termoquimica
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La Termoquímica (del gr. thermos, calor y química) consiste en el estudio de las transformaciones que sufre la energía calorífica en las reacciones químicas,Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando).Proceso a presión constanteEl calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción. Qp = ΔrHProceso a volumen constanteEl calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción. Qv = ΔrULey de Hess[editar]Artículo principal: Ley de HessGermain Henry Hess (Ginebra, 1802-San Petersburgo, 1850) fue un fisicoquímico ruso de origen suizo que sentó las bases de la termodinámica actual. Trabajó fundamentalmente la química de gases, y enunció la ley que nos disponemos a comentar ahora:"En una reacción química expresada como la suma (o diferencia) algebraica de otras reacciones químicas, puesto que es función de estado, la entalpía de reacción global es también la suma (ó diferencia) algebraica de las entalpías de las otras reacciones."Consideremos la reacción:A \rightarrow BY supongamos la existencia de las siguientes reacciones intermedias, de \Delta_r H_T^\circ conocida:A \rightarrow CD \rightarrow CD \rightarrow BVemos que podemos montar un ciclo termodinámico tal que, en vez de ir de A a B directamente, pasemos por todas las reacciones intermedias antes descritas:A \rightarrow C \leftarrow D \rightarrow BComo la entalpía es una función de estado, \oint_{C} dH = 0. El proceso no depende del camino, y, por lo tanto, es indiferente que la hagamos directamente o teniendo en cuenta las demás reacciones.Nótese que la reacción D \rightarrow C va en el sentido opuesto al que nos interesa para cerrar el ciclo. Por ello, debemos invertir la dirección del flujo energético para obtener la reacción que queremos, y eso se logra cambiando el signo de la variación entálpica. Es decir,\Delta_r H_{C \rightarrow D}^\circ = - \Delta_r H_{D \rightarrow C}^\circ.Teniendo esto en cuenta, la entalpía de la reacción que queremos será:\Delta_r H_{A \rightarrow B}^\circ = \Delta_r H_{A \rightarrow C}^\circ - \Delta_r H_{D \rightarrow C}^\circ + \Delta_r H_{D \rightarrow B}^\circEn ocasiones, deberemos multiplicar la entalpía de reacción de una de las intermediarias por algún coeficiente estequiométrico para que se cumpla la relación lineal entre las diferentes variaciones de entalpías.TRANSCRIPT
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TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICAEl estudio del calor El estudio del calor involucrado en las involucrado en las
reacciones químicasreacciones químicas..
TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICAEl estudio del calor El estudio del calor involucrado en las involucrado en las
reacciones químicasreacciones químicas..
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La Termoquímica tiene como objetivo el estudio de las variaciones
de energía que acompañan las reacciones químicas
No hay reacción química que ocorra sin variación de energía !
La energía se conserva. No se crea ni se destruye. Apenas se transforma !
TER
MO
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ÍMIC
A
Reacciones químicas involucran cambios en la energía.
– Romper enlaces absorve energía. – Formación de enlaces libera energía.
Esos cambios de energía pueden ocurrir por el cambio de calor.
– Calor es el flujo de energía química. El estudio de los cambios de energía en
las reacciones químicas se denomina termoquímica.
A energía involucrada en las reacciones químicas se puede medir (calorímetros).
Reacciones químicas involucran cambios en la energía.
– Romper enlaces absorve energía. – Formación de enlaces libera energía.
Esos cambios de energía pueden ocurrir por el cambio de calor.
– Calor es el flujo de energía química. El estudio de los cambios de energía en
las reacciones químicas se denomina termoquímica.
A energía involucrada en las reacciones químicas se puede medir (calorímetros).
INTRODUCCIÓN A LA TERMOQUÍMICAINTRODUCCIÓN A LA TERMOQUÍMICA
QUE ES CALOR?QUE ES CALOR?Caliente y frio geralmente se
encontran asociados con las palabras calor y temperatura.
