Termodinámica entalpia hess

Termodinámica

Termodinámica

-Generalidades de termodinámica.

- Conceptos de la ley cero de termodinámica:

calor, temperatura y equilibrio térmico.

- Ley cero de la termodinámica.

- Conceptos de la Primera Ley de Termodinámica:

trabajo, calor y energía interna.

-Primera Ley de la Termodinámica.

- Termoquímica. Entalpía:

estándar, función de estado, reacciones y enlace.

- Ley de Hess.

CONTENIDO

Generalidades

Generalidades

Es la ciencia del calor y la energía, y de las leyes que controlan la conversión del calor en energía mecánica,

eléctrica, entre otras.

Termodinámica

Se relaciona con las propiedades macroscópicas de los cuerpos, como temperatura, presión y volumen.

Generalidades

Es la parte de la química que estudia el intercambio energético de un sistema químico (reactivos y

productos) con el exterior.

Termoquímica

Generalidades

Es una porción bien definida del universo que utilizamos para su estudio.

Sistema

Generalidades

PAREDES

Generalidades

Tipos de paredes

Paredes diatérmicas.

Permiten intercambio de energía.

Sistema abierto.

Intercambia materia y energía.

Sistema cerrado.

No intercambia materia pero energía sí.

Paredes adiabáticas.

No permiten intercambio de energía.

Sistema aislado.

No intercambia materia ni energía.

Generalidades

Tipos de sistemas

Paredes diatérmicas.

Permiten intercambio de energía.

Sistema abierto.

Intercambia materia y energía.

Sistema cerrado.

No intercambia materia pero sí

energía.

Paredes adiabáticas.

No permiten intercambio de energía.

Sistema aislado.

No intercambia materia ni energía.

Generalidades

Descripción de las características del sistema.

Estado del sistema

Generalidades

Son propiedades del estado cuyo valor sólo depende del estado final respecto al inicial, y no del camino

recorrido.

Función de estado

Presión, temperatura, energía interna, entalpía.

Ley Cero de la Termodinámica

Ley cero de la termodinámica_Conceptos

El calor es energía en movimiento, de un objeto a otro, debido a una diferencia de temperatura.

Calor


Es una medida de la energía cinética de las moléculas de un cuerpo (teoría cinética de los gases).

Temperatura


Cuando dos cuerpos de distinta temperatura se ponen en contacto, el cuerpo de mayor temperatura cederá

parte de su energía al de menos temperatura, hasta que sus temperaturas se igualen.

Equilibrio térmico


T1T2

CALOR

HASTA QUE THASTA QUE T 11=T=T 22

Ley cero de la termodinámica

Establece que si dos sistemas, A y B, están en equilibriotermodinámico, y B está a la vez en equilibrio con un

tercer sistema C, entonces A y C se encuentran también en equilibrio termodinámico.

Ley cero de la termodinámica

Primera Ley de Termodinámica

Primera ley de termodinámica_Conceptos

Es el flujo de energía entre dos cuerpos que se encuentran a diferente temperatura.

Calor


Trabajo mecánico es el producto de la fuerza neta por la distancia recorrida por esa misma fuerza.

La energía de un sistema cambia cuando realiza un trabajo a los alrededores o viceversa.

Trabajo


Trabajo de expansión.

Es el trabajo realizado por el sistema sobre el entorno.

Tipos de trabajo

Trabajo de compresión.

Trabajo realizado por el entorno sobre el sistema.

Lleva, por convención, con un signo negativo (-).

Lleva, por convención, un signo positivo (+).


SISTEMA SISTEMA

ALREDEDORES ALREDEDORES

∆VOLUMEN

∆PRESIÓN

COMPRESIÓN EXPANSIÓN


El calor y el trabajo son las dos formas generales en que cualquier sistema interactúa con sus alrededores:

• Recibiendo o ejerciendo un trabajo.

• A través de intercambio de calor.

Con base en estas ideas, se obtiene una expresión algebraica de la primera ley de termodinámica.


Unidades de energía

La unidad de energía para el SI es el Joule (J).

