EL CALOR Y LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. REACCIONES QUÍMICAS Y
ENERGÍA

2. EL CALOR Y LAS REACCIONES QUÍMICAS
• Cuando se produce un cambio químico los
átomos se conservan. Sin embargo, éstos se
redistribuyen durante la reacción para formar
nuevos compuestos.
• Esto significa que la fuerza que mantiene unidos
los átomos de las moléculas de los reactivos
deben romperse para que se formen nuevos
enlaces en los productos.

3. • Así, para que ocurra la reacción
• Deben romperse los enlaces
• H - H y I – I para formar los enlaces H – I
• La ruptura de un enlace necesita energía para separar
los átomos . La formación de un enlace libera
energía.
• Los cambios de energía resultantes del rompimiento
y la formación de enlaces químicos se llaman
Calores De Reacción

4. • Según la ley de las proporciones definidas, los
elementos se combinan para formar compuestos
en proporciones definidas.
• El calor es la forma de energía más comúnmente
absorbida o liberada en las reacciones químicas.
Todo parece indicar que tanto los reactivos como
los productos “contienen calor”, que es
característico como su masa.

5. EL CALOR COMO REACTIVO Y COMO
PRODUCTO
• Cuando el calor es liberado en una reacción
química, se puede considerar un producto de la
reacción.
• Cuando se requiere adicionar calor para que una
reacción tenga lugar, entonces, se considera un
reactivo.

6. • La ecuación para la combustión del metano,
presenta una reacción exotérmica puede
escribirse como:
• 1mol de CO2 y 2 moles de H2O
• La reacción para la obtención del N2O que es un
proceso endotérmico se puede escribir así:

7. • En algunos casos, no se pone el signo más(+), en
cambio se escribe ΔH a la derecha de la
reacción. Así: ΔH = - 213 kcal para la primera
ecuación y ΔH = 39.0kcal para la segunda. Las
dos formas de escribir las ecuaciones son
correctas.
• Ejemplo: identifique las siguientes reacciones
como exotérmicas o endotérmicas:

8. • En la primera ecuación las kcal se expresan
como productos entonces el proceso es
exotérmico.
• En la segunda, la expresión ΔH = 14.6 kcal tiene
signo positivo esto indica un aumento de la
energía interna del sistema y por lo tanto es
endotérmico

9. • Ejemplo: analice y clasifique cada una de las
siguientes ecuaciones
• 2HgO (g) 2Hg (l) +O2 (g) ΔH = 43.4 kcal
• 2O3 (g) 3O2 (g) + 68.1 kcal
• La primera es endotérmica
• La segunda es exotérmica

10. • La consideración de calor como reactivo o
producto, en ecuaciones balanceadas, permite
establecer “igualdades” que relacionan la
cantidad de calor producido o adicionado con las
cantidades de reactivos usados o producidos en
la reacción. Así,
• 31.4 kcal + H2O (g) + C (g) CO(g) + H2 (g)
• 1 mol de H2O = 1 mol de C= 1 mol de CO =1 mol de
H2 = 31.4 kcal
• A partir de estas se pueden escribir razones
molares

11. • ¿Cuantos moles de dióxido de carbono, CO2, se
producen en la descomposición del MgCO3
Cuando se le suministra 11.2 kcal? La ecuación
balanceada es:
• MgCO3 (g) + 28.1kcal MgCO (g) + CO2 (g)
• El proceso es endotérmico
• 1 mol de CO2 = 28.1 kcal
• Factor de conversión

12. LEY DE HESS
• Es una forma de calcular las entalpias de
reacción o calores de reacción.
• La ley de Hess en términos generales, establece
que cuando una reacción química puede
expresase como la suma algebraica de dos o más
reacciones para las cuales se conoce su calor de
reacción, el calor total de la reacción general es
también la suma algebraica de los calores de
esas reacciones.

