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TERMOQUIMICA

TERMOQUIMICA. La termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. Consiste en la aplicación especifica del Primer Principio de la Termodinámica al estudio de las reacciones químicas.

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TERMOQUIMICA

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  1. TERMOQUIMICA La termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. Consiste en la aplicación especifica del Primer Principio de la Termodinámica al estudio de las reacciones químicas. Ley de Hess :, de que el cambio de calor de una reacción particular siempre es constante e Independiente del modo como se efectúa la reacción El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Generalmente las reacciones químicas se realizan a P= cte o a V= cte, lo que simplifica su estudio. Con frecuencia se dan las reacciones químicas realizadas a P= cte, y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria.

  2. TERMOQUIMICA REACCIONES ENDOTÉRMICAS : son aquellas reacciones donde la variación de entalpía es positiva. (calor absorbido en la reacción) . REACCIONES EXOTÉRMICAS : son aquellas donde la variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) • Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. • Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta. • Si las paredes del sistema son diatérmicas, la temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.

  3. Los valores de los efectos químicos de muchas reacciones químicas se encuentran en tablas a una determinada presión y temperatura. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS : Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas : reactantes productos C + O2 ===== CO2 incompleta C (s,25° C,1atm ) + O2 ( g, 25° C, 1atm ) == CO2 (g , 25° C,1atm ) ΔH = - 94.05 kcal Se muestra en esta reacción la entalpía de formación de una sustancia, en el lado derecho se indica el incremento de la entalpía ΔH de la reacción. La energía involucrada por la reacción ΔH, es el calor de reacción absorbido a presión constante y esta se dá en relación a una mol de producto formado o cuando una mol de una sustancia se quema o reacciona.

  4. La energía involucrada por la reacción ΔH, es el calor de reacción absorbido a presión constante y esta se dá en relación a una mol de producto formado o cuando una mol de una sustancia se quema o reacciona. Cuando ocurre una reacción química, se libera calor, por lo que disminuye la entalpía del producto y ΔH tiene un valor negativo. Las reacciones endotérmicas, absorben calor, tienen ΔH positivos. Las reacciones exotérmicas, desprenden calor, tienen ΔH negativos.

  5. LEYES TERMOQUÍMICAS 1° LEY : el calor de descomposición de un compuesto químico es numéricamente igual a su calor de formación pero de signo contrario.( Lavoisier y La Place ) C (s, grafito) + O2 ( g ) ===== CO2 (g ) ΔH °298 = - 94.05 kcal CO2 (g ) ===== C (s, grafito) + O2 ( g ) ΔH °298 = 94.05 kcal

  6. LEYES TERMOQUÍMICAS 2° LEY : la cantidad de calor resultante en una reacción química, es siempre la misma, ya sea que la reacción química se efectúe en una o varias etapas .( Hess , Ley de la suma constante de calor ) Directa : C (s, grafito) + O2 ( g ) ===== CO2 (g ) ΔH °298 = - 94.05 kcal Indirecta : C (s, grafito) + ½ O2 ( g ) ===== CO (g ) ΔH °298 = - 26.42 kcal + CO (g) + ½ O2 ( g ) ===== CO2 (g ) ΔH °298 = - 67.63 kcal C (s, grafito) + O2 ( g ) ===== CO2 (g ) ΔH °298 = - 94.05 kcal

  7. CALOR NORMAL DE FORMACIÓN ( ΔH°f ) ( ENTALPIA MOLAR DE FORMACIÓN ) El estado normal de una sustancia, para la termodinámica, es su estado más estable a la presión de 1 atm y a la temperatura de 298° K ( 25° C) . El calor normal de formación es la variación de entalpía que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su estado más estable a una presión de 1atm y 25° C. El “ ° ” representa el estado normal, el subíndice “ f” significa formación. Ejemplo : Ag (s) + ½ Cl2 (g)  AgCl (s) ΔH = - 30.36 kcal ½ N2 (g) + O2 (g)  NO2 (g) ΔH = +7.93kcal

