termoquimica

Bloque III

TERMOQUÍMICA

OBJETIVOS

12

11

10

ENERGÍA LIBRE DE (G)

CALOR DE REACCIÓN

LEYES DE TERMOQUÍMICA

ENTALPÍA

LEYES TERMODINÁMICA

EJEMPLO

REACCIONES

SISIEMAS

TIPOS DE SISITEMAS

CALOR

TERMOQUÍMICA

ÍNDICE

• Distinguir la diferencia entre los sistemas abierto, cerrado y aislado en función de sus características.
• Distinguir la diferencia entre los conceptos de calor, temperatura, entalpía de formación y entalpía de reacción, en términos de las leyes de termodinámica.
• Diferenciar entre procesos endotérmicos y exotérmicos, y clasificar con base en su flujo de energía.
• Analizar los fa
• ctores importantes para realizar cálculos de calorimetría. Distinguir la diferencia entre calor latente y calor sensible.

objetivos

• Ley de la conservación de la masa
• Ley de conservación de la energía

Las reacciones químicas obedecen a 2 leyes fundamentales

Termoquímicae

Es el estudio de los cambios de energía que ocurren durante una reacción química y durante cambios de estado de la materia

q = ΔH*n = (kJ/mol) * mol = kJ q = ΔH*m = (kJ/g) *g = kJ

"CALOR"

Calor latente: Cambio de fase. Fórmula varia dependiendo de unidades de la constante de calor latente de fusión o vaporización.

Se escribe con el símbolo q o Q, y tiene unidades de joules (J).

Calor Sensible: cambio en la temperatura. Fórmula: q = m*Cp(Tf-Ti)

Es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperatura.

Un sistema termodinámico tiene propiedades que lo describen:

• Cantidad de calor
• Volumen
• Temperatura
• Presión

es la parte del universo en la cual enfocamos nuestro estudio. Los sistemas pueden interactuar con sus alrededores intercambiando o transfiriendo calor, trabajo o materia.

S I S T E M A TERMODINÁMICO

CERRADO: no intercambia materia pero puede intercambiar energía con su entorno.

ABIERTO: Se presenta un intercambio de masa como de energía con su entorno.

AISLADO: NO hay intercambio de materia ni energía con su entorno

Tipos de sistemas

necesitan el suministro de energía calórica para que ocurran (ΔH>0).

cuando ocurre libera energía en forma de calor o luz al ambiente (ΔH<0).

EXOTERMICAS

ENDOTERMICAS

REACCIONES

ENDOTERMICAS

EXOTERMICAS

REACCIONES

LEYES DE LA TERMODINÁMICA

La termoquímica es parte de un amplio tema llamado termodinámica, que es el estudio científico de la conversión del calor y otras formas de energía.

Dice que no se transfiere calor entre dos objetos en equilibrio térmico; por lo tanto, están a la misma temperatura.

LEY CERO

1° LEY DE LA TERMODINAMICA

∆U = q + w Donde: ∆U = cambio de energía interna de un sistema q = calor intercambiado entre un sistema y su alrededor w = trabajo efectuado por o sobre el sistema

Basada en la ley de conservación de la energía, establece que si cierta cantidad de calor ingresa en un sistema, la energía interna del sistema debe aumentar o puede manifestarse como un trabajo del sistema sobre los alrededores.

Q= m . c . ΔT

Podemos calcular el calor liberado o absorbido por un material utilizando el calor específico C, la masa m de la sustancia y el cambio en la temperatura ΔT. Podemos calcular ΔT al usar la siguiente ecuación: ΔT=Tfinal −Tinicial donde Tfinal y Tinicial pueden tener unidades de ºC o K. Con base en esta ecuación, si q es positivo (la energía del sistema aumenta), entonces la temperatura de nuestro sistema aumenta y Tfinal >Tinicial. Si q es negativo (la energía del sistema disminuye), entonces la temperatura de nuestro sistema disminuye y Tfinal <Tinicial.