13. • Ejemplo: si la combustión del carbono sólido
se puede expresar mediante las siguientes
ecuaciones, calcule el calor de la reacción total.
• C(g)+H2O(g) CO(g)+H2(g) ΔH1 = 31.4 kcal
• CO(g)+1/2 O2(g) CO2 (g) ΔH2 = -67.6kcal
• H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) ΔH3 = -57.8kcal

14. • Solución: sumamos termino a termino
• C(g) +H2O(g) + CO(g)+½O2(g) + H2(g) +½ O2(g) CO(g) +H2(g) +CO2(g) + H2O(g)
•
• Simplificamos los términos semejantes
• C(g)+ ½ O2(g) + ½O2(g) CO2 (g) que es igual a C(g) +O2(g) CO2(g)
• Obtenemos el color de las reacciones
• ΔH4= ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 = 31.4 kcal+(- 67.6kcal-
57.8kcal)
• Entonces, ΔH4 =-94.0kcal

15. Ejemplo
• A partir de las siguientes ecuaciones, establezca
una ecuación general con sus respectivos calores
de reacción:
• 2C(g) +2O2 (g) CO2 (g) ΔH =-787.0kj
• 2CO2(g) +2CO(g) CO2(g) +O2 ΔH =556.0kj
• 2C (g) + O2 (g) 2CO (g) ΔH =-231kj/mol

16. MEDICIÓN DE LOS CALORES DE
REACCIÓN
• El proceso de medición del calor de una reacción
se llama calorimetría y los experimentos se
llevan a cabo en un calorímetro.
• Para medir los calores de reacción podemos
utilizar los términos (capacidad calórica o
capacidad calorífica). El mas común es
capacidad calorífica

17. • La capacidad calorífica del calorímetro C, (es la
energía requerida para aumentar la
temperatura del calorímetro y su
contenido en ºC) se calcula el calor de
combustión por mol de la sustancia quemada.
• Para leer los datos del calorímetro utilizamos la
siguiente formula:
• C es la capacidad calórica del calorímetro
(kJ/cal)
• Δt es la diferencia de temperatura (ºC)
• q= calor liberado (julios/mol)

18. Ejemplo:
• El cabio de temperatura de un calorímetro es
1.34ºc cuando se quema 1.00gramos de
hidracina, N2H4, en la cámara de reacción. Si
para elevar la temperatura del calorímetro y su
contenido se requiere 16kj, ¿Cuánto calor se
liberó por la combustión del gramo de
hidracina?, ¿Cuánto calor libera 1mol del
compuesto al arder?

19. Solución
• q= C Δt
• Datos
• Δt= 1.34ºC C= 16kJ/ºC q=?
• Que es el calor producido por la combustión de 1
g de hidracina
• La cantidad de calor liberado por 1 mol de
hidracina será:

20. Ejercicio
• Calcule el calor de la reacción de neutralización
del NaOH y el HCl, si se mezclan 0.05moles d
NaOH con 0.05moles de HCl en solución en un
calorímetro. La temperatura aumenta en 7ºC y
la capacidad calórica del calorímetro es 418j/ºC.
Expresar el resultado en kJ/mol.

21. • q= CΔt
• Δt= 7ºC C= 418J/ºC =0.418kJ/ºC q=?
• NaOH + HCl = NaCl +H2O
• 0.05 0.05
Solución

22. ENTALPIAS O CALORES (ΔHf) DE
FORMACIÓN
• Son los cambios de energía para formar un mol
de un compuesto a partir de sus elementos sin
combinar. Los valores se encuentran en tablas,
un elemento libre o sólo tiene una entalpía (ΔH)
de cero (O)
• ΔHf = (entalpía de productos)–(entalpías de
reactivos)
• ΔHf = ΔHp - ΔHr
• ΔHp =entalpía de productos
• ΔHr= entalpía de reactivos

23. Compuesto ΔHf kJ/mol
CH4(g) -74.85
CO2(g) -393.5
H2O(g) -241.8
H2O(l) -285.9
PCl(l) -319.6
N2O(g) 81.6
CO(g) -110.5
HgO(g) 60.8
O3(S) 142.3
CaCO3(s) 1,206.9
CaO(g) -635.5
MgO(s) -601.83
Entalpías de formación para algunas
sustancias

24. Ejemplo:
• Calcule la entalpía de la siguiente reacción.
•
• ΔHf = (entalpía de productos)–(entalpías de
reactivos)
2 2 2 2

25. • ΔHf = ΔH1 - ΔH2
• ΔH1 =entalpía de productos
• ΔH2= entalpía de reactivos
• ΔH1 = 2ΔHf H2O(l) + 2ΔHf SO2(g)
• =2(-285.9kJ/mol) + 2(-296.9kJ/mol)
• =- 571.8+ (-593.8) = -1,165.6kJ/mol
• ΔH2 = 2ΔHf H2S(g) + 3ΔHf O2(g)
• = 2(-20.2kJ/mol) + 3(O)
• = - 40.4kJ/mol
• ΔHf = - 1,165.6kJ/mol - (-40.4kJ/mol)
• = - 1,165.6kJ/mol+ 40.4kJ/mol
• =- 1.125.2
•

