química general ii 20181er examen parcial, 16 puntos. (viernes 7 de diciembre) 2do examen parcial,...
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Química General II 2018
•Universidad de San Carlos de Guatemala
•Facultad de Ciencias Químicas y Farmacia
•Escuela de Química
•Departamento de Química General
Información General
Docente:
Licda. Saraí Toledo H.
Blog (notas, avisos, tareas)
www.dqgusac.wordpress.com
Información General
PROGRAMA
Se entregará de forma digital.
Entrar al blog:
• www.dqgusac.wordpress.com
• Descargar programa, tareas y prácticas
de laboratorio
Información General
Departamento de Química General
Edificio T-10, 3er nivel. (A la derecha)
Anunciarse en secretaría.
Información General
Ciclo: Segundo
Fecha: Diciembre de 2018
Horarios: Teoría: 7:00 a 10:00 horas de lunes a
viernes.
Duración del curso: 3 al 28 de diciembre de 2018
Información General
Ayudantes de Cátedra:
Br. Pedro Pablo Molina
Br. Julio Santizo
Br. Noelia Medina
Horario de laboratorio10:00 a 13:00
Nota de exoneración: 9.2 puntos de 15 (61%)
Información General
Docencia directa
Nivel: Área común
Requisito: Química general I.
Contenido del Curso
4 Unidades:
Elementos de termodinámica
Estados de la materia
Óxido reducción
Disoluciones
Revisar en el programa:
Objetivos Generales• Nivel Cognoscitivo
• Nivel Psicomotriz
• Nivel Afectivo
Contenidos Programáticos por Unidades.
Programación Específica de la Teoría.
Programación Específica de Laboratorio
Libro de Texto
Química. Raymond Chang. 12va. Edición. McGraw-Hill. México. 2017
Otros textos de consulta: Brown T. Química la Ciencia Central. 9na
edición. Prentice Hall. México, 1998.
Rosenberg J. Química General. 7ª edición. Serie Shaum. Mc Graw-Hill. México. 1991
Mortimer. C. Química. Iberoamericana. México. 1984.
Otros (aparecen en su programa).
Información sobre el
Laboratorio.
Asignación.
Ingresar al blog y llenar formulario con sus
datos completos, indicar su sección
durante el semestre, quien fue su
instructor y si está exonerado o no.
La distribución de laboratorio se publicará
el día martes 04 de diciembre en las
carteleras del Departamento.
El laboratorio inicia el día martes 04 de
diciembre.
Información del laboratorio
Primer día de laboratorio:
- martes 04 de diciembre
Puntualidad
Requisito: Estar asignado.
*Nota de exoneración 9.2 puntos (61%)
Requisito: haberlo cursado en 2018,
segundo semestre. Previas exoneraciones
no cuentan.
Información del laboratorio
Material a llevar el primer día de laboratorio:
Práctica de Laboratorio
Bata blanca de manga larga hasta la rodilla.
Mascarilla desechable
Guantes (de latex, de lavar platos o mejor si son de neopreno)
Lentes de seguridad
Cuaderno pequeño de 40 hojas exclusivo para anotaciones del laboratorio. (si hay suficiente espacio puede utilizarse el del semestre)
Limpiador de Tela
Información del laboratorio
Rejilla de metal con centro de porcelana
Cepillo choconoy para tubos de ensayo
Pizeta pequeña (250 ml)
1 cajetilla de fósforos nueva
1 rollo de papel mayordomo nuevo
No traer falda, pantalón corto o pantaloneta, no gorras, no sandalias o zapatos descubiertos.
Si utiliza el cabello largo, traerlo recogido
Traer cuaderno con toxicidades y
diagrama de flujo.
Entregar su prelaboratorio antes de
iniciar la práctica.
Evite entregar los mismos trabajos
que en el semestre.
Información del laboratorio
Información del laboratorio
Importancia del laboratorio:
Son 10 prácticas en total.