Los cambios energéticos en una reacción química suelen expresarse en unidades de calorías (cal); cantidad de

energía necesaria para elevar 1g de agua 1ºC.€

J=1kg⋅m2

s2

€

1cal=4.184J


Es la energía que un objeto posee en virtud de toda la energía cinética de sus átomos o moléculas.

Energía interna

Se representa con la letra U.

Está determinada por la propia naturaleza del sistema.


La variación de la energía interna de un sistema está dada por:

€

∆U=Ufinal−Uinicial


De acuerdo con la primera ley de la termodinámica, la variación de la energía interna (U) está dada por:

Cualquier trabajo o calor agregado al sistema se considera positivo, mientras que el calor o trabajo

ejercido hacia del sistema a los alrededores, lleva un signo negativo.

Primera ley de termodinámica

€

∆U=q+w


La energía que se gana o se pierde en un sistema, se equilibra con una compensación de pérdida o ganancia

por el resto del universo.


• El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462J. Durante el proceso, hay una transferencia de calor de 128J del gas a los alrededores. Calcule el cambio de energía.

Ejemplos

a. Resuelve.

q= -128J

w= +462J

€

∆U=−128+462

€

∆U=+334J

€

∆U=q+w


2. Un gas se expande y realiza un trabajo sobre los alrededores igual a 325J. Al mismo tiempo absorbe 127J de los alrededores. Calcula el cambio de energía del gas.

Ejemplos

q= +127J

w= -325J

€

∆U=+127−325

€

∆U=−198J

€

∆U=q+w

EJERCICIOSEJERCICIOS


1. Un gas se expande realizando un trabajo de 450J sobre el ambiente al mismo tiempo que adsorbe 120J de los alrededores. Calcule U.∆

Ejercicios

a. Resuelve.

2. Se enfría un gas consumiendo 300J de trabajo y perdiendo 146J de calor. Calcule U.∆

3. A un gas en un cilindro se le añ aden 660J de calor y el gas se expande 140J de trabajo. Calcule U.∆

4. Un gas realiza 240J de trabajo sobre sus alrededores en su aumento de volumen y al mismo tiempo absorbe 160J de calor proveniente de las paredes del cilindro. Calcule U.∆

Da click sobre cada problema para ver su resolución.

5. Un sistema absorbe 50J de calor y tiene 20J de trabajo realizado sobre é l en un proceso particular. Calcule U.∆

SIGUIENTE SIGUIENTE TEMATEMA

Termoquímica: Entalpía

Entalpía

Es una función de estado que se define como:

Indica la cantidad de energía que se absorbe o desprende en una reacción química a presión constante.

Entalpía

€

∆H=∆U+P∆V

Entalpía_Estándar de formación

También conocida como calor de formación, se refiere a los cambios de entalpía que se necesitan para formar un mol de compuesto a partir de sus constituyentes

elementales.

Se representa con y se consideran todos los reactivos y productos en su forma más estable a 25ºC y

a 1atm de presión (condiciones estándar).

Entalpía estándar de formación

€

∆Ho


Sustancia

Entalpías estándar de formación

FórmulaAcetileno

Amoniaco

Benceno

Carbonato de calcio

Óxido de calcio

Dióxido de carbono

Monóxido de carbono

Diamante

Etano

Etanol

Etileno

Bromuro de hidrógeno

€

∆Ho(kJ/mol)

226.7

-46.19

49.04

-1207.1

-635.5

-393.5

-110.5

1.88

-84.64

-277.7

52.03

-36.23

C2H2(g)

NH3(g)

C6H6(l)

CaCO3(s)

CaO(s)

CO2(g)

CO(g)

C(s)

C2H6(g)

C2H5OH(l)

C2H4(g)

HBr(g)


Sustancia

Entalpías estándar de formación

FórmulaCloruro de hidrógeno

Fluoruro de hidrógeno

Yoduro de hidrógeno

Glucosa

Metano

Metanol

Cloruro de plata

Bicarbonato de sodio

Carbonato de sodio

Cloruro de sodio

Sacarosa

Agua

Vapor de agua

€

∆Ho(kJ/mol)

