ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y CÁLCULO DE LA ENTALPÍAS DE REACCIÓN

Presentación del tema: "ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y CÁLCULO DE LA ENTALPÍAS DE REACCIÓN"— Transcripción de la presentación:

1 ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y CÁLCULO DE LA ENTALPÍAS DE REACCIÓN
Universidad Industrial de Santander Química II Elaborado por: Sonia Alejandra Quintero Antolinez. Juan Guillermo Rodríguez Lizcano. Julián Enrique Villamizar Blanco. Presentado a: Claude A. Ewert.

2 INTRODUCCIÓN El tema “Entalpía de reacción o calor de la reacción” denotado como: ∆Hreac, es una de las maneras con la que podemos explicar muchos de los sucesos que ocurren a diario en nuestro entorno; la historia de la humanidad esta llena de estos procesos donde se ha puesto en practica el calor de una reacción como una fuente importante de energía la cual, a lo largo del tiempo, nos ha ayudado a avanzar en muchos ámbitos como lo son la tecnología, la ciencia, la investigación, entre otros. Este tipo de energía no es mas que una manera de encontrar la entalpía de reacción.

3 ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN
El camino para encontrar el cambio de la entalpia de una reacción se logra midiendo el calor absorbido o liberado (en condiciones estándar), mediante la siguiente formula: ECUACIÓN 1  ∆H= H Productos - H Reactivos Observamos que ∆H representa el cambio de entalpía donde ∆ significa delta o “cambio de…” y H denota la entalpía. Una de las maneras de encontrar ∆H es conociendo las entalpías reales de todos los reactivos y productos, sin embargo la entalpía de una de estas sustancias no es un valor “absoluto” puesto que son valores tomados con respecto a una referencia arbitraria la cual recibe el nombre de entalpia estándar de formación (∆Hfº) en donde (º) hace énfasis en el estado estándar (1 atm) y (f) significa “de formación”.

4 El oxígeno molecular (O2 ) es más estable que el ozono (O3 ) así:
La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma mas estable es cero. Por ejemplo, considere el oxigeno: El oxígeno molecular (O2 ) es más estable que el ozono (O3 ) así: ΔHf <O2(g)>= 0 kJ/mol ΔHf <O3(g)>= 142,2 kJ/mol Con base en esta referencia, podemos definir la entalpía estándar de formación (1 atm) de un compuesto como: El cambio de calor relacionado cuando se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. GLOSARIO: Condición estándar es un estado de referencia utilizado para calcular las propiedades de una sustancia bajo diferentes condiciones. Actualmente para la IUPAC, las condiciones estándar son a temperatura de 25ºC (298,5 K) y a presión de 100 Pa (0,986 atm)

5 TABLA DE ENTALPÍAS DE FORMACIÓN
En la siguiente tabla se muestran las entalpias estándar de formación de algunos compuestos. Observe que aunque el estado estándar no especifica una temperatura, siempre los análisis serán hechos a partir de los 25ºC debido a que la mayoría de los datos termodinámicos se llevan a cabo en esta temperatura 

6 ∆Hºreac= (c ∆Hfº (C) + d ∆Hfº (D)) - (a ∆Hfº (A) + b ∆Hfº (B))
La importancia de las entalpias estándar de formación se basan en que, una vez que conocemos sus valores, podemos calcular la entalpia estándar de reacción (∆Hºreac) la cual se define como la entalpía de una reacción que se efectúa a 1 atm. Por ejemplo, considere la siguiente reacción hipotética: aA + bB →  cC + dD Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos. Para esta reacción ∆Hºreac está dada por: ∆Hºreac= (c ∆Hfº (C) + d ∆Hfº (D)) - (a ∆Hfº (A) + b ∆Hfº (B)) En general: ECUACIÓN 2  Donde n representa los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos,   significa sumatoria o “la suma de…” Existen dos métodos con los cuales podemos encontrar la entalpia estándar de reacción ∆Hºreac, los cuales son:

7 1. METODO DIRECTO Utilizado cuando las reacciones químicas se sintetizan con facilidad a partir de sus elementos, sin productos secundarios que interfieren en la determinación de la entalpía estándar de formación. Las reacciones de combustión son un ejemplo de reacciones que ocurren con limpieza.