– Calor y temperatura no son sinónimos.– La temperatura de una sustáncia está
asociada con la energía de sus partículas, especificamente su:
Caliente y frio geralmente se encontran asociados con las palabras calor y temperatura.
– Calor y temperatura no son sinónimos.– La temperatura de una sustáncia está
asociada con la energía de sus partículas, especificamente su:
La Energía Cinética define la temperatura.
– Partículas que vibran rápido = quente
– Partículas que vibran despacio = frio
La Energía Cinética define la temperatura.
– Partículas que vibran rápido = quente
– Partículas que vibran despacio = frio
ENERGÍA CINÉTICA
2 Hot Spoons2 Hot Spoons
La energía térmica es la energía total de todas las partículas que forman la sustancia.Energía Cinéticavibración de las partículasEnergía Potencialatracción de las partículas
(dentro o entre las partículas) La energía térmica es dependiente de la cantidad de masa del material presente. (Ec =½mv2)
La energía térmica es la energía total de todas las partículas que forman la sustancia.Energía Cinéticavibración de las partículasEnergía Potencialatracción de las partículas
(dentro o entre las partículas) La energía térmica es dependiente de la cantidad de masa del material presente. (Ec =½mv2) La energía térmica
tambien está relacionada con el tipo de material
La energía térmica tambien está relacionada con el tipo de material
Diferentes materiales– Pueden tener la misma T, misma
masa, pero diferentes fuerzas atractivas.
– Son afectadas por la Ep, o sea, por las fuerzas intermoleculares.
Por lo tanto, es posible tener materiales diferentes en la misma T (misma Ec) pero teniendo diferentes energías térmicas.
Las diferentes capacidades para mantener o liberar el contenido energético es
capacidad calorífica
Diferentes materiales– Pueden tener la misma T, misma
masa, pero diferentes fuerzas atractivas.
– Son afectadas por la Ep, o sea, por las fuerzas intermoleculares.
Por lo tanto, es posible tener materiales diferentes en la misma T (misma Ec) pero teniendo diferentes energías térmicas.
Las diferentes capacidades para mantener o liberar el contenido energético es
capacidad calorífica
La energía térmica se puede transferir de un objeto para otro por contacto directo.– Cuando moléculas colisionan, se
transfiere energía de una molécula para otra.
La energía térmica se puede transferir de un objeto para otro por contacto directo.– Cuando moléculas colisionan, se
transfiere energía de una molécula para otra.
CAPACIDAD CALORÍFICACAPACIDAD CALORÍFICA La medida de cuanto un material
absorve o libera energía térmica es su capacidad calorífica.
Capacidad calorífica es una propriedad física única y particular de las sustáncias. – Agua necesita 1 caloria de energía para aumentar T en 1 °C
– Acero necesita 0.1 caloria de energía para aumentar T=1 °C
La medida de cuanto un material absorve o libera energía térmica es su capacidad calorífica.
