TERMOQUÍMICA MICA. Química 2º 2 bachillerato

(1)

TERMOQUÍMICA

TERMOQU

Í

MICA

Qu

(2)

2

Sistemas

Parte pequeParte pequeñña del universo que se aa del universo que se aíísla para sla para

someter a estudio. someter a estudio.

El resto se denomina El resto se denomina ENTORNO.ENTORNO.

Pueden ser:Pueden ser:

–

– Abiertos (intercambia materia y energAbiertos (intercambia materia y energíía).a). –

– Cerrados (no intercambia materia y sCerrados (no intercambia materia y síí energenergíía).a). –

– Aislados (no intercambia ni materia ni energAislados (no intercambia ni materia ni energíía).a).

En reacciones quEn reacciones quíímicas...micas...

SISTEMAS = Sustancias qu

(3)

Definici

ó

n de Termoqu

í

mica.

Es la parte de la QuEs la parte de la Quíímica que se encarga del mica que se encarga del

estudio del intercambio energ

estudio del intercambio energéético de un tico de un sistema qu

sistema quíímico con el exterior.mico con el exterior.

Hay sistemas quHay sistemas quíímicos que evolucionan de micos que evolucionan de

reactivos a productos desprendiendo reactivos a productos desprendiendo

energ

energíía. Son las reacciones a. Son las reacciones exotexotéérmicasrmicas..

Otros sistemas quOtros sistemas quíímicos evolucionan de micos evolucionan de

reactivos a productos precisando energ

reactivos a productos precisando energíía. a. Son las reacciones

(4)

4

Variables de estado

Magnitudes que pueden variar a lo largo de Magnitudes que pueden variar a lo largo de

un proceso

un proceso (por ejemplo, en el transcurso de (por ejemplo, en el transcurso de una reacci

una reaccióón qun quíímica) mica) ..

Ejemplos:Ejemplos: – – PresiPresióón.n. – – Temperatura.Temperatura. – – Volumen.Volumen. – – ConcentraciConcentracióón. n.

(5)

Funciones de estado

Tienen un Tienen un valor valor úúniconico para cada estado del para cada estado del

sistema. sistema.

Su variaciSu variacióón solo depende n solo depende del estado inicial del estado inicial

y final y no del camino desarrollado y final y no del camino desarrollado..

SSÍÍ son variables de estadoson variables de estado: Presi: Presióón, n,

temperatura, energ

temperatura, energíía interna, entalpa interna, entalpíía.a.

(6)

6

La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y su entorno

Se distinguen dos formas de intercambio de energía entre el sistema y su entorno:

• Trabajo W

• Calor Q

Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema

Q>0 calor absorbido por el sistema Q<0 calor desprendido por el sistema

W>0 trabajo realizado sobre el sistema W<0 trabajo realizado por el sistema

(7)

LA PRIMERA LEY DE LA TERMODIN LA PRIMERA LEY DE LA TERMODIN LA PRIMERA LEY DE LA TERMODIN

LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁÁÁMICA.ÁMICA.MICA.MICA. LA PRIMERA LEY DE LA TERMODIN

LA PRIMERA LEY DE LA TERMODIN LA PRIMERA LEY DE LA TERMODIN

LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁÁÁMICA.ÁMICA.MICA.MICA.

La primera ley de la Termodinámica es el principio de conservación de la energía aplicado a un sistema: la energía ni se crea ni se destruye

Si el sistema absorbe calor

o recibe trabajo del entorno Aumenta su energía interna U Si el sistema realiza trabajo

o cede calor al entorno Disminuye su energía interna U

El cambio de energía interna de un sistema ∆∆∆∆U es igual a la suma de la energía intercambiada como calor y como trabajo con el entorno

∆∆∆∆U = Q +W Primera Ley de la

(8)

8

EL TRABAJO EN TERMODIN EL TRABAJO EN TERMODIN EL TRABAJO EN TERMODIN

EL TRABAJO EN TERMODINÁÁÁÁMICA.MICA.MICA.MICA. EL TRABAJO EN TERMODIN

EL TRABAJO EN TERMODIN EL TRABAJO EN TERMODIN

EL TRABAJO EN TERMODINÁÁÁÁMICA.MICA.MICA.MICA.

Cuando un sistema experimenta un cambio de volumen ∆V, intercambia energía mediante trabajo W con su entorno.

p = cte W = - p ∆V

Expansión ∆V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema

Compresión ∆V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema

Si V= cte W = 0 ∆U = Q_V

En un proceso a volumen constante, la variación de energía interna ∆∆∆∆U se debe sólo a la energía intercambiada mediante calor con el entorno

p=presión normalmente en atm

V=volumen normalmente el litros

∆∆∆∆U = Q +W

(9)

CONCEPTO DE ENTALP CONCEPTO DE ENTALPCONCEPTO DE ENTALP

CONCEPTO DE ENTALPÍÍÍA.ÍA.A.A. CONCEPTO DE ENTALP

CONCEPTO DE ENTALPCONCEPTO DE ENTALP

CONCEPTO DE ENTALPÍÍÍA.ÍA.A.A.

