= U + p·V = + = + = Concepto de entalpía

Presentación del tema: "= U + p·V = + = + = Concepto de entalpía"— Transcripción de la presentación:

1 = U + p·V = + = + = Concepto de entalpía
La entalpía es una magnitud física, con unidades de energía, que se define como: H = U + p·V La variación de entalpía a presión constante: H = U + p·V = Q + W + p·V = Q - pV + pV = Qp U = Q + W W = - p·V Original: p0504 En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía intercambiada mediante calor.

2 Reacción endotérmica Reacción exotérmica Entalpía de reacción
La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , Hproductos, y la de los reactivos, Hreactivos, se denomina entalpía de reacción: Hr o H. Hr =  Hproductos -  Hreactivos A presión constante, el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción, es igual a la entalpía de la reacción: H. Reacción endotérmica Q = Hr > 0 Hproductos > Hreactivos Reacción exotérmica Q = Hr < 0 Hproductos < Hreactivos DIAGRAMAS ENTÁLPICOS Original: p0505 Reacción endotérmica Reacción exotérmica

3 Hro =  Hºproductos -  Hºreactivos
Variación de la entalpía estándar La variación de entalpía se denomina estándar, Hro, si la presión es de 105 Pa (1 bar) y la sustancia es pura. Si se trata de una disolución, la concentración debe ser 1 M y la disolución ideal. Normalmente se mide a 25º C. Ejemplo: Síntesis del amoníaco, NH3 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) Hro = -92,2 kJ Original: p0506 Hro =  Hºproductos -  Hºreactivos Reacción exotérmica H productos < H reactivos Q = Hro < 0

4 Entalpía de formación (I)
La entalpía estándar molar de formación de un compuesto, Hf,mo, es igual al cambio de entalpía en la reacción de formación de 1 mol de compuesto a la presión constante de 105 Pa, a partir de los elementos que lo componen en sus estados más estables. También se denomina calor de formación. Ejemplo: formación de agua en condiciones estándar y a 25º C Original: p0507 H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) Hr = - 285,8 kJ Hf,mo [ H2O(l)] = - 285,8 kJ

5 [c ·  Hfo (C) + d ·  Hfo(D)] – [a· Hfo(A) + b· Hfo(B)]
Entalpía de formación (II) El cambio de entalpía estándar, Hro, es igual a la suma de las entalpías estándar de formación de los productos, menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos. Hro =   Hfoproductos -   Hforeactivos Hro es cero para las especies elementales en su estado más estable. Para una reacción química como la siguiente: Original: p0508 aA bB cC dD se cumple: Hro = [c ·  Hfo (C) + d ·  Hfo(D)] – [a· Hfo(A) + b· Hfo(B)]

6 Cálculo de la variación de la entalpía estándar
Ejemplo: Dadas las entalpías estándar de formación: Hfº PCl3 (l) = - 317,7 kJ Hfº PCl5 (s) = - 454,8 kJ Calcula el cambio de entalpía estándar (Hro) para la reacción: PCl3 (l) + Cl2 (g) → PCl5 (s) Solución: Cl2 (g) es la forma más estable del cloro a 105 Pa Hfo Cl2 (g) = 0 Original: p0509 Hro = Hfo PCl5 (s) – [Hfo PCl3 (l) + Hfo Cl2 (g)] Hro = – 454,8 kJ – [– 317,7 kJ + 0] = – 137,1 kJ

7 Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H2 y Cl2
Entalpía de disociación de enlace (I) La entalpía estándar molar de disociación de enlace es la variación de entalpía que tiene lugar cuando un mol de enlaces de un tipo determinado se rompe en condiciones estándar. Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H2 y Cl2 Original: p0510 El enlace de H2 es más fuerte que el de Cl2 porque la entalpía de disociación del enlace es mayor.

8 Hr =  E enlaces rotos -  E enlaces formados
Entalpía de disociación de enlace (II) La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías de enlace: Hr =  E enlaces rotos -  E enlaces formados Los enlaces que hay que romper son más fuertes que los que se forman Reacción endotérmica Hr > 0 Original: p0511 Los enlaces que hay que romper son más débiles que los que se forman Reacción exotérmica Hr < 0