Termoquimica

Contenidos (1) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Contenidos (2) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Sistemas ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Definición de Termoquímica ,[object Object],[object Object],[object Object]

Funciones de Estado ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Funciones de Estado ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Primer Principio de la Termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],SISTEMA CALOR Q > 0 CALOR Q < 0 TRABAJO W > 0 TRABAJO W < 0

Calor a volumen constante (Q v ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Calor a Presión Constante (Q P ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Calor a presión constante (Q P ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Reactivos Entalpia (H) Productos  H > 0 Reac. endotérmica Entalpia (H) Reactivos Productos  H < 0 Reac. exotérmica

Relación Q v con Q p (gases). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Relación Q v con Q p (sólidos y líquidos) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0.082 atm.L/mol.K. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades. ,[object Object],[object Object]

Ejemplo : Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219.8 kJ. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Entalpía Estándar de la Reacción ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ecuaciones Termoquímicas ,[object Object],[object Object]

Ecuaciones termoquímicas ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Entalpía estándar de formación (calor de formación). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Cálculo de  H 0 (calor de reacción) ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ley de Hess ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g)  H 1 0 = – 241’8 kJ (2) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 2 0 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Esquema de la ley de Hess  H 1 0 = – 241’8 kJ  H 2 0 = – 285’8 kJ  H 3 0 = 44 kJ H H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H 2 O(l)

Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio C: Determinar  H f 0 del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 1 0 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H 2 0 = – 393’13 kJ (3) C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g)  2CO 2 (g) + 2 H 2 O(l)  H 3 0 = – 1422 kJ ,[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio C: Determinar  H f 0 del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) y del etanol (C 2 H 5 OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermenta– ción de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO 2 . ¿Es exotérmica la reacción? ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Energía de enlace. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo  H f 0 (HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H 2 y del Cl 2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Cálculo de  H 0 a partir de las Energía de enlace (disociación). ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C – C : 347; C – H : 413 y H – H : 436, calcular el valor de  H 0 de la reacción de hidrogenación del eteno. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla . ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Enlace E e (kJ/mol) H–H 436 C–C 347 C=C 620 C  C 812 O=O 499 Cl–C 243 C–H 413 C–O 315 C=O 745 O–H 460 Cl–H 432

Entropía (S) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejemplo: Calcula  S 0 para las siguientes reacciones químicas: a) N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO(g); b) 3 H 2 (g) + N 2 (g)  2 NH 3 (g). Datos: S 0 (J·mol –1 ·K –1 ): H 2 (g) = 130,6; O 2 (g) =205; N 2 (g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH 3 (g) =192,3 ,[object Object],[object Object],[object Object]

Segundo Principio de la Termodinámica. ,[object Object],[object Object],[object Object]

Tercer Principio de la Termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object]

[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (G) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Variación de la Energía Libre de una reacción (  G) ,[object Object],[object Object],[object Object]

Energía Libre y Espontaneidad de las Reacciones Químicas ,[object Object],Reactivos Energía libre (G) Productos  G > 0 Energía libre (G) Reactivos Productos  G < 0 Reac. espontánea T, P = ctes. T, P = ctes.

Espontaneidad en las Reacciones Químicas. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Espontaneidad de las Reacciones Químicas (cont). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Espontaneidad de las Reacciones Químicas (cont).  H > 0  S > 0 Espontánea a temperaturas altas  H < 0  S > 0 Espontánea a todas las temperaturas  H < 0  S < 0 Espontánea a temperaturas bajas  H > 0  S < 0 No Espontánea a cualquier temperaturas  H  S MUY IMPORTANTE

Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H 2 O 2 ( ℓ )  2H 2 O ( ℓ ) + O 2 (g) en condiciones estándar? Datos:  H 0 f (kJ/mol) H 2 O( ℓ ) = –285.8; H 2 O 2 ( ℓ ) = –187.8 ; S º (J/mol.K) H 2 O( ℓ ) = 69.9; H 2 O 2 ( ℓ ) = 109.6; O 2 (g) = 205.0. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

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