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Termodinámica 2 Termodinámica 2 Presentation Transcript

  • Ecuaciones Termodinámicas En las reacciones químicas, la composición molecular cambia, lo que implica liberación o absorción de calor del entorno. Si en una reacción que produce gas se realiza en un recipiente cerrado, la presión aumenta. La mayoría de las reacciones sin embargo se realizan en recipientes abiertos, es decir, la presión es constante haya o no haya gas. Durante la reacción, existe calor liberado/absorbido a presion constante, este calor se puede relacionar a una propiedad que se llama ENTALPÍA.
  • Entalpía ENTALPÍA: Magnitud termodinámica (H). Su variación ( Δ H ) expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico (unidades kCal, Joule, BTU). La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente, al igual que la energía interna (U), en cambio su variación si puede ser medida experimentalmente. Es una variable de estado, lo que significa que solo depende de su estado inicial o final. (H) se define: H = U + pV ΔH = Δ U + p Δ V ΔH = H f + H i U = energía cinética + energía potencial de las moléculas. Δ U = Q -W
  • Entalpía de reacción. Reacciones Exotérmicas. En este tipo de reacciones los productos tienen una entalpía mas baja que en los reactivos por lo que Δ H es (-). H H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) Producto Reactivos Δ H = - 285.9 kJ
  • Entalpía de reacción. Reacciones Endotérmicas. En este tipo de reacciones la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos por lo que Δ H es (-). H ½ H 2 (g) + ½ I 2 (s) Producto Reactivos Δ H = + 25.9 kJ HI (g)
  • Entalpía de reacción. Los problemas termodinámicos se resuelven prácticamente de la misma manera que los problemas estequiométricos. La siguiente reacción es altamente exotérmica. ¿Qué cantidad de calor se libera cuando 36 g de Al reaccionan con un exceso de Fe 2 O 3 ? R = - 565 kJ 2 Al (s) + Fe 2 O 3 (s) 2 Fe (s) + Al 2 O 3 (s) Δ H = - 848 kJ
  • Ley de Hess Denominada también Ley de la constancia de la suma calórica. Establece que el cambio en entalpía para cualquier reacción química es constante. Sea que la reacción ocurra en uno o en varios pasos. Considérese por ejemplo la siguiente reacción: Esta transformación también puede ocurrir en 2 pasos: C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ H = - 393.5 kJ C (grafito) + ½ O 2 (g) CO (g) Δ H = - 110.5 kJ CO (g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) Δ H = - 283.0 kJ C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ H = - 393.5 kJ
  • Ley de Hess Ley de Hess. Denominada también Ley de la constancia de la suma calórica. Establece que el cambio en entalpía para cualquier reacción química es constante. Sea que la reacción ocurra en uno o en varios pasos. Considérese por ejemplo la siguiente reacción: Esta transformación también puede ocurrir en 2 pasos: C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ H = - 393.5 kJ C (grafito) + ½ O 2 (g) CO (g) Δ H = - 110.5 kJ CO (g) + ½ O 2 (g) CO 2 (g) Δ H = - 283.0 kJ C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ H = - 393.5 kJ
  • Ley de Hess Ley de Hess. Otro ejemplo: ¿Cuál sería el Δ H para el cual el metano CH4 se prepararía a partir de Carbono e Hidrógeno? C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) Δ H = - 393.5 kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) Δ H = - 285.9 kJ CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O Δ H = - 890.4 kJ C(grafito) + 2H 2 (g) CH 4 (g) Δ H = ¿? ¿Que tipo de reacción es?
  • Ley de Hess Ley de Hess. Realizar: Hallar el Δ H para la reacción 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) 2N 2 (g) + 6H 2 O (l)] Δ H = - 1531 kJ N 2 O (g) + H 2 (g) N 2 (g) + H 2 O (l) Δ H = - 367.4 kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) Δ H = - 285.9 kJ 2NH 3 (g) + 3N 2 O (g) 4N 2 (g) + 3H 2 O (l) Δ H = ¿? ¿Que tipo de reacción es?
  • Entalpía La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso. H H de reacción: Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química a presión constante. H de formación: Es el calor necesario para formar 1 mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen. H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) Δ H= 68.3 kcal. H de combustión: Es el calor liberado a presión constante cuando se quema 1 mol de una sustancia. CH 4 (g) + 2O 2 (g) 2CO 2 (g) + H 2 O (l) Δ H= -212.8 kcal. H de disolución: Variación del Δ H involucrado en la disolución de un mol de soluto en una cantidad determinada de solvente (Este valor depende de la cantidad del solvente) . El balance energético de estos procesos puede dar (+) o (-), es decir en algunos casos se requiere energía para disolver un sólido y en otros se desprende energía. NaCl (s) + H 2 O(l) Na + (ac) + Cl - (ac) Δ H= 4 kJ. H de atomización: Es el Δ H° al romper una molécula en sus átomos originales. H 2 (g) 2H Δ H= 104.2 kJ. H de cambio de fase: Asociada al cambio de estado de agregación de una sustancia. A presión normal se le conoce como calor latente.