Termoquímica 1 jano

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Presentación que incluye ejercicios de refuerzo sobre la primera parte de termoquímica: energía interna, entalpía y trabajo de una reacción química

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  • Las reaccionesexotérmicas son aquellasquecuandosucedendesprendencalor.
  • Las REACCIONES ENDOTÉRMICAS son aquellasqueparaquetenganlugarnecesitanrecibircalor (enfrían el entorno en un sistemaabierto o cerrado)
  • Observacomo en ambos casos la reaccióntienequepasarpor un estado de energía mayor al estado final e inicialquerecibe el nombre de COMPLEJO ACTIVADO. La energíanecesariaparaalcanzareseestadodesde el nivelenergético de los reactivos se llama ENERGÍA DE ACTIVIACIÓN.
  • © PROFESOR JANO
  • Quehaya zinc en excesosignificaque el ácidosulfúricoes el reactivolimitante y el que hay quetener en cuenta a la hora de hacercálculos. Para otrosproblemas ten en cuentaque en el caso del AGUA un ml es 1 gramo y un litro 1 kg.© PROFESOR JANO
  • TERMODINÁMICA: es la cienciaquetrata de los cambios de energíaque se producen en los procesosfísico y químicos. (sisólo se fija en los cambiosquímicos: TERMOQUÍMICA).© PROFESOR JANO
  • © PROFESOR JANO
  • © PROFESOR JANO
  • Observa el ejemplo 8 del libro.
  • Termoquímica 1 jano

