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TERMODINÁMICA
3º Medio
PRIMERA LEY DE LA
TERMODINAMICA
“La energía total del universo es constante; la
energía no se crea ni se destruye, solo se
transforma”
Métodos para determinar entalpia de
Reacción
• Energía de enlace
• Ley de Hess
• Entalpia Estándar de Formación
Energía de enlace
Energía de enlace
Entalpía de Reacción
 Determina la entalpia de reacción en la que se rompen y se
forman enlaces nuevos.
 Este rompimiento permite saber si la reacción es endotérmica
o exotérmica.
 La ruptura de enlace = Proceso endotérmico.
 Formación de enlace = Proceso exotérmico.
Ejemplo : N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = ? kJ
Ejemplo : N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = ? kJ
DESAFIO CIENTIFICO Nº1
CH3CH3 (g) + 7/2 O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2O(g)
C2H4 (g) + H2O2 (g) → CH2OHCH2OH
C2H4 (g) + HCN (g) → CH3CH2CN
CHBr (g) + Cl2 (g) → CBr3Cl + HCl
Ciclopenteno → 1,3-Pentadieno
H2CO(g) + NH3 (g) → H2CNH + H2O
Entalpia Estándar de
Formación
Entalpia Estándar (Hºf ): se define como el cambio de calor para
formar un compuesto a partir de sus elementos a 1 atm de
presión.
Fe2O3 + 2 Al → Al2O3 + Fe
Al2O3 = -1669,8 Kj /mol
Fe= 12,40 Kj/mol
Fe2O3 = -822,2 Kj/mol
Al = 0
Ley de Hess
Segunda ley de la
termodinámica
“Todo sistema evoluciona espontáneamente en el sentido en que aumenta
el desorden, es decir, evoluciona espontáneamente para alcanzar un
estado final de entropía máxima”
Entropía (s): Medida del desorden
ΔS= S final – S inicial
ΔS>0 = indica aumento del desorden
ΔS< 0 indica disminución del desorden
Ejemplo
Para las siguientes reacciones determinar si aumenta o disminuye la
entropia
Energía Libre de Gibbs
ΔG = ΔH – TΔS
Es un criterio de espontaneidad de una reacción química
Δ<0 La reacción se realiza espontáneamente
Δ>0 La reacción no ocurre
Δ=0 La reacción ya esta en equilibrio
ΔG = ΔH – TΔS
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  • 3. PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA “La energía total del universo es constante; la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma”
  • 4.
  • 5.
  • 6. Métodos para determinar entalpia de Reacción • Energía de enlace • Ley de Hess • Entalpia Estándar de Formación
  • 9. Entalpía de Reacción  Determina la entalpia de reacción en la que se rompen y se forman enlaces nuevos.  Este rompimiento permite saber si la reacción es endotérmica o exotérmica.  La ruptura de enlace = Proceso endotérmico.  Formación de enlace = Proceso exotérmico. Ejemplo : N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = ? kJ
  • 10. Ejemplo : N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H = ? kJ
  • 11. DESAFIO CIENTIFICO Nº1 CH3CH3 (g) + 7/2 O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2O(g) C2H4 (g) + H2O2 (g) → CH2OHCH2OH C2H4 (g) + HCN (g) → CH3CH2CN CHBr (g) + Cl2 (g) → CBr3Cl + HCl Ciclopenteno → 1,3-Pentadieno H2CO(g) + NH3 (g) → H2CNH + H2O
  • 12. Entalpia Estándar de Formación Entalpia Estándar (Hºf ): se define como el cambio de calor para formar un compuesto a partir de sus elementos a 1 atm de presión.
  • 13. Fe2O3 + 2 Al → Al2O3 + Fe Al2O3 = -1669,8 Kj /mol Fe= 12,40 Kj/mol Fe2O3 = -822,2 Kj/mol Al = 0
  • 15. Segunda ley de la termodinámica “Todo sistema evoluciona espontáneamente en el sentido en que aumenta el desorden, es decir, evoluciona espontáneamente para alcanzar un estado final de entropía máxima” Entropía (s): Medida del desorden ΔS= S final – S inicial ΔS>0 = indica aumento del desorden ΔS< 0 indica disminución del desorden
  • 16. Ejemplo Para las siguientes reacciones determinar si aumenta o disminuye la entropia
  • 17. Energía Libre de Gibbs ΔG = ΔH – TΔS Es un criterio de espontaneidad de una reacción química Δ<0 La reacción se realiza espontáneamente Δ>0 La reacción no ocurre Δ=0 La reacción ya esta en equilibrio
  • 18. ΔG = ΔH – TΔS