TERMOQUÍMICA RESUMEN

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Ejercicio A:

En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades (Recuerda que la atm es equivalente a la presión que ejerce una columna de 76 cm de mercurio de densidad 13546 kg·m3). ⌦

Ejemplo:

Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale 2219,8 kJ.

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)

ΔH = –2219,8 kJ

nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases) ⇒ Δn = 3

ΔU = ΔH – Δn x R x T = –2219 kJ + 3 mol x (8,3 Jxmol–1xK–1) x 298 K = [pic 11]

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN[pic 12]

Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M).

Se expresa como ΔH0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.

[pic 13]

Ecuaciones termoquímicas

Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ΔH (habitualmente como ΔH0).

Ejemplos:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l); ΔH0 = –890 kJ

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g); ΔH0 = –241,4 kJ

¡CUIDADO!: ΔH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar ΔH0 por 2:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ΔH0 = 2 x (–241,4 kJ)

Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ; ΔH0 = –241,4 kJ [pic 14]

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN).

Es el incremento entálpico (ΔH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar).

Se expresa como ΔHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ΔH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

Ejemplos:

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHf0 = – 393,13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ΔHf0 = – 285,8 kJ/mol [pic 15]

LEY DE HESS.

"ΔH” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.

Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular ΔH de la reacción global combinando los ΔH de cada una de las reacciones.

Ejemplo:

Dadas las reacciones:

(1) H2(g) + ½ O2(g) ⎯→ H2O(g) ΔH10 = –241,8 kJ

(2) H2(g) + ½ O2(g) ⎯→ H2O(l) ΔH20 = –285,8 kJ

calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

La reacción de vaporización es:

(3) H2O(l) → H2O(g) ΔH03 = ? [pic 16]

(3) puede expresarse como (1)–(2),⇒ [pic 17] [pic 18]

[pic 19]

puesto que hay que dividir ΔH0 entre en número de moles de agua vaporizados.

Ejemplo:

Calcula la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir de las siguientes reacciones:  2 NH3 (g) + 3 N2O (g) → 4 N2 (g) + 3 H2O (l);  N2O (g) + 3 H2 (g) → N2H4 (l) + H2O (l) ;  H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l);  2 NH3 (g) + ½ O2 (g) → N2H4 (l) + H2O (l); ΔH0 (kJ/mol):  –1010;  –317;  –285;  –143.

Reacción de formación: N2 (g) + 2 H2 (g) → N2H4 (l)

El N2 (g) sólo se encuentra en la reacción ¶ y aparecen 4 moles por lo podríamos empezar con – ¼¶, o bien, obtener 4 moles de N2H4 (l) para evitar poner denominadores, que es lo que vamos a hacer: 4 N2 (g) + 8 H2 (g) → 4 N2H4 (l).

Así, sólo será necesario escribir –¶: 4 N2 (g) + 3 H2O (l) → 2 NH3 (g) + 3 N2O (g)

Como el H2 (g) aparece en las ecuaciones · y ¸, y la N2H4 (l) aparece en las ecuaciones · y ¹, es posible que se utilicen diferentes proporciones de una u otra, por lo que procederemos a eliminar las sustancias que no aparecen en la ecuación final: H2O (l), NH3 (g) y N2O (g). Como el H2O (l) aparece en las ecuaciones ·, ¸ y ¹, la dejaremos para el final.

Para eliminar los 2 moles de NH3 (g) sumaremos la ecuación ¹:

– ¶ + ¹: 4 N2(g) + 3 H2O(l) + 2 NH3(g) + ½ O2(g) → 2 NH3(g) + 3 N2O(g) + N2H4(l) + H2O(l);

Para eliminar los 3 moles de N2O(g) sumaremos tres veces la ecuación ·:

– ¶ + ¹ + 3 · : 4 N2(g) + 3 H2O(l) + ½ O2(g) + 3 N2O(g) + 9 H2(g) → 3 N2O(g) + N2H4(l) + H2O(l) + 3 N2H4(l) + 3 H2O(l);

Con esto, eliminamos además 3 moles de H2O (l) y obtenemos ya los 4 moles de N2H4(l). Bata ya restar la ecuación ¸ para eliminar el ½ mol O2(g) y el H2O(l) restante, ademas de ajustar el H2 (g).

– ¶ + ¹ + 3 · – ¸ : 4 N2(g) + ½ O2(g) + 9 H2(g) + H2O (l) → 4 N2H4(l) + H2O(l) + H2 (g) + ½ O2 (g)

y eliminando 1 mol de H2 (g) quedaría la ecuación de formación buscada:

–