Capacidad calorífica es una propriedad física única y particular de las sustáncias. – Agua necesita 1 caloria de energía para aumentar T en 1 °C
– Acero necesita 0.1 caloria de energía para aumentar T=1 °C
SUSTANCIASUSTANCIA SPECIFIC HEAT CAPACITY, SPECIFIC HEAT CAPACITY, CCPP
ÁGUAÁGUA 4.184.18J/g°C O J/g°C O 11cal/g°Ccal/g°C
GELO GELO 2.10 2.10 J/g°C O J/g°C O 0.5020.502cal/g°Ccal/g°C
VAPORVAPOR 1.871.87J/g°C O J/g°C O 0.4470.447cal/g°Ccal/g°C
MERCÚRIO, HgMERCÚRIO, Hg 0.139 0.139 J/g°C O J/g°C O 0.0330.033cal/g°Ccal/g°C
ALCOOL (Ethyl)ALCOOL (Ethyl) 2.40 2.40 J/g°C O J/g°C O 0.5800.580cal/g°Ccal/g°C
CALCIO, CaCALCIO, Ca 0.647 0.647 J/g°C O J/g°C O 0.1550.155cal/g°Ccal/g°C
ALUMINIO, AlALUMINIO, Al 0.9920.992J/g°C O J/g°C O 0.2370.237cal/g°Ccal/g°C
SAL DE COZ, SAL DE COZ, NaClNaCl 0.865 0.865 J/g°C O J/g°C O 0.2070.207cal/g°Ccal/g°C
AMÔNIA, NHAMÔNIA, NH33 2.09 2.09 J/g°C O J/g°C O 0.5000.500cal/g°Ccal/g°C
PRATA, AgPRATA, Ag 0.235 0.235 J/g°C O J/g°C O 0.0560.056cal/g°Ccal/g°C
CHUMBO, PbCHUMBO, Pb 0.1290.129J/g°C O J/g°C O 0.0310.031cal/g°Ccal/g°C
CAMBIO EN EL CONTENIDO ENERGÉTICO (ENTALPÍA)
CAMBIO EN EL CONTENIDO ENERGÉTICO (ENTALPÍA)
La energía utilisada o producida en una reacción química se denomina entalpía de la reacción.– El quemar 15 g de papel produce una
cantidad de energía térmica (calor) o una cantidad de entalpía.
Entalpía es un valor que indica dirección (energía sale o energía entra)– Gana calor ENDO– Libera calor EXO
La energía utilisada o producida en una reacción química se denomina entalpía de la reacción.– El quemar 15 g de papel produce una
cantidad de energía térmica (calor) o una cantidad de entalpía.
Entalpía es un valor que indica dirección (energía sale o energía entra)– Gana calor ENDO– Libera calor EXO
TIPOS DE SISTEMASTIPOS DE SISTEMAS
Sistema abierto permite intercambio de matéria y energía con medio-externo.
Sistema cerrado permite intercambio de energía, pero no de matéria, con medio-externo.
Sistema aislado no permite intercambio de matéria ni de energía con meio-externo
Sistema abierto permite intercambio de matéria y energía con medio-externo.
Sistema cerrado permite intercambio de energía, pero no de matéria, con medio-externo.
Sistema aislado no permite intercambio de matéria ni de energía con meio-externo
CALORCALORCALORCALOR CALORCALORCALORCALOR CALORCALORCALORCALOR CALORCALORCALORCALOR
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En función de la energía involucradas en las reacciones pueden ser de dos tipos:
I - Exotérmicas: liberan energía.
• procesos de combustión, respiración animal.
II - Endotérmicas: absorven energía.
• fotosíntesis, cocimiento de los alimentos.
Classificación de las reacciones termoquímicas
Classificación de las reacciones químicas:–Exotérmicas reacciones que
producen calor (el calor generado es un producto)
–Endotérmicas reacciones que absorven calor (el calor absorvido es un reactivo)
Reacciones exotérmicas calientan los alrededores –Debido al calor liberado al ambiente.
Reacciones endotérmicas esfrian los alrededores –Debido absorción de calor del ambiente.
Classificación de las reacciones químicas:–Exotérmicas reacciones que
producen calor (el calor generado es un producto)
–Endotérmicas reacciones que absorven calor (el calor absorvido es un reactivo)
Reacciones exotérmicas calientan los alrededores –Debido al calor liberado al ambiente.
Reacciones endotérmicas esfrian los alrededores –Debido absorción de calor del ambiente.
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1. ENTALPÍA (H): Es la energía total de un sistema medida a la presión constante.Como no se puede medir la entalpía, se mide la variación de entalpía o calor de reacción (∆H).
