El documento proporciona una introducción a la termoquímica. Explica conceptos clave como la energía, el calor, la temperatura, los procesos exotérmicos y endotérmicos, la entalpía, la primera ley de la termodinámica y cómo se aplica a las reacciones químicas. También cubre ecuaciones termoquímicas y cómo calcular cambios en la entalpía para reacciones.

1. Termoquímica Capítulo 6 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

3. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a temperaturas diferentes. Cambios de energía en reacciones químicas La temperatura es una medida de la energía térmica mayor energía térmica 6.2 90 0 C 40 0 C temperatura = energía térmica

4. La termoquímica es el estudio de cambio de calor de reacciones químicas. El sistema es la porción específica del universo que es de interés en el estudio. abierto masa y energía Intercambio: cerrado energía aislado nada 6.2

5. Un proceso exotérmico es cualquier proceso que emite calor - transfiere la energía térmica del sistema al entorno o vecindad. Un proceso endotérmico es cualquier proceso en el que el entorno tiene que suministrar calor al sistema. 6.2 2H 2 ( g ) + O 2 ( g ) 2H 2 O ( l ) + energía H 2 O ( g ) H 2 O ( l ) + energía Energía + 2HgO ( s ) 2Hg ( l ) + O 2 ( g ) Energía + H 2 O ( s ) H 2 O ( l )

6. Exotérmico Endotérmico 6.2

7. La termodinámica es el estudio de la interconversión del calor y otras clases de energía. Las funciones de estado son las propiedades que están determinadas por el estado físico del sistema, independientemente de cómo se alcanzó esa condición. La energía potencial del excursionista 1 y el excursionista 2 es la misma aun cuando ellos tomaron caminos diferentes. energía , presión, volumen, temperatura 6.3  E = E final - E inicial  P = P final - P inicial  V = V final - V inicial  T = T final - T inicial

8.  E sistema +  E entorno = 0 o  E sistema = -  E entorno Reacción química exotérmica 6.3 Primera Ley de Termodinámica - la energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no puede ser creada o destruida. C 3 H 8 + 5O 2 3CO 2 + 4H 2 O Energía química liberada por combustión = Energía absorbida por el entorno sistema entorno

9. Expresión matemática de la primera ley  E sistema 6.3  E = q + w  E es el cambio en la energía interna del sistema q es el cambio de calor entre el sistema y el entorno w es el trabajo hecho por el sistema w = - P  V cuando un gas se expande en contra de una presión externa constante

10. Trabajo realizado sobre el sistema 6.3 w = F x d w = - P  V inicial final P x V = x d 3 = F x d = w F d 2  V > 0 -P  V < 0 w sistema < 0 ¡El trabajo no está en función de un estado!  w = w final - w inicial

11. w = - P  V P = 0 atm W = -0 atm x 3.8 L = 0 L •atm = 0 Joules P = 3.7 atm w = -3.7 atm x 3.8 L = -14.1 L •atm 6.3 Una muestra de nitrógeno se expande de un volumen de 1.6 L a 5.4 L. ¿Cuál será el trabajo en Joules realizado por el gas si se expande a) contra el vacío b) contra una presión constante de 3.7 atm? a)  V = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L b)  V = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L w = -14.1 L •atm x 101.3 J 1L •atm = -1430 J

12. La química en acción: Formación de nieve  E = q + w q = 0 w < 0,  E < 0  E = C  T  T < 0, NIEVE!

13. Entalpia y Primera Ley de la Termodinámica 6.4  E = q + w  E =  H - P  V  H =  E + P  V q =  H y w = - P  V A presión constante:

14. Entalpia (H) es la cantidad de calor liberado o absorbido en condiciones de presión constante  H = H (productos) – H (reactivos)  H = calor liberado o absorbido a presión constante H productos < H reactivos  H < 0 H productos > H reactivos  H > 0 6.4

