REPÙBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITECNICO
“SANTIAGO MARIÑO”
PORLAMAR- NUEVA ESPARTA.

TERMOQU...
TERMOQUÌMICA

Sistema
aislados

Leyes termodinámicas
abiertos

cerrados

Exotérmicas
Entalpía

Masa y
energía

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Sistemas
 Parte pequeña del universo que se aísla para

someter a estudio.
 El resto se denomina ENTORNO.
 Pueden ser:
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 Es la parte de la Química que se encarga del
estudio del intercambio energético de un
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Variables de estado
 Magnitudes que pueden variar a lo largo de

un proceso (por ejemplo, en el transcurso de
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Funciones de estado
 Tienen un valor único para cada estado del

sistema.
 Su variación solo depende del estado inicial ...
La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y
su entorno
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LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.
La primera ley de la Termodinámica es el principio de conservación de
la energía aplic...
EL TRABAJO EN TERMODINÁMICA.
Cuando un sistema experimenta un cambio de volumen V, intercambia
energía mediante trabajo W ...
CONCEPTO DE ENTALPÍA.
La entalpía es una magnitud física,con unidades de energía, que se define como:

U = Q +W

H = U + p...
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 constante...
Relación Qv con Qp
(sólidos y líquidos)
 En reacciones de sólidos y líquidos apenas se

produce variación de volumen y .....
Ejercicio A: En termoquímica el valor de R
suele tomarse en unidades del sistema
internacional. Ya sabes que R = 0,082
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Ejemplo: Determinar la variación de
energía interna para el proceso de
combustión de 1 mol de propano a
25ºC y 1 atm, si l...
ENTALPÍA DE REACCIÓN.
La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , Hproductos, y la
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Entalpía estándar
 Es el incremento entálpico de una reacción en la

cual, tanto reactivos como productos están en
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Ecuaciones termoquímicas
 Expresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre paréntesis su estado físico, y ...
 ¡CUIDADO!: H depende del número de moles

que se forman o producen. Por tanto, si se
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VARIACIÓN DE LA ENTALPÍA ESTÁNDAR.
La variación de entalpía se denomina estándar Hro si la presión es de
1 atm y la temper...
ENTALPÍA DE FORMACIÓN
La entalpía estándar (molar) de formación de un compuesto Hfo, es igual al
cambio de entalpía de la ...
El cambio de entalpía estándar , Hro ,para una reacción es igual a la suma de
las entalpías estándar de formación de los p...
Ejemplo:
Dadas las entalpías estándar de formación:
Hfo PCl3 (l) = - 317,7 kJ

Hfo PCl5 (s) = - 454,8 kJ

calcula el cambi...
 Calor de formación : es el incremento entálpico ( H)
que se produce en la reacción de formación de un mol

de un determi...
Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de







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del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos
valores so...
Ley de Hess


H en una reacción química es constante
con independencia de que la reacción se
produzca en una o más etapas...
REGLAS DE LA TERMODINÁMICA.
Primera regla:

El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura
y una presión es...
Ejemplo: Dadas las reacciones
(1) H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H10 = –
241’8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
H20 = – 285’8 kJ
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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)
Ejercicio C: Determinar

Hf0 del eteno (C2H4)

a
partir de los calores de reacción de las
siguientes reacciones químicas:
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Energía de enlace.
 “Es la energía necesaria para romper un enlace de un
mol de sustancia en estado gaseoso”
 En el caso...
La energía de un enlace químico es la entalpía, H, de la reacción en la que se
rompe un mol de dichos enlaces en estado ga...
La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías
de enlace:

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Energía enlaces rotos -...
Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—
Cl
en el cloruro de hidrógeno conociendo
Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y ...
Ejemplo: Sabiendo que las energía de los
siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611;
C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436,
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Ejercicio E: Calcula el calor
de combustión de propano
a
partir de los datos de energía
 de3H8 + 5 O2 de la+ 4 H2O
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ENTROPÍA.
Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que
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sistema que sí puede medirse y tabularse.
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Segunda ley de la
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 “En cualquier proceso espontáneo la entropía
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Relaciona la espontaneidad de un proceso y el aumento de desorden

En un proceso espontáneo hay un incremento neto de entr...
Tercera ley de la
Termodinámica
 “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es

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 En procesos reversibles y a temperatura constante se puede

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 y si el proceso quí...
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
La energía libre de Gibbs, G, permite evaluar la espontaneidad de un proceso sin
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EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES
Para una reacción química :