-92.30

-268.6

25.9

-1260

-74.85

-238.6

-127

-947.7

-1130.9

-411

-2221

-285.8

-241.8

HCl(g)

HF(g)

HI(g)

C6H12O 6(s)

CH 4(g)

CH3OH(l)

AgCl(s)

NaHCO 3(s)

Na2CO 3(s)

NaCl(s)

C12H22O11(s)

H2O(l)

H2O(g)

Entalpía_Función de estado

A partir de los valores de formación de algunos compuestos, se puede conocer los cambios de entalpía

para una reacción:

Entalpía función de estado

€

∆Ho = n∆Hº∑f(productos)− m∆Hº∑

f(reactivos)


Ejemplos

€

∆Horx= n∆Hº∑

f(productos)− m∆Hº∑

f(reactivos)

• C6H6(l)+15/2O2(g) 6CO2(g)+3H2O(l)

a. Calcula H∆ º para las siguientes reacciones.

€

∆Horx=6mol(∆Ho

fCO2)+3mol(∆HofCH2O(l))[ ]−1mol(∆Ho

fC6H6(l))+152mol(∆HofCO2(g))[ ]

€

∆Horx=6mol−393.5kJmol( )+3mol−285.8kJmol( )[ ]−99kJmol+

152mol10

kJmol( )[ ]

€

∆Horx=−3392.4kJmol


Ejemplos

€

∆Horx= n∆Hº∑


f(reactivos)

€

∆Horx=1mol(∆Ho

fN2)+4mol(∆HofH2O)[ ]−1mol(∆Ho

fN2O)+4mol(∆HofH2)[ ]

€

∆Horx=0kJmol( )+4mol−241.84kJmol( )[ ]−9.66kJmol+4mol0

kJmol( )[ ]

€


2. N2O(g) +4H2(g) N2(g)+4H2O(g)



1. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(g)

Ejercicios

a. Calcula Hº para las siguientes reacciones.∆

Da click sobre cada reacción para ver su resolución.

2. 2H2O(l) 2H2(g)+O2(g)

3. CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O(g)

4. 2H2O(g) H2O(l)

5. C6H12O6(s)+6O2(g) 6CO2(g)+6H2O(l)

SIGUIENTE SIGUIENTE TEMATEMA

Entalpía_Reacción

Durante una reacción química existe un cambio en la entalpía del sistema al pasar de reactivos a productos.

Entalpía de reacción

€

∆Hºrx=∆H(productos)−∆H(reactantes)

Entalpía_Reacción

Proceso exotérmico: el sistema transfiere calor a sus alrededores y

la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos.

Procesos exotérmicos y endotérmicos

€

+∆H€

−∆H

Proceso endotérmico: el calor es absorbido de los alrededores y la entalpía de los reactivos es menor

que los productos.

Entalpía_Reacción

Perfil de energía

REACCIÓN EXOTÉRMICA

REACCIÓN ENDOTÉRMICA

A + B + Energía C + DA + B C + D + Energía

∆H(-) ∆H(+)

Entalpía_Reacción

Para la reacción inversa de una reacción, es igual en magnitud pero de signo opuesto.

Entalpía de reacción inversa

€

∆Ho

Entalpía_Enlace

Es la energía necesaria para romper enlaces químicos. En una reacción se estima a través de:

Es decir, la energía requerida para romper los enlaces, menos la energía liberada por la formación de nuevos

enlaces.

