Calor asociado a un proceso químico o físico

Termoquímica

Ivonne Gacitúa G.

Ivonne Gacitúa G.

Contenidos • 1.- Conceptos termodinámicos: Sistemas, calor y

trabajo, etc.• 2.- Primer principio de la Termodinámica.• 2.1.- Energía interna.• 2.2.- Primer principio. Entalpía.• 3.- Calor de reacción.• 3.1.- Entalpía de formación.• 3.2.- Otros calores de reacción.• 3.3.- Ley de Hess.• 3.4.- Calor de reacción y entalpías de formación. • 3.5.- Calor de reacción y energías de enlace.• 4.- Segundo principio de la Termodinámica.• 4.1.- Otras Funciones de estado: Entropía.

Energía interna libre. Entalpía libre.• 4.2.- Espontaneidad de las reacciones.• 4.3 - Segundo principio.• 5.- Tercer principio de la Termodinámica.

1.- Conceptos termodinámicos.

• Termodinámica: Es la ciencia que estudia los cambios de energía que tienen lugar en los procesos físicos y químicos.

• Termoquímica: Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.

• Toda reacción química va acompañada siempre de la absorción o del desprendimiento de energía luminosa, eléctrica, mecánica etc., siendo la más frecuente la calorífica.

Se llama:Se llama:

a) Sistema: parte del universo que es objeto de estudio.

b) Entorno: alrededores, medio ambiente. Resto del universo.

Sistema y entorno

SISTEMA

ENTORNO

ENERGÍA

El sistema es la porción específica del universo que es de interés en el estudio.

Intercambio:

abierto cerrado aislado

masa y energía energía nada

• Aislados: que no pueden intercambiar ni materia ni

energía. • Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar

energía, aunque no materia, con los alrededores. • Abiertos: aquellos que pueden intercambiar materia

y energía.

Tipos de sistemas

Abierto Cerrado Aislado

Tipos de sistemas

Puedeintercambiar

MateriaEnergía

MateriaEnergía

MateriaEnergía

La energía es la capacidad para realizar trabajo

- La energía radiante proviene del Sol y es la fuente de energía primaria de la Tierra.

- La energía térmica es la energía asociada con el movimiento arbitrario de átomos y moléculas.

- La energía química es la energía almacenada dentro de los enlaces de las sustancias químicas.

- La energía nuclear es la energía almacenada dentro del núcleo por los neutrones y protones en el átomo.

.

Cambios de energía en reacciones químicas

Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía, generalmente en forma de calor. El calor es la transferencia de energía

térmica entre dos cuerpos que están a temperaturas diferentes.

Generalmente se habla de calor absorbido o calor liberado para describir los cambios energéticos que ocurren durante un proceso.

La temperatura es una medida de la energía térmica

900C

temperatura = energía térmica

• CALOR Y TRABAJO: El intercambio de energía entre un sistema y los alrededores puede tener lugar en forma de calor (Q) y de trabajo (W). La energía es función de estado, pero el calor y el trabajo no, ya que los cuerpos no tienen ni calor ni trabajo, éstos tan sólo son energía en tránsito

TRABAJO

• Realizar trabajo supone la transmisión de energía debido a la acción de una fuerza que lleva consigo un desplazamiento. En Química interesa el trabajo realizado por un gas sometido a una presión exterior, presión atmosférica, supuesta constante.

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

Hay sistemas químicos que evolucionan de Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones Son las reacciones exotérmicasexotérmicas..

Otros sistemas químicos evolucionan de Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones las reacciones endotérmicasendotérmicas..

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 o entorno (aumenta la temperatura del aumenta la temperatura del ambiente)ambiente).

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) + energía

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energía

H2O (g) H2O (l) + energía

Procesos endotérmicos: en las que el sistema absorbe calor del ambiente.

H2O (s) + Energía H2O (ℓ)

El proceso absorbe calor del ambiente o entorno y la temperatura del ambiente disminuye.

energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)

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

Reacción Endotérmica• Requieren Energía

glucosa: un producto con mucha energía

ENERGÍAreactivos bajos en energía

+ 6O2

66

6CO2(g) + H2O(l) + ∆H = C6H12O6(s) + 6 O2(g)

Consideraciones importantes:1.-Diagramas entálpicos

Reactivos

En

talp

ia (

H)

Productos

H > 0

Reac. endotérmica

En

talp

ia (

H)

Reactivos

Productos

H < 0

Reac. exotérmica

La mayoría de los cambios físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante.

