Electroquímica Y Termoquímica

República bolivariana de Venezuela

Ministerio del poder popular para la educación

Instituto Universitario Politécnico

“Santiago Mariño”

Extensión Barcelona

Escuela de Ingeniería Mntto Mecánico

Electroquímica y termoquímica

Profesora: bachiller:

Rosa contramaestre Ezequiel García

CI:25.387.668

Bna.,06/08/2013

Índice

Introducción………………………………………………..3pag

Ley de nerst y electroquímica…………………………..4pag

Termoquímica y entalpia…………………………………5pag

1era ley de la termodinámica…………………………….6pag

Ley de hess…………………………………………...……..6pag

Entropía y 2da ley de la termodinámica……………..…7pag

Energía de gibss y sistemas………………………………8pag

Procesos endotérmicos…………………………………….8pag

Conclusión…………………………………………………….9pag

INTRODUCCIÓN

Bueno pues en este trabajo de investigación se trataran 2 temas muy importantes que son la termodinámica y la electroquímica hablara sobre lo que estudia la termodinámica, las leyes de la termodinámica y su importancia, los cambios de fase que se pueden producir combinando diferentes estados al aplicar calor a una sustancia y sus nombres.

También se verá el intercambio de energía y las reacciones endotérmicas y exotérmicas, lo que es la termoquímica, además de lo que es un calor o entalpía de formación y algunos ejemplos. Se explicaran las dos leyes de la termoquímica, la primera y la segunda de Hess sus aplicaciones

Por parte de la electroquímica se dará su definición, en cuantas partes puede dividirse explicando cada una de ellas. Lo que es la aplicación de la electroquímica, explicando los sistemas termodinámicos y cada uno de sus tipos,

LEY DE NERST:

La ley de distribución de Nerst o ley de reparto es una generalización que gobierna la distribución de un soluto entre dos solventes inmiscibles. La ley fue propuesta en 1931 por Walter Nerst, que estudió la distribución de numerosos solutos en diversos disolventes.

En su enunciado más general afirma que cuando se reparte una cantidad determinada de soluto entre dos disolventes inmiscibles, se alcanza un estado de equilibrio en el que tanto el potencial químico como la fugacidad del soluto es el mismo en las dos fases.

Por lo tanto, si considerados dos disolventes «A» y «B» que forman dos fases separadas cuando están en contacto y suponemos que una pequeña cantidad de soluto «i» se disuelven en ambas fases formando dos disoluciones ideales en equilibrio, el cociente de fracciones del soluto en las dos fases se puede expresar así.

Ecuación de nerst:

Dónde:

E es el potencial corregido del electrodo.

E el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción).

R la constante de los gases.

T la temperatura absoluta (escala Kelvin).

N la cantidad de electrones que participan en la reacción.

F la constante de Faraday (aproximadamente 96500 C/mol).

Ln (Q) es el logaritmo neperiano de Q que es el cociente de reacción.

Así para la reacción a*A + b*B → c*C + d*D,

Electroquímica:

Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un “acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Termoquímica:

La Termoquímica consiste en el estudio de las transformaciones que sufre la energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una aplicación de la termodinámica a la química.

Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando).

Proceso a presión constante:

El calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción. Qp = ΔrH

Proceso a volumen constante:

El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción. Qv = ΔrU

Entalpia:

La entalpía es la cantidad de energía calorífica de una sustancia En una reacción química, si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes se libera calor y decimos que es una reacción exotérmica. Si la entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes se toma calor del medio y decimos que es una reacción endotérmica. El cambio de entalpía se denomina ΔH y se define como:

ΔH = ΔHproductos - ΔHreactantes

La entalpía de formación (ΔHf0) es la variación de energía calorífica en la reacción de formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus fases estándar en condiciones de presión y temperatura estándar ambientales (TPEA),

Que son temperatura de 298 K (25 ºC) y presión de 100 kPa (∼ 1 atm.). En palabras más concretas, es una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor opuesto en juego durante una transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido como un sistema termodinámico), transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En este sentido la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión.

Usualmente la entalpía se mide, dentro del Sistema Internacional de Unidades, en joule. El caso más típico de entalpía es la llamada entalpía termodinámica. De ésta, cabe distinguir la función de Gibss, que se corresponde con la entalpía libre, mientras que la entalpía molar es aquella que representa un mol de la sustancia constituyente del sistema.

Primera ley de la termodinámica:

También conocida como principio de conservación de la energía para la termodinámica, establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará.

En palabras llanas: "La energía ni se crea ni se destruye: solo se transforma”. Visto de otra forma, esta ley permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. Fue propuesta por Nicholas Leonard Sadi Carnot en 1824, en su obra Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas adecuadas para desarrollar esta potencia, en la que expuso los dos primeros principios de la termodinámica. Esta obra fue incomprendida por los científicos de su época, y más tarde fue utilizada por Rudolf Clausius y Lord Kelvin para formular, de una manera matemática, las bases de la termodinámica. La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:

Que aplicada a la termodinámica teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico, queda de la forma:

Donde U es la energía interna del sistema (aislado), Q es la cantidad de calor aportado al sistema y W es el trabajo realizado por el sistema. Esta

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