CLASE 22 TERMODINÁMICA II.

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1 CLASE 22 TERMODINÁMICA II

2 “La energía no puede ser creada ni destruida, sólo transformada”.
ENTALPÍA (H) Se llama “entalpía” (H) al contenido global de energía (calor) de un sistema. La “variación de entalpía” (ΔH) ocurre cuando un sistema sufre una transformación química. ΔH = H productos- Hreactantes “La energía no puede ser creada ni destruida, sólo transformada”.

3 REACCIÓN EXOTÉRMICA ΔH = H productos- Hreactantes < 0
El contenido de energía de los reactantes es mayor que el de los productos de reacción. Durante la transformación, se produce liberación de energía hacia el entorno. 2H2 + O2 → 2H2O ΔH = - 116,24 Kcal

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5 REACCIÓN ENDOTÉRMICA ΔH = H productos- Hreactantes > 0
El contenido de energía de los productos es mayor que el de los reactantes. Para que esta reacción ocurra, debe proporcionarse energía desde el entorno. N2(g) + O2(g) → 2NO(g) ΔH = + 43 Kcal

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7 IDENTIFICACIÓN DE REACCIONES
C (grafito) + ½ O2(g) → CO ΔH= -110,3 Kj ΔH < Exotérmica N2H4(l)+2H2O2 (l)→N2(g)+4H2O(g) ΔH= Kcal ΔH > Endotérmica 3O2(g) → 2O3 (g) ΔH= +462,9 Kj ΔH > Endotérmica

8 LEY DE HESS La variación de entalpía (cantidad de calor) en una reacción química depende de los estados iniciales y finales de la reacción. En toda reacción química puede existir más de un camino para formar un producto, esto es, un camino directo y uno múltiple.

9 LEY DE HESS CO2 (g) C (grafito) + O2 (g) CO (g) + ½ O2 (g)
camino directo CO2 (g) estado final C (grafito) + O2 (g) estado inicial ΔH = - 393,3 Kj camino indirecto camino indirecto CO (g) + ½ O2 (g) estado intermedio ΔH = - 110,3 Kj ΔH = - 283,0 Kj

10 De esta manera, si se parte de un mismo estado inicial se llega siempre a un mismo estado final, donde el ΔH siempre será igual, ya sea que se efectúe de manera directa o en varias etapas. Las ecuaciones termoquímicas pueden ser sumadas como si fuesen ecuaciones matemáticas y responden a principios matemáticos.

11 4CO(g) + 2O2(g) → 4CO2(g) ΔH= -1131,2 Kj
PROPIEDADES 4CO(g) + 2O2(g) → 4CO2(g) ΔH= -1131,2 Kj Inversión de ecuación 4CO2(g) → 4CO(g) + 2O2 (g) ΔH= +1131,2 Kj Amplificación de ecuación (x3) 12CO(g) + 6O2(g) → 12CO2(g) ΔH= ,6 Kj Simplificación de ecuación (/2) 2CO(g) + O2(g) → 2CO 2(g) ΔH= -565,6 Kj

12 C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH1= -393,3 Kj
Ley de Hess Dadas las ecuaciones termodinámicas: C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH1= -393,3 Kj C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH2= -395,2 Kj Calcule la variación de entalpía de transformación de C(grafito) → C(diamante) ΔH = ? C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH1= -393,3 Kj CO2(g) →C(diamante) + O2(g) ΔH2= +395,2 Kj C(grafito) → C(diamante) ΔH = +1,9 Kj

13 ENTROPÍA (S) Grado de desorden de una reacción química, por lo que mientras mayor es el desorden, mayor será la probabilidad de choque entre moléculas que determinará la formación de productos. ΔS = Sproductos- Sreactantes Una reacción es espontánea cuando libera calor (ΔS +). Una reacción es espontánea cuando ha aumentado el grado de desorden en el sistema.

14 Alto grado de orden molecular
Alto grado de desorden molecular Baja entropía Elevada entropía

15 - + ΔH ΔS Características Observaciones
Proceso exotérmico que tiende al desorden. Altamente factible Proceso exotérmico que tiende al orden. Factible sólo si ΔH >TΔS Proceso endotérmico que tiende al orden. No factible Proceso endotérmico que tiende al desorden. ΔH < TΔS