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Termoquímica de 1ºbto - 1ªparte - Contenido educativo

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Subido el 13 de octubre de 2020 por Jorge G.

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Repaso de algunos de los contenidos teóricos de Termoquímica correspondientes al temario de 1º de Bachillerato.

Más información Capítulos Transcripción

velocidad de una reacción 00:02:40
calor en una reacción 00:07:30

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Buenas tardes, queridos alumnos. Pues vamos a terminar con lo que es la química que tenéis que saber o que tendríais que saber de primero de bachillerato. 00:00:01
Con estos vídeos que voy a subir ahora de termoquímica terminaríamos con eso que os ha quedado pendiente de ver del año pasado. 00:00:12
Entonces, lo voy a dividir en dos vídeos. Este primero va a tratar sobre teorías, sobre todo de termoquímica, velocidad y calor en las reacciones químicas. 00:00:20
este primer vídeo va a ser un poco rollo porque va a ser mucha, mucha, mucha teoría 00:00:29
entonces intentad estar atentos porque lo bueno es que esta teoría os va a ser muy útil 00:00:34
para luego, cuando empecemos ya de verdad con el temario de segundo bachillerato 00:00:38
que es cinética química 00:00:42
entonces intentad enteraros lo mejor posible de la teoría que os voy a contar ahora 00:00:44
y luego publicaré un segundo vídeo 00:00:49
que va a tratar sobre la ley de Hess 00:00:52
y va a tener más ejemplos numéricos y va a ser bastante más ameno 00:00:54
bastante más práctico 00:00:57
Entonces, dos vídeos. Uno primero con teoría, ¿vale? Velocidad y calor de las reacciones químicas. 00:00:58
Y un segundo vídeo con ejercicios, prácticas y la ley de Hess. 00:01:04
Entonces, con eso estaría terminado primero el bachillerato y ya podríamos empezar con el segundo, con cinética química. 00:01:08
Venga, vamos a por ello. A ver, ¿qué sabemos de las reacciones químicas? 00:01:15
Ya desde el tiempo de Dalton, ya Dalton afirmaba que una reacción química era, o consistía básicamente en, 00:01:23
¿Vale? Romptura de enlaces, romptura de enlaces químicos, reorganización de los átomos y formación de enlaces nuevos. 00:01:29
En las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros nuevos. 00:01:35
¿Pero cómo ocurre eso? ¿Vale? 00:01:39
El dato donde lo decía a nivel general, que lo que había al principio, al final, se rompían enlaces, 00:01:41
se reorganizaban los átomos, se formaban enlaces nuevos... 00:01:47
Bien, pero ¿qué es lo que ocurre? ¿Cómo se rompen esos enlaces? 00:01:50
Según la teoría de Lewis, ¿vale? 00:01:52
Es necesario que las moléculas de las sustancias reactivos choquen entre sí. 00:01:54
Tienen que chocar fuerte para que se rompan los enlaces iniciales. 00:01:58
Los choques que realmente lograrán desencadenar la reacción serán los llamados choques eficaces. 00:02:03
¿Qué son choques eficaces? 00:02:09
Choques que llevan suficiente energía como para romper el enlace. 00:02:10
Tienen que tener la suficiente energía como para romper los enlaces iniciales y formar otros nuevos. 00:02:13
Bien, la energía de activación es justo eso. 00:02:17
La energía de activación es que las partículas lleven suficiente velocidad, 00:02:20
que las moléculas llevan suficiente velocidad para que se rompan sus enlaces iniciales. 00:02:23
además de tener la orientación adecuada como para que se forme el nuevo compuesto o molécula 00:02:28
va a ser muy importante por supuesto la temperatura 00:02:33
aquí va a ser muy importante sobre todo la temperatura a la que ocurra la reacción química 00:02:35
