Introducción Uno de los aspectos más importantes en la química es la producción y el flujo de energía. Comemos alimentos con el fin de producir la e nergía necesaria para mantener nuestras funciones biológicas y, así también, intercambiamos energía constantemente con nuestro entorno, para mantener un equilibrio corporal termodinámico. Se necesita energía para t ransformar el hielo en agua, para hervir el agua en la tetera, para hacer funcionar una ampolleta, y para un sinfín de cosas más, tan comunes como éstas y con las cuales mediamos día a día. Sin embargo, no somos capaces de notar estos cambios energéticos, debido a que la energía es imposible de observar u oler, pero si sentir. Existen ramas de la Físico-Química encargadas del estudio de la e nergía. La principal y más importante de éstas es la Termodinámica (del griego therm e, calor, y dynamis, fuerza o potencia), la cual se encarga de estudiarlas relaciones de equilibrio entre las diferentes propiedades de equilibrio de un sistema (calor, trabajo, energía) y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas. Dentro de esta rama r ama es posible encontrar otra la cual se preocupa del ámbito más químico que físico, pero que no deja de lado los principios básicos de la Termodinámica: la Termoquímica, que se preocupa de estudiar los cambios de ener gía (calor) en las reacciones o procesos químicos. En este informe nos enfocaremos en mayor medida a la Termoquímica, utilizando los principios termodinámicos (en nuestro caso el primero o el de conservación de la energía) para tratar problemas químicos de aplicación a las diferentes áreas que tienen r elación con este principio, principalmente el concepto de entalpía y sus derivados.
Lord William Kelvin y Rudolf Clausius Científicos dedicados al estudio de la termodinámica quienes establecieron los dos primeros principios que rigen a esta ciencia. Primer Principio de la Termodinámica El Primer Principio de la Termodinámica, que se basa en la Ley de la Conservación de la Energía, establece que “la energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir”. Se puede demostrar la validez de la primera ley midiendo sólo el cambio de la energ ía
interna de un sistema entre su estado inicial y su estado final. El cambio de la energía interna(DE) está dado por: DE = Ef – – Ei Donde Ef y Ei representan la energ ía interna del sistema en el estado inicial y final, respectivamente.
En química, generalmente se estudian los cambios asociados al sistema y no con los alrededores. Por lo tanto, una forma más útil de la primera ley es DE = q + w La ecuación establece que el cambio de la energía interna de un sistema es la suma del intercambio de calor q entre el sistema y los alrededores y el trabajo w realizado por o sobre el sistema. Concepto de Entalpía La entalpía es una propiedad extensiva (depende de la cantidad de m ateria presente en un sistema) utilizada para medir el calor absorbido o liberado por un sistema a presión constante. Se representa por el símbolo H y se define como E + PV. Es imposible determinar la entalpía de una sustancia, por lo tanto, lo que se mide es el cambio de entalpía, DH. La entalpía de reacción, DH, es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos: DH = H(productos) – H(reactivos) DH representa el calor absorbido o liberado en la reacción. Si este valor es positivo, significa que el sistema absorbe energía del entorno (proceso endotérmico), y si el valor de DH es negativo, significa que el sistema cede energía al entorno (proceso exotérmico). Ecuaciones Termoquímicas Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones químicas balanceadas que indican el cambio de entalpía correspondiente. Para interpretarlas deben seguirse las siguientes indicaciones: La entalpía es una propiedad extensiva. La magnitud de DH es directamente proporcional a la cantidad de un reactivo consumido en el proceso El cambio de entalpía para una reacción tiene la m isma magnitud pero signo opuesto para la reacción inversa. El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de agregación de los reactivos y de los productos El cambio de entalpía de una reacción depende de la temperatura
