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Principios de
calorimetría
Principios
Si entran en contacto dos cuerpos o sustancias a distinta temperatura, y no hay intercambio de calor con los alrededores, el cuerpo con mayor temperatura cederá energía térmica al de menor temperatura hasta que ambos se encuentren en un estado energético idéntico que se manifiesta como una temperatura igual.
Principios
En el caso anterior, el cambio de calor en el sistema debe ser 0.
Entonces:
q sistema = q ganado + q perdido = 0
q ganado = - q perdido
|q ganado| = |q perdido|
m1c1Δt1 = m2c2Δt2
m1c1(tf – to1) = m2c2 ( to2-tf)
Aplicaciones del calorímetro
Calorímetro
Es un recipiente
cerrado que no permite
la pérdida o ganancia
de calor con los
alrededores durante
las mediciones de
cambio de calor de
procesos físicos o
químicos que ocurren
dentro de él.
Calorímetro
Calorímetro
El calorímetro se estudia bajo los principios fundamentales de la calorimetría, en los cuales, el calor ganado es igual al calor perdido.
Pero el calor que absorbe el calorímetro se determina por:
C es la capacidad calorífica del calorímetro en cal/ºC o J/ºC y es un valor constante.
Si el calorímetro está lleno de agua, el calor que se gana se reparte entre el agua y el calorímetro.
Problema
Para determinar la capacidad calorífica de
un calorímetro, se agregan 125.0 g de agua
a 50ºC al calorímetro, el cual está a una
temperatura inicial de 25ºC. Cuando el
equilibrio se alcanza, la temperatura final es
33ºC. ¿Cuál es la capacidad calorífica del
calorímetro en J/ºC?
• Respuesta: 1111.38 J/ºC
Problema
Un trozo de oro que pesa 42.0 g se calienta a 97ºC y se introduce rápidamente en una bomba calorimétrica que contiene 100.0 g de agua a 21ºC. El agua se agita hasta que la temperatura deja de elevarse. La temperatura final es 21.9ºC. Suponga que el calorímetro absorbe 10 cal por cada ºC de aumento de temperatura. Calcule el calor específico del oro.
• Respuesta: 0.0314 cal/gºC
Problema
Una muestra de etanol, C2H5OH, que pesa
2.84 g, se quemó en un exceso de oxígeno
dentro de una bomba calorimétrica. La
temperatura del calorímetro ascendió de
25.0ºC a 33.73ºC. Si la capacidad
calorífica del calorímetro era 9.63 KJ/ºC,
¿cuál es el calor de combustión de 1 mol de
etanol?
• Respuesta: 1364.06 KJ/mol
Problema
Se pasa 50 g de vapor de agua a
100°C sobre 300 g de hielo a 0°C.
¿Qué temperatura alcanzará el agua
que se forma?
Estudio de la
entalpía
1era Unidad.
Química General II
Entalpía
Es el contenido de calor a presión constante
H = Qp
Es una propiedad extensiva, es decir depende de la cantidad de materia.
Es imposible medirla, lo único que sí es medible es el cambio de entalpía ΔH.
Cambio de entalpía ΔH
Es el calor liberado o absorbido por un sistema a presión constante.
En el caso de las reacciones químicas se utilizan mas sistemas a presión constante que a volumen constante (calorímetros)
Cambio de entalpía ΔH
Un conjunto de reactivos dados tiene una
entalpía total definida (H reactivos)
Un conjunto de productos también tiene
una entalpía total definida (H productos)
Por tanto el calor de reacción o cambio de
entalpía es la diferencia entre ambas
entalpías.
Cambio de entalpía ΔH
Al ser este valor (ΔH)propiodeuna
reacción química, se le denomina
cambio de entalpía de reacción.
ΔHR
Estado estándar
Se refiere a la condición específica de
1 atm de presión.
A pesar de que el estado estándar
NO especifica cuál es su temperatura,
se utilizaran siempre valores medidos
a 25ºC.
Estado estándar
Serepresentaporelsímbolo“º“juntoal
símbolo de cambio de entalpía
ΔHRº
Cambio de entalpía estándar de reacción
(Que es el calor absorbido o liberado a 1 atm
de presión y 25ºC)
Entalpía estándar de
formación
Cambio de calor que resulta de la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar, 25ºC y 1 atm.
Estos cambios de entalpía de formación se encuentran en tablas.
Se representan por el símbolo: ΔHfº
Ojo: La ΔHfºdeunelementoSIEMPREes0.
Entalpía de reacción ΔHR
Es la variación de entalpía que
sucede cuando se lleva a cabo una
reacción química.
