cap 2 termoquim
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1ª ley en acción: termoquímica
Tarea:A.4.1, A4.3, A4.6
Problemas: 4.2, 4.4, 4.5, 4.7, 4.10, 4.12, 4.14, 4.32
La 1ª Ley y las reacciones químicas
El estudio del calor producido por las reacciones químicas se llama termoquímica
» En una reacción, el calor fluye hacia el sistema (reacciones endotérmicas) o desde el sistema (reacciones exotérmicas)
» A presión constante (reacciones en un matraz, por ejemplo), la 1ª ley nos dice: reacciones Endotérmicas H>0 {el calor fluye hacia dentro} reacciones Exotérmicas H<0 {el calor fluye hacia afuera}
Incremento estándar de entalpía, Hθ, es el cambio en entalpía para sustancias en su estado estándar
» El estado estándar es la forma de las sustancias a 1bar (~1atm) y a una cierta temperatura Hø
298 es el cambio estándar de entalpía a 1bar y 298K (~ temperatura ambiente)
Entalpías de un cambio físico
cambios de fase (líquido a gas, sólido a liquido, sólido a gas, etc.) tienen entalpías asociadas con la transición, transHθ
» Líquido-a-Gas, vaporización: vapHθ
» Sólido-a-Líquido, fusión: fusHθ
» Sólido-a-Gas, sublimación: subHθ
Recuerda que la entalpía es una función de estado. Por lo tanto, su valor es independiente del camino.
» Puedes construir información si no cuentas con ella, por ejemplo diseñando pasos en el proceso Ejemplo: necesitas la entalpía de sublimación y
no la encuentras:recorrido:
paso 1 - sólido a liquido (fusHθ) paso 2 - líquido a gas (vapHθ) paso 3 - suma de pasos 1 & 2
» El proceso inverso implica solamente un cambio de signo
Entalpías del cambio químico Así como los cambios de estado, las reacciones tienen
entalpías asociadas con ellas» Se puede escribir una ecuación termoquímica:
Ecuación química estándar más el cambio de entalpía Reactivos y productos in estado estándar la entalpía es la entalpía estándar
de reacción, rHθ
» Típicamente, debes calcular rHθ Dado que la entalpía es una función de estado, genera un camino
usando las entalpías que conoces o que puedes encontrar y súmalas.
Tabla de datos termodinámicos con las entalpías estándar de formación Están reportadas por mol de sustancia, rHθ
m
Recuerda que la descomposición es lo mismo que la formación pero con el signo cambiado
Para aA + bB cC + dD, rHθ
m = crHθm(C) + drHθ
m(C) - arHθm(A) - brHθ
m(D)
Entalpías del cambio químico
De forma general,
Recuerda la fase es importante!
Más generalmente, la entalpía estándar de una reacción global es la suma de las entalpías estándar de las reacciones individuales en que puede ser divida - ley de Hess
» Es una consecuencia del hecho de que H es una función de estado» Las reacciones componentes pueden ser hipotéticas
tricosestequioméescoeficientdonde
v
HvHvHreactivos
mproductos
mr
Entalpías estándar de formación , fHø
Como ya mencionamos la entalpía estándar se refiere a compuestos en estado estándar (1bar y, generalmente, 298K aunque se puede especificar alguna otra temperatura)
Las entalpías de reacción pueden calcularse de entalpías de formación:
tricosestequioméescoeficientdonde
v
HvHvHreactivos
mfproductos
mfr
Las entalpías de formación pueden estimarse de las energías de enlace
La dependencia de rHø con la temperatura
Para ser precisos, fHø debe medirse a la temperatura de interés Si este dato no está disponible puede estimarse como sigue:
antescomo,donde,
)()(
entrefasedetransiciónexistenosi
)()(antesobtuvimos
2
112
21
222
1
ppp
p
CvCvC
dTCTHTH
TyT
dTCTHTH
reactivosproductosr
T
Trrr
T
T p
» Supone a Cpθ independiente de la temperatura
» Puede usar la dependencia funcional de Cp, si se conoce (lo mostramos antes)
» Mientras más cerca T1 de T2, mejor
Calcula la entalpía estandar de formación del disulfuro de carbono CS2 (l) a partir de sus elementos, teniendo que:C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393.5 kJreacc
S(rómbico) + O2 (g) SO2 (g) H0 = -296.1 kJreacc
CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) H0 = -1072 kJreacc
C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)
reaccC(grafito) + O2 (g) CO2 (g) H0 = -393.5 kJ2S(rómbico) + 2O2 (g) 2SO2 (g) H0 = -296.1x2 kJreacc
CO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) H0 = +1072 kJreacc+
C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)
H0 = -393.5 + (2x-296.1) + 1072 = 86.3 kJreacc6.5
El carbono se presenta en la naturaleza en dos formas, grafito y diamante. El calor de combustión del grafito es -393.5 kJ/mol, y el del diamante es -395.4 kJ/mol. Calcula ΔH para la transformación de grafito en diamante:C(grafito) → C(diamante)
C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393.5 kJ
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -395.4 kJ
CO2(g) → C(diamante) + O2(g) ΔH = +395.4 kJ
+
C(grafito) + O2(g)→ CO2(g)ΔH = -393.5 kJ
C(grafito) → C(diamante) ΔH =1.9 kJ
El benceno (C6H6) se quema en el aire para producir dióxido de carbono y agua líquida. Calcula el calor liberado por cada mol del compuesto que reacciona con oxígeno. La entalpía estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol.
