Termodinámica 2.pdf

Química General II Msc. Carmen María Hernández Toirac [email protected] Unidad 4. Termodinámica 1- Naturaleza y tipos de energía 2- Cambios energéticos en las reacciones químicas 3- Entalpía 4- Estados normales o estados tipos de las sustancias 5- Calor de formación normal o es...

Química General II Msc. Carmen María Hernández Toirac [email protected] Unidad 4. Termodinámica 1- Naturaleza y tipos de energía 2- Cambios energéticos en las reacciones químicas 3- Entalpía 4- Estados normales o estados tipos de las sustancias 5- Calor de formación normal o estándar de una sustancia. 6- Calor de reacción: Concepto. Método directo y método indirecto. Ley de Hess.  1- Naturaleza y tipos de energía Los procesos químicos en general, están asociados a variaciones de energía: Calor Luz electricidad El movimiento es una propiedad inseparable de la materia y es indestructible como la materia misma. La energía es la medida del movimiento de la materia. La energía es una propiedad de la materia que representa la medida cuantitativa del movimiento y expresa la capacidad de los sistemas materiales de efectuar una labor determinada a partir de cambios internos. Unidad de energía SI Joule J Es la energía cinética que posee una masa de 2 kg moviéndose a la velocidad de 1 m/s. Ec= mV2/2 Tipos de energía: Calor: Es la medida del movimiento trasmitido por medio de choques caóticos de moléculas de dos cuerpos en contacto. Tipos de energía: Trabajo: Es la medida general del movimiento que incluye distintas formas de transferencia del movimiento las cuales tienen como rasgo común la traslación de masas. Tipos de energía: Energía interna: Comprende toda la energía contenida en un sistema. Energía del movimiento de traslación y rotación de las moléculas Energía de vibración de los átomos en la molécula Energía de rotación de los electrones Energía contenida en los núcleos Sistema químico: Es una porción de materia integrada por una o varias sustancias simples o compuestos en estado de integración, sometida a una determinada observación y separación del medio en que lo rodea Sistema abierto: Cuando el sistema puede intercambiar energía y masa con el ambiente Entalpia. Primer principio de la termodinámica Este principio es postulado y no puede ser demostrado lógicamente. Su valides se demuestra por el hecho de que ninguna de las consecuencias del mismo es contrario a la experiencia Q = Ϫ E + PϪv W = PϪV Q= Ϫ H La variación de energía que acompaña a las reacciones químicas se debe a la ruptura y a la formación de enlaces químicos. Entalpía de enlace: La energía media por mol necesaria paran romper un enlace particularmente en una molécula y separar unos átomos de otros Estados normales o tipos de las sustancias: Estado tipo: es el estado de una sustancia (simple o compuesta) en su estado de agregación más estable a la presión de 101.325 Kpa y cualquier temperatura. Sustancia Estado tipo Oxígeno O2 (g) Dióxido de carbono CO2 (g) Cloruro de sodio NaCl (s) Agua H2O (l) Estado de referencia Se ha convenido en asignar cero a las entalpías de las sustancias simples en el estado tipo. Sustancia simple Entalpía O2 (g) 0 H2 0 Calor de formación normal o estándar de una sustancia Entalpía de formación: (ϪHf0) Es la