesto que los gases de combustión, combustible y comburente se encuentran a la misma temperatura.

 Martínez, A., Villaseñor, J. & Lobato, J. (2003). Termotecnia básica para ingenieros químicos: Bases de Termodinámica Aplicada (pp. 321). España: Universidad de Castilla La Mancha.

APLICACIÓN

1.    El calor de combustión, como un valor expresado en KJ/mol, resulta bastante útil para calcular las entalpías de formación de algunas sustancias orgánicas que poseen H, C y O en su estructura; por ejemplo, los hidrocarburos. Esto se debe a que este tipo de compuestos comúnmente participan en las reacciones de combustión para la generación de energía (los hidrocarburos son combustibles y también la principal fuente de energía actualmente. Por ello, el calor de combustión es un concepto muy asociado a esta clase de sustancias; de hecho, es una propiedad característica y bien conocida de los hidrocarburos, por ejemplo.

Conociendo el valor del calor de combustión de una sustancia, es posible determinar su calor de formación, pero se necesita información adicional; por ejemplo, las entalpías de formación de algunas de las sustancias que intervienen en la reacción y de los productos generados. Si el compuesto que analizamos contiene solo H, C y O, los productos generalmente son CO_{2 (g)} y H₂O _(l) o H₂O _(g); por ello, se necesita conocer las entalpias de formación del dióxido de carbono gaseoso y el agua líquida (o gaseosa). En algunas ocasiones pueden generarse otros productos adicionales, lo cual dependerá de las sustancias que reaccionan; en ese caso, se deberá conocer también sus entalpías de formación. Ya con esta información es posible calcular el calor de formación del compuesto orgánico mediante el método para calcular calor de reacción usando entalpías de formación. En este caso, nuestro calor de reacción es el calor de combustión y nuestra incógnita es la entalpía de formación del compuesto orgánico. A continuación se muestra un ejemplo:

 

Referencia 

 

Ragatz, R. A., Hougen, O. A. & Watson, K. M. (1982). Termoquímica. Principios de los procesos químicos (Vol. 1, pp. 301-384). Barcelona, España: Reverté, S.A.

2.    Si hablamos del calor de combustión, no como un simple valor, sino como la energía liberada durante un proceso de combustión, entonces las aplicaciones son múltiples:

GENERACIÓN DE MOVIMIENTO

Para empezar, este calor es y ha sido, por muchos años, la principal fuente de energía en casi todo el mundo; una aplicación muy común y que todos conocemos de una u otra forma es para el motor de combustión interna.

Un motor de combustión interna es un tipo de máquina que obtiene energía mecánica directamente de la energía química de un combustible que se quema dentro de una cámara de combustión (el cilindro); la combustión se produce dentro de la máquina misma. En el proceso de combustión se aspira una mezcla de aire y combustible hacia el interior del cilindro y se comprime mediante un pistón en movimiento. La mezcla comprimida se enciende para generar la energía (calor de combustión) necesaria para el movimiento del vehículo. Cuando ocurre la combustión, los gases de la mezcla de aire y el combustible que se quema se expanden dentro del cilindro a una presión muy alta; esta presión empuja el pistón hacia abajo en el cilindro. El pistón está conectado a una biela y otras partes (el cigüeñal) que se encargan de convertir el movimiento hacia arriba y hacia abajo del pistón en movimiento rotatorio, el cual se transfiere a las ruedas del vehículo para permitir su movimiento. Casi todos los motores modernos son motores con ciclo de cuatro tiempos, lo cual significa que el pistón se mueve a lo largo de la longitud del cilindro cuatro veces para completar un ciclo de combustión.

Este es el funcionamiento básico de todo motor de combustión interna; desde luego, existen pequeñas diferencias de acuerdo al tipo de motor, por ejemplo, el motor de encendido por chispa y el motor de encendido por compresión. La diferencia primordial entre estos es que en el de compresión el combustible es rociado directa y completamente dentro del cilindro; mientras que en el encendido por chispa, el combustible se bombea primero en un sistema de ingesta donde se mezcla con aire antes de entrar al cilindro y encenderse. Esta diferencia acarrea otras en cuanto a la eficiencia, la potencia, la relación aire-combustible, el proceso de encendido, etc.

Esto es todo lo que hay saber sobre los motores por ahora, porque lo realmente concerniente es la combustión y el calor que genera y hace posible el funcionamiento del motor. Es evidente la utilidad del calor de combustión en los motores, pues está energía incrementa la temperatura y la presión en el interior del cilindro, provocando que los gases se expandan y empujen el pistón, cuyo movimiento se transforma en movimiento rotatorio mediante un sistema de biela. En este caso, el calor de combustión (energía) se ha transformado en trabajo que hace posible el movimiento de un  vehículo. Su importancia salta a la vista, ya que casi todos los vehículos en el mundo emplean el calor generado por la combustión como fuente de energía; gracias a ello, podemos movilizarnos diariamente, la vida sería muy complicada sin los autos o buses que empleamos para desplazarnos.