Una muestra de 466g de agua se calienta desde 8.50 ªC hasta 74.60 ªC. Calcule la cantidad de calor en kJ absorbido por el agua. Ces H2O= 4.184 J/g ªC Q=m . c . ΔT Q= (466 g) (4.184 J/g ªC) (74.60ªC - 8.50ªC) Q= 1.29 x 105 J x 1kJ/1000 J Q= 129 kJ

ejemplo

ENTALPÍA

Propiedad termodinámica utilizada para especificar o medir la cantidad de calor involucrado en una reacción química a presión constante. ∆Hreacción (∆H°R): calor ganado o cedido al realizarse una reacción química. ∆Hformación (∆H°f): calor ganado o cedido en la formación de 1 mol de cualquier sustancia a partir de sus elementos.

Entalpía o calor de reacción

El calor de reacción puede ser hallado de varias formas: de manera teórica de manera experimental ∆Hreacción (∆H°R): + (endotérmica) ∆Hreacción (∆H°R): - (exotérmica)

Cálculo de calor de reacción

Entre 1860 y 1869, Pierre Berthelot, ideó algunos métodos para efectuar reacciones químicas dentro de cámaras cerradas rodeadas por agua a temperatura conocida y a partir del incremento en la temperatura del agua circundante al finalizar la reacción, podía medirse la cantidad de calor desarrollada por la misma.

El valor de ∆H se puede determinar experimentalmente midiendo el flujo de calor que acompaña a una reacción a presión constante. El medir ese flujo de calor se llama calorimetría; un aparato que mide flujo de calor es un calorímetro.

CALORIMETRÍA

VS

La capacidad calorífica depende de la masa del cuerpo, de su composición química, de su estado termodinámico y del tipo de transformación durante la cual se cede el calor. Expresado en otras palabras la capacidad calorífica (C), es la cantidad de calor que se requiere para elevar en 1°C la temperatura de determinada cantidad de sustancia..

Es característico de cada material y corresponde a su capacidad calorífica por unidad de masa. Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia.

CAPACIDAD CALORÍFICA

CALOR ESPECÍFICO

Calorímetro a volumen constante

Q=∆H a P=cte.

Q = m. c. ∆T

Podemos calcular la cantidad de calor que una sustancia ganó o perdió usando su calor especifico junto con mediciones de su masa y del cambio de temperatura

NOTAS

La relaciòn entre capacidad calorifica y calor especìfico de una sustancia es: C=mxc Q = C*∆T Si conocemos el calor especìfico de una sustancia, entonces el cambio en la temperatura indicará la cantidad de calor Q, que se ha absorbido o liberado en un proceso. Q= m x c x ∆T

¿Qué consideramos cuando trabajamos con un calorímetro hecho por vasos de unicel? El calorímetro no esta perfectamente sellado, la reacción se efectúa bajo presión constante de la atmosfera. Suponemos que el calorímetro impide perfectamente la trasferencia de calor entre la disolución y su entorno. La disolución absorbe todo el calor producido por la reacción, qr, nada escapa del calorímetro. El calorímetro tiene baja conductividad térmica y capacidad calorífica.

EN EL LABORATORIO...

En una reacción exotérmica, la reacción pierde calor y la disolución gana, aumentando la temperatura. Por lo tanto el calor ganado por la disolución, qsoln, tiene la misma magnitud que el qr pero signo opuesto: qsoln = - qr qsoln = (calor específico de la disolución ) x (masa disolución) x ∆T Nota: cuando las disoluciones son diluidas, el calor especifico de la disolución es igual a la del agua, 4.18 J/gK

qr = -(calor específico de la disolución) * (gramos de disolución) * ∆T qr= -(4.18 J/g-K)(100 g)(6.5 K) = -2.7 * 10 3J = -2.7 kJ qr = ∆H