Asistencia mínima del 90% o se pierde el
derecho a examen final.
Las prácticas estarán publicadas del 2 al
6 de diciembre en el blog. Son las
mismas del semestre, en el orden que se
indicará en el programa.
Tareas y hojas de trabajo de
clase. Las hojas de trabajo se entregan el día de cada
examen parcial, justo antes de iniciar el examen.
Se entrega sin folder, sin gancho, bien engrapadas
todas juntas, sin carátula, bien identificadas con
nombre, carnet, carrera y sección. A mano, no a
computadora. No fotocopias. Escritas a ambos
lados de la hoja.
Las hojas de trabajo se publicarán en el blog. Ojo:
son las mismas que se realizaron en el semestre.
Evaluación
Evaluación escrita:
1er examen parcial, 16 puntos. (Viernes 7
de diciembre)
2do examen parcial, 17 puntos. (Viernes 14
de diciembre)
3er examen parcial, 16 puntos. (Viernes 21
de diciembre)
Examen final, 30 puntos. (Jueves 27 de
diciembre)
Hojas de trabajo: 6 puntos.
Evaluación
Evaluación Práctica:
10 prácticas de laboratorio, 15 puntos.
Ojo: no se dará reposición de ningún
examen.
Evaluación
Organización de zona y punteos específicos.
Zona 70 puntos
Examen Final 30 puntos
TOTAL: 100 puntos
Zona mínima: 31 puntos Asistencia mínima a clase: 90%, Asistencia mínima a laboratorio: 90%.
Nota de aprobación: 61 puntos.
Termoquímica
Química General II
2018
1era Unidad
Termodinámica
Es el estudio
científico de la
conversión del
calor a otras
formas de energía
Energía
Es la capacidad de
efectuar un trabajo.
En química…
Trabajo: Cambio directo
de energía que
resulta de un
proceso
Algunas formas de
manifestarse de la energía
Energía radiante: Proviene del sol y es la principal fuente de energía de la tierra.
Energía térmica: Es la energía asociada al movimientoaleatorio de los átomos y las moléculas.
Un a medida de esta energía es la temperatura pero son conceptos distintos.
Energía Potencial: Es la energía disponible en función de la posición de un objeto.
Energía Cinética: Es la energía asociada al movimiento de un objeto.
La temperatura es una medida de la energía
térmica
900C400C
temperatura = energía térmica
Energía Química
Es la energía que está
almacenada en las
unidades estructurales
de las sustancias.
En una reacción
química, la energía
química de los enlaces
se libera, se almacena
o se convierte en otras
formas de energía.
Interconversión de las
distintas formas de energía
En principio todas
las formas de
energía se pueden
convertir unas en
otras.
Ley de la conservación de la
energía
La energía total del universo
permanece constante
Calor
Es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas.
Las reacciones químicas absorben o producen energía en forma de calor.
Calor
Sus valores dependen
de la ruta que sigue el
proceso y varían
respecto a ella.
El calor no es
propiedad de un
sistema, se manifiesta
sólo durante un
proceso (durante un
cambio).
Primera Ley de la
Termodinámica
Se basa en el principio de
conservación de la energía:
La energía se puede convertir de una
forma a otra, pero no se puede crear
ni destruir.
Termoquímica
Es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas.
Para poder estudiar los cambios de calor es necesario definir:
Sistema: Es la parte específica del universo que es de interés.
Alrededores: Es el resto del universo, externo al sistema.
Sistemas termodinámicos
Entorno
Sistema
Paredes
Q, W, m
Universo
Tipos de sistema
Sistema abierto: Puede intercambiar masa y energía (generalmente en forma de calor) con los alrededores.
Sistema cerrado: Permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa con los alrededores.