26. ELECTRICIDAD Y REACCIONES QUÍMICAS
• La materia es de naturaleza eléctrica, en las
reacciones químicas también se manifiesta esta
naturaleza.
• En toda reacción química hay reorganización,
perdida o ganancia de electrones.
• En las reacciones químicas, hay paso de
electrones de una sustancia a otra. El electrón en
una partícula cargada eléctricamente.

27. ¿QUE ES UNA CELDA ELECTROQUÍMICA?
• Una celda electroquímica es un dispositivo con dos
dispositivos metálicos llamados electrodos, sumergidos
cada uno en una solución electrolítica adecuada.
• Para que la corriente eléctrica fluya en la celda, se
requiere:
• a. que los electrodos estén conectados externamente
mediante un metal conductor.
• b. que las dos soluciones electrolíticas estén conectadas
para que se conduzca desplazamiento de los iones de un
lado a otro.

28. PILA VOLTAICA

29. CELDA ELECTROLÍTICA
• En una celda electrolítica se consume energía, es
decir, se gasta corriente eléctrica.

30. EQUILIBRIO QUÍMICO
• El equilibrio químico esta muy relacionado con
la velocidad de las reacciones, describe la
formación y transformación de productos y
reactivos en un intervalo de tiempo, la velocidad
de las reacciones depende de la concentración, el
estado físico, la temperatura(Tº), catalizadores y
la naturaleza en los reactivos.

31. EQUILIBRIO QUÍMICO
• Para las velocidades de las reacciones existe una
constante K, que es particular para cada
reactivo. Si K es muy grande entonces la
reacción es completa. Si K es cercano a 1
entonces, la reacción avanzó hasta un punto
medio y si K es muy pequeño entonces la
reacción s incompleta.

32. ¿Cómo se producen las reacciones
químicas?
TEORÍA DE LAS COLISIONES:
• Son choques efectivos entre las partículas de los
reactivos. Para que un choque sea efectivo debe:
• 1. que las partículas choque con energía mínima
suficiente para reorganizar los electrones de
valencia, romper enlaces y formar otros,
• 2. que al chocar las partículas estén orientadas
adecuadamente.

33. Teoría del complejo activado:
• Establece que la energía potencial de los
reactivos va aumentando desde un estado inicial
Ei. Hasta un estado máximo, Ea luego baja
rápidamente hasta un valor mínimo con energía
final mínima. cuando desaparecen los reactivos
aparece en los productos.

34. Condiciones para que sucedan las
reacciones químicas
1. Naturaleza de los reactivos: que ambos reactivos
puedan combinar
2. Estado físico de los reactivos: un gas encerrado
reacciona más violentamente que un líquido inflamado.
3. Concentración de los reactivo: la velocidad de la
reacción crece al aumentar la concentración de los
reactivos siendo una reacción más rápida.
4. Temperatura: generalmente al aumentar la
temperatura(Tº) aumenta la velocidad de reacción.
5. Catalizadores: son sustancias químicas que aceleran
las reacciones pero no forman parte de los productos,
en las reacciones biológicas se llaman enzimas.

35. Concepto de equilibrio químico
• Es un proceso dinámico con una constante de
equilibrio representada por K.
• En equilibrio, la velocidad de la reacción hacia la
derecha es igual a la velocidad de reacción hacia
la izquierda.

36. Constante de equilibrio
• Su interpretación depende del valor de K. si K es
muy pequeño entonces el equilibrio eta
desplazado hacia la izquierda.
• Si K es cerca de 1 entonces hay mezcla de
reactivos y productos con concentraciones
apreciables.
• Si K es muy grande entonces el equilibrio está
desplazado hacia la derecha.

37. Constante de equilibrio K
• Es un cociente de concentraciones de los
productos y los reactivos donde:
• K = (Concentración de productos)
(Concentración de reactivos)
• En esta ecuación no se incluyen las
concentraciones de los sólidos duros, ni líquidos
puros

38. Constante de equilibrio K
• Ejemplo:
• A2 + B2 2AB
• K= [AB]2
[A2][B2]