Termoquimica2ºbach

Contenidos (1) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Contenidos (2) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Sistemas ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Definición de Termoquímica. ,[object Object],[object Object],[object Object]

Variables termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Variables o Funciones de estado ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Proceso termodinámico ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Primer principio de la Termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],SISTEMA CALOR Q > 0 CALOR Q < 0 TRABAJO W < 0 TRABAJO W > 0

Calor a volumen constante (Q v ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Calor a presión constante (Q p ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Calor a presión constante (Q p ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Reactivos Entalpia (H) Productos  H > 0 Reac. endotérmica Entalpia (H) Reactivos Productos  H < 0 Reac. exotérmica

Relación Q v con Q p (gases). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Relación Q v con Q p (sólidos y líquidos) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ley de Hess ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g)  H 1 0 = – 241’8 kJ (2) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 2 0 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Esquema de la ley de Hess  H 1 0 = – 241’8 kJ  H 2 0 = – 285’8 kJ  H 3 0 = 44 kJ H H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H 2 O(l)

Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio C: Determinar  H f 0 del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 1 0 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H 2 0 = – 393’13 kJ (3) C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g)  2CO 2 (g) + 2 H 2 O(l)  H 3 0 = – 1422 kJ ,[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio C: Determinar  H f 0 del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) y del etanol (C 2 H 5 OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermenta– ción de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO 2 . ¿Es exotérmica la reacción? ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Entalpía estándar de la reacción ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ecuaciones termoquímicas ,[object Object],[object Object]

Ecuaciones termoquímicas ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Entalpía estándar de formación (calor de formación). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Cálculo de  H 0 (calor de reacción) ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Energía de enlace. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo  H f 0 (HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H 2 y del Cl 2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Cálculo de  H 0 a partir de las Energía de enlace (disociación). ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C – C : 347; C – H : 413 y H – H : 436, calcular el valor de  H 0 de la reacción de hidrogenación del eteno. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla . ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],432 Cl–H 460 O–H 745 C=O 315 C–O 413 C–H 243 Cl–C 499 O=O 812 C  C 620 C=C 347 C–C 436 H–H E e (kJ/mol) Enlace

Entropía (S) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejemplo: Calcula  S 0 para las siguientes reacciones químicas: a) N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO(g); b) 3 H 2 (g) + N 2 (g)  2 NH 3 (g). Datos: S 0 (J·mol –1 ·K –1 ): H 2 (g) = 130,6; O 2 (g) =205; N 2 (g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH 3 (g) =192,3 ,[object Object],[object Object],[object Object]

Segundo principio de la Termodinámica. ,[object Object],[object Object],[object Object]

Tercer principio de la Termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object]

[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Energía libre de Gibbs (G) (energía libre o entalpía libre). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Incremento de energía libre de una reacción (  G) ,[object Object],[object Object],[object Object]

Energía libre y Espontaneidad de las reacciones químicas ,[object Object],Reactivos Energía libre (G) Productos  G > 0 Energía libre (G) Reactivos Productos  G < 0 Reac. espontánea T, p = ctes. T, p = ctes.

Espontaneidad en las reacciones químicas. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Espontaneidad de las reacciones químicas (cont). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Espontaneidad de las reacciones químicas (cont).  H > 0  S > 0 Espontánea a temperaturas altas  H < 0  S > 0 Espontánea a todas las temperaturas  H < 0  S < 0 Espontánea a temperaturas bajas  H > 0  S < 0 No Espontánea a cualquier temperaturas  H  S MUY IMPORTANTE

Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H 2 O 2 (l)  2H 2 O (l) + O 2 (g) en condiciones estándar? Datos:  H 0 f (kJ/mol) H 2 O(l) = –285,8; H 2 O 2 (l) = –187,8 ; S 0 (J·mol 1 K ·1) H 2 O(l) = 69,9; H 2 O 2 (l) = 109,6; O 2 (g) =205,0. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

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