Sistema aislado: Impide la transferencia de masa o energía con los alrededores.
abierto
masa y energíaIntercambio:
cerrado
energía
aislado
nada6.2
Tipos de sistemas
Calor y procesos químicos
Una reacción química que cede calor,
es decir que transfiere energía
térmica hacia los alrededores es un
proceso exotérmico.
2H2(g) + O2(g) g 2 H2O(g) + energía
Calor y procesos químicos
Una reacción química que requiere
que los alrededores le suministren
energía (absorbe calor) es un proceso
endotérmico.
2 H2O(g) + energía g 2H2(g) + O2(g)
Unidades de calor
Inicialmente se utilizó la caloría (cal).
La caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua, de 14.5 a 15.5 ºC a una presión de 1 atm.
Siendo el calor la transferencia de un tipo de energía, también se utiliza el Joule (J).
El Joule es el trabajo realizado cuando una fuerza de un newton actúa a través de una distancia de un metro.
Unidades de calor
1 cal = 4.184 J
1 Kcal = 1000 cal
1 BTU (unidad térmica británica) =
252 cal.
1 BTU = 1054 J
Temperatura
Es una función que permite medir el estado térmico de un cuerpo, utilizando un instrumento que entra en equilibrio térmico con ese cuerpo y midiendo en una escala arbitraria.
Escalas:
Celsius (ºC)
Fahrenheit (ºF)
Kelvin (K)
Interconversiones
TºC = 5/9 (TºF – 32)
TºF = 9/5 (TºC + 32)
TK = TºC +273.15
Ejemplos, puntos de fusión y ebullición del agua.
Calorimetría
Es la medición de
los cambios de
calor.
Calor específico de una
sustancia
Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia.
Sus unidades son:
J/(gºC) o cal/(gºC)
Calor específico
Tiene un valor
característico para
cada sustancia
Capacidad calorífica
Es la cantidad de calor que se
requiere para elevar un grado celsius
la temperatura de determinada
cantidad de sustancia.
Sus unidades de medida son:
J/ºC o cal/ºC
Para poder distinguir entre
ambas:
Propiedades extensivas: Dependen
de la cantidad de materia (por
ejemplo, la masa y el volumen)
Propiedades intensivas: NO
depende de la cantidad de materia
(densidad, temperatura)
Para poder distinguir...
El calor específico es una propiedad
intensiva.
La capacidad calorífica es una
propiedad extensiva.
Relación entre calor específico
y capacidad calorífica.
A través de la siguiente expresión:
C = c x m
Donde:
C es la capacidad calorífica
c es el calor específico
m es la masa de la sustancia en gramos.
Problema
Un trozo de plata de 362 gramos tiene
una capacidad calorífica de 85.7 J/ºC.
Cuál es el calor específico de la plata
en Joules y en calorías?
Cantidad de calor
La cantidad de calor que se absorbe o se libera en un proceso en particular está dada por:
q = CΔt
Que es igual a:
q = mceΔt
Donde Δt es el cambio de temperatura:
Δt = tfinal - tinicial
Cantidad de calor
El valor de q es positivo para
procesos endotérmicos (absorben
calor de los alrededores)
El valor de q es negativo para
procesos exotérmicos (liberan calor
de los alrededores).
Problema
Calcule el calor liberado cuando se enfrían 850 g de oro de 50ºC a 40ºC, en calorías. El calor específico del oro es 0.129 J/gºC.
• Respuesta: -1,096.5 J o se liberan 1,096.5
Problema
Qué cantidad de calor se necesita
para calentar 50 g de cobre desde
20ºC hasta 70ºC? Calor específico del
cobre = 0.389 J/gºC.
• Respuesta: 232.4 cal = 972.5 J
Problema
1 Kilocaloría de calor eleva la
temperatura de 200 g de hierro en
46.7 ºC. Calcular el calor específico
del hierro.
• Respuesta: 0.107 cal/gºC
Problema
Si se suministran 6,401.5 J a 45 ml de
agua a 14ºC, ¿cuál será la
temperatura final?
