Termoquímica Introducción

Presentación del tema: "Termoquímica Introducción"— Transcripción de la presentación:

1 Termoquímica Introducción
La aplicación especifica de la Primera Ley de la Termodinámica a las reacciones químicas ha dado origen a la Termoquímica, que comprende el estudio de la medida o calculo de los calores absorbidos o desprendidos en las reacciones químicas Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante, o bien a volumen constante. Proceso a presión constante : Qp = ΔHr (Variación de Entalpia) Proceso a volumen constante : Qv = Δur (Variación de Energía) Reacciones endotérmicas: Son aquellas reacciones donde se absorbe calor, esto significa que la energía de los productos es mayor que la energía de los reaccionantes (ΔHr = +) Reacciones exotérmicas: Son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que la energía de los productos es menor que la energía de los reaccionantes (ΔHr = -)

2 Calor de reacción estándar (ΔHr°)
“Es el cambio en la entalpía de una reacción química que se produce a una presión de 1 atm y una temperatura de 25°C”. Es una unidad que permite calcular la cantidad de calor por mol que se libera o se produce en una reacción. Consideremos la siguiente reacción química: 𝐹𝑒 2 𝑂 3(𝑠) +3 𝐻 2(𝑔) →2 𝐹𝑒+3 𝐻 2 𝑂 ∆𝐻 𝑟 ° = 𝐻 𝑝 ° − 𝐻 𝑅 ° ∆𝐻 𝑟 ° = 2 𝐻 𝐹𝑒 ° +3 𝐻 𝐻2𝑂 ° − 𝐻 𝐹𝑒2𝑂3 ° +3 𝐻 𝐻2 ° Se puede medir el ∆𝐻 𝑟 ° con una bomba calorimétrica, (V = Cte) pero conociendo solo este valor es imposible conocer las H° de las sustancias. Calor de formación estándar ( ∆𝑯 𝒇 ° ) “Es el calor o variación de entalpía que acompaña la formación de 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes en su estado de agregación mas estable a 1 atm de presión y a 25°C de temperatura”.

3 𝐻 𝐸𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 ° =0 ∆𝐻 𝑟 ° = 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑝 − 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑟
Consideremos la formación de un mol de agua liquida a partir de H2 y O2: 𝐻 2(𝑔) 𝑂 2(𝑔) → 1 𝐻 2 𝑂 (𝑙) ∆𝐻 𝑓(𝐻2𝑂) ° =−285,83 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∆𝐻 𝑓(𝐻2𝑂) ° = 𝐻 𝐻2𝑂 ° − 𝐻 𝐻2 ° 𝐻 𝑂2 ° Experimentalmente se determina el ∆𝐻 𝑓(𝐻2𝑂) ° , pero nuevamente nos enfrentamos al hecho que no es posible conocer las H° de las sustancias Para dar solución a este impase por convención se asume que: 𝐻 𝐸𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 ° =0 Por tanto concluimos que para el agua: ∆𝐻 𝑓(𝐻2𝑂) ° = 𝐻 𝐻2𝑂 ° Entonces, las entalpias estándar de los compuestos es igual a los calores de formación estándar del compuesto: ∆𝐻 𝑓(𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜) ° = 𝐻 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜 ° ( 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ) Los ∆𝐻 𝑓(𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜) ° estan en tablas. Sabiendo esto, ahora se puede calcular el calor de reacción estándar de la siguiente manera: ∆𝐻 𝑟 ° = 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑝 − 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑟

4 Calor de combustión estándar ( ∆𝑯 𝒄 ° )
“Es la cantidad de calor liberado cuando se quema por completo UN MOL de combustible con exceso de oxigeno a una atm de presión y una temperatura de 25°C” Cuando se conoce la formula química del combustible se habla de calor de combustión, pero si no es así, porque es una sustancia compleja (madera, petróleo,…), se dice poder calorífico. Los combustibles pueden ser inorgánicos (H2, C(graf), P4, etc.) u orgánicos (CH4, C2H5OH, madera, papel, gasolina, diésel) y pueden estar en estado gaseoso, líquido o sólido. Para este curso, asumiremos que los combustibles normalmente son orgánicos, entonces la combustión se representa de manera general así: 1 𝐶 𝑋 𝐻 𝑌 𝑂 𝑍 +𝑛 𝑂 2 𝐸𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 →𝑥 𝐶𝑂 2 +𝑏 𝐻 2 𝑂 ∆ 𝐻 𝑐 ° =− 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 El calor de reacción se halla con la anterior ecuación, porque es una reacción química: ∆𝐻 𝑐 ° = 𝑛 ∆𝐻 𝑓 ° 𝑝 − 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑟 =− ( 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ) Los calores de combustión de muchos combustibles son conocidos y se encuentran en tablas