 

Referencia

Fygueroa, Simón J. & Araque, Jesús O. (2005). Combustión en MCIA. El proceso de combustión en motores de combustión interna (1ra ed., pp. 1-24). Mérida, Venezuela: Editorial Venezolana.

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CONCEPTOS

2.1.        Primera ley de la Termodinámica

 Cualquier energía perdida por el sistema debe ser ganada por su entorno, a esta conservación de energía se le conoce como la Primera ley de la Termodinámica.

 Energía interna (ΔE): Suma de todas las energías cinéticas y potenciales del sistema.

 

                            ΔE = q + w

Cuando el sistema absorbe calor se le denomina proceso endotérmico y cuando la pierde, exotérmico.

	+	–
q w ΔE	Gana calor Trabajo sobre el sistema Ganancia neta de energía	Pierde calor Trabajo del sistema Perdida neta de energía

.

Función estado: El valor de una función estado no depende de cómo se llevo a cabo el cambio de estado del sistema, solo el estado inicial y el final. ΔE es una función  estado.

 H. Eugene LeMay,JR., Theodore L. Brown, Catherine J. Murphy, Bruce E. Bursten y Patrick M. Woodward. (2014). Química: La ciencia central (pp.164-168). Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana.

 

2.2.   Entalpía(H)

 La entalpía es una función que se debe a la relación de tres funciones de estado: E, P y V.

                                               H=  E + PV

 El trabajo en un proceso donde la presión es constante se halla de la siguiente forma:

                                              

w= -P ΔV

 Cuando ocurre un cambio a presión constante lo que sucede es lo siguiente:

                                              ΔH= ΔE + PΔV=(q + w) – w = q perdido

 La entalpía de reacción o calor reacción  es la que acompaña a una reacción química.

 H. Eugene LeMay,JR., Theodore L. Brown, Catherine J. Murphy, Bruce E. Bursten y Patrick M. Woodward. (2014). Química: La ciencia central (pp.169- 171). Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana.

 2.2.   Entalpías de formación (ΔHF0)

 Un proceso empleado para tabular los datos termoquímicos es la formación de un compuesto a partir de sus elementos constitutivos. El cambio de entalpía asociado con este proceso se conoce como entalpía de formación (ΔHF).

El cambio de entalpía estándar (ΔH0)  de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando los reactivos y los productos se encuentran en su estado estándar.

 Estos dos conceptos (ΔHF y ΔH0) nos sirven para poder entender la entalpía de formación estándar (ΔHF0), que es el cambio de entalpía de un mol de compuesto a partir de sus elementos constitutivos en un estado estándar, y la que se usa para poder hallar el calor reacción de las reacciones químicas.

 

            ΔH0 = (Sumatoria de ΔHF0 de los productos) – (Sumatoria de ΔHF0 de los reactantes)

 

Ejemplo:

2 NH3(g) → N2H4(l) + H2(g)                      ΔH0298 = ?

 ΔH0298 = [ΔHF0 (N2H4(l)) +  ΔHF0 (H2(g))] – 2 ( ΔHF0 (NH3(g)))

 ΔHF0= [50,63 kJ/mol + 0 kJ/mol] – 2 (- 46,3 kJ/mol)

 ΔH0298 = 143,23 kJ

 H. Eugene LeMay,JR., Theodore L. Brown, Catherine J. Murphy, Bruce E. Bursten y Patrick M. Woodward. (2014). Química: La ciencia central (pp.183-185). Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana.

 2.3.   Energias de enlace

 Las entalpías de enlace promedio sirven para estimar el calor reacción de las reacciones en las que se rompen enlaces y se forman nuevos. Se considera que cuando ser rompen enlaces se gana energía (endotérmico) y cuando se crean se pierde energía (exotérmica).

Imagine una reacción química y analice dos etapas:

1. Para poder romper los enlaces de los reactantes se necesita proporcionar energía, por lo tanto la entalpía del sistema aumentara por las entalpías de enlaces rotos.
2.  Para poder generar enlaces en los productos se libera energía, por lo tanto la entalpía del sistema disminuirá.

