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Termoquímica
1. Calor de reacción
Se define como el calor transferido al sistema desde el
medio en la transformación completa de los reactivos a productos, en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Así,
Reactivos → Productos
qreacción = qP = H = H(productos) - H(reactivos) (P=cte)
aA + bB → cC + dD
H = c H(C) + d H(d) – [a H(A) + b H(B)]
H > 0 Reaccion endotérmica
H < 0 Reaccion exotermica
Termodinámica. Tema 7
2. Definición de estado estándar
Sólidos y Líquidos. El estado estándar se define
como la fase de sólido puro o líquido puro, en
un estado de equilibrio reproducible
experimentalmente, a la presión estándar de
1 bar y la temperatura de interés
(normalmente 298,15 K).
Gases. El estado estándar se define como el
estado hipotético de gas ideal, a la presión
estándar de 1 bar y la temperatura de
interés (normalmente 298,15 K).
3. Entalpía estándar de reacción y
entalpía estándar de formación
2 C 6 H 6 () + 15 O 2 (g) → 12 CO 2 (g) + 6 H 2 O ()
Entalpía estándar de formación. Se define como
el proceso de formación, a una determinada temperatura, de un mol de una sustancia pura
en su estado estándar a partir de los elementos correspondientes en su forma de referencia.
ΔH 12H (CO,g) 6H (HO,l)-2H (CH,l)-15H (O 2 ,g)
0 6 6 m,T
0 2 m,T
0 2 m,T
0 m,T
0 T
i
0 i m,T,i
0 ΔHT νH
Termodinámica. Tema 7
C (grafito) + H 2 (g) + ½ O 2 (g) → H 2 CO (g)
!! No conocemos los valores de H^0 m,T !!
Referencia: Para los elementos puros en su
estado más estable: H^0 m.298,15 = 0
- H (C,grafito)-1/2H (O ,g)
ΔH H (H CO,g) H (H ,g)
2
0 m,T
0 m,T
2
0 2 m,T
0 m,T
0 f T
4. Tipos de calores y su determinación
a) Calor de combustión
C 6 H 6 + 15/2O 2 → 6 CO 2 + 3 H 2 O
b) Calor integral de disolución
HCl (g) + 2 H 2 O () → HCl.2H 2 O H^0 sol = - 48,77 kJ/mol
HCl (g) + 10 H 2 O () → HCl.10H 2 O H^0 sol = - 69,42 kJ/mol
HCl (g) + 25 H 2 O () → HCl.25H 2 O H^0 sol = - 72,20 kJ/mol
HCl (g) + H 2 O () → HCl.H 2 O H^0 sol = - 75,07 kJ/mol
c) Calor de dilución
HCl.10H 2 O +15H 2 O → HCl.25H 2 O H^0 dil = - 2,78 kJ/mol
d) Calor de cambio de fase
H 2 O (g) → H 2 O () H^0 298,15 = - 44,2 kJ/mol
Termodinámica. Tema 7
Determinación de calores de reacción
Bomba calorimétrica adiabática o calorímetro
de combustión
5. Manipulaciones algebraicas de las reacciones termoquímicas
5.1 Ley de Lavoisier-Laplace (1780)
El valor de la entalpía de una reacción química a una determinada temperatura es igual, pero de signo opuesto al que acompaña a la reacción inversa.
C 2 H 6 (g) + 7/2 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O () H^0 298,15 = - 1559,8 kJ/mol
2 CO 2 (g) + 3 H 2 O () → C 2 H 6 (g) + 7/2 O 2 (g) H^0 298,15 = 1559,8 kJ/mol
Termodinámica. Tema 7
5.2 Ley de Hess
El calor de reacción, a P o V constantes, de una
reacción química dada es el mismo tanto si
esta se verifica en una etapa, como si tiene
lugar en varias.
C 2 H 6 (g) + 7/2 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O () H^0 = - 1559,8 kJ/mol C (s,grafito) + O 2 (g) → CO 2 (g) H^0 = - 393,5 kJ/mol H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) → H 2 O () H^0 = - 285,8 kJ/mol
2 C (s, grafito) + 3 H 2 (g) → C 2 H 6 (g)
H^0 =-(-1559,8)+2(-393,5)+3(-285,8)=-84,7 kJ/mol
8. Entalpía y energía de enlace
Definimos la energía de enlace como la entalpía de la reacción de ruptura de un enlace.
H 2 (g) → 2 H (g) H^0298 = 435,94 kJ/mol
EH-H = 435,94 kJ/mol
H 2 O (g) → 2 H (g) + O (g) H^0298 = 926,93 kJ/mol
EO-H = 926,93/2 = 463,47 kJ/mol
H 2 O 2 (g) → 2 H (g) + 2 O (g) H^0298 = 1063,1 kJ/mol
EO-O = H^0298 – 2 EO-H = 136,2 kJ/mol
Aplicando la ley de Hess:
H^0 T = H^0 T (enlaces rotos) - H^0 T (enlaces formados)
Termodinámica. Tema 7
9. Variación de entropía en una reacción
De forma análoga a la entalpía,
Derivando la expresión anterior,
E integrando,
i
0 i m,T
0 ΔST νS
T
ΔC
T
ΔS
0 P
P
0
2 (^211)
T
T
0 P
0 T
0 T T
dT ΔS ΔS ΔC
10. Variación de la energía libre de
Gibbs de una reacción
Dos maneras de calcularla:
a) Valores tabulados
Ej.; H 2 (g) + ½ O 2 (g) → H 2 O (g)
i
0 i f m,T
0 ΔGT ν G
i
0 i m,T
0 ΔGT νG
0 f 298
0 f 298
2
0 f 298
G (H O,g) - 228 ,57kJ mol
Δ G (O ,g) 0 kJmol (porconvenio)
Δ G (H ,g) 0 kJmol (por convenio)
Termodinámica. Tema 7
b) Calculando la entalpía y la entropía
previamente
Ej.; H 2 (g) + ½ O 2 (g) → H 2 O (g)
ΔH 241,82kJ/mol (tabulado)
0 298
0 298
0 298
0 298 ΔG ΔH T S
0 - 1 - 1 2 m,
0 - 1 - 1 2 m,
0 -1 - 2 m,
ParaH O(g);S 188,830JK mol
ParaO (g);S 205 ,138JK mol
ParaH (g);S 130,684JK mol
S 188,830-130,684-1/2(2 05 ,138) -44,42JK mol
0 -1 - m,
-228,57kJmol
G ( 241 ,82.10 Jmol )-(298,15K).( 44,42JK mol )
0 3 -1 -1 - m,