La entalpía es una magnitud física,con unidades de energía, que se define como: H = U + pV

En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía intercambiada mediante calor

Variación de entalpía a presión constante

∆∆∆∆H = ∆∆∆∆U + p ∆∆∆∆V Q_p+ W p ∆∆∆∆V Q_p - p∆∆∆∆V p∆∆∆∆V Q_p p = cte W = - p∆∆∆∆V ∆∆∆∆U = Q+W = + = + = ∆∆∆∆U = Q +W ∆∆∆∆U = Q +W

(10)

10

Relaci

ó

_ó

n

_n

Q

_Q

_v_v

con

Q

_Q

_p_p

(gases).

_(gases).

∆∆∆∆

∆∆∆∆ H = H = ∆∆∆∆∆∆∆∆ U + p U + p ·· ∆∆∆∆∆∆∆∆ VV

Aplicando la ecuaciAplicando la ecuacióón de los gases: n de los gases:

p

p ·· V = n V = n ·· R R ·· TT

y si p y T son constantes la ecuaciy si p y T son constantes la ecuacióón se n se

cumplir

cumpliráá para los estados inicial y final:para los estados inicial y final: p p ·· ∆∆ V = V = ∆∆ n n ·· R R ·· TT ∆ ∆ H = H = ∆∆∆∆∆∆∆∆ U + U + ∆∆∆∆∆∆∆∆ n n ·· R R ·· TT Q Q_p_p== QQ_V_V++∆∆∆∆∆∆∆∆ n n ·· R R ·· TT

(11)

Relaci

ó

_ó

n

_n

Q

_Q

_v_v

con

Q

_Q

_p_p

(s

ó

_ó

lidos y l

_{lidos y l}

í

_í

quidos)

_quidos)

En reacciones de sEn reacciones de sóólidos y llidos y lííquidos apenas quidos apenas

se produce variaci

se produce variacióón de volumen y ...n de volumen y ...

Q

_v_v

≅≅≅≅

Q

_p_p es decir:es decir:

∆∆∆∆

U

≅≅≅≅

∆∆∆∆

H

(12)

12

Ejercicio A:

Ejercicio A: En termoquEn termoquíímica el valor de R suele tomarse mica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R =

en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R =

0,082

0,082 atmatm··ll··molmol--11_·_·_K_K--11_{. Determina el valor de R en el S.I}_{. Determina el valor de R en el S.I}

con sus unidades.

p = d g h p = d g h 1 1 atmatm =13546 =13546 kgkgxxmm--33..9,8 9,8 msms--22 0,76 0,76 m=10900m=10900 kgmkgm--11ss--22 1 2 3 3 100900 10 0, 082 0, 082 − − − × × × × = = = × × -1 -1 J × mol × K atm l kg m s m R mol K mol K 8, 3

(13)

Ejemplo:

Determinar la variaciDeterminar la variacióón de energn de energíía a interna para el proceso de combusti

interna para el proceso de combustióón de 1 n de 1 mol de propano a 25

mol de propano a 25ººC y 1 atm, si la variaciC y 1 atm, si la variacióón n de entalp

de entalpíía, en estas condiciones, vale a, en estas condiciones, vale –– 2219,8 kJ. 2219,8 kJ. C C₃₃HH₈₈ (g) + 5 O(g) + 5 O₂₂ (g) (g) →→ 3 CO3 CO₂₂ (g) + 4 H(g) + 4 H₂₂O (l)O (l) ∆ ∆ H = H = ––2219,8 kJ2219,8 kJ n

n_reactivos_reactivos = 1+5 = 6 ; = 1+5 = 6 ; nn_productos_productos = 3 = 3 ⇒⇒ ∆∆ _{n =}_{n =}_–_– ₃₃

Despejando en

Despejando en ∆∆ U = U = ∆∆ H H –– ∆∆ n n ·· R R ·· T =T = –

– 2219 kJ + 3 mol 2219 kJ + 3 mol ·· (8,3 J/mol.K) (8,3 J/mol.K) ·· 298 K = 298 K = ––2214 kJ2214 kJ

∆∆∆∆

(14)

14

ENTALP ENTALPENTALP

ENTALPÍÍÍA DE REACCIÍA DE REACCIA DE REACCIÓA DE REACCIÓÓN.ÓN.N.N. ENTALP

ENTALPENTALP

ENTALPÍÍÍA DE REACCIÍA DE REACCIA DE REACCIÓA DE REACCIÓÓN.ÓN.N.N.

La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , H_productos, y la de los reactivos, H_reactivos, se denomina entalpía de reacción, ∆∆∆∆H_r ó ∆∆∆∆H.

Si p = cte el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción, es igual a la entalpía de la reacción ∆H

∆∆∆∆H_r = ∑∑∑∑ _H_productos_- ∑∑∑∑ _H_reactivos

Reacción endotérmica _{Q =}∆∆∆∆_H

r >0 Hproductos > Hreactivos

Reacción exotérmica Q = ∆∆∆∆H_r <0 Hproductos < Hreactivos

DIAGRAMAS ENTÁLPICOS

Reacción exotérmica

(15)

Entalpía estándar

Entalp

í

a est

á

ndar

Es el incremento Es el incremento ententáálpicolpico de una reaccide una reaccióón en n en

la cual, tanto reactivos como productos est

la cual, tanto reactivos como productos estáán n en condiciones est

en condiciones estáándar (p = 1 ndar (p = 1 atmatm; T = 298 K ; T = 298 K = 25

= 25 ººC; C; concconc. = 1 M).. = 1 M).

