Unidad 07 Termoqu mica 2007 - UNNE

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste

Avenida Libertad 5450- 3400. Corrientes TE: (03783)457996- Int. 105

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Contenidos temáticos desarrollados por:

Lic. Maria Irene Vera Profesor Adjunto

CARRERAS: Ingeniería Electrónica- Ingeniería Eléctrica Profesorado en Física y Licenciatura en Física

2007

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Química General Unidad N°7. Termoquímica

María Irene Vera Profesor Adjunto

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AL ALUMNO: El apunte aquí desarrollado tiene como finalidad orientar la búsqueda bibliográfica que necesariamente se debe hacer en el estudio de un determinado contenido. De ninguna manera intenta reemplazar a un libro. Se sugiere tomarlo como guía y buscar los temas aquí tratados en la bibliografía sugerida, para elaborar un material personal de estudio para consulta y para el examen final de la asignatura.

Lic. María Irene Vera. Profesor Adjunto Química General

UNIDAD VII. TERMOQUÍMICA.

CONTENIDOS CONCEPTUALES Reacciones exotérmicas y endotérmicas. Entalpía y energía interna. Ecuaciones termoquímicas. Calor de formación normal. Calores de combustión y de neutralización. Calores sensible y latente. Calores de fusión y de vaporización. Leyes de Lavoisier – Laplace y de Hess. Espontaneidad de las reacciones. Trabajo útil máximo. Cambio de energía libre. Ecuación de Gibbs – Helmholtz. Concepto de entropía.

BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA

Atkins, P. y Jones, L. “Química. Moléculas. Materia. Cambio”. Ediciones Omega S.A. Barcelona. España. 1998

Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química”.Los Caminos del Descubrimiento. Editorial Médica Panamericana. Buenos Aires. 2006

Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”. Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México. 1998.

Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A. de C. V. México. 1999

Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGraw-Hill/Interamericana de España S.A.U. 1998.





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La Termodinámica: es el estudio de la energía y sus transformaciones. Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía en forma de calor. El calor es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. La termoquímica, es la parte de la química que estudia el flujo de calor asociado a una reacción química o cambio físico. La ley de la conservación de la energía afirma que la energía no se puede crear ni destruir; pero se puede transformar de una forma a otra y transferir de un lugar a otro. Conviene distinguir entre sistema y entorno (o medio ambiente o alrededores). Sistema: es la sustancia o la mezcla de reacción que está siendo objeto de estudio (puede ser una mezcla de reacción colocada dentro de un recipiente, o un pedazo de Cu) (porción que separamos para estudiar). Entorno: es todo aquello que se encuentra fuera del sistema (son los alrededores del sistema, por ejemplo los recipientes). El entorno es donde hacemos las observaciones sobre la energía transferida al interior o al exterior del sistema. Generalmente, solo se tiene en cuenta los alrededores inmediatos de un sistema. El entorno y el sistema juntos forman el universo. Sistema + Entorno = Universo Un sistema puede ser abierto si intercambia materia y energía con el entorno; cerrado cuando tiene una cantidad fija de materia y puede intercambiar energía con el entorno; aislado cuando no puede intercambiar nada. Reacciones exotérmicas y endotérmicas Desde el punto de vista del flujo de calor, se pueden distinguir dos tipos de reacciones o procesos. Reacciones exotérmicas: en las que una reacción libera calor al ambiente.

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) + Energía Esta reacción desprende calor al ambiente, que puede ser un vaso de precipitado con agua, y se observará un aumento de la temperatura del agua. El efecto de las reacciones exotérmicas es aumentar la temperatura ambiente. Reacciones endotérmicas: en las que el sistema reacciónate absorbe calor del ambiente. Ejemplo la fusión del hielo.

H2O (s) + Energía H2O (ℓ) El proceso absorbe calor del ambiente (vaso precipitado) y la temperatura del agua disminuye. “el efecto de una reacción endotérmica es disminuir la temperatura ambiente”.