Entalpia (H):

Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante, se utiliza la propiedad llamada entalpia, que se representa por el símbolo H y se define como E+PV. La entalpia es una propiedad extensiva, depende de la cantidad de materia. Es imposible determinar la cantidad de entalpia, de una sustancia, por lo tanto lo que se le mide realmente es el cambio de entalpia

La entalpia de reacción, es la diferencia entre la entalpía de los productos y las entalpías de los reactivos.

H = H (productos) – H (reactivos)

Lo que se mide realmente es el cambio de entalpía (ΔH)

En otras palabras representa el calor absorbido o liberado durante una reacción.

La entalpia de reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso endotérmico, positivo . Para un proceso exotérmico es negativo

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 - H ΔH Reactivos Productos

negativo signo tiene H H Reactivos Productos

H - H ΔH Reactivos Productos

positivo signo tiene H H Reactivos Productos

Procesos exotérmicos:

< 0 es decir:

Procesos endotérmicos:

> 0 es decir:

Exotérmico Endotérmico

La termodinámica es el estudio de la interconversión del calor y otras clases de energía.

Las funciones de estado son las propiedades que están determinadas por el estado físico del sistema, independientemente de cómo se alcanzó esa condición.

energía, presión, volumen, temperatura

La energía potencial del excursionista 1 y el excursionista 2 es la misma aun cuando ellos tomaron caminos diferentes.

E = Efinal - Einicial

P = Pfinal - Pinicial

V = Vfinal - Vinicial

T = Tfinal - Tinicial

En termodinámica, la descripción del estado de un sistema se realiza mediante los valores de determinadas propiedades macroscópicas denominadas variables termodinámicas, tales como p, V, T, m, ...

Toda función que pueda expresarse con ayuda de las variables de estado se denomina función de estado del sistema.

No todas estas variables son independientes, basta conocer los valores de un pequeño número de ellas para averiguar el valor de otras. Estas variables independientes se denominan variables de estado.

Se llama estado a la situación específica en la que se encuentra un sistema.

Primera Ley de Termodinámica: La energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no puede ser creada o destruida.

Esistema + Eentorno = 0

Esistema = -Eentorno

o

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

Reacción química exotérmica

Energía química liberada por combustión = Energía absorbida por el entorno

sistema entorno

ENERGÍA INTERNA (U):

es la energía total del sistema(Ec+Ep+…) es función de estado extensiva

es imposible medir, pero si su variación U

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA: ENTALPIA

“En un sistema cerrado, la energía intercambiada en forma de calor y trabajo entre el sistema y los alrededores es igual a la variación de la energía interna del sistema”.

U = Q + WU = Q + W

Expresión matemática de la primera ley Esistema

E = q + w

E es el cambio en la energía interna del sistema

q es el cambio de calor entre el sistema y el entorno

w es el trabajo hecho por el sistema

• La energía interna, U, es una función de estado, es decir, su valor sólo depende de los estados inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro. Por el contrario, el calor y el trabajo no son función de estado, su valor numérico depende tanto de las condiciones iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para pasar de un estado a otro.

 

Entalpía (H) es la cantidad de calor liberado o absorbido en condiciones de presión constante

H = H (productos) – H (reactivos)

H = calor liberado o absorbido a presión constante

Hproductos < Hreactivos

H < 0

Hproductos > Hreactivos

H > 0

Ecuaciones termoquímicas

H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ

¿Es H negativo o positivo?

El sistema absorbe calor

Endotérmico

H > 0

Cada mol de hielo que se funde a 00C y 1 atm absorbe 6.01 kJ

6.4

Ecuaciones termoquímicas

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) H = -890.4 kJ

¿Es H Negativo o positivo?

El sistema emite el calor

Exotérmico

H < 0

Para cada mol de metano que se quema a 250C y 1 atm se liberan -890.4 KJ

6.4

H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ

• Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia

Ecuaciones termoquímicas

• Si se invierte una reacción, el signo de ∆H también se invierte

H2O (l) H2O (s) H = -6.01 kJ

6.4

Ecuaciones termoquímicas

• Si se multiplican ambos lados de la ecuación por un factor, entonces ∆H deben multiplicarse por el mismo factor.

