TERMOQUÍMICA 1

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CONCEPTOS BÁSICOS

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

Calor (Q) y trabajo (W)

Ley de Hess

Entalpías

Qp y Q v

Entalpías de enlace

SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

Entropía

Energía Libre

Espontaneidad

REACCIONES EXOTÉRMICAS

Se desprende calor

ΔH < 0

(diagrama entálpico)

REACCIONES ENDOTÉRMICAS

Se absobe calor

ΔH > 0

(dia

gram

aen

tálp

ico

)

EN RESUMEN …

Ejercicio

Sea la reacción:

a) ¿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

H2SO4 (aq) + Zn (s) ZnSO4 (s) + H2 (g) ΔH = -80 Kcal/mol

Ejercicio: solución

SISTEMA

universo

Parte del universo arbitraria

VARIABLES TERMODINÁMICAS

EXTENSIVAS INTENSIVAS

FUNCIONES DE ESTADO

(dependen de la cantidad de materia) (no dependen de la cantidad de materia)

(su valor sólo depende del estado inicial y final del sistema)

Ej.: presión, volumen, temperatura

Ej.: energía libre, entropía

En termodinámica es importante diferenciar bien el estado inicial y final

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

La energía total (Q + W) del universo en cualquier procesotermodinámico se mantiene constante. Esto significa que la energíase transfiere pero no se pierde.

ΔU = Q + W

Para un sistema

U = ENERGÍA INTERNA DEL SISTEMA (cinética y potencial), inluye energía asociada al movimiento de las partículas, en los enlaces químicos, atracciones intermoleculares y la asociadad a los electrones de los átomos.

CONVENIO TERMODINÁMICO

Q > 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.

Ejercicio

Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor. Halla la variación de energía internadel sistema

Ejercicio solución

Trabajo en una reacción química

Partimos de un recipiente de volumen variable

?

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 trabajosobre él. Por lo tanto W > 0

Caso 1 PROCESO ISOCÓRICO ; V = cte (recipiente cerrado)

ΔV = 0 W = - p . ΔV = 0

ΔU = Q + W ΔU = Qv + 0 ΔU = Qv

El incremento de energía interna es igual al calor del proceso realizadoa volumen constante.

Caso 2PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)Concepto de ENTALPÍA

1122p

12p1212p12

p

VpUVpUQ

VpVpQUUVVpQUU

WQU

• 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 HHHQ 12p

El incremento de energía entalpía es igual al calor del procesorealizado a presión constante.

Caso 2PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)Concepto de ENTALPÍA

1122p

12p1212p12

p

VpUVpUQ

VpVpQUUVVpQUU

WQU

Ejercicio nº 3

Para el proceso

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

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l)

ENTALPÍA ESTÁNDAR de una REACCIÓN

Tª = 25oC

P = 1 atm

Condiciones estándar

ECUACIÓN TERMOQUÍMICA

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔHo = - 571 Kj

muestran estado físico muestra entalpía de la reacción

2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) ΔHo = + 571 Kj

Caso concreto: ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN

ΔHof, es la variación de entalpía

correspondientes a la formación de un mol de sustancia en su estado estándara partir de sus elementos.

Se considera que la entalpía de formación estándar de un elemento escero.

Para una reacción:

aA + bB cC + dD

Ejercicio nº 4

Dadas las entalpías de formación estándar: ΔHfo

CO(g) = -110’5 kJ/mol ; ΔHfo CO2(g) = -393’5

kJ/mol, halla ΔHfo para la reacción:

CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)

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 entalpíasde los enlaces rotos menos la suma de las entalpías d elosenlaces formados.

consume energía produce energía

Actividad 22

Utilizando los valores de las entalpías de enlace 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)

Caso concreto: ENTALPÍAS de COMBUSTIÓN

Una reacción de combustión es la reacción de un compuestocon 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

Actividad 18

Formula 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 % del calor obtenido en la combustión. (C = 12 ; H = 1)ΔHo

c = -890 kJ.mol-1

LEY DE HESS

Si una reacción puede producirse en varias etapas, reales o teóricas, su variación de entalpía es igual a la suma de las entalpías de reacción de estas reacciones intermedias

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

TQM - 2

Calcula el calor de reacción en el proceso:

A partir de los siguientes datos: calor (entalpía) de formación del ZnO(s)

ΔH1 = -83 Kcal/mol ; calor (entalpía) de vaporización del Zn, ΔH2 = 32 Kcal/mol ; calor (entalpía) de combustión del CO, ΔH3 = -68 Kcal

ZnO (s) + CO (g) Zn (g) + CO2 (g) ¿ ΔH?

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