Se expresa como Se expresa como ∆∆∆∆∆∆∆∆HH00 y como se mide en J o y como se mide en J o kJkJ

depende de c

depende de cóómo se ajuste la reaccimo se ajuste la reaccióón.n.

AsAsíí, , ∆∆HH₀₀ de la reaccide la reaccióón n ““2 H2 H₂₂ + O+ O₂₂ →→ 2 H2 H₂₂OO””

es el doble del de

es el doble del de ““HH₂₂ + + ½½ OO₂₂ →→ HH₂₂OO””..

∆∆∆∆

(16)

16

Ecuaciones termoquímicas

Ecuaciones termoqu

í

_í

micas

_micas

Expresan tanto los reactivos como los productos Expresan tanto los reactivos como los productos

indicando entre par

indicando entre parééntesis su estado fntesis su estado fíísico, y a sico, y a continuaci

continuacióón la variacin la variacióón energn energéética expresada tica expresada como

como ∆∆H (habitualmente como H (habitualmente como ∆∆HH00_).

EjemplosEjemplos:: CH CH₄₄(g) + 2 O(g) + 2 O₂₂(g) (g) →→ COCO₂₂(g) + 2 H(g) + 2 H₂₂O(l); O(l); ∆∆HH00 ₌₌_–_–_{890 kJ}_{890 kJ} H H₂₂(g) + (g) + ½½ OO₂₂(g) (g) →→ HH₂₂O(g); O(g); ∆∆HH00 ₌₌_–_–₂₄₁₂₄₁_’_’_{4 kJ}_{4 kJ}

(17)

¡¡CUIDADO!:CUIDADO!: ∆∆H depende del nH depende del núúmero de mero de

moles que se forman o producen. Por tanto, si moles que se forman o producen. Por tanto, si

se ajusta poniendo coeficientes dobles, habr se ajusta poniendo coeficientes dobles, habráá

que multiplicar

que multiplicar ∆∆HH₀₀ por 2:por 2:

2 H2 H₂₂(g) + O(g) + O₂₂(g) (g) →→ 2 H2 H₂₂O(g) ; O(g) ; ∆∆HH00 = 2= 2·· ((––241241’’4 kJ)4 kJ)

Con frecuencia, suelen usarse coeficientes Con frecuencia, suelen usarse coeficientes

fraccionarios para ajustar las ecuaciones: fraccionarios para ajustar las ecuaciones:

(18)

18

VARIACI VARIACI VARIACI

VARIACIÓÓÓN DE LA ENTALPÓN DE LA ENTALPN DE LA ENTALPÍN DE LA ENTALPÍA ESTÍÍA ESTA ESTA ESTÁÁÁÁNDAR.NDAR.NDAR.NDAR. VARIACI

VARIACI VARIACI

VARIACIÓÓÓN DE LA ENTALPÓN DE LA ENTALPN DE LA ENTALPÍN DE LA ENTALPÍA ESTÍÍA ESTA ESTA ESTÁÁÁÁNDAR.NDAR.NDAR.NDAR.

La variación de entalpía se denomina estándar ∆∆∆∆H_ro_{si la presión}

es de 1 atm y la temperatura 25ºC

∆H_ro ₌_∑_∑_∑_∑ _H

productos, 1 atm - ∑∑∑∑ Hreactivos, 1 atm

Ejemplo: Síntesis del amoníaco NH₃

N₂(g) + 3 H₂(g) 2 NH₃(g) ∆∆∆∆H_ro = -92,2 kJ ∆∆∆∆H_ro _{= H(2 moles de NH}

3, a 1 atm) - H (1 mol de N2 + 3 moles de H2) < 0

H_productos,< H_reactivos, _{Q =}∆∆∆∆_H_ro _<0 Reacción

(19)

ENTALP ENTALP ENTALP

ENTALPÍÍÍÍA DE FORMACIA DE FORMACIA DE FORMACIA DE FORMACIÓÓÓÓNNNN ENTALP

ENTALP ENTALP

ENTALPÍÍÍÍA DE FORMACIA DE FORMACIA DE FORMACIA DE FORMACIÓÓÓÓNNNN

La entalpía estándar (molar) de formación de un compuesto ∆∆∆∆H_fo_{, es igual al}

cambio de entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto a la presión constante de 1 atm y una temperatura fija de 25 ºC, a partir de los elementos que lo componen en sus estados estables a esa presión y temperatura

También se denomina calor de formación

Ejemplo: Formación de agua a partir de O₂ e H₂

H₂ (g, 1 atm, 25ºC) + 1/2 O₂ (g, 1 atm, 25ºC ) H₂0 ( l, 1atm, 25ºC )

(20)

20

El cambio de entalpía estándar , ∆∆∆∆H_ro _{,para una reacción es igual a la suma de}

las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos.