  8. CALOR NORMAL DE FORMACIÓN ( ΔH°f ) ( ENTALPIA MOLAR DE FORMACIÓN ) Se considera la entalpía de los elementos como CERO, en el estado normal. Ejemplo : Determinar el calor normal de formación del CO2 (g). C (grafito) + O2 ( g ) ===== CO2 (g ) ΔH °298 = - 94.05 kcal ΔH°f CO2(g) =  H°fCO2(g) -  H°f C( grafito ) -  H°f O2(g) = - 94.05 - 0 - 0 = - 94.05 Kcal

  9. CALOR NORMAL DE COMBUSTIÓN ( Δ H°c) ENTALPIA MOLAR DE COMBUSTIÓN El calor de combustión es la variación de entalpía, que acompaña a la combustión completa de 1 mol de compuesto orgánico para dar CO2 (g) y H2O (l). También se define como: El calor de combustión es la cantidad de energía liberada por cada mol de hidrocarburo quemado. Ejemplo : CH4(g) + 2 O2(g) CO2 (g) +2 H2O (l) ∆HºC= -212 kcal/mol En el estudio de las diferencias de energía de las formas alotrópicas de elementos, Ejemplo : C( grafito ) + O2 (g)  CO2 (g) ∆Hº= -94052 cal C( diamante) + O2 (g)  CO2 (g) ∆Hº= -94520 cal C( grafito ) + O2 (g)  CO2 (g) ∆Hº= -94052 kal + CO2 (g)  C( diamante) + O2 (g) ∆Hº= 94520 cal C( grafito ) C( diamante) ∆Hº= 455 cal

  10. DETERMINACION DEL CALOR DE REACCION : En general en una reacción, la cantidad de calor involucrada o calor de reacción , se puede calcular como:  H° REACCION = H°f ( Productos) - H°f( Reaccionantes) Ejemplo: Calcular el H° REACCION de la combustión de CH4(g) . CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) Solución : (datos de la tabla ) H°f CO2(g) = - 94.05 H°f H2O(l) = - 68.32 H°f CH4(g) = - 17.89 H°f O2(g) = 0 Reemplazando : H° REACCION =   H°f CO2(g) + 2 H°f H2O(l)-  H°f CH4(g) + 2 H°f O2(g) H° REACCION = -94.50 + 2 (-68.32)- -17.89 + 2 (0)= -213.25 Kcal /mol

  11. DEDUCCIONES : De la Ley de Hess, se deducen las siguientes Reglas : • La ENTALPÍA DE UNA REACCIÓN, viene dada por la diferencia de la entalpía • de formación desus productos menos la entalpía de formación de sus • reactantes • La ENTALPÍA DE FORMACIÓN, de un compuesto es igual a la entalpía de • formación de los productos de su combustión menos la entalpía de • combustión de dicho compuesto. • La ENTALPÍA DE UNA REACCIÓN es también igual a la suma de las entalpías de combustión de los reaccionantes menos la suma de las entalpías de combustión de los productos.

  12. ENERGÍAS DE ENLACE Se define la energía de enlace, como la energía requerida para romper una molécula diatómica AB en los átomos A y B. Cuando un enlace se rompe o la molécula se fragmenta se denomina disociación. La energía de enlace de las moléculas diatómicas es igual a la energía de disociación de dichas moléculas. AB A + B Para las moléculas poliatómicas, la energía de enlace, es un promedio de los varios enlaces de este tipo. La energía de una molécula se puede atribuir fundamentalmente a la energía de sus enlaces químicos.

  13. ENERGÍAS DE ENLACE Ejemplo : calcular la entalpía de hidrogenación del etileno. C2H4 + H2 ======= C2H6 H H H H C = C + H H H C C H H H H H Por un enlace C = C roto : ΔH = 147 kcal Por en enlace H – H roto : ΔH = 104 kcal 1 enlace C – C formado : ΔH = - 83 kcal 2 enlaces C – H formados : ΔH = - 198 kcal ΔH = - 30 kcal