ΔH = Hfinal - Hinicial
2. REACCIÓN EXOTÉRMICA: ∆H<O. Libera calor.
∆H= Hproductos - Hreactantes Hproductos < Hreactantes
C3H
8
C3H
8
++5O25O2 2043kJ 2043kJ3CO23CO2 4H2O4H2O++ ++
Reacción Exotérmica ΔH < 0Reacción Exotérmica ΔH < 0
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ARepresentaciones gráficas (1)
Combustión del etanol - exotérmica
H2 < H1
H = H2 - H1
H < 0
CALOR LIBERADO
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C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ) + 1368kJ
C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) - 1368kJ 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2 CO2(g)+3 H2O(ℓ) ∆H= -1368kJ
En la reacción exotérmica, el calor aparece con signo positivo al lado de los productos o signo negativo al lado de los reactantes. Pero normalmente la ∆H<O se cita despues de la ecuación.
Reacción Endotérmica ΔH > 0
Reacción Endotérmica ΔH > 0
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3. REACCIÓN ENDOTÉRMICA:
Absorve calor. ∆H>O.
∆H= Hproductos - Hreactantes Hproductos > Hreactantes.
C(s) + H2O(g) + 31,4 kcal CO(g) + H2(g)
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) ∆H= +31,4kcal
En la Reacción Endotérmica el calor aparece con signo positivo al lado de los reactantes o el ∆H>O se cita despues de la ecuación.
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REACTANTES
PRODUCTOS
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
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ARepresentaciones gráficas (2)
Fotosíntesis - endotérmica
H2 > H1
H = H2 - H1
H > 0
CALOR ABSORVIDO
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I. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (ℓ ) + 285,8 kJ
II. 1/2 H2(g) + 1/2 Cℓ2(g) HCℓ(g) ∆H = -92,5 kJ
III. 1/2 H2(g) + 1/2 F2(g) HF (g) + 268,6 kJ
IV. H2(g) + 2 C (s) + 226,8 kJ C2H2 (g) V. 2 H2(g)+2C(s) C2H4 (g) ∆H = +52,3 kJ/mol
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Las variaciones de energía, en las reacciones químicas, se manifiestan
sobre la forma de calor (generalmente) se libera luz o se absorve.
El origen de la energía involucrada en una reacción química es debido,
basicamente, a un nuevo arreglo para los enlaces químicos.
La cantidad de energía almacenada, principalmente en la forma de enlaces se llama de ENTALPÍA (enthalpein, do
grego = calor) y se simboliza por H (heat).
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AComo se puede medir el calor de reacción ?
Para reacciones en medio acuoso se utiliza un calorímetro, que no es nada mas que una botella térmica (figura 1). Para reacciones de combustión se utiliza una bomba calorimétrica
(figura 2).
figura 1 - calorímetro figura 2 - bomba calorimétrica
En los dos casos el calor se transfiere para una masa de agua y calculado a
partir de la expresión
Q = m . c . T
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AEcuaciones termoquímicas (requisitos)
1. Ecuación química balanceada.
H0 Entalpia estandar: medida à 250 C y 1 atm.
4. Indicaciones de las condiciones de presión y temperatura en que fue medido el H.
3. Indicación de la entalpía molar, o sea, por mol de producto formado o reactante consumido.
2. Indicación de los estados físicos y alotrópicos• (cuando sea el caso) de los componentes.
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A• Estados alotrópicos más comunes
Carbono
Grafito Diamante
Azufre
Rómbico Monoclínico
Rómbico y monoclínico = formas diferentes de cristalización
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Estados alotrópicos mais comuns
Fósforo
Oxígeno
Rojo
O2O3 (ozono)
Blanco
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Tipos de Entalpías o Calores de Reacción
1. Entalpía o Calor de Formación.
2. Entalpía o Calor de Descomposición.
3. Entalpía de Combustión.
4. Entalpía de Disolución.
5. Entalpía de Neutralización.
6. Entalpía o Energía de Enlace.
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Entalpia de Formación (Hf)
Corresponde a la energía involucrada en la formación de un mol de sustáncia a partir de
sustáncias simples, en el estado alotrópico mas comun.