Cuando un estudiante mezcla 50 mL de HCl 1.0 M y 50 mL de NaOH 1.0 M en un calorímetro de vasos de café, la temperatura de la disolución resultante aumenta de 21.0ºC a 27.5ºC. Calcule el cambio de entalpía de la reacción, suponiendo que el calorímetro pierde una cantidad insignificante de calor, que el volumen total de la disolución es de 100 mL, que su densidad es de 1.0 g/mL y que su calor específico es de 4.18 J/g-K.

ejemplo

qcalorimetro = m. c. ∆T = (335 J/g°c)(24.9 °C-22.5°C) qreacción = - (2006.4 J +804 J) = 804 J = -2810.4 J = -2.81 KJ

qsoln = - qreacción + qcalorímetro qreacción = - (qsoln + qcalorímetro) qsoln = m. c. ∆T = (100 g + 100 g)x (4.18 J/g°C)x(24.90 °C – 22.5 °C) = 2006.4 J

Una muestra de 100 mL de HCl a 0.5 M se mezcla con 100 mL de NaOH 0.5 M, en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de 335 J/°C. La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y NaOH es la misma, 22.5 °C y la temperatura final de la mezcla es 24.90 °C. Calcule el cambio de calor de la reacción de neutralización. NaOH (ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) La densidad y el calor especifico de las disoluciones es igual que el del agua.

ejemplo

LEYES DE LA TERMOQUÍMICA

PRIMERA LEY DE LA TERMOQUÍMICA

“Calor estándar total involucrado en una reacción química es igual a la sumatoria de los calores estándar de formación de los productos, menos la sumatoria de los calores estándar de formación de los reactivos”.

Determinar el calor de la siguiente reacción: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H°R = Σ ∆H°f productos – Σ ∆H°f reactivos ∆H°R = (∆H°f H2O (g)) – (∆H°f H2 (g) + ½ ∆H°f O2) ∆H°R = [(1mol(-57.8 kcal/mol)] – [1 mol(0 kcal/mol) + ½ mol(0 kcal/mol)] ∆H°R = -57.8 kcal (reacción exotérmica)

ejemplo

Calcula el calor de reacción e indica si se desprende o absorbe energía, a partir de los calores estándar de formación de cada una de las sustancias que participan en la siguiente ecuación química. 2 CH3OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆H°f CH3OH (l) = -57.05 kcal/mol ∆H°f H2O (l) = -68.32 kcal/mol ∆H°f CO2 (g) = -94.1 kcal/mol ∆H°R = Σ ∆H°f productos – Σ ∆H°f reactivos ∆H°R = [ 2 ∆H°f CO2(g) + 4 ∆H°f H2O(l)] - [ 2 ∆H°f CH3OH(l) + 3 ∆H°f O2(g)] ∆H°R = [ 2 mol (-94.1 kcal/mol) + 4 mol(-68.32 kcal/mol)] - [2 mol (-57.05 kcal/mol) + 3mol (0 kcal/mol)] ∆H°R = -347.38 kcal (reacción exotérmica)

ejemplo

Calcula el calor de reacción e indica si se desprende o absorbe energía, a partir de los calores estándar de formación de cada una de las sustancias que participan en la siguiente ecuación química. 2 CH3OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆H°f CH3OH (l) = -57.05 kcal/mol ∆H°f H2O (l) = -68.32 kcal/mol ∆H°f CO2 (g) = -94.1 kcal/mol ∆H°R = Σ ∆H°f productos – Σ ∆H°f reactivos ∆H°R = [ 2 ∆H°f CO2(g) + 4 ∆H°f H2O(l)] - [ 2 ∆H°f CH3OH(l) + 3 ∆H°f O2(g)] ∆H°R = [ 2 mol (-94.1 kcal/mol) + 4 mol(-68.32 kcal/mol)] - [2 mol (-57.05 kcal/mol) + 3mol (0 kcal/mol)] ∆H°R = -347.38 kcal (reacción exotérmica)

ejemplo

El calor de una reacción es independiente del número de etapas o de la naturaleza del camino a través del cual se realiza.

