Unidad NºII:Termoquímica

Presentación del tema: "Unidad NºII:Termoquímica"— Transcripción de la presentación:

1 Unidad NºII:Termoquímica

2 Objetivos de la Clase Describir Entalpía, ley de Hess y Energía de enlace

3 Entalpía Estándar de Formación (∆H°f)
La entalpía estándar de formación de un compuesto es el cambio de entalpía de la reacción que forma 1 mol del compuesto a partir de sus elementos, con todas las sustancias en su estado estándar Por ejemplo, la entalpía estándar de formación para el agua líquida es: Para que se forme 1 mol de H2O líquida se liberan -285 Kcal

4 Ecuaciones termoquímicas
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H0). Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g); H0 = –241’4 kJ

5 Ecuaciones termoquímicas
¡CUIDADO!: H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2: 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ; H0 = 2· (–241’4 kJ) Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ; H0 = –241’4 kJ

6 Entalpías Estándar de Formación (25°C, 1 atmósfera)

7 ¿ Cómo puedo saber si la reacción es endotérmica o exotérmica?
Entalpía de Reacción Pero, ¿ Cómo puedo saber si la reacción es endotérmica o exotérmica?

8 Reacción Exotérmica 50 kJ 30 KJ Reacción Exotérmica

9 Reacción Endotérmica 40 KJ 20 kJ Reacción Endotérmica

10 Entalpía de Reacción Una vez conocida las entalpías de formación de todas las sustancias que participan en una reacción, se puede calcular la variación de la entalpía de reacción, deducida de la Ley de Conservación de la Energía Ejemplo: 2 CO(g) O2(g)  2 CO2(g) ¿Cuál es la entalpía de esta reacción obtenida a partir de las entalpías de formación: CO = ,5 KJ/mol; CO2 = - 393,7 KJ/mol; O2 = 0 KJ/mol (porque el O2 es un elemento libre).

11 Resolución Reacción: 2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g) Resolución:
HReacción = 2 (-393,7) (-110,5) = , (-221) = , HReacción = ,4 KJ Reacción Exotérmica

12 Ley de Hess ¿Te imaginas hacer mediciones calorimétricas para cada una de las miles de millones de reacciones químicas?

13 Ley de Hess Germain Henri Hess estableció un método que permite conocer la variación de entalpía de algunas reacciones (cuya entalpía no es conocida) Se realiza a partir de los datos de entalpía de otras ya tabuladas, principio conocido como: LEY DE HESS

14 Ejemplo: Ley de Hess N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g)
Calcular la entalpía de la reacción: N2 (g) + O2 (g)  2 NO (g) A partir de las siguientes reacciones y H: a) N2 (g) O2 (g)  2 NO2 (g) H = 66,4 KJ b) 2NO(g) + O2 (g)  2 NO2 (g) H = KJ

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17 Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241’8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H20 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. a entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

18 Determinar  Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H20 = – 393’13 kJ (3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l) H30 = – 1422 kJ

19 Energía de enlace. El conocimiento de los Enlaces Entre los átomos y la energía involucrada en ellos, ha sido un aspecto clave para que los químicos el enigma de las transformaciones químicas.

20 Energía de enlace.  H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados)
“Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso”  H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados)

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22 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)

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