Termoquímica

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Termoquímica

  1. 1. Calor asociado a un proceso químico o físico Termoquímica Programa de Licenciatura en Biología y Química Programa de Licenciatura en Biología y Química ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M. ROBERTO GUTIÉRREZ P. ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M. ROBERTO GUTIÉRREZ P. Compilado por:
  2. 2. Es la parte de la química que estudia el flujo de calor asociado a una reacción química o cambio físico. En otras palabras, trata esencialmente de la conversión de energía química en energía térmica y viceversa. Su objetivo es la determinación de las cantidades de energía calórica cedida o captada en los distintos procesos y el desarrollo de métodos de cálculo sin recurrir a la experimentación. TERMOQUÍMICA
  3. 3. Procesos exotérmicos y endotérmicos Desde el punto de vista del flujo de calor, se pueden distinguir dos tipos de reacciones o procesos. Procesos exotérmicos: en las que un sistema desprende calor al ambiente (aumenta la temperatura del ambiente)aumenta la temperatura del ambiente). CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (ℓ) + energía 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energía H2O (g) H2O (l) + energía
  4. 4. Procesos endotérmicos: en las que el sistema absorbe calor del ambiente. H2O (s) + Energía  H2O (ℓ) El proceso absorbe calor del ambiente y la temperatura del ambiente disminuye. energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)
  5. 5. Reacción Exotérmica • Se libera energía glucosa: molécula con mucha energía + 6 O2 6 6 productos baja energía SALE ENERGÍA C6H12O6(s) + 6 O2(g) = 6CO2(g) + H2O(l) + ∆H
  6. 6. Reacción Endotérmica • Requieren Energía glucosa: un producto con mucha energía ENERGÍA reactivos bajos en energía + 6O2 66 6CO2(g) + H2O(l) + ∆H = C6H12O6(s) + 6 O2(g)
  7. 7. Entalpía (H) El calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso aEl calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante se denomina entalpía y se representa por elpresión constante se denomina entalpía y se representa por el símbolo Hsímbolo H. ∆H = H (productos) – H (reactivos) La mayoría de los cambios físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante. Lo que se mide realmente es el cambio de entalpía (ΔH)
  8. 8. La entalpía de reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso. En los procesos endotérmicos, ΔH es (+) (ΔH > 0) En los procesos exotérmicos, ΔH es (-) (ΔH < 0) H-HΔH ReactivosProductos= negativosignotieneHH ReactivosProductos < H-HΔH ReactivosProductos= positivosignotieneHH ReactivosProductos > Procesos exotérmicos: < 0 es decir: Procesos endotérmicos: > 0 es decir:
  9. 9. Ecuaciones termoquímicas Son aquellas que muestran además de las relaciones de masa, los cambios de entalpía que ocurren en los procesos físicos o químicos. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ Cada fusión de 1 mol de hielo a 00 C y 101 325 Pa absorbe 6,01 kJ. CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H = -890,4 kJ La combustión de 1 mol de metano a 25°C y 101 325 Pa provoca una disminución en la entalpía del sistema de 890.4 kJ.
  10. 10. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6.01 kJ • Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia • Si invierte una reacción, el signo de ∆H cambia H2O (l) H2O (s) ∆H = -6.01 kJ • Si multiplica ambos lados de la ecuación por un factor n, entonces ∆H debe cambiar por el mismo factor n. 2H2O (s) 2H2O (l) ∆H = 2 x 6.01 = 12.0 kJ Ecuaciones termoquímicas
  11. 11. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6.01 kJ • Los estados físicos de todos los reactivos y productos se deben especificar en las ecuaciones termoquímicas. H2O (l) H2O (g) ∆H = 44.0 kJ Ecuaciones termoquímicas • (c) o (s) se utilizan para representar el estado sólido, (l) para líquido, (g) para gas, (c = 1) o (1 M) para una solución 1 molar y (ac) para soluciones acuosas muy diluidas.
  12. 12. • Se utiliza un subíndice r para identificar un calor de reacción en general y también se utilizan otros subíndices (f para formación, c para combustión, mez para mezcla, etc.) Ecuaciones termoquímicas • El superíndice ° indica que la reacción se efectúo en condiciones de presión normal de referencia, 1 atm. Se utiliza un subíndice enseguida de H (H°) para dar la temperatura absoluta. Si no se da ninguna temperatura, se debe considerar que T = 298,15 K
  13. 13. Entalpía estándar de formación (∆H0 ) Es la variación de entalpía que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su estado más estable a una presión de una atm y 25°C. f El “ O ” representa el estado normal, el subíndice “ f ” significa formación. f Para especificar ∆H0 de formación, es necesario escribir la ecuación química exacta y especificar los estados de todos los reactivos y productos.
  14. 14. La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. ∆H0 (O2) = 0f ∆H0 (O3) = 142 kJ/molf ∆H0 (C, grafito) = 0f ∆H0 (C, diamante) = 1.90 kJ/mol f Ag (s) + ½ Cl2 (g)  AgCl (s) ½ N2 (g) + O2 (g)  NO2 (g) Ejemplo: De las siguientes ecuaciones a 298 K, calcular el calor de formación del cloruro de plata y dióxido de nitrógeno respectivamente ∆H0 = ? ∆H0 = ? f f
  15. 15. La entalpía estándar de reacción (∆H0 ) es la entalpía de una reacción química llevada a cabo a 25ºC y 1 atm. reacción aA + bB cC + dD ∆H0 reaccion d∆H0 (D)fc∆H0 (C)f= [ + ] - b∆H0 (B)fa∆H0 (A)f[ + ] ∆H0 n∆H0 (productos )f= Σ m∆H0 (reactivos)fΣ- Se puede calcular a partir de los ΔHo f de compuestos n y m coeficientes estequiométricos de reactivos y productos. reaccion