SEGUNDA LEY DE LA TERMOQUÍMICA

Calcula el calor de reacción para un proceso representado por la ecuación. H2SO4(l) + 2 NaCl(s) → 2HCl(g) + Na2SO4(s) ∆H°R=? A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas: ½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ∆H°R= -22.06 Kcal H2(g) + S(s) + 2 O2(g) → H2SO4(l) ∆H°R= -193.91 Kcal Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆H°R= -98.23 Kcal 2 Na(s) + S(s) + 2 O2(g) → Na2SO4(s) ∆H°R= -330.5 Kcal

ejemplo

Para resolver este problema es necesario tratar algebraicamente las ecuaciones 1,2,3 y 4 de forma que con ellas sea posible llegar a la ecuación deseada, teniendo cuidado, de que lo que se considere para cada ecuación en particular, se aplique también al calor de reacción correspondiente. Solución: 1. Seleccionar las ecuaciones que contengan las dos sustancias de la izquierda de la ecuación a la que se le desea llegar. Ec. 2 y 3. 2. Con el fin de cumplir con los coeficientes de la ecuación principal, se multiplican las ecuaciones por -1 y -2.

ejemplo

½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ∆H°R= -22.0 Kcal (2) H2(g) + S(s) + 2 O2(g) → H2SO4(l) ∆H°R= -193.91 Kcal (-1) Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆H°R= -98.23 Kcal (-2) 4) 2 Na(s) + S(s) + 2 O2(g) → Na2SO4(s) ∆H°R= -330.5 Kcal H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ∆H°R= -44.12 Kcal H2SO4(l) → H2(g) + S(s) + 2 O2(g) ∆H°R= 193.91 Kcal 2 NaCl(s) → 2 Na(s) + Cl2(g) ∆H°R= 196.46 Kcal 4) 2 Na(s) + S(s) + 2 O2(g) → Na2SO4(s) ∆H°R= -330.5 Kcal

ejemplo

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ∆H°R= -44.12 Kcal H2SO4(l) → H2(g) + S(s) + 2 O2(g) ∆H°R= 193.91 Kcal 2 NaCl(s) → 2 Na(s) + Cl2(g) ∆H°R= 196.46 Kcal 2 Na(s) + S(s) + 2 O2(g) → Na2SO4(s) ∆H°R= -330.5 Kcal ____________________________________________________________________ H2SO4(l) + 2 NaCl(s) → 2 HCl(g) + Na2SO4(s) ∆H°R=15.71 Kcal reacción endotérmica

ejemplo

Aplicando la Ley de Hess, calcular el calor de formación molar para el cloruro de plata sólido, a partir de las ecuaciones termoquímicas que se indican: H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H°R= -68.32 Kcal 2 Ag(s) + ½ O2(g) → Ag2O(s) ∆H°R= -73.1 Kcal Ag2O(s) + 2 HCl(g) → 2 AgCl(s) + H2O(l) ∆H°R= -77.6 Kcal ½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ∆H°R= -22.06 Kcal

ejemplo

Para resolver este problema hay que aplicar el concepto de calor de formación y establecer la siguiente ecuación que será a la que se desea llegar: Ag(s) + ½ Cl2(g) → AgCl(s) ∆H°R= H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H°R= -68.32 Kcal 2 Ag(s) + ½ O2(g) → Ag2O(s) ∆H°R= -73.1 Kcal Ag2O(s) + 2 HCl(g) → 2 AgCl(s) + H2O(l) ∆H°R= -77.6 Kcal ½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ∆H°R= -22.06 Kcal

ejemplo

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H°R= -68.32 Kcal (-1) 2 Ag(s) + ½ O2(g) → Ag2O(s) ∆H°R= -73.1 Kcal Ag2O(s) + 2 HCl(g) → 2 AgCl(s) + H2O(l) ∆H°R= -77.6 Kcal ½ H2(g) + ½ Cl2(g) → HCl(g) ∆H°R= -22.06 Kcal (2) _______________________________________________________________________ 2 Ag(s) + Cl2(g) → 2 AgCl(s) ∆H°R= -126.5 Kcal (1/2) Se dividió entre dos la ecuación resultante para llegar a la ecuación deseada. Ag(s) + ½ Cl2(g) → AgCl(s) ∆H°R= -63.25 Kcal reacción exotérmica

ejemplo

La segunda ley nos provee criterios para determinar si un proceso se producirá o no. Es decir si un proceso ocurrirá espontáneamente.