Entalpía de enlace

∆Hr=∑(entalpía de enlaces rotos)-∑(entalpía de enlaces formados)

Entalpía_Enlace

Enlace

Entalpías de enlace promedio (enlaces sencillos)

Entalpía (kj/mol)C – H

C – C

C – N

C – O

C – F

C – Cl

C – Br

C – I

C – S

413

348

293

358

485

328

276

240

259

Enlace Entalpía (kj/mol)Si – H

Si – Si

Si – C

Si – O

323

226

301

368

Enlace Entalpía (kj/mol)N – H

N – N

N – O

N – F

N – Cl

N – Br

391

163

201

272

200

243

Entalpía_Enlace

Enlace


Entalpía (kj/mol)H – H

H – F

H – Cl

H – Br

H – I

436

567

431

366

299

Enlace Entalpía (kj/mol)O – H

O – O

O – F

O – Cl

O – I

463

146

190

203

234

Enlace Entalpía (kj/mol)S –H

S – F

S – Cl

S – Br

S – S

339

327

253

218

266

Enlace Entalpía (kj/mol)Br – F

Br – Cl

Br – Br

237

218

193

Entalpía_Enlace

Enlace


Entalpía (kj/mol)I –Cl

I – Br

I – I

208

175

151

Enlace Entalpía (kj/mol)Cl – F

Cl – Cl

253

242

Enlace Entalpía (kj/mol)F – F 155

Entalpía_Enlace

Enlace

Entalpías de enlace promedio (enlaces múltiples)

Entalpía (kj/mol)C = C

C ≡ C

C = N

C ≡ N

C= O

C ≡ O

614

839

615

891

799

1072

Enlace Entalpía (kj/mol)N = N

N ≡ N

418

941

Enlace Entalpía (kj/mol)O2 495

Enlace Entalpía (kj/mol)S = O

S ≡ S

523

418

Entalpía_Enlace

Ejemplos

1. NH2–NH2 + Cl–Cl 2NH2–Cl

H H H l l lH–N–N–H + Cl–Cl 2H–N–Cl

a. Calcula la entalpía de enlace de las siguientes reacciones.

€

∆Hr=163kJmol+242kJmol[ ]−2mol200kJmol( )[ ]

€

∆Hr=5kJmol

Enlaces rotos: 4N–H, N–N, Cl–Cl

Enlaces formados: 4N–H, 2N–Cl

Fórmula desarrollada (opcional).

Identificar enlaces. Los enlaces que aparezcan en ambos lados se eliminan.

Entalpía_Enlace

Ejemplos

2. H–C–N + 3H–H CH3–NH3

€

∆Hr=3mol436kJmol( )[ ]−2mol413kJmol( )+3mol391kJmol( )[ ]

€

∆Hr=−691kJmol

Enlaces rotos: H–C, C–N, 3H–H

Enlaces formados: 3C–H, C–N, 3N–H


Entalpía_Enlace

2. NH2–NH2 + Cl–Cl 2H–NH–Cl

Ejercicios

1. H–S–CH2–CH2–S–H + 2H–Br Br–CH2–CH2–Br + 2H–S–H

a. Calcula la entalpía de enlace para las siguientes reacciones.

3. H–C≡C–H + 2H–H H–CH2–CH2–H

4. Cl–Cl + H–CH3 H–Cl + Cl–CH3

5. CH3–CH3 + 7/2O2 2O=C=O + 3H–O–H


Entalpía_Enlace

7. CH2=CH2 + H–O–O–H H–O–CH2–CH2–O–H

Ejercicios

6. NH2–NH2 N≡N + 2H–H

8. CH2=CH2 + H–C≡N H–CH2–CH2–C=N

9. 2NCl3 N≡N + 3Cl–Cl

10. C≡O + H–O–H H–H + O=C=O

Da click sobre cada reacción para ver su resolución.SIGUIENTE SIGUIENTE

TEMATEMA

Entalpía_Ley de Hess

Establece que si una reacción se lleva a cabo en una serie de etapas, la para la reacción debe ser igual

a la suma de los cambios de la entalpía para cada etapa particular.

Es muy útil para calcular los cambios en la energía que son difíciles de medir en forma directa.

Ley de Hess

€

∆Ho


La primera ley de termodinámica, en conjunto con la ley de Hess, establece que no se debe esperar obtener

más (o menos energía) de una reacción química cambiando el método a través del cual la reacción se

lleva a cabo.


Ejemplos

a. Calcula Hº de la reacci∆ ón a partir de las reacciones dadas.