variación de entalpia que acompaña a la formación de 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en estado tipo. *hacer ejemplos Calor de reacción: Concepto. Método directo y método indirecto. Ley de Hess Relación cuantitativa referente a las entalpias (Lavosier y Laplace 1780). El cambio térmico que acompaña a una reacción química en una dirección es de magnitud exactamente igual pero de signo contrario, al que va asociado con la misma reacción en el sentido inverso. Ley de Hess: La variación de calor que acompaña a una reacción química es la misma, tanto si se tiene lugar en una sola etapa como si se verifica en varias Método indirecto: Empleando la Ley de Hess Método directo: ϪH rec = ∑ 𝑛 𝐻𝑝 − ∑ nHr Cambios energéticos en las reacciones químicas. Segundo principio de la termodinámica: Los procesos que son espontáneos en una dirección no son espontáneos en la dirección inversa. La espontaneidad de un proceso está asociada con el grado de desorden del sistema. S0 : Se refiere a 1 mol de sustancia considerando su estado normal (más estable) T = 298 K y P = 101.325 Kpa. Las sustancias simples no tienen valor cero Dadas las siguientes etapas calcule: a) Entalpía de reacción por el método directo e indirecto. b) Energía libre de Gibbs. c) La energía de 45 g de agua en la etapa a) d) Identificar ecuaciones de formación y fundamentar Etapas. 𝛥H a C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2 H2O -1411.3 kJ b 2H2 +. O2 → 2H2O -570 kJ c C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O -1559.8 kJ total C2H2. + H2. → C2H6  H M S Sustancia kJ/mol (g/mol) J/K*mol C2H4 52.55 28.05 219.5 C2H6 -84.68 30.07 229.5 H2O -285.8 18 69.9 CO2 -393.5 44 121.3 H2 0 2 131 O2 0 32 205 Fórmula 𝛥H = Ʃ n Hp - Ʃ n Hr 𝛥HT = n C2 H6 * HC2H6 - ( nCH4. HC2H4 + nH2*H H2) 𝛥HT = 1 mol * - 84.68 kJ/mol - ( 1 mol* 52.55 kJ/mol + 1mol*0kJ/mol) -137.23 kJ -137230 J b1 2H2 +. O2 → 2H2O 𝛥Hb = Ʃ n Hp - Ʃ n Hr 𝛥H b= n H2O *H H2O - ( nH2* H H2 + nO2 *HO2) lo rojo es 0 𝛥H b= n H2O *H H2O 𝛥H b= 2 mol * -285.8 kJ/mol -571.6 kJ H2 +. 1/2O2 → H2O 𝛥Hb = Ʃ n Hp - Ʃ n Hr 𝛥H b= n H2O *H0 H2O - ( nH2* H0 H2 + nO2 *H0 O2) 𝛥H b= n H2O *H H2O 𝛥H b= 1 mol * -285.8 kJ/mol 𝛥H b= -285.8 kJ 𝛥H b= HH2O  R P 𝛥H a C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2 H2O -1411.3 b. *1/2 2H2 +. O2→ 2H2O -571.6 c. *-1 C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O -1559.8 total C2H4. + H2. → C2H6  R P 𝛥H a C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2 H2O -1411.3 kJ b. *1/2 2H2 +. O2→ 2H2O -571.6 kJ c. *-1 C2H6 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O -1559.8 kJ total C2H4. + H2. → C2H6 intermediarios reactivos productos H2O C2H4 C2H6 O2 H2 CO2 a C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2 H2O -1411.3 kJ b H2 +. 1/2 O2 → H2O -285.8 kJ c 2CO2 + 3 H2O → C2H6 +. 7/2O2 1559.8 kJ t C2H4. + H2. → C2H6 -137.3 kJ T= a +b/2 -c 𝛥 Ht =𝛥 Ha +𝛥 Hb +𝛥 Hc 𝛥 Ht =𝛥 Ha +𝛥 Hb/2 -𝛥 Hc 𝛥S = Ʃ n Sp - Ʃ n Sr 𝛥ST = n C2H6 * SC2H6 - ( nC2H4. S C2H4 + nH2.*SH2) -121 J/ k G = H - TS G = -137230 J - 298 K * (-122 J/K) G = -101172 J Buscar la temperature en la tabla  H20 en a Q= m (g) * H (KJ) M (g/mol) *n (mol)  H20 en la etapa a Q= m (g) * Ha (KJ) M (g/mol) *n (mol) Q= 45 g * -1411.3 kJ 18 g/mol * 2 mol Q= -7056.5 kJ