Termoquímica 1 jano
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TERMOQUÍMICA 1
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CONCEPTOS BÁSICOS
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Calor (Q) y trabajo (W)
Ley de Hess
Entalpías
Qp y Q v
Entalpías de enlace
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Entropía
Energía Libre
Espontaneidad
REACCIONES EXOTÉRMICAS
Se desprende calor
ΔH < 0
(diagrama entálpico)
REACCIONES ENDOTÉRMICAS
Se absobe calor
ΔH > 0
(dia
gram
aen
tálp
ico
)
EN RESUMEN …
Ejercicio
Sea la reacción:
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
H2SO4 (aq) + Zn (s) ZnSO4 (s) + H2 (g) ΔH = -80 Kcal/mol
Ejercicio: solución
SISTEMA
universo
Parte del universo arbitraria
VARIABLES TERMODINÁMICAS
EXTENSIVAS INTENSIVAS
FUNCIONES DE ESTADO
(dependen de la cantidad de materia) (no dependen de la cantidad de materia)
(su valor sólo depende del estado inicial y final del sistema)
Ej.: presión, volumen, temperatura
Ej.: energía libre, entropía
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 procesotermodinámico se mantiene constante. Esto significa que la energíase transfiere pero no se pierde.
ΔU = Q + W
Para un sistema
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 energíaQ < 0 : calor desprendido por el sistema. Disminuye la energía del sistema.W > 0 : trabajo realizado sobre el sistema. Aumenta la energía del sistemaW < 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 internadel 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 trabajosobre 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 realizadoa volumen constante.
Caso 2PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)Concepto de ENTALPÍA
1122p
12p1212p12
p
VpUVpUQ
VpVpQUUVVpQUU
WQU
• 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 HHHQ 12p
El incremento de energía entalpía es igual al calor del procesorealizado a presión constante.
Caso 2PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)Concepto de ENTALPÍA
1122p
12p1212p12
p
VpUVpUQ
VpVpQUUVVpQUU
WQU
Ejercicio nº 3
Para el proceso
La variación de la energía interna a una temperatura de 25oC y unapresión constante de 1 atm es ΔU = - 282 kJ. Determina ΔH a esatemperatura y presión.R = 8’31 J. oK-1 . mol-1
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l)
ENTALPÍA ESTÁNDAR de una REACCIÓN
Tª = 25oC
P = 1 atm
Condiciones estándar
ECUACIÓN TERMOQUÍMICA
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔHo = - 571 Kj
muestran estado físico muestra entalpía de la reacción
2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) 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 estándara partir de sus elementos.
Se considera que la entalpía de formación estándar de un elemento escero.
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 entalpíasde los enlaces rotos menos la suma de las entalpías d elosenlaces formados.
consume energía produce energía
Actividad 22
Utilizando los valores de las entalpías de enlace que aparecen en la tabla, determinacon carácter aproximado la entalpíaestándar de cada una de las reaccionessiguientes:
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 compuestocon 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 cuántoskilogramos de este gas deben quemarse en condiciones estándar paraproducir 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)ΔHo
c = -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:
A partir de los siguientes datos: calor (entalpía) de formación del ZnO(s)
ΔH1 = -83 Kcal/mol ; calor (entalpía) de vaporización del Zn, ΔH2 = 32 Kcal/mol ; calor (entalpía) de combustión del CO, ΔH3 = -68 Kcal
ZnO (s) + CO (g) Zn (g) + CO2 (g) ¿ ΔH?
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