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

http://webbook.nist.gov/chemistry/

Methane data

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

Establece el ciclo de Born-Haber para el cloruro de sodio. Su entalpía de formación es -410 kJ. ¿Qué datos son ne-cesarios para calcular la energía reticular? Calcúlala.

HvapNa = 107.32 kJ

HdisCl2 = 243.36 kJ

1ª E.I. Na = 496 kJ

A.E. Cl = -349 kJ

Respuesta: E.R. = +786 kJ