Unidad NII Termoqumica Objetivos de la Clase v

Unidad NºII: Termoquímica

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

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 H 2 O líquida se liberan -285 Kcal

Ecuaciones termoquímicas v Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H 0). v Ejemplos: CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O(l); H 0 = – 890 k. J H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(g); H 0 = – 241’ 4 k. J

Ecuaciones termoquímicas v ¡CUIDADO!: H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H 0 por 2: v 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O(g) ; H 0 = 2· (– 241’ 4 k. J) v Con frecuencia, suelen coeficientes fraccionarios ajustar las ecuaciones: v H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(g) ; usarse para H 0 = – 241’ 4 k. J

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

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

Reacción Exotérmica 50 k. J 30 KJ Reacción Exotérmica

Reacción Endotérmica 40 KJ 20 k. J Reacción Endotérmica

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) + O 2(g) 2 CO 2(g) ¿Cuál es la entalpía de esta reacción obtenida a partir de las entalpías de formación: CO = - 110, 5 KJ/mol; CO 2 = - 393, 7 KJ/mol; O 2 = 0 KJ/mol (porque el O 2 es un elemento libre).

Resolución Reacción : 2 CO (g) + O 2(g) 2 CO 2(g) Resolución: HReacción = = = 2 (-393, 7) - 2 (-110, 5) - 787, 4 - (-221) - 787, 4 + 221 HReacción = - 566, 4 KJ Reacción Exotérmica

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

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

Ejemplo: Ley de Hess Calcular la entalpía de la reacción: N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) A partir de las siguientes reacciones y H: a) N 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 NO 2 (g) b) 2 NO(g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) H = 66, 4 KJ H = - 114 KJ

Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(g) H 10 = – 241’ 8 k. J (2) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(l) H 20 = – 285’ 8 k. J calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

v Determinar Hf 0 del eteno (C 2 H 4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O(l) H 10 = – 285’ 8 k. J (2) C(s) + O 2(g) CO 2(g) H 20 = – 393’ 13 k. J (3) C 2 H 4(g) + 3 O 2(g) 2 CO 2(g) + 2 H 2 O(l) H 30 = – 1422 k. J

Energía de enlace. v 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.

Energía de enlace. v “Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso” H 0 = Ee(enl. rotos) – Ee(enl. formados)

v Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (k. J/mol): C=C : 611; C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436, calcular el valor de H 0 de la reacción de hidrogenación del eteno. v Reacción: CH 2=CH 2(g) + H 2(g) CH 3–CH 3(g)