Ejemplos
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) Hf = - 285,5 kJ/mol
C(grafito) + O2(g) CO2(g) Hf = - 393,3 kJ/mol
1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) NO(g) Hf = + 45,9 kJ/mol
Entalpía de formación de sustáncias simples es nula !
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Entalpia de Descomposición
Se puede considerar como la entalpía inversa a la de formación de una sustancia.
Ejemplos
H2O(l H2(g) + 1/2 O2(g) ) H = + 285,5 kJ/mol
CO2(g) C(grafite) + O2(g) H = + 393,3 kJ/mol
NO(g) 1/2 N2(g) + 1/2 O2(g) H = - 45,9 kJ/mol
Observe que al inverter la ecuación la variación de entalpía cambia de signo algébraico !
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Entalpia de Combustión
Corresponde a la energía liberada en la reacción de 1 mol de sustancia (combustíble)
con O2 puro (comburente).
Si el combustíble es de material orgánico (C,H y O) la combustión puede ser de dos
tipos:
I - Completa: los produtos son CO2 y H2O.
II - Incompleta: ademá de los productos citados arriba se forma, tambien, CO y/o
C (carbonilla).
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Combustión completa LLAMA AZUL
CH4 + 2O2 CO2 + H2O H = - 889,5 kJ/mol
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O H = - 1.400 kJ/mol
En la combustión incompleta la llama es
anaranjada.
La combustión del C tambien es la formación del CO2 !
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AEntalpia de Disolución
Corresponde al calor liberado o absorvido en la disolución (algunas veces seguida de
disociación) de 1 mol de sustancia de tal modo que por la adición de cantidades crescientes de agua, se alcance un limite a partir del cual no
hay mas liberación o absorción de calor.
Ejemplos
H2SO4(l) + ac (2 mols) H2SO4(ac) H = - 28,0 kJ/mol
H2SO4(l) + ac (100 mols) H2SO4(ac) H = - 84,4 kJ/mol
NH4NO3(s) + ac NH4+NO3
-(ac) H = + 26,3kJ/mol
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AEntalpia de Neutralización
Corresponde al calor liberado en la formación de 1 mol de agua, a
partir de la neutralización de 1 mol de iones H+ por 1 mol de iones OH-, en solución acuosa diluída.
Ejemplos
HCl + NaOH NaCl + H2O H - 58,0 kJ/mol
HNO3 + KOH KNO3 + H2O H - 58,0 kJ/mol
En la reacción de ácidos fuertes con bases fuertes la variación de entalpía es aproximadamente constante pues la reacción es
siempre: H+ + OH- H2O !
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Entalpia o Energía de Enlace
Es la cantidad de calor absorvida en el rompimiento de 6,02x1023 enlaces de determinada espécie, suponiendo las
sustancias en el estado gaseoso, a 250 C.
El rompimiento de los enlaces es siempre un proceso endotérmico pero la formación de
enlaces será siempre exotérmico.
En los reactantes siempre ocurrirá rompimiento de enlaces (H > 0) y en los
productos ocorrirá formación de enlaces (H < 0) .
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Ejemplos de energías de enlace
Enlace
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Cálculo de entalpía a partir de los enlaces
Calcular la variación de entalpía en la reacción:
2 H - H(g) + O = O(g) 2 H - O - H(g)
Hreactantes = 2 x 435,5 + 497,8 = + 1.368,8 kJ
Hproductos = - (4 x 462,3) = - 1.849,2 kJ
Hreacción = - 480,4 kJ o - 240,2 kJ/mol
La variación de entalpía de la reacción se obtiene mediante la suma algebraica de las entalpias
mostradas arriba:
Hreacción = Hreactantes + Hproductos
Hreacción = + 1.368,8 + (- 1.849,2)
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LEY DE HESSQuímico ruso, nasció en Ginebria - Suíza, el 7 de Agosto de 1802, y falleció en San Petersburgo, en Rúsia, el 30 de Noviembre de 1850.Hess se torno importante por los estudios realizados en el área de la termodinámica, siendo considerado uno de los fundadores de esta ciéncia. Estos estudios se iniciaron en el año de 1839 cuando era profesor de Química en San Petersburgo.En 1840, Hess formuló una ley empírica, la ley de Hess, que dice que el calor de reacción de un proceso químico es independiente del camino seguido, siendo determinado únicamente por los estados inicial y final.