Sea la reacción:
Entalpía de reacción ΔHR
Entonces:
Donde a,b,c y d son los coeficientes estequiométricos que se obtienen por el balanceo de la ecuación química.
Ecuaciones termoquímicas
Son ecuaciones químicas que
muestran tanto los cambios de
entalpía como las relaciones de
masa.
/mol
Reacciones exotérmicas
Son reacciones que liberan calor.
Los productos tienen una entalpía menor que los reactivos y por tanto ΔHR tiene un valor negativo.
Los alrededores se calientan.
La entalpía del sistema disminuye y la diferencia es el calor desprendido.
Reacciones exotérmicas
Reacciones endotérmicas
Son reacciones que absorben calor.
En las reacciones de este tipo la entalpía
de los productos es mayor que la entalpía
de los reactivos y por tanto ΔHR tiene un
valor positivo.
Cuando suceden estas reacciones se debe
suministrar calor.
Reacciones endotérmicas.
Características de las
ecuaciones termoquímicas
Se deben especificar los estados
físicos de los reactivos y de los
productos.
Las reacciones deben estar
balanceadas.
Características de las
ecuaciones termoquímicas
Si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces el cambio de entalpía también se multiplica por dicho factor.
Si se invierte una ecuación se cambian los papeles de reactivos y productos, la magnitud del cambio de entalpía se mantiene igual pero cambia su signo.
Lo que era un proceso endotérmico se vuelve exotérmico y viceversa.
Características de las
ecuaciones termoquímicas
Si corresponde a ΔHfºsedebe
escribir para un mol de producto
usando coeficientes fraccionarios si
es necesario.
Ejercicios
Sea la reacción:
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) →CO2(g) +2H2O(g) ΔH=-726.4 KJ
a) ¿Cuánto calor se produce si se queman 4 moles de
metanol? Respuesta: -2905.6 KJ
b) ¿Cuánto calor se produce si se forman 2 g de CO2?
Repuesta: 33.01 KJ
Ejercicios (método directo)
Calcule la entalpía de reacción para la siguiente reacción:
LasentalpíasdeformaciónΔHfº son: para el dióxido de carbono (g): -393.5 KJ/mol, para el agua (g): -285.8 KJ/mol, para el metano (g): -748 KJ/mol.
Respuesta: -217.1 KJ
Ejercicios (método directo)
Calcule el ΔHR para:
NH3(g) + Cl2(g) →N2(g) + HCl(g)
ΔHfº de NH3(g) = -46.21 KJ/mol, HCl(g) = -92.5 KJ/mol
Respuesta: -462.58 KJ
Ejercicios
Que cantidad de calor se produce cuando
10g de Al reaccionan con un exceso de
Fe2O3? (todo en estado sólido)
ΔHfº de Al2O3(s) = -1669.8 KJ/mol,
de Fe2O3(s) = -822.2 KJ/mol
Respuesta: -847.6 KJ/mol
Ejercicios (aplicación del
método directo)
Lareacción“termita”seutilizaenlaindustriaparaproducir
hierrolíquido(ojo,quenoeselestado“natural”delhierro
elemental, por tanto si tiene una entalpía de formación) para
utilizarlo inmediatamente para soldar metales.
La reacción es la siguiente:
2Al (s) + Fe2O3(s) →Al2O3(s) + 2Fe(l)
Si la entalpía de reacción es de -822.8 kJ/mol y las entalpías
de formación para los óxido de aluminio y férrico son
respectivamente: -1669.80 kJ/mol y -822.2 kJ/mol. Calcule la
entalpía de formación del hierro líquido.
Ley de Hess
Esta ley es llamada también:
Ley de constancia de la suma calórica.
Establece que el cambio de entalpía para cualquier reacción química es constante sea que la reacción ocurra en uno o varios pasos.
El cálculo de la entalpía de reacción de esta manera constituye un método indirecto.
Ley de Hess
Por esa razón el cambio de entalpía
puede tratarse como una suma
algebraica de las entalpías de los
pasos intermedios.
El cambio de entalpía de una reacción
ΔHR solo depende de los reactivos
iniciales y los productos finales y es
independiente de la trayectoria.
Ejemplo de aplicación de la
ley de Hess
Para la reacción:
Se tienen las reacciones
termoquímicas:
Aplicación de la ley de Hess
Sólo hay necesidad de invertir la
tercera reacción, cambia el signo de
la entalpía y entonces...
Ejemplos
Calcule la entalpía de formación del
acetileno:
Ejercicio
Ejercicio
Ejercicio