2° ley de la termodinámica

Procesos que ocurren bajo determinadas condiciones

PROCESOS ESPONTÁNEOS

Las moléculas de un gas se difunden en un recipiente

El metal caliente se enfría a medida que la energía de sus átomos se propague hacia el entorno.

La segunda ley introduce una nueva función de estado: E N T R O P Í A

En estos ejemplos la energía y la materia tienden a volverse más desordenadas La entropía expresa ese orden.

Mientras más desordenado se encuentre el sistema, mayor será su entropía En todo proceso espontáneo (irreversible), la entropía del universo aumenta. En todo sistema en equilibrio, la entropía del universo permanece constante.

E N T R O P Í A

Es necesario considerar los cambios de H y los cambios de S de los sistemas

¿COMO PREDECIR SI ES ESPONTANEA O NO?

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (G)

J. Willard Gibbs (1839-1903) matemático estadounidense, propuso la relación entre ∆H y ∆S para predecir si una reacción dada que ocurre a T y P constantes, será espontanea. G = H – TS ∆G = ∆H - T∆S ∆G = Gproductos - Greactivos ∆G < 0 La reacción es espontánea ∆G = 0 La reacción esta en equilibrio ∆G > 0 La reacción es no espontánea (se debe aplicar un trabajo para que ocurra).

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

Calcula los cambios de energía libre estándar de la siguiente reacción a 25°C. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆G°f CO2(g) = -394.4 KJ/mol ∆G°f H2O(l)= -237.2 KJ/mol ∆G°f CH4(g)= -50.8 KJ/mol ∆G°f O2(g)= 0 KJ/mol ∆G°R = Σnproductos. ∆G°f productos – Σnreactivos. ∆G°f reactivos ∆G°R = [(1 mol)(-394.4 KJ/mol) + (2 mol)(-237.2 KJ/mol)] – [(1 mol)(-50.8 KJ/mol) + (2 mol)(0 KJ/mol)] ∆G°R = -818.0 KJ/mol, reacción espontanea.

ejemplo

Calcular el cambio de energía libre estándar para la reacción: P4(g) + 6Cl2(g) → 4PCl3(g) a 298 K ∆G°f P4(g)= 24.4 KJ/mol ∆G°f PCl3(g) = -269.6 KJ/mol ∆G°R = Σnproductos. ∆G°f productos – Σnreactivos. ∆G°f reactivos ∆G°R = [(4 mol)(-269.6 KJ/mol)] – [(1 mol)(24.4 KJ/mol) - (6 mol)(0 KJ/mol)] ∆G°R = -1102.8 KJ, reacción espontanea ¿Cuál es la ∆G°R para la inversa de esta reacción? 4 PCl3(g) → P4(g) + 6 Cl2(g) ∆G°R = [(4 mol)(-269.6 KJ/mol)- (6 mol)(0 KJ/mol)] – [(1 mol)(24.4 KJ/mol)] ∆G°R = 1102.8 KJ, reacción no espontanea

ejemplo

Indica que la entropia de una sustancia pura y cristalina en el cero absoluto es nula. En general se concluye que esta ley del cero absoluto es imposible alcanzar en un numero infinito de pasos.

3° ley de la termodinámica

Las leyes de la Termodinamica. Canal de Youtube: Quantum Fracture.

VÍDEO

Conceptos básicos de termoquímica Canal de Youtube: Ciencias Básicas para ingenieros.

VÍDEO

Entalpía de reacción. Canal de Youtube: Quimiayudas.

VÍDEO

Ley de Hess Canal de Youtube: Emmanuel Asesorías.

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Espontaneidad Canal de Youtube: Amigos de la Química.

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