la velocidad de una reacción, que la vamos a estudiar mucho este curso 00:02:39
es la cantidad de sustancia transformada por unidad de tiempo 00:02:48
esta nos indica la rapidez con la que los reactivos se convierten en productos 00:02:52
las reacciones químicas poseen unas velocidades naturales 00:02:55
dependiendo de varios factores 00:02:58
de en qué estado se encuentren los reactivos, su naturaleza, la concentración si se trata de una disolución, 00:02:59
el grado de división y sobre todo la temperatura a la que se desarrolla la reacción. 00:03:06
Y luego si existen en la reacción hay catalizadores, hay presencia de catalizadores que aceleran la reacción química 00:03:11
o inhibidores que hacen lo contrario, que la frenan, la inhiben, ¿verdad? 00:03:15
Alterando alguno de los factores que intervienen en la velocidad de la reacción podemos alterar su velocidad, ¿vale? 00:03:22
Ya bien sea para hacerla más lenta o para hacerla más rápida. 00:03:26
La queremos más lenta, inhibidores, bajas temperaturas, bajas concentraciones, hacerla más rápida, pues que los reactivos estén machacados, que estén en estado gaseoso, por ejemplo, ayuda mucho, que sean altas temperaturas, que sean altas concentraciones, etc. 00:03:29
la naturaleza de los reactivos, insisto 00:03:45
ayuda también, o hace que sea muy dependiente 00:03:48
la velocidad, la velocidad entre compuestos metálicos es muy lenta 00:03:51
porque los enlaces entre los átomos metálicos 00:03:54
son muy fuertes, entonces es una velocidad lenta 00:03:57
las reacciones químicas entre compuestos metálicos suelen ser lentas 00:04:00
la velocidad, sin embargo, entre compuestos covalentes 00:04:03
pues son aún más lentas, ¿por qué? 00:04:05
porque el enlace entre dos átomos no metálicos 00:04:08
ese enlace sí que es fortísimo y ese no se va 00:04:11
no se va a romper a menos que sea activada. Esa siempre necesita una energía de activación. 00:04:15
Una chispa que ponga en marcha la reacción química porque si no, no se va a producir jamás. 00:04:19
Para terminar, la velocidad entre compuestos iónicos suele ser en disolución, ¿vale? 00:04:25
Porque no implica un reajuste de enlaces. En realidad se rompen los enlaces iónicos 00:04:29
y se forman enlaces iónicos nuevos. Entonces, simplemente es una reestructuración de la materia. 00:04:32
Estas se suelen dar muy deprisa, muy deprisa cuando están los compuestos iónicos disueltos, claro. 00:04:38
La concentración de los reactivos también es muy importante 00:04:42
La velocidad aumenta con la reacción 00:04:47
O sea, es evidente que un ácido, cuanto más fuerte sea 00:04:50
Más rápido ataca un metal, por ejemplo 00:04:53
Entonces, evidentemente, la concentración de ese ácido, por ejemplo 00:04:55
Hace que la reacción ocurra más deprisa 00:04:59
El estado físico también es importante 00:05:01
Los gases reaccionan más rápido que los líquidos 00:05:04
Y los líquidos más rápido que los sólidos 00:05:07
En cuanto a los sólidos, lo más importante es 00:05:09
cuanto más pulverizado esté. ¿Por qué? Porque mayor será la superficie de contacto. 00:05:12
Si tienes un terroncito de azúcar, pues te cuesta mucho disolverlo, pero si machacas 00:05:17
ese terron de azúcar, enseguida se disuelve en el café o en la leche. Esto no es una 00:05:22
reacción química, en realidad, ¿vale? Es una disolución. Pero tenéis que hacer la 00:05:27
idea de que cuanto más pulverizado está una sustancia, pues más fácil es que reaccione 00:05:31
también. La temperatura. Cuando calientas una reacción química, esta ocurre más deprisa 00:05:35
porque le estamos dando más velocidad, más energía cinética a las moléculas que forman los reactivos. 00:05:42
