Download entalpías - PROFESOR JANO es Víctor M. Vitoria

TERMOQUÍMICA 1
1
CONCEPTOS BÁSICOS
2
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Calor (Q) y trabajo (W)
Qp y Q v
Entalpías
Ley de Hess
Entalpías de enlace
3
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Entropía
Energía Libre
Espontaneidad
REACCIONES EXOTÉRMICAS
Se desprende calor
ΔH < 0
(diagrama entálpico)
REACCIONES ENDOTÉRMICAS
Se absobe calor
(diagrama entálpico)
ΔH > 0
EN RESUMEN …
Ejercicio
Sea la reacción:
H2SO4 (aq) + Zn (s)  ZnSO4 (s) + H2 (g) ΔH = -80 Kcal/mol
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
Ejercicio: solución
SISTEMA
Parte del universo arbitraria
universo
VARIABLES TERMODINÁMICAS
(dependen de la cantidad de materia)
EXTENSIVAS
Ej.: energía libre,
entropía
(no dependen de la cantidad de materia)
INTENSIVAS
FUNCIONES DE ESTADO
Ej.: presión, volumen,
temperatura
(su valor sólo depende del estado inicial y final del sistema)
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 proceso
termodinámico se mantiene constante. Esto significa que la energía
se transfiere pero no se pierde.
Para un sistema
ΔU = Q + W
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 energía
Q < 0 : calor desprendido por el sistema. Disminuye la energía del sistema.
W > 0 : trabajo realizado sobre el sistema. Aumenta la energía del sistema
W < 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 interna
del 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 trabajo
sobre 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 realizado
a volumen constante.
Caso 2
PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)
Concepto de ENTALPÍA
U  Qp  W
U2  U1  Qp  p V2  V1   U2  U1  Qp  p V2  p V1
Qp  U2  p V2  U1  p V1 
•
•
•
•
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
Qp  H2  H1  H
El incremento de energía entalpía es igual al calor del proceso
realizado a presión constante.
Caso 2
PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)
Concepto de ENTALPÍA
U  Qp  W
U2  U1  Qp  p V2  V1   U2  U1  Qp  p V2  p V1
Qp  U2  p V2  U1  p V1 
Ejercicio nº 3
Para el proceso
H2 (g) + ½ O2 (g)
H2O (l)
La variación de la energía interna a una temperatura de 25oC y una
presión constante de 1 atm es ΔU = - 282 kJ. Determina ΔH a esa
temperatura y presión.
R = 8’31 J. oK-1 . mol-1
ENTALPÍA ESTÁNDAR de una REACCIÓN
Condiciones estándar
Tª = 25oC
P = 1 atm
ECUACIÓN TERMOQUÍMICA
2 H2 (g) + O2 (g)
muestran estado físico
2 H2O (l)
2 H2 (g) + O2 (g)
ΔHo = - 571 Kj
2 H2O (l)
muestra entalpía de la reacción
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 estándar
a partir de sus elementos.
Se considera que la entalpía de
formación estándar de un elemento es
cero.
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 entalpías
de los enlaces rotos menos la suma de las entalpías d elos
enlaces formados.
consume energía
produce energía
Actividad 22
Utilizando los valores de las entalpías de
enlace que aparecen en la tabla, determina
con carácter aproximado la entalpía
estándar de cada una de las reacciones
siguientes:
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 compuesto
con 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 cuántos
kilogramos de este gas deben quemarse en condiciones estándar para
producir 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)
ΔHoc = -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:
ZnO (s) + CO (g)
Zn (g) + CO2 (g) ¿ ΔH?
A partir de los siguientes datos: calor (entalpía) de formación del ZnO(s)
Δ H1 = -83 Kcal/mol ; calor (entalpía) de vaporización del Zn, ΔH2 = 32
Kcal/mol ; calor (entalpía) de combustión del CO, ΔH3 = -68 Kcal
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