Gr = Gproductos -

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Si Gr <0

la reacción es espon...
1) Reacciones exotérmicas ( H<0)
H <0
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con aumento de desorden ( S>0)
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a cualquier temperatura

reacción si...
Problema:

Halla a qué temperatura es espontánea la siguiente reacción, para la
cual Ho= 178,2 kJ y So= 0,1610 kJ:
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 No siempre las reacciones exotérmicas son
espontáneas.
 Hay reacciones endotérmicas espontáneas:
 Evaporación de líqui...
S

H<0
S> 0
Espontánea a todas las
temperaturas

H<0
S< 0

Espontánea a temperaturas
bajas

H>0
S> 0
Espontánea a temperat...
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Termoquimica Saia Profesora Laura Volta

  1. 1. REPÙBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITECNICO “SANTIAGO MARIÑO” PORLAMAR- NUEVA ESPARTA. TERMOQUÍMICA Alumnos: Rafael Argüello C.I : 22995013 Tomas Vera C.I : 24438718 Profesora. LAURA VOLTA. Porlamar, 2014
  2. 2. TERMOQUÌMICA Sistema aislados Leyes termodinámicas abiertos cerrados Exotérmicas Entalpía Masa y energía Entropía Energía libre masa y energía ΔH ΔS ΔG ocurre del Sistema al entorno energía Endotérmicas Entorno al sistema
  3. 3. 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
  4. 4. 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.
  5. 5. 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.
  6. 6. 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 variables de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.  NO son variables de estado: calor, trabajo
  7. 7. La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y su entorno Se distinguen dos formas de intercambio de energía entre el sistema y su entorno: • Trabajo W • Calor Q Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema Q>0  calor absorbido por el sistema Q<0  calor desprendido por el sistema W>0  trabajo realizado sobre el sistema W<0  trabajo realizado por el sistema
  8. 8. LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. La primera ley de la Termodinámica es el principio de conservación de la energía aplicado a un sistema: la energía ni se crea ni se destruye Si el sistema absorbe calor o recibe trabajo del entorno Aumenta su energía interna U Si el sistema realiza trabajo o cede calor al entorno Disminuye su energía interna U El cambio de energía interna de un sistema U es igual a la suma de la energía intercambiada como calor y como trabajo con el entorno U = Q +W Primera Ley de la Termodinámica
  9. 9. EL TRABAJO EN TERMODINÁMICA. Cuando un sistema experimenta un cambio de volumen V, intercambia energía mediante trabajo W con su entorno. p=presión normalmente en atm V=volumen normalmente el litros p = cte  W=-p V Expansión V>0 y W<0  Trabajo realizado por el sistema Compresión V<0 y W>0  Trabajo realizado sobre el sistema U = Q +W Si V= cte  W=0  U = QV En un proceso a volumen constante, la variación de energía interna U se debe sólo a la energía intercambiada mediante calor con el entorno
  10. 10. CONCEPTO DE ENTALPÍA. La entalpía es una magnitud física,con unidades de energía, que se define como: U = Q +W H = U + pV Variación de entalpía a presión constante H= U + p V = Qp+ W +p V = Qp - p V + p V = Qp U = Q+W p = cte  W=-p V En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía intercambiada mediante calor
  11. 11. 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 Qp= QV + n · R · T
  12. 12. 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
  13. 13. 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-3.9,8 ms-2 0,76 m=10900 kgm-1s-2 R atm l 0, 082 mol K 100900 kg m 1 s 0, 082 mol K 2 10 3 m3 8, 3 J × mol -1 × K -1
  14. 14. 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 C3H8 (g) + 5 O2 (g) – 2219,8 kJ. 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
  15. 15. ENTALPÍA DE REACCIÓN. La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , Hproductos, y la de los reactivos, Hreactivos, se denomina entalpía de reacción, Hr ó H. Hr = Hproductos - Hreactivos Si p = cte el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción, es igual a la entalpía de la reacción H Reacción endotérmica Reacción exotérmica Q = Hr >0 Q = Hr <0   Hproductos > Hreactivos Hproductos < Hreactivos DIAGRAMAS ENTÁLPICOS Reacción endotérmica Reacción exotérmica
  16. 16. Entalpía estándar  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) H2(g) + ½ O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ H2O(g); H0 = –241’4 kJ