2H2O (s) 2H2O (l) H = 2 x 6.01 = 12.0 kJ

6.4

En toda reacción química el cambio entálpico tiene igual valor absoluto que el cambio entálpico de la reacción inversa, pero signo contrario. Por lo tanto, si la reacción es exotérmica en un sentido resultará endotérmica en sentido contrario, y viceversa.

Ley de Lavoiser - Laplace

H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ

• Los estados físicos de todos los reactivos y productos deben

ser especificados en ecuaciones termoquímicas.

Ecuaciones termoquímicas

6.4

H2O (l) H2O (g) H = 44.0 kJ

¿Cuánto calor se libera al quemar 266 g de fósforo blanco (P4) en el aire?

P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) H = -3013 kJ

266 g P4

1 mol P4

123.9 g P4

x3013 kJ1 mol P4

x = 6470 kJ

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 00C 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.

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

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.

• 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

¿Por qué no hay ningún modo de medir el valor absoluto de la entalpía de una sustancia? ¿Debo medir el cambio de entalpía para cada reacción de interés?

Establezca una escala arbitraria con la entalpía estándar de formación (DH0) como punto de referencia para todas las expresiones de entalpía.

f

6.6

Entalpía estándar de formación (H0)

Es la variación de entalpía (cambio de calor) que se produce cuando se forma un mol de cualquier compuesto a partir de sus elementos en su estado más estable a una presión de 1 atm y 25°C.

f

El superíndice “ O ” representa el estado normal (condiciones del estado estándar, el subíndice “ f ” significa de formación.

f

Para especificar H0 de formación, es necesario escribir la ecuación química exacta y especificar los estados de todos los reactivos y productos.

H0 (O2) = 0f

H0 (O3) = 142 kJ/molf

H0 (C, grafito) = 0fH0 (C, diamante) = 1.90 kJ/molf

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

fAg (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

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

H0reaccion dH0 (D)fcH0 (C)f= [ + ] - bH0 (B)faH0 (A)f[ + ]

H0 nH0 (productos )f= mH0 (reactivos)f-

Se puede calcular a partir de los ΔHof de compuestos

n y m coeficientes estequiométricos de reactivos y productos.

reaccion

6.6

(La entalpía es una función de estado. No importa el camino tomado, solamente los estados inicial y final.)

• El calor de reacción viene referido al estado físico y al número de moles de los componentes indicados en la correspondiente ecuación estequiométrica, por tanto, si una ecuación se multiplica por “n” su calor de reacción se multiplica por “n” y si la reacción se invierte, el calor de reacción cambia de signo.

• Ejemplos: • HCl (g) H (g) + Cl (g) ; H = 431 kJ o 431 kJ/mol • 2 HCl (g) 2 H (g) + 2Cl (g) ; H = 2. 431 =

862 kJ• H (g) + Cl (g) HCl (g) ; H = - 431 kJ

• Las ecuaciones anteriores también se pueden expresar de la siguiente forma:

• HCl (g) + 431 kJ H (g) + Cl (g)• HCl (g) H (g) + Cl (g) - 431 kJ• H (g) + Cl (g) HCl (g) + 431 kJ

H también se puede expresar en cal o kcal. ( 1 cal = 4,18 Julios )

• Se llaman condiciones estándar de reacción: 25ºC y 1 atm.

• Se llama estado normal o estándar de un elemento o compuesto, a la forma física más estable del mismo en las condiciones estándar.

•• Ejemplos:• • Estado estándar del carbono: C (grafito)

• Estado estándar del agua: H2O (líquida)

• Estado estándar del hidrógeno: H2 (gas)

• Al igual que la energía interna U, es imposible calcular el valor absoluto de H; tan sólo se puede calcular variaciones de la entalpía (H ), aunque arbitrariamente se toma como entalpía cero (origen de entalpías) a la entalpía de cualquier elemento en su estado estándar y en las condiciones estándar.

• Ejemplos:

• Entalpía (H) del H2 (g) a 25ºC y 1 atm. = 0

• Entalpía (H) del C (grafito) a 25ºC y 1 atm. = 0

• Entalpía (H) del C (diamante) a 25ºC y 1 atm 0 ≠ por no ser la forma más estable

• Entalpía (H) del Cl2 (l) a 25ºC y 1 atm. ≠0

• Entalpía (H) del H2O (l) a 25ºC y 1 atm. ≠ 0 por ser un compuesto.