5 EJERCICIOS 1. Se reducen 350 g de oxido férrico con exceso de hidrogeno en condiciones estándar. Halle el calor intercambiado en la reacción: ∆ 𝐻 𝑓𝐹𝑒2𝑂3 ° =−822,2 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∆ 𝐻 𝑓𝐻2𝑂 ° =−285,83 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝐹𝑒 2 𝑂 𝐻 2 →3 𝐻 2 𝑂+2 𝐹𝑒 ∆𝐻 𝑟 ° = 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑝 − 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑟 ∆𝐻 𝑟 ° = 3 ∆𝐻 𝑓𝐻2𝑂 ° +2 ∆𝐻 𝑓𝐹𝑒 ° − ∆𝐻 𝑓𝐹𝑒2𝑂3 ° +3 ∆𝐻 𝑓𝐻2 ° ∆𝐻 𝑟 ° = 3(−285,83)+2(0) − −822,2 +3(0) ∆𝐻 𝑟 ° =−35,29 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝑥 350 𝑔 160 𝑔 𝑚𝑜𝑙 =−𝟕𝟕,𝟐 𝒌𝑱 2. Se queman 100 litros de etano con exceso de oxigeno en condiciones estándar. Halle el calor desprendido en la combustión. ∆ 𝐻 𝑓𝐶2𝐻6 ° =−84,5 2 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∆ 𝐻 𝑓𝐻2𝑂 ° =−285,83 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∆ 𝐻 𝑓𝐶𝑂2 ° =−393,3 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝐶 2 𝐻 𝑂 2 →2 𝐶𝑂 𝐻 2 𝑂

6 ∆𝐻 𝑐 ° = 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑝 − 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑟 ∆𝐻 𝑐 ° = 3 ∆𝐻 𝑓𝐻2𝑂 ° +2 ∆𝐻 𝑓𝐶𝑂2 ° − ∆𝐻 𝑓𝐶2𝐻6 ° ∆𝐻 𝑓𝑂2 ° ∆𝐻 𝑟 ° = 3(−285,83)+2(−393,3) − −84,5 ∆𝐻 𝑟 ° =−1559,59 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝑥4,092 𝑚𝑜𝑙=−𝟔𝟑𝟖𝟐,𝟑𝟓 𝒌𝑱 𝑛 𝐶2𝐻6 = 𝑃𝑉 𝑅𝑇 = 1∗100 0,082∗298 =4,092 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 3. Que masa de hielo a – 6°C podrá transformarse en liquido a 30°C con el calor generado por la combustión de 50 g de propano, considerando que la transferencia de calor es del 70%? ∆ 𝐻 𝑓𝐶2𝐻6 ° =−94,7 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∆ 𝐻 𝑓𝐻2𝑂 ° =−285,83 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∆ 𝐻 𝑓𝐶𝑂2 ° =−393,51 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝑄 𝑓𝑢𝑠𝑖𝑜𝑛𝐻2𝑂 =334 𝐽 𝑔 𝐶 𝐻2𝑂(𝑠) =2,09 𝐽 𝑔−°𝐶 𝐶 𝐻2𝑂(𝑙) =4,184 𝐽 𝑔−°𝐶