Entalpía y energía interna La mayoría de los cambios físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante. El calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante se denomina entalpía y se representa por el símbolo H. Es una propiedad extensiva. La entalpía se puede imaginar como una medida de la energía que un sistema puede dar en forma de calor. Como es imposible determinar la entalpía de una sustancia, lo que se mide realmente es el cambio de entalpía ΔH o entalpía de reacción.

Reacción exotérmica Reacción endotérmica





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Reactivos Productos H - H H

La entalpía de reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso. En los procesos endotérmicos, ΔH es (+) (ΔH > 0) En los procesos exotérmicos, ΔH es (-) (ΔH < 0) Reacción exotérmica: H - H ΔH Reactivos Productos < 0 es decir:

negativo signo tiene H H Reactivos Productos Reacción endotérmica: H - H ΔH Reactivos Productos > 0 es decir:

positivo signo tiene H H Reactivos Productos

Basados en el principio de conservación de la energía decimos que el flujo de calor observado en el medio ambiente, se compensa exactamente con el cambio de entalpía en la mezcla reaccionante. La energía interna (U) es una medida de la cantidad de energía de un sistema; es su reserva total de energía. Es la capacidad de un sistema para realizar un trabajo. Es la energía conservada en un sistema como energía cinética y potencial. No es fácil determinar la energía interna de un sistema pero si su variación que es el flujo de calor de la reacción a volumen constante.

Reactivos Productos U - U ΔU

Ecuaciones termoquímicas Las ecuaciones termoquímicas son aquellas que muestran además de las relaciones de masa, los cambios de entalpía que ocurren en las reacciones químicas. Combina una ecuación química y la entalpía asociada a la reacción. a) H2O (s) H2O (ℓ) ΔH = 6,01 kJ/mol b) CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) ΔH = -890,4 Kj/mol ● Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia que reaccionan para dar el incremento de entalpía correspondiente. La ecuación a) se puede leer: cuando se forma un mol de H2O (ℓ) a partir de un mol de hielo a 0°C, el cambio de entalpía es de 6,01 kJ. La ecuación b): cuando un mol de metano gaseoso reacciona con dos moles de oxigeno gaseoso para formar un mol de dióxido de carbono gaseoso y dos moles de agua liquida, el cambio de entalpía es de -890,4 kJ. ● Cuando se invierte una ecuación, la magnitud de ΔH se mantiene igual, pero cambia el signo. Es decir si una reacción es endotérmica, la reacción inversa debe ser exotérmica y viceversa. a) H2O (ℓ) H2O (s) ΔH = -6,01 kJ./mol b) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) CH4 (g) + 2O2 (g) ΔH = +890,4 kJ/mol ● Si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, ΔH también se debe multiplicar por el mismo factor. Si n = 2 en el ejemplo de la fusión del hielo. 2H2O (ℓ) 2H2O (s) ΔH = 2. -6,01 kJ/mol = 12,02 kJ/mol ● Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas, siempre se debe especificar el estado físico de todos los reactivos y productos, porque esto ayuda a determinar el cambio real de entalpía.





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Si en la combustión de CH4 se obtuvo como producto vapor de agua en lugar de agua liquida. CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g) ΔH = -802,4 kj/mol

Calor de formación Normal (ΔHof)

El estado normal de una sustancia, para la termodinámica, es su estado mas estable a la presión de 1 atm y a alguna temperatura especifica (25°C o 298 K a menos que se especifique otra temperatura). El calor normal de formación es la variación de entalpía que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su estado más estable a una presión de una atm y 25°C. El “ O ” representa el estado normal, el subíndice “ f ” significa formación. Ag (s) + ½ Cl2 (g) AgCl (s) ΔH = -127 kJ (s) AgCl

oH f = -127 KJ/mol

½ N2 (g) + O2 (g) NO2 (g) ΔH = +33,9 Kj (g)N

oH2Of = +33,9 KJ/mol

Por convención, el calor de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. Los valores de ΔHo

f están tabulados (la mayoria son < 0).