∆∆∆∆H_ro ₌_∑_∑_∑_∑ ∆∆∆∆ _H

foproductos - ∑∑∑∑ ∆∆∆∆Hforeactivos

∆∆∆∆H_ro _{= 0 para las especies elementales en su estado estable}

Para una reacción química:

cC + dD

se cumple:

aA + bB

= c ∆∆∆∆HfoC + d∆∆∆∆HfoD – (a ∆∆∆∆HfoA + b ∆∆∆∆HfoB)

(21)

Ejemplo:

Dadas las entalpías estándar de formación:

∆∆∆∆H_fo _PCl

3 (l) = - 317,7 kJ ∆∆∆∆Hfo PCl5 (s) = - 454,8 kJ

calcula el cambio de entalpía estándar ∆H_ro _{para la reacción} PCl₃ (l) + Cl₂ (g) PCl₅ (s)

∆∆∆∆H_ro

= ∆∆∆∆Hfo PCl5 (s) – [∆∆∆∆Hfo PCl3 (l) + ∆∆∆∆Hfo Cl2 (g)] =

Cl₂ (g) es la forma estable del cloro a 1 atm ∆∆∆∆H_fo _Cl

2 (g) = 0

– 454,8 – [– 317,7 + 0] = – 137,1 kJ

(22)

22

Calor de formaciCalor de formacióónn : es el incremento : es el incremento ententáálpicolpico ((∆∆H) H)

que se produce en la reacci

que se produce en la reaccióón de formacin de formacióón de n de un mol

de un determinado compuesto a partir de los elementos

en estado f

en estado fíísico normal (en condiciones estsico normal (en condiciones estáándar).ndar).

Se expresa como Se expresa como ∆∆HH_f_f00. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ∆∆HH00 _{y el número de moles}

formados de producto.

Por tanto, se mide en kJ/mol.

EjemplosEjemplos::

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ∆H_f 0 _{= – 393’13 kJ/mol}

H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l) ∆H_f0 = – 285’8 kJ/mol

Recuerda que

(23)

Ejemplo:

Ejemplo: Conocidas las entalpConocidas las entalpíías estas estáándar de formacindar de formacióónn del butano (C

del butano (C₄₄HH₁₀₁₀), agua l), agua lííquida y COquida y CO₂₂, cuyos valores son , cuyos valores son respectivamente

respectivamente ––124124’’7, 7, ––285285’’8 y 8 y ––393393’’5 kJ/mol, calcular 5 kJ/mol, calcular la entalp

la entalpíía esta estáándar de combustindar de combustióón del butano.n del butano.

La reacciLa reaccióón de combustin de combustióón del butano es:n del butano es:

CC₄₄HH₁₀₁₀(g) +13/2O(g) +13/2O₂₂(g)(g) →→ 4 CO4 CO₂₂(g) + 5H(g) + 5H₂₂O(l) O(l) ∆∆HH00_comb_comb= ?= ?

∆∆ HH00 = = ΣΣ nn_p_p∆∆HH_f_f00(product.) (product.) –– ΣΣ nn_r_r∆∆HH_f_f00(reactivos) = (reactivos) =

4 mol(

4 mol(–– 393393’’5 kJ/mol) + 5 mol(5 kJ/mol) + 5 mol(–– 285285’’8 kJ/mol) 8 kJ/mol) –

–1 mol(1 mol(–– 124124’’7 kJ/mol) = 7 kJ/mol) = –– 28782878’’3 kJ3 kJ

Luego la entalpLuego la entalpíía esta estáándar de combustindar de combustióón sern seráá::

∆

∆ HH00

combusti

(24)

24

Ley de Hess

∆∆∆∆∆∆∆∆H en una reacciH en una reaccióón qun quíímica es constante mica es constante

con independencia de que la reacci

con independencia de que la reaccióón se n se produzca en una o m

produzca en una o máás etapass etapas..

Recuerda que H es funciRecuerda que H es funcióón de estado.n de estado.

Por tanto, si una ecuaciPor tanto, si una ecuacióón qun quíímica se puede mica se puede

expresar como combinaci

expresar como combinacióón lineal de otras, n lineal de otras, podremos igualmente calcular

podremos igualmente calcular ∆∆H de la H de la reacci

reaccióón global combinando los n global combinando los ∆∆H de cada H de cada una de las reacciones.

(25)

REGLAS DE LA TERMODIN REGLAS DE LA TERMODIN REGLAS DE LA TERMODIN

REGLAS DE LA TERMODINÁÁÁMICA.ÁMICA.MICA.MICA. REGLAS DE LA TERMODIN

REGLAS DE LA TERMODIN REGLAS DE LA TERMODIN

REGLAS DE LA TERMODINÁÁÁMICA.ÁMICA.MICA.MICA.

Primera regla: El valor ∆∆∆∆H para una reacción que se realiza a una temperatura

y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos

(Ley de Hess)

Segunda regla:

Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ... ∆H= ∆H(1) + ∆H(2) +...