Entonces, al elevar la temperatura de una reacción, lo que en realidad estamos haciendo es acelerarlas. 00:05:47
Estamos aumentando la energía cinética de las moléculas que la conforman. 00:05:51
De ese modo, aumentará el número de choques, ¿vale? 00:05:54
Y, por lo tanto, también el mayor número de choques eficaces. 00:05:57
Los catalizadores son sustancias que aumentan notablemente la velocidad de una reacción 00:06:02
sin consumirse en ella, mediante un fenómeno de catálisis, ¿vale? 00:06:05
Son muy frecuentes para los que estudian biología las enzimas, 00:06:10
Las enzimas en el cuerpo humano, ¿verdad? Son catalizadores muy importantes, son catalizadores biológicos. 00:06:13
También hay catalizadores que pueden sonar de los tubos de escape para reducir la emisión de ciertos óxidos de nitrógeno y de carbono, claro. 00:06:20
Se caracterizan porque recuperan al final del proceso con una degradación mínima, ¿vale? 00:06:32
Son muy específicos, cada reacción química tiene su catalizador concreto, ¿vale? 00:06:36
No hay catalizadores generales, cada reacción química tiene el suyo propio que acelera esa reacción química 00:06:40
y en principio se degrada poco el catalizador en cada reacción química porque solo intervienen para acelerarla. 00:06:46
Pueden ser homogéneos, ¿vale? Cuando están en el mismo estado que el reactivo 00:06:52
o pueden ser heterogéneos si están en otro estado, ¿vale? 00:06:55
Por ejemplo, en un tubo de escape los reactivos son gases, sin embargo el catalizador es un metal sólido. 00:06:58
También pueden ser heterogéneos, como digo, insisto, como en los tubos de escape 00:07:06
y lo que hacen es debilitar los enlaces 00:07:10
para reducir la energía de activación, 00:07:12
que es una cosa que estudiaremos bastante este año 00:07:14
con la teoría de Arrhenius. 00:07:16
Los inhibidores son justo al contrario, 00:07:19
son sustancias que ralentizan la velocidad de una reacción, ¿vale? 00:07:21
Entonces, son inhibidores porque inhiben la reacción química. 00:07:24
Bueno, termoquímica concreta, ¿vale? 00:07:28
Calor en las reacciones químicas. 00:07:32
El calor es una forma de intercambio de energía, ¿vale? 00:07:34
Entonces, es una forma de energía, además, bastante degradada. 00:07:36
Es una forma de transporte de energía de un punto a otro. 00:07:39
La rama de la física que estudia el calor, 00:07:42
el trabajo, la energía y los cambios de ellos se producen, se llama termodinámica. 00:07:43
Si estos conocimientos los aplicamos en las reacciones químicas, pues es termoquímica, es lo que estamos viendo ahora. 00:07:48
Existen unas leyes de la termodinámica que establecen que la energía puede ser intercambiada 00:07:55
entre sistemas físicos en forma de calor o trabajo. 00:08:00
Vamos a estudiar la ley de la termodinámica, la primera, la segunda y la ley cero, que es muy básica. 00:08:02
¿Qué es un sistema termodinámico? Pues es una parte del universo en la que estamos estudiando, 00:08:08
que es la que se encuentra en estudio, hay sistemas que son aislados, que son los que no intercambian ni materia ni energía con su entorno, 00:08:12
hay sistemas cerrados, que significa que intercambian energía pero no intercambian materia, no aumentan los moles, por ejemplo, de sustancia, 00:08:20
pero sí pueden calentarse o enfriarse, y por último los abiertos. 00:08:27
Un sistema abierto es una olla, por ejemplo, que estás calentando, le estás metiendo calor, pero al mismo tiempo se puede evaporar, 00:08:31
entonces se puede marchar materia. Es un sistema abierto, intercambia materia y energía. 00:08:37
¿Otra forma de clasificar los sistemas? Pues en homogéneos o heterogéneos, 00:08:42