2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
H0reacc nH0 (productos) f= mH0 (reactivos)f -
H0reacc 6H0 (H2O)f12H0 (CO2)f= [ + ] - 2H0 (C6H6)f[ ]
H0reacc= [ 12x–393.5 + 6x–285.8 ] – [ 2x49.04 ] = -6535 kJ
-6535 kJ2 mol
= - 3267 kJ/mol C6H6
6.5
Una hoja de oro que pesa 10.0 g y se encuentra a una temperatura de 18.0 oC se coloca sobre una hoja de hierro que pesa 20.0 g y está a una temperatura de 55.6 oC. ¿Cuál es la temperatura final de los dos metales? Supón que no hay perdida de calor hacia los alrededores. (sugerencia: el calor que gane el oro debe ser igual al que pierde el hierro)
s de Fe = 0.444 J/g•0C; s de Au = 0.129 J/g•0C
q = mstqFe = -20(0.444)(tf – 55.6)
qAu = 10(0.129)(tf – 18.0)
qFe = qAu
-20(0.444)(tf – 55.6) = 10(0.129)(tf – 18.0)
1.29tf + 8.88tf = 493.7 + 23.22
tf = 516.92/10.17 = 50.8 oC
Calcula el valor de ΔHo a 400 K para la reacción: CO(g) +1/2O2(g) → CO2(g) si ΔHo a 298 K es -282.984 kJmol-1
Cpo / J mol-1 K-1:
O2 = 29.355
CO = 29.14
CO2 = 37.11
1131071.6
355.292114.2911.37
KkJmolx
C op
1
3400
667.283
85.1011071.6984.282
kJmol
xH o
Calcula el valor de ΔHo a 373 K para la formación Agua gaseosa si ΔHo a 298 K es -241.82 kJmol-1
Cpo / J mol-1 K-1:
O2 = 29.355
H2 = 28.84
H2O = 33.58
Calcula el valor de ΔHo a 400 K para la formación amoniaco. Si el sistema inicial consta de 10 moles denitrógeno y 35 moles de hidrógeno y sólo reacciona el10% del nitrógeno disponible ¿cuánto calor se pro-duce?
y… ¿el efecto de la presión sobre ΔrH?
El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de enlace.
H2 (g) H (g) + H (g) H0 = 436.4 kJ
Cl2 (g) Cl (g)+ Cl (g) H0 = 242.7 kJ
HCl (g) H (g) + Cl (g) H0 = 431.9 kJ
O2 (g) O (g) + O (g) H0 = 498.7 kJ O O
N2 (g) N (g) + N (g) H0 = 941.4 kJ N N
Energía de enlace
Energía de enlace promedio en moléculas poliatómicas
H2O (g) H (g) + OH (g) H0 = 502 kJ
OH (g) H (g) + O (g) H0 = 427 kJ
energía de enlace promedio OH = 502 + 427
2= 464 kJ
Energía de enlace (BE) y cambio en la entalpía de reacción
H0 = energía total proporcionada – energía total liberada= BE(enlaces rotos) – BE(enlaces formados)
Imagina que la reacción procede rompiendo todos los enlaces en los reactivos y entonces se usan los átomos gaseosos para formar todos los enlaces en los productos.
Usa la energía de enlaces para calcular el cambio deentalpía para:
H0 = BE(reactivos) – BE(productos)
Tipo de enlaces que se rompen
Número de enlaces que se rompen
Energía de enlace
(kJ/mol)
Cambio de energía (kJ)
H H 1 436.4 436.4F F 1 156.9 156.9Tipo de enlaces
formados
Número de enlaces
formados
Energía de enlace
(kJ/mol)
Cambio de energía(kJ)
H F 2 568.2 1136.4
H0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ
H2 (g) + F2 (g) 2HF (g)
Ver simulación diapositiva 12
Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares
Hglobal = H1 + H2 + H3 + H4 + H5o ooooo
global