Ejercicios de la Primera Ley y de Entalpía 1.- Calcula el cambio de energía inter na del sistema en un proceso en e l que el sistema absorbe 140 J y efectúa 85 J de trabajo sobre el entorno R. Utilizando la ecuación de la primera ley se tiene que:
DE = q + w Reemplazando se tiene DE = 140 J – 85 J DE = 55 J En conclusión, se obtiene que el sistema absorbe 55 J de energía durante el proceso 2.- Calcula el cambio de energía inter na de un sistema en el que se hacen reaccionar hidrógeno y oxígeno, considerando que cuando los gases se expanden el sistema libera 1 150 J de calor y se efectúa un trabajo de 480 J sobre el entorno. R. Utilizando la ecuación de la primera ley se tiene que: DE = q + w Reemplazando DE = -1150 J - 480 J DE = -1630 J En conclusión, se obtiene que el sistema cede –1630 J de energía al entorno 3.- Calcula cuánto calor se libera cuando 4.5 g de metano gaseoso se queman en un sistema a presión constante, considerando que la combustión de 1 mol de e ste gas produce 802 kJ. R. Sabemos que un mol de metano es equivalente a 16 g /mol. Por lo tanto, la cantidad de moles que son 4.5 gramos de metano estará dada por: Cantidad de Moles (n) = 4.5g 16 g/mol Cantidad de Moles (n) = 0.28 mol Considerando este valor, establecemos la siguiente proporción: 1 mol = -802 kJ 0.28 mol X Se obtiene que X = -224.56 kJ Por lo tanto, la combustión de 4.5 g de metano producen -224.56 kJ 4.- Considere la siguiente reacción:
2CH3OH(l) + 3O2 (g) 4H2O(l) + 2CO2(g) DH = -1452.8 kJ a) ¿Cuál es el valor de DH si la ecuación se multiplica por dos? R. 4CH3OH(l) + 6O2 (g) 8H2O(l) + 4CO2(g) DH = -2905.6 kJ b) ¿Cuál es el valor de DH si la ecuación se invierte de manera que los productos se convierten en los reactivos y viceversa? R. 4H2O(l) + 2CO2(g) ® 2CH3OH(l) + 3O2 (g) DH = +1452.8 kJ 5.- Calcula la cantidad de calor que se libera cuando se descomponen 5 g de peróxido de hidrógeno (H2O2) en agua y oxígeno, considerando que la descomposición de 2 moles del peróxido liberan – 196 kJ y que el proceso se efectúa a presión constante R. Un mol de peróxido de hidrógeno posee un peso molecular de 34 g/mol. Por lo que la cantidad molar de 5g de este compuesto queda determinada por la siguiente proporción: Cantidad molar H2O2 = 5 g/mol 34g Cantidad Molar H2O2 = 0.15 mol Tomando en cuenta este valor, se formula la siguiente proporción: 1 mol = -98 kJ 0.15 mol X Se obtiene que X = -14.7 kJ En conclusión, se liberan -14.7 kJ de energía 6.- La reacción de combustión del isohexano [(CH3)2CHCH2C(CH3)] se representa mediante la siguiente ecuación termoquímica: 2 (CH3)2CHCH2CH2(CH3) (l) + 25 O2 (g) → 16 C O2 (g) +18 H2O (l) DHr = -10 930.9 kJ
Indica qué cantidad de energía térmica se liberará al quemar 369 g de isohexano. R. En la ecuación, al quemar dos moles de isohexano se producen –10930.9 kJ, por lo tanto, al quemar un mol de isohexano se obtendrán: -5465.45 kJ. Lueg o, sabemos que el PM del isohexano es de 86g/mol. Conociendo estos datos podemos obtener el calor de reacción de 369g de isohexano, que equivalen a: 1 mol = -5465.45 kJ 4.29 mol X