El valor de ∆∆∆∆H es directamente proporcional a la cantidad de

reactivo o producto

H₂(g) + Cl₂(g) 2 HCl (g) ∆H = -185 kJ 1/2 H₂(g) + 1/2 Cl₂(g) HCl (g) ∆H = -92,5 kJ

Tercera regla: Los valores de ∆∆∆∆H para dos reacciones inversas son iguales

en magnitud pero de signo opuesto

H₂O (l) H₂ (g) +1/2 O₂ (g) ∆H = +285,8 kJ

(26)

26

Ejemplo:

Ejemplo: Dadas las reaccionesDadas las reacciones (1)

(1) HH₂₂(g) + (g) + ½½ OO₂₂(g) (g) →→ HH₂₂O(g) O(g) ∆∆HH₁₁00 ₌₌_–_– ₂₄₁₂₄₁_’_’_{8 kJ}_{8 kJ}

(2) H

(2) H₂₂(g) + (g) + ½½ OO₂₂(g) (g) →→ HH₂₂O(l) O(l) ∆∆HH₂₂00 ₌₌_–_– ₂₈₅₂₈₅_’_’_{8 kJ}_{8 kJ}

calcular la entalp

calcular la entalpíía de vaporizacia de vaporizacióón del agua en n del agua en condiciones est

condiciones estáándar.ndar. La reacci

La reaccióón de vaporizacin de vaporizacióón es...n es... (3) H

(3) H₂₂O(l) O(l) →→ HH₂₂O(g) O(g) ∆∆HH00 3

3 = ?= ?

(3) puede expresarse como (1)

(3) puede expresarse como (1) –– (2), luego(2), luego ∆ ∆HH00 3 3 = = ∆∆HH0011 –– ∆∆HH0022 == – – 241241’’8 kJ 8 kJ –– ((––285285’’8 kJ) = 44 kJ 8 kJ) = 44 kJ ∆ ∆HH00 vaporizaci

(27)

Esquema de la ley de Hess

∆H₁0 _{= – 241’8 kJ} ∆H₂0 _{= – 285’8 kJ} ∆∆∆∆H₃0 = 44 kJ H H₂(g) + ½ O₂(g) H₂O(g) H₂O(l)

(28)

28

Ejercicio C:

Ejercicio C: Determinar Determinar ∆∆ HH_f_f0 0 _{del eteno (C}_{del eteno (C} 2

2HH44) a ) a

partir de los calores de reacci

partir de los calores de reaccióón de las siguientes n de las siguientes reacciones qu

reacciones quíímicas:micas: (1)

(1) HH₂₂(g) + (g) + ½½ OO₂₂(g) (g) →→ HH₂₂O(l) O(l) ∆∆HH₁₁00 ₌₌_–_– ₂₈₅₂₈₅_’_’_{8 kJ}_{8 kJ}

(2)

(2) C(s) + OC(s) + O₂₂(g) (g) →→ COCO₂₂(g) (g) ∆∆HH₂₂00 ₌₌_–_– ₃₉₃₃₉₃_’_’_{13 kJ}_{13 kJ}

(3) C

(3) C₂₂HH₄₄(g) + 3O(g) + 3O₂₂(g) (g) →→ 2CO2CO₂₂(g) + 2 H(g) + 2 H₂₂O(l) O(l) ∆

∆HH₃₃00 ₌₌_–_– _{1422 kJ}_{1422 kJ}

La reacciLa reaccióón de formacin de formacióón del n del etenoeteno CC₂₂HH₄₄(g) a partir (g) a partir

de sus constituyentes en estado normal es:

(4)(4) 2 C(s) + 2 H2 C(s) + 2 H₂₂(g) (g) →→ CC₂₂HH₄₄(g)(g)

(29)

Energ

í

a de enlace

.

““Es la energEs la energíía necesaria para romper un enlace de a necesaria para romper un enlace de

un mol de sustancia en estado gaseoso

un mol de sustancia en estado gaseoso””

En el caso de molEn el caso de molééculas culas diatdiatóómicasmicas es igual que la es igual que la

energ

energíía de disociacia de disociacióón:n:

AA——B(g) B(g) →→ A(g) + B(g) A(g) + B(g) ∆∆HH_dis_dis = E= E_enlace_enlace= E= E_e_e

EjemploEjemplo:: HH₂₂(g) (g) →→ 2 H(g)2 H(g) ∆∆H = 436 kJH = 436 kJ

Es positiva (es necesario aportar energEs positiva (es necesario aportar energíía al sistema)a al sistema)

Es difEs difíícil de medir.cil de medir.

(30)

30

La energía de un enlace químico es la entalpía, ∆H, de la reacción en la que se rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. También se denomina entalpía

de enlace, pues p = cte

Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H₂ y Cl₂

(31)

La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías de enlace:

∆∆∆∆H_r = ΣΣΣΣ Energía enlaces rotos - ΣΣΣΣ Energía enlaces formados

∆∆∆∆H_r> 0 Los enlaces que hay que _{romper son más fuertes}

que los que se forman

Reacción endotérmica

∆∆∆∆H_r< 0 Los enlaces que hay que _{romper son más débiles}

que los que se forman

Reacción exotérmica

(32)

32

Ejemplo:

Ejemplo: Calcular la energCalcular la energíía del enlace Ha del enlace H——ClCl en el cloruro de hidr

en el cloruro de hidróógeno conociendo geno conociendo ∆∆HH_f_f00_(HCl)_(HCl)

cuyo valor es

cuyo valor es ––92,3 kJ/mol y las entalp92,3 kJ/mol y las entalpíías de as de disociaci

disociacióón del Hn del H₂₂ y del Cly del Cl₂₂ que son 436,0 kJ/mol y que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente.