• Respuesta: 48ºC
Problema
Cuánta energía se libera cuando se
enfrían 50 g de plomo desde 150ºC
hasta 50ºC, si su calor específico
molar promedio en este intervalo de
temperatura es 6.42 cal/molºC? El
peso atómico del plomo es 207.2
Respuesta: -155 cal
Cambios de estado físico de
la materia
Son procesos en los cuales las
sustancias cambian de un estado
físico a otro y que se caracterizan por
ocurrir a temperatura constante.
Estos cambios se nombran según
los estados físicos involucrados.
Cambios de estado físico de
la materia.
Sólido a Líquido : Fusión
Líquido a Sólido: Solidificación
Líquido a Gas: Evaporación
Gas a Líquido: Condensación líquida
Gas a Sólido: Condensación sólida
Sólido a Gas: Sublimación
Cambios de estado físico de
la materia
Punto de ebullición:
Temperatura en la que hay un equilibrio
entre la fase líquida y la fase gaseosa.
Se utiliza normalmente de líquido a gas, de
los contrario se llama punto de
condensación.
H2O(l) → H2O(g) a 1 atm es de 100ºC
Cambios de estado físico de
la materia
Punto de fusión:
Temperatura en la que hay un equilibrio
entre la fase sólida y la fase líquida.
Se utiliza normalmente de sólido a líquido,
de los contrario se llama punto de
congelación o solidificación
H2O(s) → H2O(l) a 1 atm es de 0ºC
Cambios de estado físico de
la materia
Para que una sustancia cambie de un estado físico a otro completamente, se requiere de:
Una cantidad de calor de tal manera que las partículas de la sustancia aumenten su energía cinética.
O liberar esa cantidad de calor de tal manera que las partículas de la sustancia disminuyan su energía cinética.
Siempre a temperatura constante, el calor absorbido o liberado no produce un cambio de temperatura.
Calor de fusión
Es la cantidad de calor necesaria para fundir un gramo de un sólido sin variación de temperatura.
Cada sustancia tiene su propio calor de fusión.
Dato útil: qf agua = 80 cal/g
Calor de vaporización
Es la cantidad de calor necesaria para evaporar un gramo de un líquido sin variación de temperatura.
Todos los líquidos tienen sus propios calores de vaporización.
Dato útil: qvap agua = 540 cal/g
Calor de sublimación
Cantidad de calor necesaria para que
una sustancia pase del estado sólido
al gaseoso directamente a una
temperatura determinada
Se suele representar por qs
• CO2(s) → CO2(g)
Calor en cambio de estado
físico
En general se utiliza la expresión
Q = mqx
Para evaluar la energía o calor necesarios para que una sustancia experimente un cambio de estado físico.
Donde:
Q = calor en el proceso
m = masa en g de la sustancia
qx = calor de cambio de estado
Calor de combustión
Es la cantidad de calor que se
produce cuando un gramo (cantidad
de masa) o un mol (cantidad de
materia) de una sustancia sufre una
reacción de combustión.
Sus unidades son: cal/g o cal/mol
También se utiliza: J/g o J/mol
Calor de combustión
En la combustión del acetileno:
+ 2598 KJ/mol
.
Poder calorífico de un
combustible
Es la cantidad de calor (en calorías o
en Joules) que un combustible genera
cuando se quema una unidad de
masa del mismo.
Problema
La combustión de 5 g de carbón aumentó la
temperatura de 1 Kg de agua desde 10ºC
hasta 47ºC. El calor específico del agua es
de 1 cal/gºC. Calcule el poder calorífico del
carbón en Kcal/g.
• Respuesta: 7.4 Kcal/g
Problema
Suponiendo que es utilizable el 50% del
calor, ¿cuántos Kg de agua a 15 ºC podrán
calentarse hasta 95 ºC, quemando 200
litros de metano CH4, medidos a
temperatura y presión estándar? El calor
de combustión del etano es 213 Kcal/mol.