2CO2(g)+H2O (l) C2H2(g)+5/2O2(g) H=∆ +1299.6kJ

2C(s)+2O2(g) 2CO2(g) H=-∆ 787kJ

H2(g)+1/2O2(g) H2O(l) H=-285.5kJ∆

2C (s)+H2(g) C2H2(g) H=+226.5kJ∆

1. 2C(s)+H2(g) C2H2(g) H=?∆

INV(C2H2(g)+5/2O2(g) 2CO2(g)+H2O(l) H=-1299.6kJ∆ )

2(C(s)+O2(g) CO2(g) H=-393.5kJ∆ )

H2(g)+1/2O2(g) H2O(l) H=-285.5kJ∆

1. 2C(s)+H2(g) C2H2(g) H=?∆

C2H2(g)+5/2O2(g) 2CO2(g)+H2O (l) H=-1299.6kJ∆

C(s)+O2(g) CO2(g) H=-393.5kJ∆

H2(g)+1/2O2(g) H2O(l) H=-285.5kJ∆


Ejemplos

2. S(s)+O2(g) SO2(g) H=?∆

1/2- INV(2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) H=-196.0kJ∆ )

1/2(2S(s)+3O2(g) 2SO3(g) H=-790.0kJ∆ )SO3(g) SO2(g)+1/2O2(g) H=∆ +98.0kJ

S(s)+3/2O2(g) SO3(g) H=-∆ 395.0 .0kJ

S (s)+O2(g) SO2(g) H=-297.0kJ∆

2. S(s)+O2(g) SO2(g) H=?∆

2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) H=-196.0kJ∆

2S(s)+3O2(g) 2SO3(g) H=-790.0kJ∆



Ejercicios

a. Calcula Hº de la reacci∆ ón a partir de las reacciones dadas.


• N2(g)+O2(g) 2NO(g) H=?∆

N2(g)+2O2(g) 2NO2(g) H=+67.6kJ∆

NO(g)+1/2O2(g) NO2(g) H=-56.6kJ∆

• C(s)+1/2O2(g) CO(g) H=?∆

C(s)+O2(g) CO2(g) H=-393.5kJ∆

CO2(g) CO(g)+1/2O2(g) H=+283.0kJ∆

• C2H4(g)+6F2(g) 2CF4(g)+4HF(g) H=?∆

H2(g)+F2(g) 2HF(g) H=-537.0kJ∆

C(s)+2F2(g) CF4(g) H=-680.0kJ∆

2C(s)+2H2(g) C2H4(g) H=+52.3kJ∆


Ejercicios


4. CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O(l) H=?∆

CH4(g) +2O2(g) CO2(g)+2H2O(g) H=-802.0kJ∆

2H2O(g) 2H2O(l) H=-88.0kJ∆

5. C(grafito) C(diamante) H=?∆

C(grafito)+O2(g) CO2(g) H=-393.5kJ∆

C(diamante)+O2(g) CO2(g) H=-395.4kJ∆

6. NO(g)+ O(g) NO2(g) H=?∆

NO(g)+O3(g) NO2(g)+ O2(g) H=-198.9kJ∆

O3(g) 3/2O2(g) H=-142.3kJ∆

O2(g) 2O(g) H=+495.0kJ∆


Ejercicios


7. N2O(g)+NO2(g) 3NO(g) H=?∆

N2(g) +O2(g) 2NO(g) H=+180.0kJ∆

2NO(g) +O2(g) 2NO2(g) H=-113.1kJ∆

2N2O(g) 2N2(g)+O2(g) H=-163.2kJ∆

8. H(g)+Br(g) HBr(g) H=?∆

1/2H2(g)+1/2Br2(g) HBr(g) H=-36.0kJ∆

1/2H2(g) H(g) H=+218.0kJ∆

1/2Br2(g) Br(g) H=+112.0kJ∆

Resolución de ejercicios

Entalpía_Enlace_Ejercicios

Resolución

€

∆Hr=2mol259kJmol( )+2mol366kJmol( )[ ]−2mol276kJmol( )+2mol339kJmol( )[ ]