  16. 16. El benceno (C6H6) se quema en el aire para producir dióxido de carbono y líquido de agua. ¿Cuánto calor se libera por mol de combustión de benceno? La entalpía estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol. 2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
  17. 17. Ejemplo: A partir de los valores de tabla, halle el ΔH° de la siguiente reacción: C3 H8 (g) + 5O2 (g) +  3CO2 (g) + 4H2 O (ℓ) ΔHo f de tabla CO2 (g) = -393,5kj/mol H2 O (ℓ) = -285,8 kj/mol C3 H8 (g) = -103,8 kj/mol
  18. 18. Ejercicio: ● Con base a las entalpías de formación, calcule la entalpía normal de la reacción: 4NH3 (g) +5O2 (g)  4NO (g) +6H2O (g) ΔHo f de tabla NH3 (g) = -46,2 kj/mol H2 O (g) = -241,8 kj/mol NO (g) = -90,4 kj/mol
  19. 19. Calor normal de combustión (ΔH°Calor normal de combustión (ΔH°CC)) El calor de combustión es la variación de entalpía, que acompaña a la combustión completa de 1 mol de compuesto orgánico para dar CO2 (g) y H2O (l). También se lo define como: El calor de combustión es la cantidad de energía liberada por cada mol de hidrocarburo quemado. Metano CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆HºC= -890 kJ Ejercicio: escribir la ecuación termoquímica de combustión de los siguientes compuestos: a) C6H6 (l) b) C8H18 (g)
  20. 20. Calor de neutralización (ΔH°N) Es la variación de entalpía que se produceEs la variación de entalpía que se produce cuandocuando reaccionan cantidades equivalentesreaccionan cantidades equivalentes de soluciones diluidasde soluciones diluidas de un ácido fuerte y una base fuerte a presión de 1 atm yde un ácido fuerte y una base fuerte a presión de 1 atm y temperatura de 25°Ctemperatura de 25°C La cantidad de calor liberado se debe a la formación de un mol de H2O a partir de sus iones acuosos. Es una constante independientemente del ácido y de la base, siempre que sean fuertes y soluciones diluidas. H+ (ac) + OH- (ac)  H2O (ℓ) ΔH°N = -56,2 kJ/mol H+ (ac) + NO3 - (ac)+ K+ (ac)+OH- (ac)  K+ (ac)+NO3 - (ac)+H2O(ℓ) HNO3 (ac) + KOH (ac)  KNO3 (ac) + H2O (ℓ)
  21. 21. APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS CALORES DE REACCIÓN Determinar cuanto calor se obtiene al quemar 2 moles de metano con exceso de oxígeno.
  22. 22. APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS CALORES DE REACCIÓN Determinar cuanto calor se obtiene al 100 g de metano con exceso de oxígeno.
  23. 23. ¿Cuánto calor se libera cuando 266 g de fósforo blanco (P4) se queman en el aire? P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) ∆H = -3013 kJ APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS CALORES DE REACCIÓN
  24. 24. Ley de Hess (ley de la suma del calor) Esta ley establece que en una reacción química a volumen constante o a presión constante, el cambio de entalpía es el mismo, independientemente de que la reacción se efectúe en un paso, o en una serie de pasos (La entalpía es una función de estado. No le importa cómo llega allí, sólo dónde empieza y termina.)
  25. 25. EJEMPLO: La reacción de combustión del C: C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH°=? Se puede considerar como la suma de dos reacciones: 1) C (s) + ½ O2 (g)  CO (g) ΔH°1 = -110,5 kJ 2) CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) ΔH°2 = -283,0 kJ
  26. 26. Ejemplo: Calcular ΔH° del CH4 C (grafito) + 2H2 (g)  CH4 (g) ΔH° = ? El cambio de entalpía para esta reacción no puede medirse directamente. Hay que aplicar la ley de Hess para calcular. Datos: a)C (grafito) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH° = -393,5 KJ b) 2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (ℓ) ΔH° = -571,6 KJ c) CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (ℓ) ΔH° = -890,4 KJ
  27. 27. Calcule la entalpía estándar de formación de CS2 (l) teniendo que: C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) ∆H0 = -393.5 kJ r S(rómbico) + O2 (g) SO2 (g) ∆H0 = -296.1 kJr CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) ∆H0 = -1072 kJr La ecuación de formación para CS2 es: C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)
  28. 28. Variación de las Entalpías de Reacción con la Temperatura Temperatura (K) ∆Ho r (kJ/mol) 291 - 241,7 298 - 241,8 308 - 241,9 1000 - 248,7 H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g)
  29. 29. Referencias -Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003. - Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto, Fisicoquímica II para Licenciados en Química y Biología, Educación Abierta y a Distancia. Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 2000. -Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003. -Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill. México.1997. -Levine, Iran. Fisicoquímica. 6a ed. Volumen I y II. Madrid. Mcgraw-Hill. 1996. -Ayuso M., Luis. Termodinámica. Unisur. Santafe de Bogóta. 1995. -Atkins, P. W. Fisicoquímica. 3a ed. New York. Addison-Wesley. 1991. -Mark, Melvin. Termodinámica. Marimar. -Metz, Clyde R. Fisicoquímica. Segunda edición. Bogotá. McGraw Hil, 1991.‑ -Moore, Walter J. Fisicoquímica básica. México, Prentic -Hall,1986. - http://www.monografias.com/trabajos/termodinamica/termodinamica.shtml -http://www.monografias.com/trabajos17/calorimetria/calorimetria.shtml - http://www.textoscientificos.com/quimica/termodinamica.

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