    1. 1. TERMOQUÍMICA 1
    2. 2. 1 CONCEPTOS BÁSICOS2 PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA Calor (Q) y trabajo (W) Qp y Q v Entalpías Ley de Hess Entalpías de enlace3 SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA Entropía Energía Libre Espontaneidad
    3. 3. REACCIONES EXOTÉRMICAS Se desprende calor ΔH < 0 (diagrama entálpico)
    4. 4. REACCIONES ENDOTÉRMICAS Se absobe calor ΔH > 0 (diagrama entálpico)
    5. 5. EN RESUMEN …
    6. 6. EjercicioSea la reacción: H2SO4 (aq) + Zn (s)  ZnSO4 (s) + H2 (g) ΔH = -80 Kcal/mola) ¿Qué calor se obtiene al consumir 800 mL de disolución 0’35 M de H2SO4 con zinc en exceso?b) ¿Qué masa de agua elevará 25oC su temperatura al consumir 143 g de H2SO4 con zinc en exceso?Ce H2O = 4’18 kJ oC Kg-1 ; S = 32 ; H = 1 ; O =16
    7. 7. Ejercicio: solución
    8. 8. SISTEMA Parte del universo arbitraria universo
    9. 9. VARIABLES TERMODINÁMICAS(dependen de la cantidad de materia) (no dependen de la cantidad de materia) EXTENSIVAS INTENSIVAS Ej.: energía libre, Ej.: presión, volumen, entropía FUNCIONES DE ESTADO temperatura (su valor sólo depende del estado inicial y final del sistema) En termodinámica es importante diferenciar bien el estado inicial y final
    10. 10. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA La energía total (Q + W) del universo en cualquier proceso termodinámico se mantiene constante. Esto significa que la energía se transfiere pero no se pierde. Para un sistema ΔU = Q + WU = ENERGÍA INTERNA DEL SISTEMA (cinética y potencial), inluye energía asociada almovimiento de las partículas, en los enlaces químicos, atracciones intermoleculares y laasociadad a los electrones de los átomos.
    11. 11. CONVENIO TERMODINÁMICOQ > 0 : calor absorbido por el sistema. Aumenta la energíaQ < 0 : calor desprendido por el sistema. Disminuye la energía del sistema.W > 0 : trabajo realizado sobre el sistema. Aumenta la energía del sistemaW < 0 : trabajo realizado por el sistema. Disminuye la energía del sistema.
    12. 12. EjercicioUn sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno yabsorbe 80 J de calor. Halla la variación de energía internadel sistema
    13. 13. Ejercicio solución
    14. 14. Trabajo en una reacción químicaPartimos de un recipiente de volumen variable ?
    15. 15. Consideraciones Si ΔV > 0, hay expansión del sistema y es él quien hace el trabajo. Por lo tanto W < 0 Si ΔV < 0, hay compresión del sistema y se hace un trabajo sobre él. Por lo tanto W > 0
    16. 16. Caso 1 PROCESO ISOCÓRICO ; V = cte (recipiente cerrado) ΔV = 0  W = - p . ΔV = 0 ΔU = Q + W  ΔU = Qv + 0  ΔU = QvEl incremento de energía interna es igual al calor del proceso realizadoa volumen constante.
    17. 17. PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto) Caso 2 Concepto de ENTALPÍA U Qp WU2 U1 Qp p V2 V1 U2 U1 Qp p V2 p V1Qp U2 p V2 U1 p V1• p.V, tiene unidades de energía• U, tiene unidades de energía, luego...• U + p.V también.• U + p. V es una energía que se define como ENTALPÍA = H Qp H2 H1 H El incremento de energía entalpía es igual al calor del proceso realizado a presión constante.
    18. 18. PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)Caso 2 Concepto de ENTALPÍA U Qp W U2 U1 Qp p V2 V1 U2 U1 Qp p V2 p V1 Qp U2 p V2 U1 p V1
    19. 19. Ejercicio nº 3Para el proceso H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l)La variación de la energía interna a una temperatura de 25oC y unapresión constante de 1 atm es ΔU = - 282 kJ. Determina ΔH a esatemperatura y presión.R = 8’31 J. oK-1 . mol-1
    20. 20. ENTALPÍA ESTÁNDAR de una REACCIÓN Condiciones estándar Tª = 25oC P = 1 atm ECUACIÓN TERMOQUÍMICA 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔHo = - 571 Kj muestran estado físico muestra entalpía de la reacción2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) ΔHo = + 571 Kj
    21. 21. Caso concreto: ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓNΔHof, es la variación de entalpíacorrespondientes a la formación de unmol de sustancia en su estado estándara partir de sus elementos.Se considera que la entalpía deformación estándar de un elemento escero.Para una reacción:aA + bB cC + dD
    22. 22. Ejercicio nº 4Dadas las entalpías de formación estándar: ΔHfoCO(g) = -110’5 kJ/mol ; ΔHfo CO2(g) = -393’5 kJ/mol,halla ΔHfo para la reacción: CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)
    23. 23. Caso concreto: ENTALPÍAS de ENLACE Una reacción química es, en realidad, una rotura de enlaces y la formación de otros. La entalpía estándar es un reacción es la suma de las entalpías de los enlaces rotos menos la suma de las entalpías d elos enlaces formados. consume energía produce energía
    24. 24. Actividad 22Utilizando los valores de las entalpías deenlace que aparecen en la tabla, determinacon carácter aproximado la entalpíaestándar de cada una de las reaccionessiguientes:a) Br2 (g) + 3 F2 (g) 2 BrF3 (g)b) CH2 = CH2 (g) + H2 (g) CH3 – CH3 (g)c) C2H5OH (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g)
    25. 25. Caso concreto: ENTALPÍAS de COMBUSTIÓN Una reacción de combustión es la reacción de un compuesto con el oxígeno. Si el compuesto sólo tiene O, C y H se producirá CO2 y H2O Es la variación de energía que se produce cuando se quema un mol de sustancia en condiciones estándar Siempre son exotérmicas
    26. 26. Actividad 18Formula la reacción de combustión del metano y calcula cuántoskilogramos de este gas deben quemarse en condiciones estándar paraproducir 2’7.106 kJ de calor si se sabe que sólo se aprovecha el 75 % delcalor obtenido en la combustión. (C = 12 ; H = 1) ΔHoc = -890 kJ.mol-1
    27. 27. LEY DE HESSSi una reacción puede producirse en varias etapas, reales oteóricas, su variación de entalpía es igual a la suma de las entalpíasde reacción de estas reacciones intermedias
    28. 28. EJEMPLO N2O4 (g) 2 NO2 (g) ½ N2 (g) + O2 (g) NO2 (g) Δ Hf0 = +33’85 kJ N2 (g) + 2 O2 (g) N2O4 (g) ΔHfo = 9’66 kJ
    29. 29. TQM - 2Calcula el calor de reacción en el proceso: ZnO (s) + CO (g) Zn (g) + CO2 (g) ¿ ΔH?A partir de los siguientes datos: calor (entalpía) de formación del ZnO(s)Δ H1 = -83 Kcal/mol ; calor (entalpía) de vaporización del Zn, ΔH2 = 32Kcal/mol ; calor (entalpía) de combustión del CO, ΔH3 = -68 Kcal
    30. 30. http://about.me/profesorjano www.profesorjano.org www.profesorjano.comprofesorjano@gmail.com

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