15. Ecuaciones termoquímicas ¿Es  H negativo o positivo? El sistema absorbe calor Endotérmico  H > 0 Cada mol de hielo que se funde a 0 0 C y 1 atm absorbe 6.01 kJ 6.4 H 2 O ( s ) H 2 O ( l )  H = 6.01 kJ

16. Ecuaciones termoquímicas ¿Es  H Negativo o positivo? El sistema emite el calor Exotérmico  H < 0 Para cada mol de metano que se quema a 25 0 C y 1 atm se liberan -890.4 KJ 6.4 CH 4 ( g ) + 2O 2 ( g) CO 2 ( g) + 2H 2 O ( l )  H = -890.4 kJ

19. Comparación entre  H y  E  E =  H - P  V At 25 0 C, 1 mol H 2 = 24.5 L a 1 atm P  V = 1 atm x 24.5 L = 2.5 kJ  E = -367.5 kJ/mol – 2.5 kJ/mol = -370.0 kJ/mol 6.4 2Na ( s ) + 2H 2 O ( l ) 2NaOH ( ac ) + H 2 ( g )  H = -367.5 kJ/mol

20. El calor específico ( s ) de una sustancia es la cantidad de calor ( q ) requerido para elevar la temperatura de un gramo de la sustancia en un grado Celsius La capacidad calorífica ( C ) de una sustancia es la cantidad de calor ( q ) requerido para elevar la temperatura de una masa dada ( m ) de sustancia en un grado Celsius. C = m x s Calor (q) absorbido o liberado: q = m x s x  t q = C x  t  t = t final - t inicial 6.5

21. C de Fe = 0.444 J/g • 0 C  t = t final – t inicial = 5 0 C – 94 0 C = -89 0 C q = mc  t = 869 g x 0.444 J/g • 0 C x –89 0 C = -34,000 J 6.5 ¿Cuánto calor es emitido cuando se enfría una barra de hierro de 869 g desde 94 0 C hasta 5 0 C?

22. Calorímetro a volumen constante ¡No entra ni sale nada de calor! q sistema = q agua + q bomba + q rxn q sistema = 0 q rxn = - ( q agua + q bomba ) q agua = m x s x  t q bomba = C bomba x  t 6.5 Reacción a V constante  H ~ q rxn  H = q rxn

23. Calorímetro a presión constante ¡No sale ni entra nada de calor! q sistema = q agua + q cal + q rxn q sistema = 0 q rxn = - ( q agua + q cal ) q agua = m x s x  t q cal = C cal x  t 6.5 Reacción a P constante  H = q rxn

24. 6.5

25. La química en acción Valores de combustible de productos alimenticios y otras sustancias 1 cal = 4.184 J 1 Kcal = 1000 cal = 4184 J C 6 H 12 O 6 ( s ) + 6O 2 ( g ) 6CO 2 ( g ) + 6H 2 O ( l )  H = -2801 kJ/mol -34 Gasolina -1.5 Cerveza -8 Carne -2 Manzana  H combustión (kJ/g) Sustancia

26. ¿Por qué no hay ningún modo de medir el valor absoluto de la entalpía de una sustancia? ¿Debo medir el cambio de entalpía para cada reacción de interés? La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es igual a cero. 6.6 Establezca una escala arbitraria con la entalpía estándar de formación (  H 0 ) como punto de referencia para todas las expresiones de entalpía. f Entalpía estándar de formación (  H 0 ) es el cambio de calor que ocurre cuando se forma un mol de cualquier compuesto a partir de sus elementos puros a una presión de 1 atm. f  H 0 (O 2 ) = 0 f  H 0 (O 3 ) = 142 kJ/mol f  H 0 (C, grafito) = 0 f  H 0 (C, diamante) = 1.90 kJ/mol f

