1      TERMOQUÍMICAPROFESOR: QBA MIGUEL ÁNGEL CASTRO RAMÍREZ
2              Contenidos (1)1.- Sistemas, estados y funciones de estado.2.- Primer principio de la Termodinámica.3.- Ener...
3                Contenidos (2)8.- Energía o entalpía de enlace de enlace .  8.1. Cálculo de la energía de reacción a part...
4                    Sistemas Parte pequeña del universo que se aísla para  someter a estudio. El resto se denomina ENTO...
5    Definición de Termoquímica. Es la parte de la Química que se encarga del  estudio del intercambio energético de un  ...
6             Variables de estado Magnitudes que pueden variar a lo largo de  un proceso (por ejemplo, en el transcurso d...
7         Funciones de estado Tienen un valor único para cada estado del  sistema. Su variación solo depende del estado ...
8             Primer principio de la                Termodinámica   ENERGÍA INTERNA (U)    es la energía total CALOR     ...
9    Calor a volumen constante (Qv) Es el intercambio de energía en un recipiente  cerrado que no cambia de volumen. Si ...
10    Calor a presión constante (Qp) La mayoría de los procesos químicos  ocurren a presión constante, normalmente la  at...
11    Calor a presión constante (Qp)                                  Entalpia (H)                                        ...
12    Relación Qv con Qp (gases).             H=U+p·V  Aplicando la ecuación de los gases:            p·V=n·R·T y si ...
13            Relación Qv con Qp            (sólidos y líquidos)   En reacciones de sólidos y líquidos apenas    se produ...
14   Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarse        en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R...
15Ejemplo: Determinar la variación de energía interna   para el proceso de combustión de 1 mol de   propano a 25ºC y 1 atm...
16    Entalpía estándar de la reacción Es el incremento entálpico de una reacción en  la cual, tanto reactivos como produ...
17         Ecuaciones termoquímicas Expresan tanto los reactivos como los productos  indicando entre paréntesis su estado...
18       Ecuaciones termoquímicas   ¡CUIDADO!: H depende del número de    moles que se forman o producen. Por tanto, si ...
19     Entalpía estándar de formación          (calor de formación). Es el incremento entálpico (H) que se produce  en l...
20             Cálculo de  H0            (calor de reacción)   Aplicando la ley de Hess podemos concluir    que :     H...
21Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación      del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son   ...
22              Ley de Hess H en una reacción química es constante  con independencia de que la reacción se  produzca en...
Ejemplo: Dadas las reacciones                         23    (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241’8 kJ   (2) H2(g) + ...
24    Esquema de la ley de Hess            H2(g) + ½ O2(g)H                         H10 = – 241’8 kJ     H20 = – 285’8 k...
Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formación25      del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores so...
Ejercicio C: Determinar  Hf   0 del eteno (C2H4) a                                                            26   partir...
27Ejercicio C: Determinar Hf    0 del eteno (C2H4) a partir     de los calores de reacción de las siguientes    reaccione...
28Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosa   (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol   y –1372 kJ/m...
29           Energía de enlace. ―Es la energía necesaria para romper un  enlace de un mol de sustancia en estado  gaseoso...
Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl                 30        en el cloruro de hidrógeno conociendo Hf0(HCl) cuy...
Cálculo de H0 a partir de las                                                     31          Energía de enlace          ...
32Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes      enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C–C : 347; C–H : 413      y H–H : ...
Ejercicio E: Calcula el calor de                              33                                            Enlace   Ee (k...
34                 Entropía (S) Es una medida del desorden del sistema que  sí puede medirse y tabularse.           S = ...
35Ejemplo: Calcula    S0para las siguientes reacciones  químicas: a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g);  b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3...
36        Segundo principio de la           Termodinámica.   ―En cualquier proceso espontáneo la    entropía total del un...
37        Tercer principio de la          Termodinámica ―La entropía de cualquier sustancia a 0 K es  igual a 0‖ (máximo ...
38 En procesos reversibles y a temperatura  constante se puede calcular S de un sistema  como:                        Q ...
39      Energía libre de Gibbs (G)    (energía libre o entalpía libre). En procesos a T constante se define como:      G=...
40    Incremento de energía libre de         una reacción (G) G es una función de estado. Al igual que el incremento en...
41                        Energía libre y Espontaneidad                         de las reacciones químicas                ...
