Termoquimica2ºbach

Contenidos (1) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Contenidos (2) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Sistemas ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Definición de Termoquímica. ,[object Object],[object Object],[object Object]

Variables termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Variables o Funciones de estado ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Proceso termodinámico ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Primer principio de la Termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],SISTEMA CALOR Q > 0 CALOR Q < 0 TRABAJO W < 0 TRABAJO W > 0

Calor a volumen constante (Q v ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Calor a presión constante (Q p ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Calor a presión constante (Q p ) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Reactivos Entalpia (H) Productos  H > 0 Reac. endotérmica Entalpia (H) Reactivos Productos  H < 0 Reac. exotérmica

Relación Q v con Q p (gases). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Relación Q v con Q p (sólidos y líquidos) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ley de Hess ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g)  H 1 0 = – 241’8 kJ (2) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 2 0 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Esquema de la ley de Hess  H 1 0 = – 241’8 kJ  H 2 0 = – 285’8 kJ  H 3 0 = 44 kJ H H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H 2 O(l)

Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio C: Determinar  H f 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 1 0 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H 2 0 = – 393’13 kJ (3) C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g)  2CO 2 (g) + 2 H 2 O(l)  H 3 0 = – 1422 kJ ,[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio C: Determinar  H f 0 del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) y del etanol (C 2 H 5 OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermenta– ción de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO 2 . ¿Es exotérmica la reacción? ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Entalpía estándar de la reacción ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ecuaciones termoquímicas ,[object Object],[object Object]

Ecuaciones termoquímicas ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Entalpía estándar de formación (calor de formación). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Cálculo de  H 0 (calor de reacción) ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Energía de enlace. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo  H f 0 (HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H 2 y del Cl 2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Cálculo de  H 0 a partir de las Energía de enlace (disociación). ,[object Object],[object Object],[object Object],MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/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. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla . ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],432 Cl–H 460 O–H 745 C=O 315 C–O 413 C–H 243 Cl–C 499 O=O 812 C  C 620 C=C 347 C–C 436 H–H E e (kJ/mol) Enlace

Entropía (S) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Ejemplo: Calcula  S 0 para las siguientes reacciones químicas: a) N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO(g); b) 3 H 2 (g) + N 2 (g)  2 NH 3 (g). Datos: S 0 (J·mol –1 ·K –1 ): H 2 (g) = 130,6; O 2 (g) =205; N 2 (g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH 3 (g) =192,3 ,[object Object],[object Object],[object Object]

Segundo principio de la Termodinámica. ,[object Object],[object Object],[object Object]

Tercer principio de la Termodinámica ,[object Object],[object Object],[object Object]

[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Energía libre de Gibbs (G) (energía libre o entalpía libre). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Incremento de energía libre de una reacción (  G) ,[object Object],[object Object],[object Object]

Energía libre y Espontaneidad de las reacciones químicas ,[object Object],Reactivos Energía libre (G) Productos  G > 0 Energía libre (G) Reactivos Productos  G < 0 Reac. espontánea T, p = ctes. T, p = ctes.

Espontaneidad en las reacciones químicas. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Espontaneidad de las reacciones químicas (cont). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Espontaneidad de las reacciones químicas (cont).  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 MUY IMPORTANTE

Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H 2 O 2 (l)  2H 2 O (l) + O 2 (g) en condiciones estándar? Datos:  H 0 f (kJ/mol) H 2 O(l) = –285,8; H 2 O 2 (l) = –187,8 ; S 0 (J·mol 1 K ·1) H 2 O(l) = 69,9; H 2 O 2 (l) = 109,6; O 2 (g) =205,0. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]

Termoquimica2ºbach

Empfohlen

Empfohlen

Weitere ähnliche Inhalte

Was ist angesagt?

Was ist angesagt? (20)

Andere mochten auch

Andere mochten auch (20)

Ähnlich wie Termoquimica2ºbach

Ähnlich wie Termoquimica2ºbach (20)

Mehr von Comunicacion Valle Elda

Mehr von Comunicacion Valle Elda (12)

Kürzlich hochgeladen

Kürzlich hochgeladen (20)

Termoquimica2ºbach