27. 6.6

28. La entalpía estándar de reacción ( ∆ H 0 ) es la entalpía de una reacción a 25°C y 1 atm. rxn 6.6 Ley de Hess: Cuando los reactivos son convertidos a productos, el cambio de entalpía es el mismo si la reacción ocurre en un paso o en una serie de pasos. ( La entalpía es una función de estado. No importa el camino tomado, solamente los estados inicial y final.) a A + b B c C + d D  H 0 rxn d  H 0 (D) f c  H 0 (C) f = [ + ] - b  H 0 (B) f a  H 0 (A) f [ + ]  H 0 rxn n  H 0 (productos) f =  m  H 0 (reactivos) f  -

29. 6.6 C (grafito) + 1/2O 2 ( g ) CO ( g ) CO ( g ) + 1/2O 2 ( g ) CO 2 ( g ) C (grafito) + O 2 ( g ) CO 2 ( g )

30. Calcule la entalpía estándar de formación de CS 2 (l) a partir de las siguientes reacciones 1. Escribir la reacción de formación para CS 2 C (grafito) + 2S (rómbico) CS 2 ( l ) 2. Sumar las tres ecuaciones algebraicamente. 6.6 C (grafito) + O 2 ( g ) CO 2 ( g )  H 0 = -393.5 kJ rxn S (rómbico) + O 2 ( g ) SO 2 ( g )  H 0 = -296.1 kJ rxn CS 2 ( l ) + 3O 2 ( g ) CO 2 ( g ) + 2SO 2 ( g )  H 0 = -1072 kJ rxn rxn C (grafito) + O 2 ( g ) CO 2 ( g )  H 0 = -393.5 kJ 2S (rómbico) + 2O 2 ( g ) 2SO 2 ( g )  H 0 = -296.1 x2 kJ rxn CO 2 ( g ) + 2SO 2 ( g ) CS 2 ( l ) + 3O 2 ( g )  H 0 = +1072 kJ rxn + C (grafito) + 2S (rómbico) CS 2 ( l )  H 0 = -393.5 + (2x-296.1) + 1072 = 86.3 kJ rxn

31. El benceno (C 6 H 6 ) se quema en presencia de aire para producir el dióxido de carbono y el agua líquida. ¿Cuánto calor se libera por cada mol de benceno quemado? La entalpía estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol. 6.6 2C 6 H 6 ( l ) + 15O 2 ( g ) 12CO 2 ( g ) + 6H 2 O ( l )  H 0 rxn n  H 0 (productos) f =  m  H 0 (reactivos) f  -  H 0 rxn 6  H 0 (H 2 O) f 12  H 0 (CO 2 ) f = [ + ] - 2  H 0 (C 6 H 6 ) f [ ]  H 0 rxn = [ 12x–393.5 + 6x–187.6 ] – [ 2x49.04 ] = -5946 kJ -5946 kJ 2 mol = - 2973 kJ/mol C 6 H 6

32. La química en acción: Cómo se defiende el escarabajo  H 0 = 177 - 94.6 – 286 = -204 kJ/mol ¡Exotérmico! C 6 H 4 (OH) 2 ( ac ) + H 2 O 2 ( ac ) C 6 H 4 O 2 ( ac ) + 2H 2 O ( l )  H 0 = ? C 6 H 4 (OH) 2 ( ac ) C 6 H 4 O 2 ( ac ) + H 2 ( g )  H 0 = 177 kJ/mol H 2 O 2 ( ac ) H 2 O ( l ) + ½ O 2 ( g )  H 0 = -94.6 kJ/mol H 2 ( g ) + ½ O 2 ( g ) H 2 O ( l )  H 0 = -286 kJ/mol

33. La entalpía de disolución (  H soln ) es el calor generado o absorbido cuando un mol de soluto se disuelve en una cierta cantidad de solvente.  H soln = H soln - H componentes 6.7 ¿Qué sustancia(s) podría(n) usarse para fundir el hielo? ¿Qué sustancia(s) podría(n) usarse para enfriar?

34. Proceso de disolución para el NaCl  H soln = Paso 1 + Paso 2 = 788 – 784 = 4 kJ/mol 6.7