42             Espontaneidad      en las reacciones químicas. No siempre las reacciones exotérmicas son  espontáneas. Ha...
Espontaneidad de las                    43     reacciones químicas (cont). Una reacción es espontánea cuando  G (H – T ...
44     Espontaneidad de las  reacciones químicas (cont).H < 0            S   H > 0S > 0                 S > 0Espontán...
Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción45   2H2O2(l) 2H2O (l) + O2(g) en condiciones   estándar? Datos: H0...
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TERMOQUÍMICA

  1. 1. 1 TERMOQUÍMICAPROFESOR: QBA MIGUEL ÁNGEL CASTRO RAMÍREZ
  2. 2. 2 Contenidos (1)1.- Sistemas, estados y funciones de estado.2.- Primer principio de la Termodinámica.3.- Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante. 3.1. Relación entre ambas.4.- Entalpía estándar de reacción. 4.1. Ecuaciones termoquímicas.5.- Entalpía estándar de formación.6.- Cálculo de las entalpías de reacción.7.- Ley de Hess.
  3. 3. 3 Contenidos (2)8.- Energía o entalpía de enlace de enlace . 8.1. Cálculo de la energía de reacción a partir de entalpías de enlace aplicando la ley de Hess.8.- Espontaneidad de las reacciones químicas.9.- Entropía. 9.1. Segundo principio de la Termodinámica. 9.2. Tercer principio de la Termodinámica.10.- Energía libre de Gibbs.11.-Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura
  4. 4. 4 Sistemas Parte pequeña del universo que se aísla para someter a estudio. El resto se denomina ENTORNO. Pueden ser: – Abiertos (intercambia materia y energía). – Cerrados (no intercambia materia y sí energía). – Aislados (no intercambia ni materia ni energía). En reacciones químicas... SISTEMAS = Sustancias químicas
  5. 5. 5 Definición de Termoquímica. Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas. Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.
  6. 6. 6 Variables de estado Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) . Ejemplos: – Presión. – Temperatura. – Volumen. – Concentración.
  7. 7. 7 Funciones de estado Tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. SÍ son: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. NO son: calor, trabajo
  8. 8. 8 Primer principio de la Termodinámica ENERGÍA INTERNA (U) es la energía total CALOR CALOR del sistema. Q>0 Q<0 – Es imposible medir. TRABAJO TRABAJO – Su variación sí se mide. W< 0 W>0 U=Q+W Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema. U es función de estado.
  9. 9. 9 Calor a volumen constante (Qv) Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen. Si V= constante, es decir, V = 0W=0 Qv = U
  10. 10. 10 Calor a presión constante (Qp) La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica. Si p = cte  W = – p ·  V  U = Qp – p ·  V U2 – U1 = Qp – p · (V2 – V1) Qp + U1 + p · V1 = U2 + p · V2 H1 H2 (entalpía)
  11. 11. 11 Calor a presión constante (Qp) Entalpia (H) Reac. endotérmica H1= U1 + p · V1; Productos H2= U2 + p · V2 H > 0 Qp + H 1 = H 2 Reactivos  Q p = H2 – H 1 =  H Reac. exotérmica Entalpia (H) Reactivos H < 0 H es una función de estado. Productos
  12. 12. 12 Relación Qv con Qp (gases). H=U+p·V Aplicando la ecuación de los gases: p·V=n·R·T y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: p·V=n·R·T H=U+n·R·T
  13. 13. 13 Relación Qv con Qp (sólidos y líquidos) En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y ... Qv  Qp es decir: U  H
  14. 14. 14 Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades. p=dgh 1 atm = 13546 kgxm-3 x 9,8 mxs-2x 0,76 m = 10900 kgxm-1xs-2 atm  l 100900 kg  m 1  s 2  103 m3R  0, 082  0, 082  8, 3 J × mol -1 × K -1 mol  K mol  K
  15. 15. 15Ejemplo: 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. C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)  H = –2219,8 kJ nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3   n = – 3 Despejando en  U =  H –  n · R · T = – 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ  U = – 2212 kJ
  16. 16. 16 Entalpía estándar de la reacción Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M). Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción. Así, H0 de la reacción ―2 H2 + O2  2 H2O‖ es el doble del de ―H2 + ½ O2  H2O‖. H0 = H0productos – H0reactivos
  17. 17. 17 Ecuaciones termoquímicas Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H0). Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g); H0 = –241’4 kJ
  18. 18. 18 Ecuaciones termoquímicas ¡CUIDADO!: H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2: 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ; H0 = 2· (–241’4 kJ) Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ; H0 = –241’4 kJ
  19. 19. 19 Entalpía estándar de formación (calor de formación). Es el incremento entálpico (H) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como Hf0. Se trata de un ―calor molar‖, es decir, el cociente entre H0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol. Ejemplos: C(s) + O2(g)  CO2(g) Hf 0 = – 393’13 kJ/mol H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hf0 = – 285’8 kJ/mol
  20. 20. 20 Cálculo de  H0 (calor de reacción) Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :  H0 =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos) Recuerda que Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.