dependiendo si sus propiedades son las mismas en todo el sistema, 00:08:46
o heterogéneos si distintas regiones tienen distintas propiedades. 00:08:48
Generalmente trabajamos con sistemas homogéneos. 00:08:53
En termodinámica y en termoquímica se estudian los sistemas que están determinados por una variable llamada de estado, 00:08:56
que son, por ejemplo, energía interna, la presión, el volumen, la temperatura, la densidad, la entropía, etc. 00:09:00
Son variables de estado. 00:09:07
Así que cada sistema queda determinado por una ecuación, llamada ecuación de estado, 00:09:10
que une algunas de estas variables entre sí. 00:09:13
Las ecuaciones de estado, la que ya conocéis todos, es la ecuación de los gases ideales, pero hay más. 00:09:15
¿Qué es la entalpía? 00:09:20
Es un concepto muy importante que teníais que haber visto en primero bachillerato. 00:09:22
La entalpía es una magnitud termodinámica que expresa la cantidad de energía intercambiada. 00:09:25
Se representa con la letra H mayúscula. 00:09:30
Para que os hagáis una idea, la entalpía es, 00:09:32
podríamos imaginarla como la energía que está almacenada en los enlaces químicos. 00:09:34
entre dos átomos hay un enlace 00:09:38
o entre dos moléculas hay un enlace 00:09:40
entre dos iones hay un enlace 00:09:43
bueno, pues ese enlace, la energía que contiene 00:09:46
la podríamos llamar entalpía 00:09:49
la entalpía es una magnitud extensiva 00:09:50
es decir, su valor depende de la cantidad de materia 00:09:52
claro, cuanto más sustancia tengas 00:09:54
más entalpía, más energía tienes contenida 00:09:57
en esos enlaces, ¿verdad? 00:09:59
porque tiene más enlaces 00:10:00
también es una función de estado 00:10:01
¿qué es una función de estado? 00:10:02
una función de estado es algo muy importante 00:10:05
Es algo que no necesitas saber lo que ha pasado entre medias. 00:10:06
Solo necesitas conocer su valor final y su valor inicial. 00:10:10
Solo podemos medir la variación. 00:10:14
No nos interesa lo que ha pasado entre medias. 00:10:16
Con saber el estado final y el estado inicial es suficiente. 00:10:18
Eso es una función de estado. 00:10:22
Únicamente podemos medir la variación de una función de estado. 00:10:23
La entalpía total o la absoluta de una sustancia o de unos enlaces no se puede medir. 00:10:27
Solo únicamente calcular. 00:10:32
Medir no, calcular sí. 00:10:33
Lo podemos deducir. 00:10:34
Lo veremos en muchos ejemplos en la segunda presentación. 00:10:36
¿Qué son reacciones exotérmicas? 00:10:40
Exotérmicas son aquellas en las que se desprende calor. 00:10:42
Son las que emiten calor, energía en forma de calor, hacia su entorno. 00:10:45
Es decir, tiene una variación de entalpía negativa, claro. 00:10:48
Se está perdiendo energía en esos enlaces, ¿verdad? 00:10:51
Se rompen enlaces, ¿de acuerdo? 00:10:54
Se rompen enlaces que tenían más energía, ¿vale? 00:10:57
Y se forman enlaces que tienen menos energía. 00:11:01
Por lo tanto, la variación de esa energía es negativa, ¿vale? 00:11:04
Ha perdido energía en los enlaces y se emite en forma de calor. 00:11:07
Por eso la variación de entalpía es negativa y por eso es exotérmica. 00:11:11
Se dan principalmente, aunque no únicamente, en las reacciones de oxidación, ¿vale? 00:11:14
Puntos ácidos pueden dar lugar a llamas. 00:11:18
¿Qué es una reacción endotérmica? 00:11:23
Pues al revés, al revés, una reacción que absorbe calor o necesita calor para producirse. 00:11:24
Tienen un incremento de entalpía, delta de H, ¿verdad? 00:11:29
recordad que delta es final menos inicial 00:11:32
delta de H positivo 00:11:34
o sea, la energía final 00:11:36