  18. 18.  ¡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. VARIACIÓN DE LA ENTALPÍA ESTÁNDAR. La variación de entalpía se denomina estándar Hro si la presión es de 1 atm y la temperatura 25ºC Hro = Hproductos, 1 atm - Hreactivos, 1 atm Ejemplo: Síntesis del amoníaco NH3 N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) Hro = -92,2 kJ Hro = H(2 moles de NH3, a 1 atm) - H (1 mol de N2 + 3 moles de H2) Hproductos, < Hreactivos, Q = Hro <0 Reacción exotérmica <0
  20. 20. ENTALPÍA DE FORMACIÓN La entalpía estándar (molar) de formación de un compuesto Hfo, es igual al cambio de entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto a la presión constante de 1 atm y una temperatura fija de 25 ºC, a partir de los elementos que lo componen en sus estados estables a esa presión y temperatura También se denomina calor de formación Ejemplo: Formación de agua a partir de O2 e H2 H2 (g, 1 atm, 25ºC) + 1/2 O2 (g, 1 atm, 25ºC ) Hr = - 285,8 kJ   H20 ( l, 1atm, 25ºC ) Hfo [ H2O(l)] = - 285,8 kJ
  21. 21. El cambio de entalpía estándar , Hro ,para una reacción es igual a la suma de las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos. Hro = Hfoproductos - Hforeactivos Hro = 0 para las especies elementales en su estado estable Para una reacción química: aA + bB  cC + dD se cumple: Hro = c Hfo C + d HfoD – (a HfoA + b HfoB)
  22. 22. Ejemplo: Dadas las entalpías estándar de formación: Hfo PCl3 (l) = - 317,7 kJ Hfo PCl5 (s) = - 454,8 kJ calcula el cambio de entalpía estándar Hro para la reacción PCl3 (l) + Cl2 (g)  PCl5 (s) Solución: Cl2 (g) es la forma estable del cloro a 1 atm  Hfo Cl2 (g) = 0 Hro = Hfo PCl5 (s) – [ Hfo PCl3 (l) + Hfo Cl2 (g)] = – 454,8 – [– 317,7 + 0] = – 137,1 kJ
  23. 23.  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 Recuerda que Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.
  24. 24. Ejemplo: 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 La reacción de combustión del butano es: de combustión del butano. 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
  25. 25. 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.
  26. 26. REGLAS DE LA TERMODINÁMICA. Primera regla: El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos (Ley de Hess) Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...  H= H(1) + H(2) +... Segunda regla: H2(g) El valor de H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto + Cl2(g)  2 HCl (g) H = -185 kJ 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g)  HCl (g) Tercera regla: H2O (l) H = -92,5 kJ Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales en magnitud pero de signo opuesto  H2 (g) +1/2 O2 (g) H2 (g) +1/2 O2 (g)  H2O (l) H= +285,8 kJ H= -285,8 kJ
  27. 27. Ejemplo: Dadas las reacciones (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 La reacción de vaporización es... agua en condiciones estándar. (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
  28. 28. 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)
  29. 29. Ejercicio C: Determinar Hf0 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) reacción de+ 3O (g) del2CO (g)2H4(g) H partir La C H (g) formación eteno C + 2 a O(l) 2 4 2 2 2 de sus constituyentes en estado normal es: 1422 kJ H30 = –  (4) 2 C(s) + 2 H2(g) C2H4(g)  (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)
  30. 30. 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.
  31. 31. La energía de un enlace químico es la entalpía, H, de la reacción en la que se rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. También se denomina entalpía de enlace, pues p = cte Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H2 y Cl2 El enlace de H2 es más fuerte que el de Cl2
  32. 32. La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías de enlace: Hr = Energía enlaces rotos - Energía enlaces formados Hr > 0 Los enlaces que hay que romper son más fuertes que los que se forman Reacción endotérmica Hr < 0 Los enlaces que hay que romper son más débiles que los que se forman Reacción exotérmica
  33. 33. Ejemplo: Calcular la energía del enlace H— Cl 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  La reacción de disociación del HCl será: que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol,  (4) HCl(g) H(g) + Cl(g) H04= ? respectivamente.      (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
  34. 34. 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 H0 de la reacción de hidrogenación del  Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g)eteno. 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
  35. 35. Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía  de3H8 + 5 O2 de la+ 4 H2O C enlace 3 CO2 tabla.  Enlaces rotos:      8 C–H, 2 C–C y 5 O=O Enlaces formados: 6 C=O y 8 O–H H0 = Ee(e. rotos) – Ee(e. form.) H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 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 Enlace Ee (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