€

∆Hr=20kJmol

1. H–S–CH2–CH2–S–H + 2H–Br Br–CH2–CH2–Br + 2H–S–H

Enlaces rotos: 2H–S, 2C–S, 4C–H, C–C, 2H–Br

Enlaces formados: 2Br–C, 4C–H, C–C, 4S–H

REGRESAR A EJERCICIOS


Resolución

€

∆Hr=391kJmol+242kJmol[ ]−200kJmol[ ]

€

∆Hr=433kJmol

Enlaces rotos: 4N–H, N–N, Cl–Cl

Enlaces formados: 4N–H, N–Cl

2. NH2–NH2 + Cl–Cl 2H–NH–Cl



Resolución

€

∆Hr=839kJmol+2mol436kJmol( )[ ]−4mol413kJmol( )+348kJmol[ ]

€

∆Hr=−289kJmol

3. H–C≡C–H + 2H–H H–CH2–CH2–H

Enlaces rotos: 2C–H, C≡C, 2H–H

Enlaces formados: 6C–H, C–C



Resolución

€

∆Hr=242kJmol( )+413kJmol( )[ ]−431kJmol+328kJmol[ ]

€

∆Hr=−104kJmol

4. Cl–Cl + H–CH3 H–Cl + Cl–CH3

Enlaces rotos: Cl–Cl, 4C–H

Enlaces formados: H–Cl, Cl–C, 3C–H



Resolución

€

∆Hr=6mol413kJmol( )+348kJmol( )+72495kJmol( )[ ]−4mol799kJmol( )+6mol463kJmol( )[ ]

€

∆Hr=−1415.5kJmol

Enlaces rotos: 6C–H, C–C, 7/2O2

Enlaces formados:4O=C, 6H–O

5. CH3–CH3 + 7/2O2 2O=C=O + 3H–O–H



Resolución

€

∆Hr=4mol391kJmol( )+163kJmol( )[ ]−941kJmol+2mol436kJmol( )[ ]

€

∆Hr=−86kJmol

Enlaces rotos: 4N–H, N–N

Enlaces formados: N≡N, 2H≡H

6. NH2–NH2 N≡N + 2H–H



Resolución

€

∆Hr=614kJmol+146kJmol[ ]−2mol358kJmol( )+348kJmol[ ]

€

∆Hr=−304kJmol

Enlaces rotos: 4C–H, C=C, 2H–O, O–O

Enlaces formados: 2H–O, 2C–O, 4C–H, C–C

7. CH2=CH2 + H–O–O–H H–O–CH2–CH2–O–H



Resolución

Enlaces rotos: 5C–H, C=C, C≡N

Enlaces formados: 5C–H, 2C–C, C≡N

8. CH2=CH2 + H–C≡N H–CH2–CH2–C=N


€

∆Hr=614kJmol[ ]−2mol348kJmol( )[ ]

€

∆Hr=−82kJmol


Resolución

Enlaces rotos: 6N–Cl

Enlaces formados: N≡N, 3Cl–Cl

9. 2NCl3 N≡N + 3Cl–Cl


€

∆Hr=6mol200kJmol( )[ ]−941kJmol+3mol242kJmol( )[ ]

€

∆Hr=−467kJmol


Resolución

Enlaces rotos: C≡O, 2O–H

Enlaces formados: H–H, 2O=C

10. C≡O + H–O–H H–H + O=C=O


€

∆Hr=1072kJmol+2mol463kJmol( )[ ]−436kJmol+2mol799

kJmol( )[ ]