en los enlaces menos la energía 00:11:38
inicial en los enlaces es positiva 00:11:40
o sea que al final tiene más energía 00:11:41
los productos tienen más energía en los enlaces 00:11:43
que los reactivos, por lo tanto el balance es positivo 00:11:46
¿de dónde sale esa energía? pues se la hemos tenido que dar 00:11:48
nosotros, por eso es endotérmica 00:11:50
porque le hemos tenido que dar energía 00:11:51
para que se produzca la reacción química y que se acumule 00:11:53
esa energía ¿dónde? en los enlaces 00:11:56
en esa entalpía ¿verdad? 00:11:57
la entropía, la entropía es una magnitud 00:12:02
compleja. Me gustaría que os sonara un poquillo este año. 00:12:04
En termodinámica, la entropía, representada por S mayúscula, 00:12:08
es la magnitud física que relaciona la parte de la energía 00:12:10
que no puede utilizarse para producir trabajo. 00:12:13
Es una energía que no es útil. 00:12:16
Coloquialmente se puede considerar como el desorden del sistema. 00:12:19
Una entropía mínima es cuando el sistema se acerca 00:12:22
al equilibrio, es decir, al sistema más ordenado posible. 00:12:25
Una variación de entropía nos muestra 00:12:29
la variación del orden molecular ocurrido en una reacción química. 00:12:31
Si el incremento es positivo, ¿vale? Entonces ha aumentado el desorden, hay más caos, ¿vale? Hay mayor desorden molecular, mayor entropía es mayor desorden que los reactivos. 00:12:33
En cambio, cuando el incremento es negativo, que esto raramente ocurre de forma autónoma, hay que forzarlo, espontáneamente ocurre raro, es raro que ocurra, 00:12:45
Ahora, los productos son más ordenados, ¿vale? 00:12:57
Cuando el incremento de entropía es negativo, significa que se está ordenando el sistema. 00:12:59
La fórmula de entropía, ¿vale? 00:13:08
La variación de la entropía es una integral, que creo que todavía no habéis visto este año, 00:13:10
pero bueno, tenéis que estudiar cuando estudies integrales, volveremos sobre esto, 00:13:14
donde se establece que la variación de entropía es la final menos la inicial, ¿vale? 00:13:18
La delta, aquí viene con una minúscula. 00:13:22
Decimos también que la integral es la cantidad de calor intercambiado en el sistema y el entorno, ¿vale? 00:13:25
Todo ello entra a temperatura entre el momento 1 y 2, pero bueno, volveremos a la entropía en otro momento. 00:13:29
Es importante que tengamos en claro, aquí está el concepto de entropía que es complejo, 00:13:36
el logaritmo neperiano del número de estados accesibles al sistema, pero bueno, es muy complejo. 00:13:42
Sí tenemos que tener claro que el segundo principio de la termodinámica afirma que la entropía de un sistema aislado nunca puede decrecer. 00:13:47
La entropía, el desorden, siempre espontáneamente aumenta. 00:13:52
si algo se ordena es porque lo forzamos nosotros 00:13:55
espontáneamente lo normal 00:13:58
espontáneamente un sistema aislado nunca puede ordenarse solo 00:13:59
la entropía siempre aumenta 00:14:02
una configuración de máxima entropía es hacia lo que tendemos 00:14:05
el equilibrio en un sistema, la entropía se alcanza 00:14:07
cuando las partículas del mismo se distribuyen entre dos niveles de energía 00:14:13
que a cada una le resulte lo más probable establecerse 00:14:18
básicamente que se repartan lo máximo posible 00:14:20
entre todos los estados posibles 00:14:25
mayor desorden 00:14:26
el primer principio de la termodinámica 00:14:28
este si os sonará, el primer principio de la termodinámica 00:14:31
es el principio de conservación de la energía 00:14:34
que establece que la energía ni se crea ni se destruye 00:14:35
que solo se transforma, es decir 00:14:38