  21. 21. 21Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.  La reacción de combustión del butano es:  C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb= ?   H0 =  npHf0(product.) –  nrHf0(reactivos) = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ  Luego la entalpía estándar de combustión será:  H0combustión = – 2878’3 kJ/mol
  22. 22. 22 Ley de Hess H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular H de la reacción global combinando los H de cada una de las reacciones.
  23. 23. Ejemplo: Dadas las reacciones 23 (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241’8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H20 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es... (3) H2O(l)  H2O(g) H03 = ? (3) puede expresarse como (1) – (2), luego H03 = H01 – H02 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ H0vaporización = 44 kJ /mol
  24. 24. 24 Esquema de la ley de Hess H2(g) + ½ O2(g)H H10 = – 241’8 kJ H20 = – 285’8 kJ H2O(g) H30 = 44 kJ H2O(l)
  25. 25. Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formación25 del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.  Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:  (4) C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb=?  Puede obtenerse a partir de:  (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H20 = – 393’5 kJ (3) 4 C(s) + 5 H2(g)  C4H10(g) H30 = – 124’7 kJ  (4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3)  4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)   H04 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
  26. 26. Ejercicio C: Determinar  Hf 0 del eteno (C2H4) a 26 partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H20 = – 393’13 kJ (3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l) H30 = – 1422 kJ  La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es:  (4) 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g)  (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)
  27. 27. 27Ejercicio C: Determinar Hf 0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas:(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = – 285’8 kJ(2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H20 = – 393’13 kJ(3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l) H30 = – 1422 kJ(4) 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g)(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3)luego H40 = 2·H20 + 2·H10 – H30 == 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) == 64’14 kJes decir Hf0 (eteno) = 64’14 kJ/mol Se trata, pues, de una reacción endotérmica.
  28. 28. 28Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) 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 CO2. ¿Es exotérmica la reacción? Las reacciones de combustión son, respectivamente: (1) C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O ; H1 = – 2815 kJ (2) C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O ; H2 = – 1372 kJ La reacción de fermentación de la glucosa es: (3) C6H12O6  2 C2H5OH +2 CO2 H3 = ? (3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luego H3 = H1 – 2·H2 = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = – 71 kJ y la reacción es exotérmica.
  29. 29. 29 Energía de enlace. ―Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso‖ En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía de disociación: A—B(g)  A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= Ee Ejemplo: H2(g)  2 H(g) H = 436 kJ Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) Es difícil de medir. Se suele calcular aplicando la ley de Hess.
  30. 30. Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl 30 en el cloruro de hidrógeno conociendo Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente. La reacción de disociación del HCl será: (4) HCl(g)  H(g) + Cl(g) H04= ? (1) ½H2(g) + ½Cl2(g)  HCl(g) H01 = –92,3 kJ (2) H2(g)  2H(g) H02 = 436,0 kJ (3) Cl2(g)  2Cl(g) H03 = 243,4 kJ (4) = –(1) + ½(2) + ½(3) H04 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) = = 432,0 kJ Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol
  31. 31. Cálculo de H0 a partir de las 31 Energía de enlace (disociación). Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente fórmula:H0 =  ni · Ee(enl. rotos) –  nj · Ee(enl. formados)en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo.
