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Publicada porMaría Carmen Páez Juárez Modificado hace 9 años
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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
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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, H θ, 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 H ø 298 es el cambio estándar de entalpía a 1bar y 298K (~ temperatura ambiente)
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Entalpías de un cambio físico cambios de fase (líquido a gas, sólido a liquido, sólido a gas, etc.) tienen entalpías asociadas con la transición, trans H θ » Líquido-a-Gas, vaporización: vap H θ » Sólido-a-Líquido, fusión: fus H θ » Sólido-a-Gas, sublimación: sub H θ 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 à Ejemplo: necesitas la entalpía de sublimación y no la encuentras: recorrido: paso 1 - sólido a liquido ( fus H θ ) paso 2 - líquido a gas ( vap H θ ) paso 3 - suma de pasos 1 & 2 » El proceso inverso implica solamente un cambio de signo
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Entalpías del cambio químico Así como los cambios de estado, las reacciones tienen entalpías asociadas con ellas » Se puede escribir una ecuación termoquímica: à Ecuación química estándar más el cambio de entalpía Reactivos y productos in estado estándar la entalpía es la entalpía estándar de reacción, r H θ » Típicamente, debes calcular r H θ à 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, r H θ m Recuerda que la descomposición es lo mismo que la formación pero con el signo cambiado Para aA + bB cC + dD, r H θ m = c r H θ m (C) + d r H θ m (C) - a r H θ m (A) - b r H θ m (D)
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Entalpías del cambio químico à 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
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Entalpías estándar de formación, f H ø 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: Las entalpías de formación pueden estimarse de las energías de enlace
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La dependencia de r H ø con la temperatura Para ser precisos, f H ø debe medirse a la temperatura de interés Si este dato no está disponible puede estimarse como sigue: » Supone a C p θ independiente de la temperatura » Puede usar la dependencia funcional de C p, si se conoce (lo mostramos antes) » Mientras más cerca T 1 de T 2, mejor
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http://webbook.nist.gov/chemistry/ http://webbook.nist.gov/chemistry/ Methane data Methane data
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Calcula la entalpía estandar de formación del disulfuro de carbono CS 2 (l) a partir de sus elementos, teniendo que: C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) H 0 = -393.5 kJ reacc S (rómbico) + O 2 (g) SO 2 (g) H 0 = -296.1 kJ reacc CS 2 (l) + 3O 2 (g) CO 2 (g) + 2SO 2 (g) H 0 = -1072 kJ reacc C (grafito) + 2S (rómbico) CS 2 (l) reacc C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) H 0 = -393.5 kJ 2S (rómbico) + 2O 2 (g) 2SO 2 (g) H 0 = -296.1x2 kJ reacc CO 2 (g) + 2SO 2 (g) CS 2 (l) + 3O 2 (g) H 0 = +1072 kJ reacc + C (grafito) + 2S (rómbico) CS 2 (l) H 0 = -393.5 + (2x-296.1) + 1072 = 86.3 kJ reacc 6.5
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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) + O 2 (g) → CO 2 (g)ΔH = -393.5 kJ C(diamante) + O 2 (g) → CO 2 (g)ΔH = -395.4 kJ CO 2 (g) → C(diamante) + O 2 (g) ΔH = +395.4 kJ + C(grafito) + O 2 (g)→ CO 2 (g)ΔH = -393.5 kJ C(grafito) → C(diamante) ΔH =1.9 kJ
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El benceno (C 6 H 6 ) 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. 2C 6 H 6 (l) + 15O 2 (g) 12CO 2 (g) + 6H 2 O (l) H0H0 reacc n H 0 (productos) f = m H 0 (reactivos) f - H0H0 reacc 6 H 0 (H 2 O) f 12 H 0 (CO 2 ) f = [+] - 2 H 0 (C 6 H 6 ) f [] H0H0 reacc = [ 12x–393.5 + 6x–285.8 ] – [ 2x49.04 ] = -6535 kJ -6535 kJ 2 mol = - 3267 kJ/mol C 6 H 6 6.5
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Una hoja de oro que pesa 10.0 g y se encuentra a una temperatura de 18.0 o C se coloca sobre una hoja de hierro que pesa 20.0 g y está a una temperatura de 55.6 o C. ¿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 0 C; s de Au = 0.129 J/g 0 C q = ms t q Fe = -20(0.444)(t f – 55.6) q Au = 10(0.129)(t f – 18.0) q Fe = q Au -20(0.444)(t f – 55.6) = 10(0.129)(t f – 18.0) 1.29t f + 8.88t f = 493.7 + 23.22 t f = 516.92/10.17 = 50.8 o C
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Calcula el valor de ΔH o a 400 K para la reacción: CO(g) + 1/2 O 2 (g) → CO 2 (g) si ΔH o a 298 K es -282.984 kJmol -1 C p o / J mol -1 K -1 : O 2 = 29.355 CO = 29.14 CO 2 = 37.11
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Calcula el valor de ΔH o a 373 K para la formación Agua gaseosa si ΔH o a 298 K es -241.82 kJmol -1 C p o / J mol -1 K -1 : O 2 = 29.355 H 2 = 28.84 H 2 O = 33.58 Calcula el valor de ΔH o a 400 K para la formación amoniaco. Si el sistema inicial consta de 10 moles de nitrógeno y 35 moles de hidrógeno y sólo reacciona el 10% del nitrógeno disponible ¿cuánto calor se pro- duce? y… ¿el efecto de la presión sobre Δ r H?
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El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de enlace. H 2 (g) H (g) + H 0 = 436.4 kJ Cl 2 (g) Cl (g) + H 0 = 242.7 kJ HCl (g) H (g) +Cl (g) H 0 = 431.9 kJ O 2 (g) O (g) + H 0 = 498.7 kJ OO N 2 (g) N (g) + H 0 = 941.4 kJ N N Energía de enlace
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Energía de enlace promedio en moléculas poliatómicas H 2 O (g) H (g) +OH (g) H 0 = 502 kJ OH (g) H (g) +O (g) H 0 = 427 kJ energía de enlace promedio OH = 502 + 427 2 = 464 kJ
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Energía de enlace (BE) y cambio en la entalpía de reacción H 0 = 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.
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Usa la energía de enlaces para calcular el cambio de entalpía para: H 0 = 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) HH1436.4 FF 1156.9 Tipo de enlaces formados Número de enlaces formados Energía de enlace (kJ/mol) Cambio de energía(kJ) HF2568.21136.4 H 0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ H 2 (g) + F 2 (g) 2HF (g) Ver simulación diapositiva 12
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Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares H global = H 1 + H 2 + H 3 + H 4 + H 5 oooooo global
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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. H vap Na = 107.32 kJ H dis Cl 2 = 243.36 kJ 1ª E.I. Na = 496 kJ A.E. Cl = -349 kJ Respuesta: E.R. = +786 kJ
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