 ΔH= (Sumatoria de entalpías de enlaces rotos) – (Sumatoria de entalpías de nuevos enlaces)

Ejemplo:

 

    H H

     I   I

H-C-C-            H (g) + 7 O2 (g) à 4 O=C=O + 6 H-O-H

     I   I

    H H

 

ΔH= [12(C-H) + 2(C-C) + 7(O2)] – [8(C=O)+ 12(O-H)]

 

ΔH=[12(413 KJ) + 2(348 KJ) + 7(495 KJ)] – [8( 799 KJ) + 12(463 KJ)]

 

ΔH= -2831 KJ

 

 

H. Eugene LeMay,JR., Theodore L. Brown, Catherine J. Murphy, Bruce E. Bursten y Patrick M. Woodward. (2014). Química: La ciencia central (pp.316). Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana.

2.5.        Ley de Hess

La ley de Hess establece que si una reacción se produce en etapas, la ΔH de la reacción será igual a la suma de las entalpías  de las etapas individuales. Como la entalpía es una función estado, es decir que no depende de su trayectoria, la ley de Hess se puede aplicar siempre y cuando se conozco la trayectoria de la ΔH de cada proceso. Esto permite calcular un gran número de reacciones mediante un grupo de reacciones pequeñas.

Es muy útil debido a que te ayuda a encontrar la ΔH de reacciones difíciles de medir directamente. Ejemplo:

 

CH4 (g) + 202(g) à CO2 (g) +2H2 (l)   ΔH= -802 KJ

 

(sumar)   2H2O (g) à  2H2O (l)           ΔH= -88 KJ

————————————————————————

CH4 (g) + 2O2 ( g)+ 2H2O (g) à CO2 (g) + 2H2O (l) + 2H2O (g) ΔH=-890 KJ

 

Ecuación neta: CH4 (g) + 2O2 (g) à CO2 (g) + 2H2O (l)

 H. Eugene LeMay,JR., Theodore L. Brown, Catherine J. Murphy, Bruce E. Bursten y Patrick M. Woodward. (2014). Química: La ciencia central (pp.181-182). Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana.

 2.6. Calorimetria

 Hay una forma experimental de poder hallar la ΔH midiendo flujo de calor que acompaña a una reacción a presión constante. Esta medición de flujo de calor se conoce como calorimetría debido a que en esta se usa el calorímetro.

 Capacidad calorífica(C).- Es la cantidad de calor requerido para elevar su temperatura 1K.

Calor específico(c).- Que es la capacidad calorífica de un gramo de sustancia. Y se determina de la siguiente forma:

 Calor especifico= (cantidad de calor transferido)/ (gramos de sustancia) X (cambio de temperatura)

 Calorimetría a presión constante:   Calor de absorbido o liberado = q disoln

 q disoln = (calor especifico de la disolución) X (gramos de disolución) X  ΔT    = -q rxn

 

Exotérmico	Endotérmico
q lib= q reacción q ab = q calrim + q solución q calrim = C ΔT q solución= m c ΔT        q lib + q ab=0	q ab= q reacción q lib = q calrim + q solución q calrim = C ΔT q solución = m c ΔT           q lib + q ab = 0

 Calorimetría a volumen constante (bomba calorimétrica): 

 q rxn = -Ccalorim x ΔT

 

q lib= q rxn                                        q lib + q ab = 0

q ab= q H2O +q bomba

q H2O= m c ΔT

q bomba= C ΔT

 ΔH=  E + RTΔn

 H. Eugene LeMay,JR., Theodore L. Brown, Catherine J. Murphy, Bruce E. Bursten y Patrick M. Woodward. (2014). Química: La ciencia central (pp.175-178). Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana

Aplicación

 El estudio sobre el calor específico nos ha traído muchos beneficios de diversos tipos, como la implementación en las nuevas construcciones y por otro lado, un mayor control sobre lo que consumimos.

Una de las aplicaciones del calor de reacción es el implemento de aparatos que soporten temperaturas muy altas sin que puedan ser alteradas, ya que conociendo el calor específico se puede tener la seguridad de poder usar ciertos materiales al momento de hacer experimentos o fabricaciones  a temperaturas altas. De igual forma, se pueden emplear materiales, con calor específico alto, en las nuevas construcciones diseñadas contra los incendios.
Otra de las aplicaciones de estas leyes, es el uso de los automóviles y medios de transporte a vapor, ya que usan la combustión de cierta materia en una determinada temperatura y la presión para hacer trabajar un pistón y así, poder hacer girar las ruedas necesarias.
El calor de reacción también se usa en la alimentación, ya que sabiendo el calor específico de cada alimento, se podrá saber las calorías que aportará al cuerpo humano. Teniendo un mayor control de las calorías consumidas y calorías quemadas se logrará un mayor balance y así, una mejor salud.

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