Problema

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)

El benceno (C6H6) se quema en presencia de aire para producir el dióxido de carbono y el agua líquida. ¿Cuánto calor se libera por cada mol de benceno quemado? La entalpía estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol.

2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)

H0

rxn nH0 (productos)f= mH0 (reactivos)f-

H0

rxn 6H0 (H2O)f12H0 (CO2)f= [ + ] - 2H0 (C6H6)f[ ]

H0

rxn= [ 12x–393.5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49.04 ] = -5946 kJ

-5946 kJ2 mol

= - 2973 kJ/mol C6H6

6.6

Ejemplo:A partir de los valores de tabla, halle el ΔH° de la siguiente reacción:

C3H8 (g) + 5O2 (g) + 3CO2 (g) + 4H2O (ℓ)

ΔHof de tabla CO2 (g) = -393,5kj/mol

H2O (ℓ) = -285,8 kj/mol

C3H8 (g) = -103,8 kj/mol

Ejercicio: ● Con base a las entalpías de formación, calcule la entalpía normal de la reacción:

4NH3 (g) +5O2 (g) 4NO (g) +6H2O (g)

ΔHof de tabla

NH3 (g) = -46,2 kj/molH2O (g) = -241,8 kj/molNO (g) = -90,4 kj/mol

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)

Calor de neutralización (ΔH°N)

Es la variación de entalpía que se produce Es la variación de entalpía que se produce cuando cuando reaccionan cantidades equivalentesreaccionan cantidades equivalentes de soluciones diluidas de soluciones diluidas de un ácido fuerte y una base fuerte a presión de 1 atm y de 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)

APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS CALORES DE REACCIÓN

Determinar cuanto calor se obtiene al quemar 2 moles de metano con exceso de oxígeno.

APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS CALORES DE REACCIÓN

Determinar cuanto calor se obtiene al 100 g de metano con exceso de oxígeno.

¿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

Método directo: Se utiliza para compuesto que se pueden sintetizar con facilidad a partir de sus elementos.

6.6

Método Indirecto: Muchos compuestos no se pueden sintetizar directamente, o la reacción es demasiado lenta. Para ello se utiliza la ley de Hess de la sumatoria de los calores. En otras palabras se puede separar la reacción de interés en una seria de reacciones para las cuales se puede medir el valor de entalpia de reacción.Y de esta manera calcular la entalpia de la reacción total.

H0 rxn

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.)

Ley de Hess. H en una reacción química es constante con independencia

de que la reacción se produzca en una o más etapas.

• “el calor de reacción (variación de entalpía), es independiente del camino seguido, es decir, es el mismo si la reacción se realiza directamente o a través de etapas intermedias”:

Ley de Hess

GH Hess (1802-1850)

A B

C

H3

H1 H2

H3 = H1 + H2

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 kJ2) CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) ΔH°2 = -283,0 kJ

Ley de Hess: Cuando los reactivos son convertidos a productos, el cambio de entalpía es el mismo si la reacción ocurre en un paso o en una serie de pasos.

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

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)

Calcule la entalpía estándar de formación de CS2 (l) a partir de las siguientes reacciones ( Método Indirecto)

C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393.5 kJrxnS(rómbico) + O2 (g) SO2 (g) H0 = -296.1 kJrxnCS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) H0 = -1072 kJrxn

1. Escribir la reacción de formación para CS2

C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)

2. Sumar las tres ecuaciones algebraicamente.

rxnC(grafito) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393.5 kJ

2S(rómbico) + 2O2 (g) 2SO2 (g) H0 = -296.1x2 kJrxnCO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) H0 = +1072 kJrxn+

C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)

H0 = -393.5 + (2x-296.1) + 1072 = 86.3 kJrxn

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

2000 - 258,5

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g)

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.

La química en acción

Valores de combustible de productos alimenticios y otras sustancias

C6H12O6 (s) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (l) H = -2801 kJ/mol

1 cal = 4.184 J

1 Kcal = 1000 cal = 4184 J

Sustancia Hcombustión (kJ/g)

Manzana -2

Carne -8

Cerveza -1.5

Gasolina -34