Los ΔHof de compuestos, se pueden utilizar para calcular la entalpía normal de una reacción, que

se define como “la variación de entalpía que acompaña a una reacción que se efectúa a 25ºC y 1 atm.” Como regla general: para cualquier reacción ΔHReac es igual a la suma de los calores de formación de los productos menos la suma de los calores de formación de los reactivos. Usamos ∑ para indicar la sumatoria de.

reactivos H - productos HΔH ooReaccion fmfn

n y m coeficientes estequiométricos de reactivos y productos. Ejemplo:

ΔHof de tabla

CO2 (g) = -393,5 Kj/mol H2O (ℓ) = -285,8 Kj/mol C3H8 (g) = -103,8 Kj/mol

A partir de los valores de tabla, halle el ΔH° de la siguiente reacción. C3H8 (g) + 5O2 (g) + 3CO2 (g) + 4H2O (ℓ)

] [ reac (g)Oo

(g)HCo

O(l)Ho

(g)COoO

28322ΔH5ΔH3ΔH4ΔH3ΔH ffff

molKj

2219,9)molKj

103,8(1mol )molKj

285,8(4mol)molKj

393,5(mol 3ΔH ReacO

Ejercitación: ● Haciendo uso de la tabla de calores normales de formación, escribir las ecuaciones termoquímicas para la formación de: a) NH3 (g) b) KClO3 (s) c) Al2O3 (s) d) Na2SO4 (s) e) CaCO3 (s) ● En base a las entalpías de formación, calcule la entalpía normal de la reacción: 4NH3 (g) +5O2 (g) 4NO (g) +6H2O (g)

ΔHof de tabla

NH3 (g) = -46,2 kj/mol H2O (g) = -241,8 kj/mol NO (g) = -90,4 kj/mol





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Calor normal de combustión (ΔH°C) Cuando se queman compuestos orgánicos (contienen C, H, O) en atmósfera de O2 se obtiene CO2 (g) y H2O (l). El calor de combustión es la variación de entalpía, que acompaña a la combustión completa de 1 mol de compuesto orgánico para dar CO2 (g) y H2O (l). O bien: el calor de combustión es la cantidad de energía liberada por cada mol de hidrocarburo quemado. Metano CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆HºC= -890 KJ Octano C8H18 (g) + 17/2 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 9 H2O (l) ∆HºC= -1,09.104 kJ/2 Estas reacciones son la base de los importantes usos de los hidrocarburos como combustibles. Combustibles Hidrocarburos: CH4, C2H6, C8H18

Alcohol: CH3-CH2OH Benceno: C6H6

Ejercicio: escribir la ecuación termoquímica de combustión de los siguientes compuestos: a) C6H6 (l) b) C8H18 (g) Calor de neutralización (ΔH°N) Es la variación de entalpía que se produce cuando reaccionan cantidades equivalentes de soluciones diluidas de un ácido y una base fuerte a presión de 1 atm y temperatura de 25°C HNO3 (ac) + KOH (ac) KNO3 (ac) + H2O (ℓ) H+ (ac) + NO3

- (ac) + K+ (ac) + OH- (ac) K+ (ac) + NO3- (ac) + H2O (ℓ)

H+ (ac) + OH- (ac) H2O (ℓ) ΔH°N = -56, 2 kJ/mol La cantidad de calor liberado se debe a la formación de un mol de H2O a partir de sus iones acuosos. Es una constante independientemente del ácido y de la base, siempre que sean fuertes y soluciones diluidas. Calor de fusión y calor de vaporización. Curvas de calentamiento El calentamiento puede aumentar la temperatura o provocar un cambio de estado sin que se modifique la temperatura. Cuando se suministra calor a un sólido, este se calienta. Pero al alcanzar su punto de fusión, aun cuando se le continúe suministrando calor, el sólido permanece a la misma temperatura fija durante el proceso de fusión hasta que todo el sólido haya fundido. Durante la fusión (1° meseta de la curva) el sistema absorbe calor aunque la temperatura permanece constante. El calor ayuda a las moléculas a vencer las fuerzas de atracción en el sólido.