€

∆Hr=−63kJmol

Primera ley de termodinámica_Conceptos_Ejercicios

Resolución

1. Un gas se expande realizando un trabajo de 450J sobre el ambiente al mismo tiempo que adsorbe 120J de los alrededores. Calcule U.∆

q= +120J

w= -450J

€

∆U=−120+450

€

∆U=−330J

€

∆U=q+wREGRESAR A EJERCICIOS


Resolución

2. Se enfría un gas consumiendo 300J de trabajo y perdiendo 146J de calor. Calcule U.∆

q= -146J

w= +300J

€

∆U=−146+300

€

∆U=154J

€



Resolución

3. A un gas en un cilindro se le añ aden 660 J de calor y el gas se expande 140J de trabajo. Calcule U.∆

q= +660J

w= -140J

140660−=∆UJU 520=∆

€



Resolución

4. Un gas realiza 240J de trabajo sobre sus alrededores en su aumento de volumen y al mismo tiempo absorbe 160J de calor proveniente de las paredes del cilindro. Calcule U.∆

q= +160J

w= -240J

€

∆U=160−240

€

∆U=−80J

€



Resolución

5. Un sistema absorbe 50J de calor y tiene 20J de trabajo realizado sobre é l en un proceso particular. Calcule U.∆

q= +50J

w= +20J

€

∆U=50+20

€

∆U=70J

€


Entalpía_Función de estado_Ejercicios

Resolución

€

∆Horx= n∆Hº∑


f(reactivos)

€

∆Horx=2mol−601.8kJmol( )[ ]−2mol0kJmol( )+0kJmol[ ]

€



1. 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(g)


Resolución

€

∆Horx= n∆Hº∑


f(reactivos)

€

∆Horx=2mol0kJmol( )+0kJmol[ ]−2mol−285.8kJmol( )[ ]

€



2. 2H2O(l) 2H2(g)+O2(g)


Resolución

€

∆Horx= n∆Hº∑


f(reactivos)

€

∆Horx=−393.5kJmol( )+2mol−285.5kJmol( )[ ]−−784.8kJmol+0

kJmol[ ]

€



3. CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O(g)


Resolución

€

∆Horx= n∆Hº∑


f(reactivos)

€

∆Horx=−285.8kJmol[ ]−2mol−241.8kJmol( )[ ]

€



4. 2H2O(g) H2O(l)


Resolución

€

∆Horx= n∆Hº∑


f(reactivos)

€

∆Horx=6mol−285.8kJmol( )+6mol−393.5kJmol( )[ ]−1273.2kJmol+6mol0kJmol( )[ ]

€



5. C6H12O6(s)+6O2(g) 6CO2(g)+6H2O(l)

Entalpía_Ley de Hess_Ejercicios

• N2(g)+O2(g) 2NO(g) H=?∆

N2(g)+2O2(g) 2NO2(g) H=+67.6kJ∆

2- INV(NO(g)+1/2O2(g) NO2(g) H=-56.6kJ∆ )

N2(g)+2O2(g) 2NO2(g) H=+67.6kJ∆

2NO2(g) 2NO (g)+O2(g) H=∆ +113.2kJ

N2(g)+O2(g) 2NO (g) H=+180.8kJ∆

• N2(g)+O2(g) 2NO(g) H=?∆

N2(g)+2O2(g) 2NO2(g) H=+67.6kJ∆

NO(g)+1/2O2(g) NO2(g) H=-56.6kJ∆

Resolución



Resolución


C (s)+1/2O2(g) CO (g) H=-110.5kJ∆

• C(s)+1/2O2(g) CO(g) H=?∆

C(s)+O2(g) CO2(g) H=-393.5kJ∆

CO2(g) CO(g)+1/2O2(g) H=+283.0kJ∆

C(s)+O2(g) CO2(g) H=-393.5kJ∆

CO2(g) CO(g)+1/2O2(g) H=+283.0kJ∆


2H2(g)+2F2(g) 4HF(g) H=-∆ 1074.0kJ

2C(s)+4F2(g) 2CF4(g) H=-∆ 1360.0kJ

C2H4(g) 2C (s)+2H2(g) H=∆ -52.3kJ

C2H4(g)+6F2(g) 2CF4(g)+4HF (g) H=-2486.3kJ∆

• C2H4(g)+6F2(g) 2CF4(g)+4HF(g) H=?∆

2(H2(g)+F2(g) 2HF(g) H=-537.0kJ∆ )

2(C(s)+2F2(g) CF4(g) H=-680.0kJ∆ )

INV(2C(s)+2H2(g) C2H4(g) H=+52.3kJ∆ )

