¿Por qué en una reacción química se produce una absorción o liberación de energía?

H2 + I2-----------------2HI

A—B(g)  A(g) + B(g) H = Eenlace= Ee ENTALPÍA DE ENLACE “Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en estado gaseoso”. En el caso de moléculas diatómicas con un solo enlace, se corresponde con la energía necesaria para disociar 1mol de dicha sustancia en los átomos que la constituyen. Para moléculas poliatómicas, la energía de enlace se toma como el valor medio necesario para romper cada uno de los enlaces iguales. A—B(g)  A(g) + B(g) H = Eenlace= Ee H2(g)  2 H(g) H = 436 kJ

Energía de enlace Ruptura: supone aporte energético Es difícil de medir. Se suele calcular aplicando la ley de Hess. Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) Se mide en kJ/mol. Mientras más alta es la energía de enlace, costará más romper dicho enlace, ya que es más estable y más fuerte. Ruptura: supone aporte energético Formación: supone desprendimiento de energía

Entalpía de reacción y energías de enlace A partir de entalpías de enlace se puede estimar la entalpía de reacción Puesto que la entalpía de enlace depende de la molécula se tabulan valores promedio H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H H H H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl H DH = 413 + 243 – (328 +432 )= –104 kJ H ¡Ojo! * Método aproximado Þ ESTIMACIÓN Fiabilidad: ± 10 kJ como máximo * Sólo es aplicable a reacciones entre gases.

CONOCIMIENTOS PREVIOS Estructuras de Lewis » En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa). Ej.: El enlace en la molécula de agua.

X Estructuras de Lewis Símbolos de Lewis: Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento: X v v

Estructuras de Lewis Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-), es decir, conseguir la configuración de gas noble: s2p6 Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos) · enlaces sencillos · enlaces dobles · enlaces triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

Estructuras de Lewis ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? 1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. 2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos. 3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles. 4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octete para cada átomo. 1) Ejemplo 1: CH4 C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- x4= 4e- 8e- 2)

Enlace Ee (kJ/mol) H–H 436 C–C 347 C=C 620 CC 812 O=O 499 Cl–C 243 C–H 413 C–O 315 C=O 745 O–H 460 Cl–H 432 Ejercicio Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla.

C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O Enlaces rotos: 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O Enlaces formados: 6 C=O y 8 O–H H0 =  Ee(e. rotos) –  Ee(e. form.) H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)] H = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol

Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436, calcular el valor de H0 de la reacción de hidrogenación del eteno. Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g)  CH3–CH3(g) En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.  H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) =  H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)  H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol – (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ

Ejercicios 1.- Calcule la entalpía de reacción para la combustión del gas natural (metano CH4 ), utilizando energías de enlace listadas en tablas correspondientes. 2.- Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno para formar etano, según la reacción: CH2=CH2 + H2 CH3–CH3 a partir de los datos de la tabla adjunta

3.- A partir de las energías de enlace (Ee) (C‑H) = 415,3 kJ/mol; (Cl‑Cl) = 243,8 kJ/mol; (C‑Cl) = 327,8 kJ/mol; y (Cl‑H) = 432,4 kJ/mol, determinar la entalpía normal de reacción del proceso: CH4(g)+ Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g

Caracterizar el flujo de calor que hay en las reacciones químicas a presión constante por medio de la entalpia como función termodinámica.

Recapitulando Al romperse un enlace se necesita energía, es por eso que los valores de energía de enlace son positivos. Al formarse un enlace se libera energía, es por eso que los valores de energía de enlace son los mismos pero con signo negativo.

RUPTURA DE ENLACE C – C + 347 kJ/mol FORMACION DE ENLACE C – C - 347 kJ/mol

Enlace EE (kJ/mol) H-Cl 432 C-N 305 Cl-Cl 242 H-O 463 C-C 346 O=O 498 H-N 391 N-O 201 C=O 803 H-C 413 O-Cl 218 C=C 610 H-H 436 O-O 138 C=N 615 C-Cl 339 F-Cl 253 C-O 358 F-F 155

Establecer la ecuación química balanceada para la reacción que se estudia. 2.- Escribir las formulas estructurales para los reactantes y los productos de la reacción. 3.- Identificar los enlaces que se rompen en los reactantes. 4.- identificar los enlaces que se forman en los productos 5.- Realizar el calculo correspondiente

Calcular la entalpia de reacción a partir de sus energías de enlace para la siguiente reacción química 2C2H6 + 7 O2 4CO2 (g) + 6H2O(g)

Calcular ala entalpia de formación del amoniaco según la siguiente reacción: N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 (g)

ENTALPIA DE REACCION O CALOR DE REACCION Δreacción H° Variación de entalpia estándar, involucrada en la transformación de reactivos en productos ,en las mismas condiciones de presión y temperatura y considerando el balance de materia de la reacción. ΔrH° = f H° ( productos ) − f H° ( reactantes )

Ecuación termoquímica CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2H2O(l) ΔrH°= -890 kJ

Calcular la entalpia de reacción estándar a partir de sus entalpias de formación estándar para : CH4(g) + 4CuO(s) CO2(g) + 2H2O(l) +4Cu(s)

C3H8(g) + 5 O2 (g) 3CO2(g) + 4H2O (l)

Consideraciones aspectos estequiometricos 1.- PROPIEDAD EXTENSIVA directamente proporcional con la cantidad de reactivo consumido. CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2H2O(l) ΔrH°= -890 kJ 2CH4(g) + 4 O2(g) 2CO2 (g) + 4H2O(l) ΔrH°= - 1780 kJ

2. El cambio de entalpía para una reacción tiene la misma magnitud, pero signo opuesto de H para la reacción inversa. CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2H2O(l) ΔrH°= -890 kJ CO2 (g) + 2H2O(l) CH4(g) + 2 O2(g) ΔrH°= +890 kJ

3. El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los reactivos y de los productos. CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2H2O(l) ΔrH°= -890 kJ CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) + 2H2O(g) ΔrH°= -802 kJ 2H2O(l) 2H2O(g) ΔrH°= +88 kJ

C12H22O11 ( s ) + 12 O2 ( g ) 12CO2 ( g ) + 11 H2O ( l ) ΔH = -5588 kJ/mol ¿Qué cantidad de calor está asociada a la combustión de 950 g de sacarosa?

EJERCICIOS 1.- ¿Cuánto calor se libera cuando 4,5 gramos de metano gaseoso se quema en un sistema a presión constante?

2.- El peróxido de hidrogeno puede descomponerse en agua y oxigeno por la reacción: 2H2O2 (l) 2H2O(l) + O2(g) ΔH° = - 196 kJ Calcular el calor cuando se descompone a presión constante 5 gramos de H2O2 (l).

3.- Considere la siguiente reacción: 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) ΔH= - 1204 kJ ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? ¿Cuántos gramos de MgO se producen durante un cambio de entalpia de 96 kJ? ¿Cuántos kilojoules de calor se absorben cuando 7,5 g de MgO(s) se descompone en Mg(s) y O2(g) a presión constante?