  36. 36. ENTROPÍA. Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de la probabilidad Al arrojar ladrillos al aire la probabilidad de que caigan ordenados formando un muro es muy pequeña Es más probable que los ladrillos caigan desordenados Si echamos moléculas de agua en un vaso no se colocarán de forma ordenada para formar un sólido
  37. 37. La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un sistema físico o químico Su variación en cualquier transformación Es una función de estado sólo depende de los estados inicial y final Para una reacción química Sr = Sproductos - Sreactivos So representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm La entropía de un gas es mucho mayor que la de un líquido o sólido Ssólido Slíquido Sgas
  38. 38.  La entropía :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.
  39. 39. Ejemplo: Calcula S0 para 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; S30(g) np· S0productos – nr· S0reactivos NH = =192,3 a) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 – (191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1 b) 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
  40. 40. Segunda ley 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 entorno se desordena. dichos casos el
  41. 41. Relaciona la espontaneidad de un proceso y el aumento de desorden En un proceso espontáneo hay un incremento neto de entropía total del universo, que comprende tanto al sistema considerado como al entorno. Stotal = ( Ssistema + Sentorno) > 0 Una reacción es espontánea si Stotal> 0 Ejemplo: Corrosión espontánea del hierro 2 Fe(s) + 3/2 O2(g) + 3 H2O  2 Fe(OH)3 (s) Ssistema Durante la reacción se desprende calor que pasa al entorno, el cual aumenta su entropía, de forma que Stotal > 0 0
  42. 42. Tercera ley 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! La entropía de los elementos en condiciones estándar no es 0 sino que es positiva.
  43. 43.  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.
  44. 44. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS La energía libre de Gibbs, G, permite evaluar la espontaneidad de un proceso sin tener en cuenta la variación de entropía del entorno Se define como: T = temperatura absoluta H= entalpía S = entropía G = H - TS Es una función de estado que sólo depende de los estados inicial y final del sistema Cuando un sistema experimenta un cambio a temperatura y presión constantes se puede determinar la espontaneidad del proceso evaluando el cambio de G sin preocuparse del cambio de esa magnitud para el entorno Gr = Hr - T Sr
  45. 45. EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES Para una reacción química : Gr = Gproductos - Greactivos Si Gr <0 la reacción es espontánea Si Gr 0 la reacción no es espontánea. Si Gr = 0 el sistema está en equilibrio
  46. 46. 1) Reacciones exotérmicas ( H<0) H <0  con aumento de desorden ( S>0) -T S <0 ΔG <0 a cualquier temperatura reacción siempre espontánea 2) Reacciones endotérmicas ( H > 0) con aumento de desorden ( S>0)  H >0 -T S <0 reacción espontánea a temperaturas altas 3) Reacciones exotérmicas ( H < 0) con aumento de orden ( S < 0)  H<0 -T S > 0 Reacciones espontáneas a temperaturas bajas 4) Reacciones endotérmicas ( H > 0) con aumento de orden ( S < 0) G > 0 siempre  H>0 -T S > 0 Reacciones no espontáneas
  47. 47. Problema: Halla a qué temperatura es espontánea la siguiente reacción, para la cual Ho= 178,2 kJ y So= 0,1610 kJ: CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) Solución: El término entrópico (-T S < 0) favorece la espontaneidad de la reacción,mientras que el entálpico ( H > 0) la desfavorece. La temperatura a la cual ambos términos se contrarrestan es: o Go = Ho -T So = 0 T H So 178,2(kJ) 0,1610(kJ / K) 1107 K Por tanto a 1107 K (834 ºC) la reacción está en equilibrio, a 1 atm de presión. A temperaturas mayores el término entrópico -T S domina sobre el término entálpico H, de modo que el valor de la energía libre es G < 0, y la reacción es espontánea
  48. 48.  No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas.  Hay reacciones endotérmicas espontáneas:  Evaporación de líquidos.  Disolución de sales...  Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:  NH4Cl(s)  H2O(l) NH4+(aq) + Cl– (aq) H2O(g) H0 = 14’7 kJ H0 = 44’0 kJ
  49. 49. S H<0 S> 0 Espontánea a todas las temperaturas H<0 S< 0 Espontánea a temperaturas bajas H>0 S> 0 Espontánea a temperaturas altas H>0 S< 0 No Espontánea a cualquier temperaturas H

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