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TERMOQUÍMICA 1
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CONCEPTOS BÁSICOS
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Calor (Q) y trabajo (W)
Ley de Hess
Entalpías
Qp y Q v
Entalpías de enlace
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Entropía
Energía Libre
Espontaneidad
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REACCIONES EXOTÉRMICAS
Se desprende calor
ΔH < 0
(diagrama entálpico)
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REACCIONES ENDOTÉRMICAS
Se absobe calor
ΔH > 0
(dia
gram
aen
tálp
ico
)
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EN RESUMEN …
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Ejercicio
Sea la reacción:
a) ¿Qué calor se obtiene al consumir 800 mL de disolución 0’35 M de H2SO4
con zinc en exceso?b) ¿Qué masa de agua elevará 25oC su temperatura al consumir 143 g de
H2SO4 con zinc en exceso?
Ce H2O = 4’18 kJ oC Kg-1 ; S = 32 ; H = 1 ; O =16
H2SO4 (aq) + Zn (s) ZnSO4 (s) + H2 (g) ΔH = -80 Kcal/mol
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Ejercicio: solución
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SISTEMA
universo
Parte del universo arbitraria
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VARIABLES TERMODINÁMICAS
EXTENSIVAS INTENSIVAS
FUNCIONES DE ESTADO
(dependen de la cantidad de materia) (no dependen de la cantidad de materia)
(su valor sólo depende del estado inicial y final del sistema)
Ej.: presión, volumen, temperatura
Ej.: energía libre, entropía
En termodinámica es importante diferenciar bien el estado inicial y final
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PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
La energía total (Q + W) del universo en cualquier procesotermodinámico se mantiene constante. Esto significa que la energíase transfiere pero no se pierde.
ΔU = Q + W
Para un sistema
U = ENERGÍA INTERNA DEL SISTEMA (cinética y potencial), inluye energía asociada al movimiento de las partículas, en los enlaces químicos, atracciones intermoleculares y la asociadad a los electrones de los átomos.
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CONVENIO TERMODINÁMICO
Q > 0 : calor absorbido por el sistema. Aumenta la energíaQ < 0 : calor desprendido por el sistema. Disminuye la energía del sistema.W > 0 : trabajo realizado sobre el sistema. Aumenta la energía del sistemaW < 0 : trabajo realizado por el sistema. Disminuye la energía del sistema.
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Ejercicio
Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor. Halla la variación de energía internadel sistema
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Ejercicio solución
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Trabajo en una reacción química
Partimos de un recipiente de volumen variable
?
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Consideraciones
Si ΔV > 0, hay expansión del sistema y es él quien hace el trabajo. Por lo tanto W < 0
Si ΔV < 0, hay compresión del sistema y se hace un trabajosobre él. Por lo tanto W > 0
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Caso 1 PROCESO ISOCÓRICO ; V = cte (recipiente cerrado)
ΔV = 0 W = - p . ΔV = 0
ΔU = Q + W ΔU = Qv + 0 ΔU = Qv
El incremento de energía interna es igual al calor del proceso realizadoa volumen constante.
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Caso 2PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)Concepto de ENTALPÍA
1122p
12p1212p12
p
VpUVpUQ
VpVpQUUVVpQUU
WQU
• p.V, tiene unidades de energía
• U, tiene unidades de energía, luego...
• U + p.V también.
• U + p. V es una energía que se
define como ENTALPÍA = H HHHQ 12p
El incremento de energía entalpía es igual al calor del procesorealizado a presión constante.
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Caso 2PROCESO ISOBÁRICO ; P = cte (recipiente abierto)Concepto de ENTALPÍA
1122p
12p1212p12
p
VpUVpUQ
VpVpQUUVVpQUU
WQU
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Ejercicio nº 3
Para el proceso
La variación de la energía interna a una temperatura de 25oC y unapresión constante de 1 atm es ΔU = - 282 kJ. Determina ΔH a esatemperatura y presión.R = 8’31 J. oK-1 . mol-1
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l)
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ENTALPÍA ESTÁNDAR de una REACCIÓN
Tª = 25oC
P = 1 atm
Condiciones estándar
ECUACIÓN TERMOQUÍMICA
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔHo = - 571 Kj
muestran estado físico muestra entalpía de la reacción
2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) ΔHo = + 571 Kj
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Caso concreto: ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN
ΔHof, es la variación de entalpía
correspondientes a la formación de un mol de sustancia en su estado estándara partir de sus elementos.
Se considera que la entalpía de formación estándar de un elemento escero.
Para una reacción:
aA + bB cC + dD
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Ejercicio nº 4
Dadas las entalpías de formación estándar: ΔHfo
CO(g) = -110’5 kJ/mol ; ΔHfo CO2(g) = -393’5
kJ/mol, halla ΔHfo para la reacción:
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)
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Caso concreto: ENTALPÍAS de ENLACE
Una reacción química es, en realidad, una rotura de enlaces y la formación de otros.
La entalpía estándar es un reacción es la suma de las entalpíasde los enlaces rotos menos la suma de las entalpías d elosenlaces formados.
consume energía produce energía
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Actividad 22
Utilizando los valores de las entalpías de enlace que aparecen en la tabla, determinacon carácter aproximado la entalpíaestándar de cada una de las reaccionessiguientes:
a) Br2 (g) + 3 F2 (g) 2 BrF3 (g)
b) CH2 = CH2 (g) + H2 (g) CH3 – CH3 (g)
c) C2H5OH (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (g)
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Caso concreto: ENTALPÍAS de COMBUSTIÓN
Una reacción de combustión es la reacción de un compuestocon el oxígeno.
Si el compuesto sólo tiene O, C y H se producirá CO2 y H2O
Es la variación de energía que se produce cuando se quema un mol de sustancia en condiciones estándar
Siempre son exotérmicas
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Actividad 18
Formula la reacción de combustión del metano y calcula cuántoskilogramos de este gas deben quemarse en condiciones estándar paraproducir 2’7.106 kJ de calor si se sabe que sólo se aprovecha el 75 % del calor obtenido en la combustión. (C = 12 ; H = 1)ΔHo
c = -890 kJ.mol-1
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LEY DE HESS
Si una reacción puede producirse en varias etapas, reales o teóricas, su variación de entalpía es igual a la suma de las entalpías de reacción de estas reacciones intermedias
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EJEMPLO
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
½ N2 (g) + O2 (g) NO2 (g) Δ Hf0 = +33’85 kJ
N2 (g) + 2 O2 (g) N2O4 (g) ΔHfo = 9’66 kJ
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TQM - 2
Calcula el calor de reacción en el proceso:
A partir de los siguientes datos: calor (entalpía) de formación del ZnO(s)
ΔH1 = -83 Kcal/mol ; calor (entalpía) de vaporización del Zn, ΔH2 = 32 Kcal/mol ; calor (entalpía) de combustión del CO, ΔH3 = -68 Kcal
ZnO (s) + CO (g) Zn (g) + CO2 (g) ¿ ΔH?
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