El calor molar de fusión (ΔHfus) es la energía o cantidad de calor necesaria (en kJ) para fundir 1 mol de un sólido en su punto de fusión. ΔHfus NaCl = 30,33Kj/mol; ΔHfusH2O = 6,02 Kj/mol lo que refleja las fuerzas de atracción mayores que existen en el NaCl.





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Si se suministra calor a un líquido (a presión constante), la temperatura aumenta hasta que se alcanza el punto de ebullición. Entonces la temperatura permanece constante hasta que haya suministrado suficiente calor para hacer hervir a todo el líquido. La temperatura permanece constante durante el periodo en el que el aumento de la energía cinética se utiliza para vencer las fuerzas de cohesión en el líquido. El calor molar de vaporización (ΔHVap) de un líquido es la energía o cantidad de calor (en kJ) necesaria para vaporizar 1 mol de un líquido en su punto de ebullición. La diferencia en la entalpía molar entre los estados vapor y líquido de una sustancia se denomina entalpía de vaporización Hvap = Hm (vapor) – Hm (líquido) Los calores de vaporización reflejan la fortaleza de las fuerzas intermoleculares. El calor de evaporación del H2O es 40,7 KJ/mol, y es más alto que el del cloroformo= 29,5 KJ/mol, lo que indica que las fuerzas de atracción entre las moléculas de agua son mayores que las que existen entre las moléculas de cloroformo. Calor sensible: cuando el calor absorbido por una sustancia, provoca una variación de la temperatura sin producir un cambio de estado o fase (zona de pendientes). Calor latente: cuando el calor absorbido provoca un cambio de estado o fase a temperatura constante (zonas de mesetas). Leyes de la termoquímica ● Ley de Lavoisier-Laplace Esta ley establece que el calor de formación de un compuesto es numéricamente igual al calor de descomposición pero de signo opuesto. Una consecuencia importante de esta ley es que las ecuaciones termoquímicas pueden ser invertidas, siempre que se cambie el signo del calor, manteniendo igual su valor numérico. S (s) + O2 (g) SO2 (g) ΔH° = -296,1kJ SO2 (g) S (s) + O2 (g) ΔH° = +296,1kJ Esto es valido para reacciones de cualquier otro tipo. ● Ley de Hess (ley de la suma del calor) Esta ley establece que en una reacción química a volumen constante o a presión constante, el cambio de entalpía es el mismo, independientemente de que la reacción se efectue en un paso, o en una serie de pasos. La variación de entalpía de una reacción se puede calcular a partir de cualquier secuencia de reacciones siempre que la suma de todas ellas sea igual a la reacción deseada. Depende solamente de los estados inicial y final, y no de los estados intermedios por los que puede pasar un sistema. El gran valor práctico de esta ley, es que en base a ella las ecuaciones termoquímicas, pueden ser sumadas o restadas como ecuaciones algebraicas. Los calores de reacción que no pueden ser determinados por vía experimental directa, se pueden calcular en base a otros datos termoquímicos (por aplicación de la ley) Si una reacción termoquímica se puede expresar como la suma de dos o más reacciones: Ecuación = Ec (1) + Ec (2) + Ec (3) + Ec (4) +……………………. Entonces ΔH = ΔH1+ ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 +…………………. Por aplicación de esta ley, se puede determinar el calor de una reacción, a partir de los calores de combustión de todos los reactivos y productos. Ejercicio: 1) La reacción de combustión del C:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) ΔH°=? Se puede considerar como la suma de dos reacciones: 1) C (s) + ½ O2 (g) CO (g) ΔH°1 = -110,5 KJ 2) CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) ΔH°2 = -283,0 KJ 3) C (s) + O2 (g) CO2 (g) ΔH°3 = ΔH°1 + ΔH°2 = -393,5 KJ 2) Calcular ΔH° del CH4 C (grafito) + 2H2 (g) CH4 (g) ΔH° = ? El cambio de entalpía para esta reacción no puede medirse directamente. Hay que aplicar la ley de Hess para calcular. Datos:





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a) C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) ΔH° = -393,5 KJ b) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (ℓ) ΔH° = -571,6 KJ c) CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) ΔH° = -890,4 KJ Debemos obtener una ecuación que contenga como reactivos C y H2 y como producto CH4. C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) ΔH° = -393,5 KJ 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (ℓ) ΔH° = -571,6 KJ CO2 (g) + 2H2O (ℓ) CH4 (g) + 2O2 (g) ΔH° = +890,4 KJ C (grafito) + 2H2 (g) CH4 (g) ΔH° = -74,7 KJ Ejercitación Ley de Hess Calcular ΔH° del C3H8 (g) 3C (s) + 4H2 (g) C3H8 (g) ΔH° = ? Datos: a) C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) +4H2O (ℓ) ΔH° = -2220 KJ b) C (s) + O2 (g) CO2 (g) ΔH° = -394 KJ c) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (ℓ) ΔH° = -286 KJ Se multiplica b) por tres para obtener el coeficiente estequiométrico del C en la ecuación final. 3C (s) + 3O2 (g) 3CO2 (g) ΔH° = 3. (-394 Kj) = -1182 KJ Se invierte a) para obtener C3H8 (g) a la derecha y si se cambia el signo de la entalpía de reacción. 3CO2 (g) +4H2O (ℓ) C3H8 (g) + 5O2 (g) ΔH° = +2220 KJ Para calcular el reactivo H2O y el producto O2, que no se necesita, se multiplica c) por cuatro y luego se suman todas las ecuaciones modificadas. 4H2 (g) + 2O2 (g) 4H2O (ℓ) ΔH° = 4. (-286 KJ) = -1144 KJ 3C (s) + 3O2 (g) 3CO2 (g) ΔH° = 3. (-394 KJ) = -1182 KJ 3CO2 (g) +4H2O (ℓ) C3H8 (g) + 5O2 (g) ΔH° = +2220 KJ 4H2 (g) + 2O2 (g) 4H2O (ℓ) ΔH° = 4. (-286 Kj) = -1144 KJ 3C (s) + 4H2 (g) C3H8 (g) ΔH° =-106 KJ Espontaneidad de las reacciones Uno de los objetivos de la Química, es predecir si se producirá o no una reacción cuando se juntan los reactivos. Si se produce, se dice que la reacción es “espontánea”, cuando se produce por si misma, se produce sin alguna fuerza externa. (un trozo de Fe, expuesto al aire se oxida). Espontánea no significa que sea rápida. Así, si bien la oxidación del Fe ocurre espontáneamente es una reacción muy lenta. Siempre que una reacción, sea espontánea en determinadas condiciones, se cumplirá que la reacción inversa es no espontánea en las mismas condiciones. Criterio de espontaneidad Hace muchos años, se creía que todas las reacciones espontáneas eran exotérmicas lo que sucede es que casi todas las reacciones químicas exotérmicas son espontáneas a 25°C y 1 atm; pero esto no se cumple en muchos cambios de fase. Por ejemplo la fusión del hielo, es un proceso espontáneo y endotérmico a 1 atm y por encima de 0°C. H2O (s) H2O (ℓ) ΔH = +6,01 KJ Hay otras reacciones endotérmicas que no son espontáneas a temperatura ambiente, pero se hacen espontáneas al elevar la temperatura. Para decidir si una reacción dada va a ser espontánea a una temperatura y presión dada no alcanza con considerar ΔH; hay que tener en cuenta otro factor; ese factor es la variación de entropía

Reactivos Productos S - S S

La entropía (S) es una medida directa del grado de desorden de un sistema. A medida que aumenta el desorden aumenta la entropía. La entropía de los sólidos es menor que la entropía de los líquidos y es mucho menor a la entropía de los gases. S sólido < S liquido << S gases

En el ejemplo de la fusión del hielo, el aumento de la entropía es la fuerza motriz que impulsa este proceso. El aumento del desorden supera ampliamente el hecho de que el proceso sea endotérmico, por eso la reacción es espontánea.