  14. ENTALPÍA DE SOLUCIÓN La entalpía de solución (o entalpía de disolución) es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante. El cambio en la entalpía molar de solución, es decir por mol de soluto, varía con la temperatura y la cantidad de solvente, esto último hasta un cierto límite característico del soluto. Por ejemplo, ΔH para la solución de 1 mol de HCl (g) en agua a 25° C, varía con n1 = moles del solvente en agua, como está en la tabla . Ejemplo : calcular la entalpía de formación del HCl en 200 moles de agua 25° C, conociendo la entalpía de formación del HCl (g) = - 22.06 kcal /mol y su entalpía molar de solución en 200 moles de agua = - 17.74 kcal /mol HCl (g) + 200 H2O (l) ==== HCl ( 200 H20) ΔH solución = H2 ( HCl, 200H2O) – H1 ( HCl (g) ) H2 ( HCl, 200H2O = H1 ( HCl (g) ) + ΔH solución = - 22.06 + ( - 17.74 ) = - 39.80 kcal/mol Este valor concuerda con su valor en la tabla .

  15. ENTALPÍA DE HIDRATACIÓN El cambio en energía asociado al proceso en que un soluto se disuelve en un disolvente se conoce como la entalpía de solución, ΔHs. Si el disolvente es agua, entonces se habla de entalpía de hidratación. El calor de solución depende de la concentración final de la solución y es el resultado neto de la energía necesaria para romper enlaces o atracciones (soluto-soluto y disolvente-disolvente) y la energía liberada cuando se establecen nuevas atracciones (soluto-disolvente). Si las atracciones entre soluto-disolvente son mayores que las atracciones entre soluto-soluto y disolvente-disolvente al formarse la solución se libera calor. El proceso es exotérmico y la entalpía de solución se representa ΔHs(-), donde el signo negativo indica un proceso exotérmico.

  16. ENTALPÍA DE HIDRATACIÓN Ejemplo : calcular la entalpía de hidratación de 1 mol de CuSO4 con 5 moles de vapor de H2O a 18° C. Cuando se hidrata con 5 moles de H2O líquida a la misma temperatura su Δ H = - 18.69 kcal / mol. El calor latente de vaporización del agua a 18° C es 586 cal/g . Para el H2O(g) , el calor latente es : 586cal/g x 18 g/mol = 10548 cal/mol = 10.55 kcal/mol Para 5 moles de H2O : 5 mol x 10.55 kcal/mol = 52.75 kcal CuSO4 (s) + 5 H2O (l) ====== CuSO4.5H2O (s) Δ H 291 = - 18.69 kcal 5 H2O (g) ====== 5 H2O (l) Δ H 291 = - 52.75 kcal CuSO4 (s) + 5 H2O (g) ====== CuSO4.5H2O (s) Δ H 291 = - 71.44 kcal

  17. EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA ENTALPIA DE REACCIÓN Los efectos térmicos de un proceso químico ó físico, son en general, diferentes a distintas temperaturas. De los cálculos efectuados hasta ahora, todos son realizados a 25° C. Para la determinación a otras temperaturas efectuaremos lo siguiente : Sabemos que :  H REACCION = H ( Productos) - H ( Reaccionantes) Diferenciando con respecto a la temperatura, a presión constante :

  18. EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA ENTALPIA DE REACCIÓN Sabemos, además que, para una sustancia, el cambio de entalpía con respecto a la temperatura, a presión constante, es su capacidad calorífica a presión constante, tenemos : Entonces : Ecuación de Kirchhoff

  19. Cuanto mayor sea la diferencia entre las capacidades caloríficas de los productos y de los reaccionantes, mayor será la variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Si la diferencia de las capacidades caloríficas es cero (0), la entalpía de reacción será independiente de la temperatura. De igual forma se puede obtener la variación de ΔU con respecto a T : Integrando la ecuación de Kirchhoff : Cuando ΔCp es CONSTANTE

  20. Cuando no es constante : Cp = a + bT + cT2 Tendremos : Donde : Δa = suma de los valores “a” de las ecuaciones de cada uno de los productos menos la suma de los valores de “a” de las ecuaciones de los reactantes.

  21. Ejemplo : calcular la entalpía de formación del amoníaco (NH3 ) a 1000° K, utilizando su entalpía de formación a 25° C y las ecuaciones de capacidad calorífica correspondientes.

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