8 EJEMPLO Por medio de la ECUACIÓN 2 calcular la entalpía de la siguiente reacción química:   C(grafito)   +   O2(g)   →   CO2(g)   ∆Hfc = 0    ∆Hfo =  ∆Hf = kJ/mol Para los reactivos: ∑∆H0f (reactivos) = [ 1 mol x mol x 0 ] = 0 kJ Para los productos: ∑∆H0f (productos) = [ 1 mol x ( kJ/mol) ] = kJ ∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos) ∆H0r  = kJ – ( 0 kJ) ∆H0r  = kJ ∆H0r  < 0   Reacción exotérmica.

9 2C6H6 (l) +15O2 (g) →12CO2 (g) + 6H2O (l)
EJERCICIO 1.Combustión del benceno (principal compuesto aromático): 2C6H6 (l) +15O2 (g) →12CO2 (g) + 6H2O (l) Donde: ΔH<C6H6(l) > = 82,8 kJ/mol ΔH<CO2(g) > = - 393,5 kJ/mol ΔH<H2O(l) > = - 285,5 kJ/mol a. ΔH<reacción> = ? b. Deducir, por medio del resultado de la entalpía de reacción, ¿qué tipo de reacción ocurrió?

10 2. METODO INDIRECTO Muchos compuestos no se pueden sintetizar a partir de sus elementos. En algunos casos, la reacción se lleva a cabo con demasiada lentitud o suceden reacciones secundarias que producen otras sustancias además del compuesto de interés. En estos casos los valores de ∆Hfº se determinan por un procedimiento indirecto que se basa en a llamada Ley de Hess, la cual se enuncia como: cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos.

11 EJEMPLO Suponga que queremos conocer la entalpía estándar de formación del monóxido de carbono (CO). La reacción se representa como: 4C(grafito)   + 2O2(g)   →  4CO(g) No obstante, la combustión del grafito también produce un poco de dióxido de carbono (CO₂), Es posible llevar a cabo las siguientes dos reacciones por separado, las cuales proceden cuantitativamente: a. 4C(grafito)   +   4O2(g)   →   4CO2(g)          ∆Hºreac = kJ/mol b.  4CO(g) +  2O2(g)  →  4CO2(g)           ∆Hºreac = kJ/mol En primer lugar, invertimos la ecuación b) para obtener, así mismo invertimos el signo de la ∆Hºreac: c. 4CO2(g)    →  4CO(g) + 2O2(g)                   ∆Hºreac = kJ/mol

12 Debido a que las ecuaciones químicas se pueden sumar y restar tal como las ecuaciones algebraicas, realizamos la operación a) + c) y obtenemos: a.4C (grafito) + 4O2(g) → 4CO2(g) ∆Hºreac = kJ/mol c. 4CO2(G) → 4CO(g) + 2O2(g) ∆Hºreac = kJ/mol __________________________________________________________________ d. 4C(grafito) + 2O2(g) → 4CO(g) ∆Hfº(CO) = -442 kJ/mol Por lo tanto, ∆Hfº(CO) = -442 kJ/mol. Con base en lo anterior, podemos ver que la reacción global es la formación del CO2 [ecuación a], la cual se puede dividir en dos partes [ecuación d y b].

13 EJERCICIO 1. Calcule la entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono (CS2) a partir de sus elementos, dadas: C(grafito) + O2(g) → CO2(g)   ΔH°reac= -393,5 kJ/mol S(rómbico) + O2 (g) → SO2(g)   ΔH°reac= -296,4 kJ/mol CS2(l) + 3O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g)  ΔH°reac= -1073,6 kJ/mol

14 GRÁFICA Donde el camino 1 representa el método directo y el camino 2 hace referencia al método indirecto (Ley de Hess).

15 BIBLIOGRAFIA 1.Texto virtual: FONTAL B./REYES M./BELLANDI F./CONTRERAS R./ ROMERO I. VII Escuela Venezolana para la enseñanza de la química. Disponible en: 2. Libro virtual: TEMA 12 TERMODINAMICA QUIMICA. Disponible en: 1/TEMA_12_TERMOQUiMICA.pdf 3. Libro:  McGRAW-HILL/INTERAMERICANA EDITORES S.A/ EDICIÓN UNDÉCIMA ISBN: CV/ QUÍMICA RAYMOND CHANG, KENNETH A.GOLDSBY/ BIBLIOTECA UIS.

16 MUCHAS GRACIAS POR SU ATENCIÓN