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Actualmente se toma como criterio de espontaneidad el valor de ΔG: función de Gibbs o energía libre. Energía libre de Gibbs

La energía libre es la energía potencialmente disponible para realizar un trabajo útil. si en una reacción se libera energía útil (ΔG es negativo) podemos estar seguros de que la reacción es espontánea. Se ha visto que las dos magnitudes termodinámicas que afectan la espontaneidad

son: la variación de entalpía ΔH y la variación de entropía ΔS. Josiah Willard Gibbs introdujo una nueva función termodinámica que vincula ΔH y ΔS, y permite determinar si una reacción es espontánea o no. Esta función se llama energía libre de Gibbs o simplemente energía libre, y se la simboliza “G”

STHG energía libre de Gibbs de un estado

STHG

Reactivos Productos G - G G

El signo de ΔG se puede utilizar para determinar si una reacción es espontánea o no. Para una reacción, que se desarrolla a temperatura y presión constante: 1) Si ΔG es negativo ; la reacción es espontánea

negativo es ΔG ReactivosG ProductosG

2) Si ΔG es positivo; la reacción no se producirá espontáneamente en el sentido que esta escrita. Se producirá la reacción inversa. 3) Si ΔG =0 ; el sistema reaccionante está en equilibrio , la reacción no tiende a producirse en ningún sentido. ΔG es una verdadera medida de la tendencia que tiene una reacción a producirse. Ecuación de Gibbs-Helmholtz La ecuación que relaciona ΔG, ΔH y ΔS es la llamada ecuación de Gibbs-Helmholtz

STHG

STHG

Esta ecuación nos dice, que la tendencia a producirse una reacción ΔG, depende de dos funciones, ΔH y ΔS multiplicada por la temperatura absoluta. De acuerdo a esta ecuación, para predecir el signo de ΔG se necesita conocer tanto ΔH como ΔS. Un valor ΔH negativo (reacción exotérmica) y un ΔS positivo (reacción que produce un aumento del desorden del sistema), tiende a ser negativo el valor de ΔG, aunque la temperatura también puede tener influencia en la dirección de una reacción espontánea. Hay cuatro posibilidades: ● Si ΔH y ΔS son positivos; ΔG será negativo solo cuando TΔS sea de mayor magnitud que ΔH. (se cumple a temperaturas elevadas) ● Si ΔH es positivo y ΔS es negativo; ΔG será positivo independientemente de la temperatura. ● Si ΔH es negativo y ΔS es positivo;ΔG será negativo independientemente de la temperatura. ● Si ΔH es negativo y ΔS es negativo; ΔG será negativo solo cuando TΔS sea de menor magnitud que ΔH (se cumple a bajas temperatura).

-ΔG = +W

En todas las reacciones espontáneas, hay una tendencia a alcanzar un estado de mínima energía y máximo desorden.





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TABLA DE ENTALPIAS DE FORMACION A 25º C Y 1 atm EJERCITACIÓN.- ECUACIONES TERMOQUIMICAS Indique si cada una de las reacciones químicas es exotérmica o endotérmica. Br2 (l)+ Cl2 (g) → 2 BrCl (g) ∆H = +29,4 kJ NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) ∆H = -176 kJ N2O4 (g) → 2NO2 (g) ∆H = +58,0 kJ CS2 (l) + 3Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l) ∆H = -112 kJ LEY DE HESS Dado: H2S (g) +3/2 O2 (g) → H2O (l) + SO2 (g) ∆H = -562,6 kJ/mol Cs2 (l) +3O2 (g) → CO2 (g) + 2SO2 (g) ∆H = -1075,2 kJ/mol Calcule el valor de ∆H para la reacción: CS2 (l) + 2 H2O (l) → CO2 (g) +2 H2S (g) Dado: 2 NH3 (g) + 3 N2O (g) → 4 N2 (g) + 3 H2O (l) ∆H = -1010 kJ/mol 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (l) ∆H = -1531 kJ/mol Calcule el valor de ∆H para la reacción: N2 (g) +1/2 O2 (g) → N2O (g)