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La Ley de Hess, tambien conocida como Ley de la Suma de los
Calores de Reacción, demuestra que la variación de entalpía de una reacción química no depende del modo o camino como la misma se
realiza y si del estado inicial (reactantes) y del estado final
(productos) .
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La Ley de Hess se puede demonstrar a partir del siguiente ejemplo:
Camino 2
C(graf.) + ½ O2(g) CO(g) H2 = - 280,6 kJ
CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) H3 = - 112,8 kJ
La entalpia final será H2 + H3
Camino 1
C(graf.) + O2(g) CO2(g) H1 = - 393,4 kJ
Sumando las dos ecuaciones resulta:
C(graf.) + O2(g) CO2(g) H1 = - 393,4 kJ
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Ejemplo
Calcular la variación de entalpía involucrada en la combustión de 1 mol de CH4(g),
expresada por:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)
sabiendo que:
1) Hformación CH4(g) = - 74,82 kJ/mol
2) Hformación CO2(g) = - 393,4 kJ/mol
3) Hformación H2O(l) = - 285,5 kJ/mol
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Solución
Desarrollando las ecuaciones relativas a la formación de los componentes:
1. Formación del CH4
C + 2 H2 CH4 H1 = - 74,82 kJ/mol
2. Formación del CO2
C + O2 CO2 H2 = - 393,4 kJ/mol
3. Formación del H2O
H2 + ½ O2 H2O H3 = - 285,5 kJ/mol
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ASolución
Aplicando la Ley de Hess, para obtener la combustión del CH4 deberemos:
a) Invertir la ecuación de formación del CH4 ;
CH4 C + 2H2 H = + 74,82 kJ
b) utilizar de la forma presentada la ecuación de formación del CO2 ;
C + O2 CO2 H = - 393,4 kJ
c) utilizar la ecuación de formación del agua multiplicada por 2 (inclusive la entalpía) 2H2 + O2 2H2O H = - 571,0 kJ
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ASolución
1) CH4 C + 2H2 H = + 74,82 kJ
2) C + O2 CO2 H = - 393,4 kJ
3) 2H2 + O2 2H2O H = - 571,0 kJ
que sumadas, resulta
La variación de la entalpía será:
HRQ = + 74,82 + (- 393,4) +(- 571,0)
HRQ = - 889,58 kJ/mol de CH4
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)
47EJERCÍCIOSEJERCÍCIOSEJERCÍCIOSEJERCÍCIOS
Utilice valores de ∆H˚’s tabulados y calcule el Utilice valores de ∆H˚’s tabulados y calcule el ΔΔH de la H de la siguiente reacciónsiguiente reacción::
HH22O(g) + C(grafito) --> HO(g) + C(grafito) --> H22(g) + CO(g)(g) + CO(g)
(el producto se le conoce “(el producto se le conoce “ gas d’agua gas d’agua”)”)
48Solución del ejercícioSolución del ejercícioSolución del ejercícioSolución del ejercício
HH22O(g) + C(grafito) --> HO(g) + C(grafito) --> H22(g) + CO(g)(g) + CO(g)
Consultando valores tabulados:Consultando valores tabulados:
• HH22(g) + 1/2 O(g) + 1/2 O22(g) --> H(g) --> H22O(g) O(g)
∆ ∆HHff˚ del H˚ del H22O vapor = - 242 kJ/molO vapor = - 242 kJ/mol
• C(s) + 1/2 OC(s) + 1/2 O22(g) --> CO(g)(g) --> CO(g)
∆ ∆HHff˚ del CO = - 111 kJ/mol˚ del CO = - 111 kJ/mol
49Sumando las dos ecuaciones Sumando las dos ecuaciones abajo:abajo:
Sumando las dos ecuaciones Sumando las dos ecuaciones abajo:abajo:
HH22O(g) --> HO(g) --> H22(g) + 1/2 O(g) + 1/2 O22(g) ∆H(g) ∆Hoo = +242 kJ = +242 kJ
C(s) + 1/2 OC(s) + 1/2 O22(g) --> CO(g)(g) --> CO(g) ∆H∆Hoo = -111 kJ = -111 kJ
--------------------------------------------------------------------------------
Para convertir 1 mol de agua en 1 mol de HPara convertir 1 mol de agua en 1 mol de H22
y CO se y CO se necesitanecesita 131 kJ de energía. 131 kJ de energía.