7 Primero calculamos la cantidad de calor que requiere el agua para la transformación deseada:
𝑄 𝑇 = 𝑄 1 + 𝑄 2 + 𝑄 3 𝑄 1 = 𝑚 𝐻 ∗ 𝐶 𝐻 ∗ 𝑇 2 − 𝑇 1 = 𝑚 𝐻 ∗2,09∗ 0+6 =12,54 𝑚 𝐻 𝑄 2 = 𝑚 𝐻 ∗ 𝑄 𝑓𝑢𝑠𝑖𝑜𝑛 = 𝑚 𝐻 ∗334 𝑄 1 = 𝑚 𝐻 ∗ 𝐶 𝐿 ∗ 𝑇 3 − 𝑇 2 = 𝑚 𝐻 ∗4,184∗ 30−0 =125,52 𝑚 𝐻 𝑄 𝑇 = 12,54 𝑚 𝐻 𝑚 𝐻 + 125,52 𝑚 𝐻 =472,06 𝑚 𝐻 Ahora hallaremos la cantidad de calor que se desprende al quemar el propano 𝐶 3 𝐻 𝑂 2 →3 𝐶𝑂 𝐻 2 𝑂 ∆𝐻 𝑐 ° = 𝑛∆𝐻 𝑓 ° 𝑝 − 𝑛 ∆𝐻 𝑓 ° 𝑟 ∆𝐻 𝑐 ° = 4 ∆𝐻 𝑓𝐻2𝑂 ° +3 ∆𝐻 𝑓𝐶𝑂2 ° − ∆𝐻 𝑓𝐶3𝐻8 ° ∆𝐻 𝑓𝑂2 ° ∆𝐻 𝑟 ° = 4(−285,83)+3(−393,3) − −94,7 =−2229,15 𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∗ ∗ 70% 100% =−1773,1875 𝑘𝐽= 𝑄 𝐶 𝑄 𝐺 =− 𝑄 𝐶 472,06 𝑚 𝐻 =− −1773,1875 𝑘𝐽 𝒎 𝑯 =𝟑,𝟕𝟓𝟔 𝒌𝒈 𝒅𝒆 𝒉𝒊𝒆𝒍𝒐

8 Secuencia de reacciones: Ley de Hess
La ley de Hess establece que «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas» La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, y para ello las ecuaciones termoquímicas pueden usarse como si fuesen ecuaciones algebraicas ordinarias, es decir se pueden sumar, restar, multiplicar o dividir por coeficientes, hasta alcanzar la ecuación termoquímica deseada. La ecuación deseada es el calor de formación del metano: 𝐶 (𝑆) + 𝑂 2(𝑔) → 𝐶𝑂 2(𝑔) ∆𝐻 𝑓 ° =−393,5 𝑘𝐽 2 𝐻 2(𝑔) + 𝑂 2(𝑔) →2 𝐻 2 𝑂 (𝑙) ∆𝐻 ° =2 −285,8 𝑘𝐽 𝐶𝑂 2(𝑔) +2 𝐻 2 𝑂 (𝑙) → 𝐶𝐻 4(𝑔) +2 𝑂 2(𝑔) ∆𝐻 ° =+890,4 𝑘𝐽 𝑪 (𝒔) +𝟐 𝑯 𝟐(𝒈) → 𝑪𝑯 𝟒(𝒈) ∆𝑯 𝒇 ° =−𝟕𝟒,𝟕 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍

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12 ∆ 𝐻 𝑟 = ∆𝑈 𝑟 +∆𝑛𝑅𝑇 𝑑𝑜𝑛𝑑𝑒 ∆𝑛= 𝑛 𝑃 − 𝑛 𝑅 (𝑠𝑜𝑙𝑜 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠)
Calor de reacción a volumen constante Normalmente las reacciones con solidos y líquidos se realiza a presión y temperatura constantes, de ahí que Qp = ΔHr Pero si la reacción involucra al menos una sustancia gaseosa, sea reactivo o producto, se la realiza en recipientes cerrados a volumen constante. En este caso Qv = ΔUr La siguiente relación se utiliza para convertir ΔUr en ΔHr y viceversa: ∆ 𝐻 𝑟 = ∆𝑈 𝑟 +∆𝑛𝑅𝑇 𝑑𝑜𝑛𝑑𝑒 ∆𝑛= 𝑛 𝑃 − 𝑛 𝑅 (𝑠𝑜𝑙𝑜 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠)

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