243,4 kJ/mol, respectivamente.

La reacciLa reaccióón de disociacin de disociacióón del HCl sern del HCl seráá::

(4) HCl(g) (4) HCl(g) →→ H(g) + Cl(g)H(g) + Cl(g) ∆∆HH00₄₄= ?= ? (1) (1) ½½HH₂₂(g) + (g) + ½½ClCl₂₂(g) (g) →→ HCl(g) HCl(g) ∆∆HH00₁₁ = = ––92,3 kJ92,3 kJ (2) H(2) H₂₂(g) (g) →→ 2H(g)2H(g) ∆∆HH00₂₂ = 436,0 kJ= 436,0 kJ (3) Cl(3) Cl₂₂(g) (g) →→ 2Cl(g)2Cl(g) ∆∆HH00₃₃ = 243,4 kJ= 243,4 kJ (4) = (4) = ––(1) + (1) + ½½(2) + (2) + ½(3)½(3) ∆∆HH00₄₄ = = ––((–– 92,3 kJ ) + 92,3 kJ ) + ½½(436,0 kJ) + (436,0 kJ) + ½½(243,4 kJ) =(243,4 kJ) = = 432,0 kJ = 432,0 kJ EE_e_e(HCl) =(HCl) = 432,0 kJ/mol432,0 kJ/mol

(33)

Ejemplo:

Ejemplo: Sabiendo que las energSabiendo que las energíía de los siguientes a de los siguientes enlaces (

enlaces (kJkJ/mol): C=C /mol): C=C :: 611; C611; C––C C :: 347; C347; C––H H :: 413 413 y H

y H––H H : : 436, calcular el valor de 436, calcular el valor de ∆∆HH00 _{de la}_{de la}

reacci

reaccióón de hidrogenacin de hidrogenacióón del eteno.n del eteno.

ReacciReaccióón: CHn: CH₂₂=CH=CH₂₂(g) + H(g) + H₂₂(g) (g) →→ CHCH₃₃––CHCH₃₃(g)(g)

En el proceso se rompe un enlace C=C y otro HEn el proceso se rompe un enlace C=C y otro H––H y se forman 2 H y se forman 2

enlaces C

enlaces C––H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenH nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno teníía a

s

sóólo 4) y un enlace C–lo 4) y un enlace C–C.C.

∆∆ HH0 0 = = ΣΣ EE_e_e(enl. rotos) (enl. rotos) –– ΣΣ EE_e_e(enl. formados) =(enl. formados) =

∆∆ HH0 0 = 1E= 1E_e_e(C=C) + 1 (C=C) + 1 EE_e_e(H(H––H) H) –– 11EE_e_e(C–(C–C) C) –– 2 E2 E_e_e(C–(C–H) H)

∆∆ HH0 0 = 1 mol = 1 mol ·· 611 kJ/mol + 1mol 611 kJ/mol + 1mol ·· 436 kJ/mol436 kJ/mol

–

(34)

34

Ejercicio E:

Ejercicio E: Calcula el calor de Calcula el calor de combusti

combustióón de propano n de propano a partir de los a partir de los datos de energ

datos de energíía de enlace de la tablaa de enlace de la tabla..

CC₃₃HH₈₈+ 5 O+ 5 O₂₂ →→ 3 CO3 CO₂₂ + 4 H+ 4 H₂₂OO

Enlaces rotos: Enlaces rotos:

8 C

8 C––H, 2 H, 2 CC––C y 5 O=OC y 5 O=O

Enlaces formados:Enlaces formados:

6 C=O y 8 O6 C=O y 8 O––HH

∆∆HH0 0 = = ΣΣ EE_e_e(e. rotos) (e. rotos) –– ΣΣ EE_e_e(e. form.)(e. form.)

∆∆HH0 0 = 8 E= 8 E_e_e((CC––HH) + 2 ) + 2 EE_e_e((CC––CC) + ) +

5

5 EE_e_e(O=O(O=O) ) –– [6 [6 EE_e_e(C=O(C=O) ) ++ 8 8 EE_e_e(O(O––H)] H)]

∆∆HH0 0 = 8= 8··413 kJ + 2413 kJ + 2··347 kJ +5347 kJ +5··499 kJ 499 kJ –– (6(6··745 kJ + 745 kJ + 8 8··460 kJ) = 460 kJ) = ––1657 kJ1657 kJ ∆ ∆HH00 comb

comb(C(C33HH88) = ) = ––1657 kJ/mol1657 kJ/mol

432 432 Cl Cl––HH 460 460 O O––HH 745 745 C=O C=O 315 315 C C––OO 413 413 C C––HH 243 243 Cl Cl––CC 499 499 O=O O=O 812 812 C C≡C≡C 620 620 C=C C=C 347 347 C C––CC 436 436 H H––HH E E_e_e ((kJkJ/mol)/mol) Enlace Enlace

(35)

ENTROP ENTROPENTROP ENTROPÍÍÍA.ÍA.A.A. ENTROP ENTROPENTROP ENTROPÍÍÍA.ÍA.A.A.

Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que

aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de la probabilidad

Al arrojar ladrillos al aire la probabilidad de que caigan ordenados

formando un muro es muy pequeña

Es más probable que los ladrillos caigan desordenados Si echamos moléculas de agua en un vaso no se colocarán de forma ordenada para formar un sólido

(36)

36

La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un

sistema físico o químico

Es una función de estado Su variación en cualquier transformación _{sólo depende de los estados inicial y final}

La entropía de un gas es mucho mayor que la de un líquido o sólido

S_sólido<<<< S_líquido<<<<<<<< S_gas

So _{representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm}

(37)

La entropLa entropíía :es una medida del desorden del a :es una medida del desorden del

sistema que s

sistema que síí puede medirse y tabularse.puede medirse y tabularse.

∆

∆S = SS = S_final_final –– S_S_inicial_inicial

Existen tablas de SExisten tablas de S00 (entrop(entropíía molar esta molar estáándar) ndar)

de diferentes sustancias. de diferentes sustancias.

En una reacciEn una reaccióón qun quíímica:mica:

∆

∆SS00 ₌₌ΣΣ _n_n p

p·· SS00productosproductos –– ΣΣ nnrr·· SS00reactivosreactivos

(38)

38

Ejemplo:

Ejemplo: Calcula Calcula ∆∆SS00 _{para las siguientes reacciones}_{para las siguientes reacciones}

qu

quíímicas: micas: a)a) NN₂₂(g) + O(g) + O₂₂(g) (g) →→ 2 NO(g); 2 NO(g);

b)

b) 3 H3 H₂₂(g) + N(g) + N₂₂(g) (g) →→ 2 NH2 NH₃₃(g). (g).

Datos:

Datos: SS00 _(J_(J_·_·_mol_mol––11_·_·_K_K––11_{): H}_{): H} 2 2(g) = 130,6; O(g) = 130,6; O22(g) =205; (g) =205; N N₂₂(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH₃₃(g) =192,3(g) =192,3 ∆ ∆SS00 ₌₌ΣΣ _n_n p

p·· SS00productosproductos –– ΣΣ nnrr·· SS00reactivosreactivos a)

a) ∆∆SS00 _{= 2 mol}_{= 2 mol}_·_· _{210,7 J}_{210,7 J}_·_·_mol_mol––11 _·_·_K_K––1 1 _–_–

(

(191,5 J191,5 J··KK––11 _{+ 205 J}_{+ 205 J}_·_·_K_K––1 1 _{) =}_{) =} _24,9_24,9_J_J_·_·_K_K––11

b)

b) ∆∆SS00 _{= 2}_{= 2}_·_·_{192,3 J}_{192,3 J}_·_·_K_K––1 1 _–_–

(3

(39)

Segunda ley de la Termodin

á

_á

mica

_mica

.

_.

““En cualquier proceso espontEn cualquier proceso espontááneo la neo la

entrop

entropíía total del universo tiende a aumentar a total del universo tiende a aumentar siempre

siempre””..

∆∆SS_universo_universo = = ∆∆SS_sistema_sistema + + ∆∆SS_entorno_entorno≥≥ 00

A veces el sistema pierde entropA veces el sistema pierde entropíía (se a (se

ordena) espont

ordena) espontááneamente. En dichos casos neamente. En dichos casos el entorno se desordena.

(40)

40

Relaciona la espontaneidad de un proceso y el aumento de desorden

En un proceso espontáneo hay un incremento neto de entropía total del universo, que comprende tanto al sistema considerado como al entorno.

∆∆∆∆S_total = (∆∆∆∆S_sistema + ∆∆∆∆S_entorno) > 0 Una reacción es espontánea si ∆∆∆∆S_total> 0

Ejemplo: _{Corrosión espontánea del hierro}

2 Fe(s) + 3/2 O₂(g) + 3 H₂O 2 Fe(OH)₃ (s) ∆∆∆∆S_sistema<<<< 0

Durante la reacción se desprende calor que pasa al entorno, el cual aumenta su entropía, de forma que ∆∆∆∆S_total > 0

(41)

Tercera ley de la Termodinámica

Tercera ley de la Termodin

á

mica

““La entropLa entropíía de cualquier sustancia a 0 K es a de cualquier sustancia a 0 K es

igual a 0

igual a 0”” (m(mááximo orden).ximo orden).

Equivale a decir que no se puede bajar de Equivale a decir que no se puede bajar de

dicha temperatura. dicha temperatura.

¡¡CUIDADO!CUIDADO! La entropLa entropíía de los elementos a de los elementos

en condiciones est

en condiciones estáándar no es 0 sino que es ndar no es 0 sino que es positiva.