Dado: 2NF3 (g) + 2 NO (g) → N2F4 (g) + 2 ONF (g) ∆H = -82,9 kJ/mol NO (g) + ½ F2 (g) → ONF (g) ∆H = -156,9 kJ/mol

COMPUESTO ∆Hºf (kJ/mol) COMPUESTO ∆Hºf (kJ/mol) H2O (g) -241.8 COCl2 (g) -223 H2O (l) -285.9 SO2 (g) -296.9 HF (g) -269 CO (g) -110.5 HCl (g) -92.30 CO2 (g) -393.5 HBr (g) -36.2 NO (g) +90.37 HI (g) +25.9 NO2 (g) +33.8 H2S (g) -20.2 HNO3 (l) -173.2 HCN (g) +130.5 NH4NO3 (s) -365.1 NH3 (g) -46.19 NaCl (s) -411 PH3 (g) +9.25 MgO (s) -601.83 CH4 (g) -74.85 CaO (s) -635.5 C2H6 (g) -84.68 Ca(OH)2 (s) -986.59 C2H4 (g) +52.30 CaCO3 (s) -1206.9 C2H2 (g) +226.7 Ca3P2 (s) -504.17 C6H6 (l) +49.04 BaO (s) -588.1 CH3OH (g) -201.2 BaCO3 (s) -1218 CH3OH (l) -238.6 Al2O3 (s) -1669.8 CH3NH2 (g) -28 Fe2O3 (s) -822.2 NF3 (g) -113 AgC (s) -127 CF4 (g) -913.4 HgBr2 (s) -169 CHCl3 (l) -132 ZnO (s) -348





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Cu (s) + F2 (g) → CuF2 (s) ∆H = -531,0 kJ/mol Calcule el valor de ∆H para la reacción: 2 NF3 (g) + Cu (s) →N2F4 (g) + CuF2 (s) ENTALPIA DE FORMACION 1) Escriba las ecuaciones termoquímicas que corresponden a las siguientes entalpías estándares de formación:

a) AgCl(S), -127 kJ/mol b) NO2(g), +33.8 kJ/mol c) CaCO3(S), -1206.9 kJ/mol

2) Escriba las ecuaciones termoquímicas que correspondan a las siguientes entalpías estándares de formación: a) HCN(g), +130.5 kJ/mol b) CS2(l), +87.86 kJ/mol c) NH4NO3(S), -365.1 kJ/mol

ENTALPIA DE REACCION-ENTALPIA DE COMBUSTION 1) Use entalpías de formación en base a los datos de tabla para calcular el valor de ∆Hº para las siguientes reacciones:

a) 2 H2S(g) + 3 O2(g) → 2 H2O(l) + 2 SO2(g)

b) Fe2O3(s) + 3 H2(g) → 3 Fe(s) + 3 H2O(g)

c) 2NH3(g) + 2 CH4(g) + 3 O2(g) → 2 HCN(g) + 6 H2O(l)

d) NH3(g) + 3 F2(g) → NF3(g) + 3 HF(g) 2) a) Escriba la ecuación química para la combustión de un mol de alcohol metílico, CH3OH(l). Los productos de la reacción son CO2(g) y H2O(l). b) Use entalpías de formación en base a los datos de tabla para calcular el valor de ∆Hº para la reacción. 3) a) Escriba la ecuación química para la combustión de un mol de benceno, C6H6(l). Los productos de la reacción son CO2(g) y H2O(l). b) Use entalpías de formación en base a los datos de tabla para calcular el valor de ∆Hº para la reacción.



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