que si sobre un sistema realizamos 00:14:39
trabajo, vale, o 00:14:42
este sistema intercambia calor 00:14:43
vale, la energía interna del sistema cambiará 00:14:45
claro, si realizamos un trabajo 00:14:48
sobre el sistema, vale, aumentará 00:14:49
su energía interna, si le metemos 00:14:52
calor a un sistema, la energía interna 00:14:54
también aumentará. ¿Cuándo disminuye la energía interna 00:14:56
de un sistema? Pues cuando se expande, cuando realiza trabajo 00:14:59
o cuando emite calor. Si emite calor, pues su energía 00:15:01
interna se reduce. La energía interna la sabemos 00:15:04
representar como delta de U, ¿vale? La U. La U es 00:15:07
la energía interna. W es el trabajo, the work en inglés 00:15:10
y la Q es calor. Entonces, 00:15:13
visto de otro modo, este principio también establece que la energía que entra en el 00:15:17
sistema, trabajo, menos la que sale, la energía 00:15:19
interna, es la energía del mismo, calor. O sea, 00:15:23
En términos termodinámicos o termoquímicos, el calor es la variación de energía interna más el trabajo realizado por el sistema. 00:15:24
El segundo principio de la termodinámica establece, por un lado, el hecho de que sea imposible realizar los procesos en sentido contrario 00:15:39
y, por otro, la inexistencia de la pérdida nula energética. 00:15:45
Te está diciendo básicamente que lo que tiende la naturaleza es al desorden. 00:15:48
El plato, ¿vale? Es fácil que en un proceso espontáneo se rompa, 00:15:52
pero que en un proceso espontáneo el plato se vuelvan a juntar los trozos es imposible. 00:15:57
El tercer principio de la termodinámica habla del cero absoluto, 00:16:02
que es un límite, un límite como los de matemáticas, 00:16:06
el límite cuando la temperatura tiende a cero, 00:16:08
bueno, es un límite que no se alcanza, ¿vale? 00:16:10
No se puede llegar mediante un número finito de procesos físicos. 00:16:12
Puede formularse también como que a medida que un sistema dado se aproxima al cero absoluto, 00:16:16
su entropía tiende a un valor constante específico. 00:16:20
Si llegáramos al cero absoluto, el cero absoluto sería un estado de entropía cero, porque todo estaría ordenado, pero es imposible llegar hasta ese límite, hasta el cero absoluto. 00:16:22
El principio cero es muy sencillo, dos sistemas que están en equilibrio térmico con un tercero a su vez están en equilibrio térmico entre sí, es muy sencillo. 00:16:35
Es muy sencillo. Sirve, por ejemplo, para definir el termómetro. El termómetro te dice que si un termómetro ha alcanzado una cierta temperatura es porque ha estado en contacto con tu piel y ha alcanzado la misma temperatura que tiene tu piel. Entonces, es el fundamento teórico, el principio cero es el fundamento teórico del termómetro, por ejemplo. 00:16:44
con esto 00:17:02
con este rollo que os acabo de soltar 00:17:06
de teoría, habríamos terminado 00:17:09
lo que es 00:17:11
la teoría básica 00:17:12
de primero de bachillerato 00:17:15
os voy a preparar ahora un segundo vídeo 00:17:16
que sea de termoquímica, concretamente 00:17:18
de la ley de Hess 00:17:21
de la ley de Hess y con ejemplos 00:17:22
y ejercicios 00:17:27
calor emitido y absorbido por una reacción 00:17:29
química, ¿de acuerdo? Venga, ahora nos vemos 00:17:33
¡Chao! 00:17:35
Idioma/s:
es
Autor/es:
Jorge García García
Subido por:
Jorge G.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
Visualizaciones:
110
Fecha:
13 de octubre de 2020 - 16:43
Visibilidad:
URL
Centro:
IES JORGE GUILLÉN
Duración:
17′ 38″
Relación de aspecto:
1.37:1
Resolución:
1000x732 píxeles
Tamaño:
176.38 MBytes

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