(42)

42

En En procesos reversiblesprocesos reversibles y a y a temperatura constantetemperatura constante se puede se puede

calcular

calcular ∆∆S de un sistemaS de un sistema como:como:

Q Q ∆ ∆S = —S = — T T

y si el proceso quy si el proceso quíímico se produce a mico se produce a presipresióón constanten constante:

∆∆HH_sistema_sistema –– ∆∆HH_sistema_sistema

∆

∆SS_sistema_sistema= ———= ——— ; ; ∆∆SS_entorno_entorno= = ———————— T

T TT

SS0 0 (entrop(entropíía molar esta molar estáándar) se mide enndar) se mide en

J

J··molmol––11_·_·_K_K––1.1.

(43)

ENERG ENERG ENERG

ENERGÍÍÍÍA LIBRE DE GIBBSA LIBRE DE GIBBSA LIBRE DE GIBBSA LIBRE DE GIBBS ENERG

ENERG ENERG

ENERGÍÍÍÍA LIBRE DE GIBBSA LIBRE DE GIBBSA LIBRE DE GIBBSA LIBRE DE GIBBS

La energía libre de Gibbs, G, permite evaluar la espontaneidad de un proceso sin tener en cuenta la variación de entropía del entorno

Es una función de estado que sólo depende de los estados inicial y final del sistema

∆∆∆∆G_r = ∆∆∆∆ H_r - T ∆∆∆∆ S_r ∆∆∆∆G_r = ∆∆∆∆ H_r - T ∆∆∆∆ S_r

Cuando un sistema experimenta un cambio a temperatura y presión

constantes se puede determinar la espontaneidad del proceso evaluando

el cambio de G sin preocuparse del cambio de esa magnitud para el entorno

G = H - TS G = H - TS T = temperatura absoluta H= entalpía S = entropía Se define como:

(44)

44

EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES

Para una reacción química : ∆∆∆∆Gr = ΣΣΣΣGproductos - ΣΣΣΣ Greactivos

Si ∆∆∆∆G_r <0 la reacción es espontánea

Si ∆∆∆∆G_r >>>>0 la reacción no es espontánea.

(45)

1) Reacciones exotérmicas (∆∆∆∆H<0)

con aumento de desorden (∆∆∆∆S>0)

∆∆∆∆H <0

-T ∆∆∆∆S <0 ∆

G <0

a cualquier temperatura

reacción siempre espontánea

2) Reacciones endotérmicas (∆∆∆∆H > 0)

con aumento de desorden (∆∆∆∆S>0)

∆∆∆∆ H >0

-T ∆∆∆∆S <0 reacción espontánea _{a temperaturas altas}

reacción espontánea a temperaturas altas

3) Reacciones exotérmicas (∆∆∆∆H < 0)

con aumento de orden (∆∆∆∆S < 0) ∆∆∆∆

H < 0 -T ∆∆∆∆S > 0 Reacciones espontáneas a temperaturas bajas

Reacciones espontáneas a temperaturas bajas

4) Reacciones endotérmicas (∆∆∆∆H > 0)

con aumento de orden (∆∆∆∆S < 0)

∆∆∆∆ H > 0 -T ∆∆∆∆S > 0

∆∆∆∆ G > 0 siempre

Reacciones no espontáneas

(46)

46

Problema: Halla a qué temperatura es espontánea la siguiente reacción, para la cual ∆Ho_{= 178,2 kJ y}∆_So_{= 0,1610 kJ:}

CaCO₃ (s)  CaO (s) + CO₂ (g)

Solución:

El término entrópico (-T∆∆∆∆S < 0) favorece la espontaneidad de la reacción,mientras

que el entálpico (∆∆∆∆H > 0) la desfavorece. La temperatura a la cual ambos términos

se contrarrestan es: ∆∆∆∆ Go₌∆∆∆∆_Ho _{- T}∆∆∆∆_So _{= 0} 1107 K ) K / kJ ( 1610 , 0 ) kJ ( 2 , 178 S H T _o o = = ∆ ∆ =

Por tanto a 1107 K (834 ºC) la reacción está en equilibrio, a 1 atm de presión. A temperaturas mayores el término entrópico -T∆S domina sobre el término entálpico

(47)

No siempre las reacciones exotNo siempre las reacciones exotéérmicas son rmicas son

espont

espontááneas.neas.

Hay reacciones endotHay reacciones endotéérmicas espontrmicas espontááneas:neas:

–

– EvaporaciEvaporacióón de ln de lííquidos.quidos. –

– DisoluciDisolucióón de sales...n de sales...

Ejemplos de reacciones endotEjemplos de reacciones endotéérmicas espontrmicas espontááneas:neas:

NHNH₄₄Cl(s) Cl(s) →→ NHNH₄₄++(aq) + Cl(aq) + Cl–– (aq) (aq) ∆∆ HH0 0 = 14= 14’’7 kJ7 kJ

(48)

48 ∆∆∆∆H > 0 ∆∆∆∆S > 0 Espontánea a temperaturas altas ∆∆∆∆H < 0 ∆∆∆∆S > 0 Espontánea a todas las temperaturas ∆∆∆∆H < 0 ∆∆∆∆S < 0 Espontánea a temperaturas bajas ∆∆∆∆H > 0 ∆∆∆∆S < 0 No Espontánea a cualquier temperaturas ∆∆∆∆H ∆∆∆∆S