Resolución


• C2H4(g)+6F2(g) 2CF4(g)+4HF(g) H=?∆

H2(g)+F2(g) 2HF(g) H=-537.0kJ∆

C(s)+2F2(g) CF4(g) H=-680.0kJ∆

2C(s)+2H2(g) C2H4(g) H=+52.3kJ∆


CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O (l) H=-890.0kJ∆

Resolución


4. CH4(g)+2O2(g) CO2(g)+2H2O(l) H=?∆

CH4(g) +2O2(g) CO2(g)+2H2O(g) H=-802.0kJ∆

2H2O(g) 2H2O(l) H=-88.0kJ∆

CH4(g) +2O2(g) CO2(g)+2H2O(g) H=-802.0kJ∆

2H2O(g) 2H2O(l) H=-88.0kJ∆


Resolución



CO2(g) C (diamante)+O2(g) H=∆ +395.4kJ

C (grafito) C (diamante)

H=1.9kJ∆



INV(C(diamante)+O2(g) CO2(g) H=-395.4kJ∆ )



C(diamante)+O2(g) CO2(g) H=-395.4kJ∆


Resolución


NO (g)+ O (g) NO2(g) H=-304.1kJ∆

NO(g)+O3(g) NO2(g)+ O2(g) H=-198.9kJ∆

3/2O2(g) O3(g) H=∆ +142.3kJ

O (g) 1/2O2(g) H=∆ -247.5kJ

6. NO(g)+ O(g) NO2(g) H=?∆

NO(g)+O3(g) NO2(g)+ O2(g) H=-198.9kJ∆

INV(O3(g) 3/2O2(g) H=-142.3kJ∆ )

½- INV(O2(g) 2O(g) H=+495.0kJ∆ )

6. NO(g)+ O(g) NO2(g) H=?∆

NO(g)+O3(g) NO2(g)+ O2(g) H=-198.9kJ∆

O3(g) 3/2O2(g) H=-142.3kJ∆

O2(g) 2O(g) H=+495.0kJ∆


Resolución


N2(g) +O2(g) 2NO(g) H=+180.0kJ∆

NO2(g) NO (g)+1/2O2(g) H=∆ +56.55kJ)

N2O(g) N2(g)+1/2O2(g) H=-∆ 81.6kJ)

N2O (g)+NO2(g) 3NO (g) H=+155.65kJ∆

7. N2O(g)+NO2(g) 3NO(g) H=?∆

N2(g) +O2(g) 2NO(g) H=+180.0kJ∆

½- INV(2NO(g) +O2(g) 2NO2(g) H=-113.1kJ∆ )

½(2N2O(g) 2N2(g)+O2(g) H=-163.2kJ∆ )

7. N2O(g)+NO2(g) 3NO(g) H=?∆

N2(g) +O2(g) 2NO(g) H=+180.0kJ∆

2NO(g) +O2(g) 2NO2(g) H=-113.1kJ∆

2N2O(g) 2N2(g)+O2(g) H=-163.2kJ∆


Resolución



1/2H2(g)+1/2Br2(g) HBr(g) H=-36.0kJ∆

INV(1/2H2(g) H(g) H=+218.0kJ∆ )

INV(1/2Br2(g) Br(g) H=+112.0kJ∆ )

1/2H2(g)+1/2Br2(g) HBr(g) H=-36.0kJ∆

H (g) 1/2H2(g)

H=∆ -218.0kJ

Br(g) 1/2Br2(g) H=∆ -112.0kJ


1/2H2(g)+1/2Br2(g) HBr(g) H=-36.0kJ∆

1/2H2(g) H(g) H=+218.0kJ∆

1/2Br2(g) Br(g) H=+112.0kJ∆

H (g)+Br(g) HBr(g) H=-366.0kJ∆

Bibliografía

Bibliografía

Textos, tablas de valores termodinámicos (entalpías de formación y enlace), ejemplos y ejercicios obtenidos de:

Brown, T. y Lemay, E. “Química: La Ciencia Central”. México. Prentice Hall, 8º Edición.

Termodinámica entalpia hess

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