  32. 32. 32Ejemplo: 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 H0 de la reacción de hidrogenación del eteno. Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g)  CH3–CH3(g) En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.  H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) =  H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)  H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol – (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ
  33. 33. Ejercicio E: Calcula el calor de 33 Enlace Ee (kJ/mol) combustión de propano a partir de los H–H 436 datos de energía de enlace de la tabla. C–C 347  C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O C=C 620  Enlaces rotos: CC 812 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O O=O 499 Cl–C 243  Enlaces formados: C–H 413  6 C=O y 8 O–H C–O 315  H0 =  Ee(e. rotos) –  Ee(e. form.) C=O 745  H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + O–H 460 Cl–H 432 5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]  H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol
  34. 34. 34 Entropía (S) Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse. S = Sfinal – Sinicial Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. En una reacción química: S0 =  np· S0productos –  nr· S0reactivos La entropía es una función de estado.
  35. 35. 35Ejemplo: Calcula S0para las siguientes reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g); b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g). Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3 S0 =  np· S0productos –  nr· S0reactivosa) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 – (191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1b) S0 = 2·192,3 J·K–1 – (3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1 ) = –198,7 J·K–1
  36. 36. 36 Segundo principio de la Termodinámica. ―En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre‖. Suniverso = Ssistema + Sentorno  0 A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena.
  37. 37. 37 Tercer principio de la Termodinámica ―La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0‖ (máximo orden). Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura. ¡CUIDADO! Las S de los elementos en condiciones estándar no son 0 sino que es positiva.
  38. 38. 38 En procesos reversibles y a temperatura constante se puede calcular S de un sistema como: Q S = — T y si el proceso químico se produce a presión constante: Hsistema – Hsistema Ssistema = ——— ; Sentorno= ———— T T S0 (entropía molar estándar) se mide en J·mol–1·K–1. Sreacción se mide en J·K–1.
  39. 39. 39 Energía libre de Gibbs (G) (energía libre o entalpía libre). En procesos a T constante se define como: G=H–T·S G =  H – T · S En condiciones estándar: G0 = H0 – T· S0 Suniverso = Ssistema + Sentorno > 0 (p. espontáneos)Multiplicando por ―–T‖ y como ―–T Sentorno = Hsist –T · Suniverso = – T · Ssist + Hsist = G < 0 En procesos espontáneos: G < 0 Si G. > 0 la reacción no es espontánea Si G. = 0 el sistema está en equilibrio
  40. 40. 40 Incremento de energía libre de una reacción (G) G es una función de estado. Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de Gf0 de reactivos y productos: G0 =  npGf0(productos)–  nrGf0(reactivos)
  41. 41. 41 Energía libre y Espontaneidad de las reacciones químicas  Reac. no espontánea Reac. espontáneaEnergía libre (G) Energía libre (G) Reactivos Productos G < 0 G > 0 Productos Reactivos T, p = ctes. T, p = ctes.
  42. 42. 42 Espontaneidad en las reacciones químicas. No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas. Hay reacciones endotérmicas espontáneas: – Evaporación de líquidos. – Disolución de sales... Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas: NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl– (aq)  H0 = 14’7 kJ H2O(l)  H2O(g) H0 = 44’0 kJ
  43. 43. Espontaneidad de las 43 reacciones químicas (cont). Una reacción es espontánea cuando G (H – T x S) es negativo. Según sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es positiva) se cumplirá que:  H < 0 y  S > 0  G < 0 Espontánea  H > 0 y  S < 0  G > 0 No espontánea  H < 0 y  S < 0  G < 0 a T bajas  G > 0 a T altas  H > 0 y  S > 0  G < 0 a T altas  G > 0 a T bajas
  44. 44. 44 Espontaneidad de las reacciones químicas (cont).H < 0 S H > 0S > 0 S > 0Espontánea a todas Espontánea alas temperaturas temperaturas altas H > 0 H H < 0 S < 0 S < 0 Espontánea a No Espontánea a temperaturas bajas cualquier temperaturas
  45. 45. Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción45 2H2O2(l) 2H2O (l) + O2(g) en condiciones estándar? Datos: H0f (kJ/mol) H2O(l) = –285,8; H2O2(l) = –187,8 ; S0 (J·mol 1 K·1) H2O(l) = 69,9; H2O2(l) = 109,6; O2(g) =205,0.  H0 =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos) = = 2 Hf0(H2O) + Hf0(O2) – 2 Hf0(H2O2) = 2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ S0 =  np· S0productos –  nr· S0reactivos = 2 S0(H2O) + S0(O2) – 2 S0(H2O2) = 2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K) – 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / K G0 =  H0 – T ·  S0 = –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K = G0 = – 233,5 kJ luego será espontánea

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