Your SlideShare is downloading. ×
0
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×
Saving this for later? Get the SlideShare app to save on your phone or tablet. Read anywhere, anytime – even offline.
Text the download link to your phone
Standard text messaging rates apply

TERMOQUÍMICA

275

Published on

TEMA PARA LA CLASE DE QUÍMICA...t/t

TEMA PARA LA CLASE DE QUÍMICA...t/t

Published in: Education
0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total Views
275
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
1
Actions
Shares
0
Downloads
0
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

Report content
Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
No notes for slide

Transcript

  • 1. 1 TERMOQUÍMICAPROFESOR: QBA MIGUEL ÁNGEL CASTRO RAMÍREZ
  • 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 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 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 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 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 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 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 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 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 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 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 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 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. 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 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 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 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 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 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. 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 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. 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 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. 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. 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. 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. 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 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. 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. 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. 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. 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 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. 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 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 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 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 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 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 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 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. 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 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. 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

×