• Respuesta: 11,888.06 g o 11.9 Kg de agua
Problema
El calor de combustión del etano C2H6 es 373 Kcal/mol. Suponiendo que sea utilizable el 60% del calor, ¿cuántos litros de etano, medidos a T.P.E., tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura de 80 Kg de agua, de 20ºC a 90ºC?
Ojo: interpretar adecuadamente el porcentaje.
• Respuesta: 560.45 L de etano.
Problema
La combustión de 2 g de antracita liberan
61,086 J. ¿Qué cantidad de este carbón se
necesita para calentar 10 litros de agua
desde la temperatura ambiente (20ºC)
hasta el punto de ebullición (a la presión de
una atmósfera), suponiendo que el proceso
es 100% eficiente? La densidad del agua a
20ºC se puede considerar como 1 g/mL.
• Respuesta: 109.6 g de antracita
Gráficas de cambio de
estado en serie
Son gráficas con las siguientes características:
En el eje y va la temperatura
En el eje x va el calor que se añade
Una pendiente indica que la adición de calor produce un aumento de temperatura y no hay cambio de estado.
Una recta horizontal indica que hay cambio de estado a temperatura constante.
Gráficas de cambio de
estado en serie
Graficar temperatura contra calor de el proceso en el cual 1000 g de agua sólida pasan de -20 ºC hasta 120 ºC a 1 atm de presión.
Considerar los siguientes datos:
Punto de fusión: 0ºC
Punto de ebullición: 100ºC
c agua sólida = 0.5 cal/gºC
c agua líquida = 1.0 cal/gºC
c agua gaseosa = 0.5 cal/gºC
qf del agua = 80 cal/g
qv del agua= 540 cal/g
Problema
Calcular la cantidad de calor necesaria para
transformar 201 g de mercurio sólido a la
temperatura de su punto de fusión de -39°C, en
vapor a su punto de ebullición a 357°C.
Calor específico del mercurio: 0.033 cal/g°C
Calor de fusión del mercurio:2.8 cal/g
Calor de vap. del mercurio: 67.8 cal/g
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?
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 = m2c2Δt2m1c1(tf – to1) = m2c2 ( tf - to2)
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: 0.03 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 KJ/mol
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) propio de una
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
Se representa por el símbolo “ º “ junto al
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 ΔHfº de un elemento SIEMPRE es 0.
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 ΔHfº se debe
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:
Las entalpías de formación ΔHfº 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)
La reacción “termita” se utiliza en la industria para producir
hierro líquido (ojo, que no es el estado “natural” del hierro
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
Energía de enlace
Es la energía requerida para romper
un enlace (energía de ruptura de
enlace), cuando tanto los átomos
como las moléculas que intervienen
están en estado gaseoso.
Energía de enlace
Se expresa en Kcal/mol o en KJ/mol.
Las energías de ruptura de enlace permite calcular los calores de reacción para los cuales no hay datos experimentales.
Un pequeño número de energías de enlace (aproximadamente 40), permite predecir los calores de reacción de cerca de 1 millón de compuestos orgánicos que experimentan infinidad de reacciones.
Es también un método indirecto para el cálculo de los calores de reacción.
Aplicación de las energías de
enlace para la determinación
de entalpías de reacción
Aplicación de las energías de
enlace para la determinación
de entalpías de reacción
Donde BE es la energía de ruptura de enlace.
Determinación de entalpías
de reacción
Para la reacción:
Calcule la entalpía de reacción
utilizando energías de enlace.
Determinación de entalpías
de reacción.
Ejercicios
Calcule la entalpía de reacción para el
siguiente proceso:
Utilizando valores de energía de
enlace.
Ejercicios
Calcule la entalpía de reacción para la
combustión del gas natural (metano
CH4), utilizando energías de enlace
listadas en tablas correspondientes.