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,  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)

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

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)

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

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

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

  Methane data Methane data

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 = kJ reacc S (rómbico) + O 2 (g) SO 2 (g)  H 0 = kJ reacc CS 2 (l) + 3O 2 (g) CO 2 (g) + 2SO 2 (g)  H 0 = kJ reacc C (grafito) + 2S (rómbico) CS 2 (l) reacc C (grafito) + O 2 (g) CO 2 (g)  H 0 = kJ 2S (rómbico) + 2O 2 (g) 2SO 2 (g)  H 0 = x2 kJ reacc CO 2 (g) + 2SO 2 (g) CS 2 (l) + 3O 2 (g)  H 0 = kJ reacc + C (grafito) + 2S (rómbico) CS 2 (l)  H 0 = (2x-296.1) = 86.3 kJ reacc 6.5

El carbono se presenta en la naturaleza en dos formas, grafito y diamante. El calor de combustión del grafito es kJ/mol, y el del diamante es kJ/mol. Calcula ΔH para la transformación de grafito en diamante: C(grafito) → C(diamante) C(grafito) + O 2 (g) → CO 2 (g)ΔH = kJ C(diamante) + O 2 (g) → CO 2 (g)ΔH = kJ CO 2 (g) → C(diamante) + O 2 (g) ΔH = kJ + C(grafito) + O 2 (g)→ CO 2 (g)ΔH = kJ C(grafito) → C(diamante) ΔH =1.9 kJ

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 kJ/mol. 2C 6 H 6 (l) + 15O 2 (g) 12CO 2 (g) + 6H 2 O (l) H0H0 reacc n  H 0 (productos) f =  m  H 0 (reactivos) f  - H0H0 reacc 6  H 0 (H 2 O) f 12  H 0 (CO 2 ) f = [+] - 2  H 0 (C 6 H 6 ) f [] H0H0 reacc = [ 12x– x–285.8 ] – [ 2x49.04 ] = kJ kJ 2 mol = kJ/mol C 6 H 6 6.5

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 = J/g 0 C; s de Au = 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 t f = t f = /10.17 = 50.8 o C

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 kJmol -1 C p o / J mol -1 K -1 : O 2 = CO = CO 2 = 37.11

Calcula el valor de ΔH o a 373 K para la formación Agua gaseosa si ΔH o a 298 K es kJmol -1 C p o / J mol -1 K -1 : O 2 = H 2 = H 2 O = 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?

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 = kJ Cl 2 (g) Cl (g) +  H 0 = kJ HCl (g) H (g) +Cl (g)  H 0 = kJ O 2 (g) O (g) +  H 0 = kJ OO N 2 (g) N (g) +  H 0 = kJ N N Energía de enlace

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 = = 464 kJ

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.

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) HH FF Tipo de enlaces formados Número de enlaces formados Energía de enlace (kJ/mol) Cambio de energía(kJ) HF  H 0 = – 2 x = kJ H 2 (g) + F 2 (g) 2HF (g) Ver simulación diapositiva 12

Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares  H global =  H 1 +  H 2 +  H 3 +  H 4 +  H 5 oooooo 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.  H vap Na = kJ  H dis Cl 2 = kJ 1ª E.I. Na = 496 kJ A.E. Cl = -349 kJ Respuesta: E.R. = +786 kJ