La reacción del agua d´gas es La reacción del agua d´gas es ENDOENDOtermicotermico
HH22O(g) + C(grafito) --> HO(g) + C(grafito) --> H22(g) + CO(g)(g) + CO(g)
∆∆H = +131 kJH = +131 kJ
HH22O(g) + C(grafito) --> HO(g) + C(grafito) --> H22(g) + CO(g)(g) + CO(g)
∆∆H = +131 kJH = +131 kJ
50Utilizando entalpías de Utilizando entalpías de formaciónformación
Utilizando entalpías de Utilizando entalpías de formaciónformación
Cuando Cuando TODASTODAS entalpías de entalpías de
formación son conocidas: formación son conocidas: Puedes predecir la ∆H Puedes predecir la ∆H de la reacción?de la reacción?
∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo (productos) (productos)
- - ∆H ∆Hffoo (reactantes)(reactantes)
∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo (productos) (productos)
- - ∆H ∆Hffoo (reactantes)(reactantes)
Recuerde que ∆ siempre = final – inicial
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EJERCÍCIO 2EJERCÍCIO 2EJERCÍCIO 2EJERCÍCIO 2
Calcule el calor de combustión del metanolCalcule el calor de combustión del metanol
CHCH33OH(g) + 3/2 OOH(g) + 3/2 O22(g) --> CO(g) --> CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(g)O(g)
∆∆HHoo = = ∆H ∆Hffoo
(prod) - (prod) - ∆H ∆Hffoo
(react)(react)
52
Usando valores de tablas:Usando valores de tablas:Usando valores de tablas:Usando valores de tablas:
∆∆HHoo = ∆H = ∆Hffoo
(CO(CO22) + 2 ∆H) + 2 ∆Hffoo
(H(H22O) O)
- {3/2 ∆H- {3/2 ∆Hffoo
(O(O22) + ∆H) + ∆Hffoo
(CH(CH33OH)} OH)}
= (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ) = (-393.5 kJ) + 2 (-241.8 kJ)
- {0 + (-201.5 kJ)}- {0 + (-201.5 kJ)}
∆∆HHoo = -675.6 kJ por mol de metanol = -675.6 kJ por mol de metanol
CHCH33OH(g) + 3/2 OOH(g) + 3/2 O22(g) --> CO(g) --> CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(g)O(g)
∆∆HHoorxnrxn = = ∆H ∆Hff
oo (prod) - (prod) - ∆H ∆Hff
oo (react)(react)
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TER
MO
QU
ÍMIC
AAplicaciones de la ley de Hess
1. Predecir calores de reacción, a partir de
entalpias conocidas.
2. Determinación del poder calorífico de com-
bustíbles automotivos y alimentos.
Ejemplos
Octano (gasolina) = 47,8 kJoule/gr
Etanol (alcohol comun) = 44,7 kJoule/gr
Metano (GNV) = 49,0 kJoule/gr
Glucosa (carbohidrato) = 17,5 kJoule/gr
Lipídio (grasas) = 38,6 kJoule/gr
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