Obteniendo el valor de X = -23446.78 kJ Por lo tanto, al quemar 4.29 moles de isohexano se obtendrán -23446.78 kJ de energ ía 7.- Indica si los cambios siguientes son exotérmicos o endotérmicos: a) CaCO3 (s) → CO2 (g) + CaO (s) DH°reacción = 178.3 kJ b) H2 (g) + Cl2 (g) →2 HCl (g) + 184.62 kJ c) NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) DH°reacción = –176.0 kJ
R. a) Proceso endotérmico, debido a que e l valor de DH°reacción es positivo, lo que significa que se absorbe energía durante la reacción b) Proceso exotérmico, debido que en la ecuación se libera esa energía, porque se encuentra en el lado de los productos c) Proceso exotérmico, debido a que el valor de DH°reacción es negativo, lo que significa que se libera energía durante la reacción
Entalpía Estándar de Formación (DH°f) Se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. Se dice que los elementos están en su estado estándar a 1 atm, de aquí el término de entalpía estándar. El superíndice “°” representa las condiciones del estado estándar (1 atm) y, el subíndice “f”, significa formación. Si un elemento existe en m ás de
una forma en condiciones estándar, se utiliza la forma más estable del elemento para la reacción de formación. La entalpía estándar de formación de la fórmula más estable de cualquier elemento es cero. Entalpía estándar de Reacción (DH°reacción) Se define como la entalpía de una r eacción que se efectúa a 1 atmósfera de presión. Por ejemplo considérese la siguiente reacción: aA + bB cC + dD Donde a, b, c, d son los coeficientes estequiométricos. Para esta re acción, DH°reacción está dada por DH°reacción = [cDH°f (C) + dDH°f (D)] – [aDH°f (A) + bDH°f (B)] Donde a, b, c, d están en moles. Esta ecuación se puede gene ralizar de la siguiente manera:
DH°reacción = SnDH°f(productos) - SmDH°f(reactivos) Donde m y n representan los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos. Para calcular DH°reacción utilizando la ecuación, es necesario conocer los valores de DH°f de los compuestos que intervienen en la reacción.
Ejercicios Entalpía Estándar de Formación y Reacción 1.- Calcule el valor de descomposición para el siguiente proceso, a presión constante y 25°C: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) R. Utilizando la ecuación de la entalpía estándar de reacción: DH°reacción = [(-1206 kJ)] – [(-635.6 kJ) + (-393.5 kJ)] DH°reacción = [-1206 kJ] – [-1029.1 kJ] DH°reacción = -177 kJ El calor de descomposición de un mol de CaCO3 libera –177 kJ 2.- La entalpía estándar de formación de iones en disoluciones acuosas se obtiene asignando, en forma arbitraria, un valor cero para los iones H+ Para la siguiente ecuación HCl(g) ® H+(ac) + Cl-(ac) DH° =-74.9 Calcule DH°f para los iones Cl – R. Utilizamos la ecuación de DH°reacción -74.9 kJ = [(0 kJ) + DH°f(Cl)] – [(-92.3 kJ)] - DH°f(Cl) = 92.3 kJ + 74.9 kJ - DH°f(Cl) = 167.2 kJ DH°f(Cl) = -167.2 kJ La entalpía estándar de formación del Cl- es –167.2 kJ 3.- Calcule el calor de combustión para cada una de las siguientes reacciones: a) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) R. DH°reacción = [2*(-285.8 kJ)] – [2*(0) + 2*(0)]
DH°reacción = [-571.6 kJ] – 0 DH°reacción = -571.6 kJ Se liberan –571.6 kJ de energía al quemar dos moles de hidrógeno con dos de oxígeno b) 2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(l) R. DH°reacción = [4*(-393.5 kJ) + 2*(-285.8 kJ)] – [2*(226.6 kJ) + 5*(0)] DH°reacción = [-1574 kJ + -571.6 kJ] – [453.2 kJ] DH°reacción = [-2145.6 kJ] – [453.2 kJ] DH°reacción = -2598.8 kJ Se liberan –2598 kJ de energía al quemar dos moles de acetileno con 5 moles de oxígeno c) C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2H2O(l) R. DH°reacción = [2*(-393.5 kJ) + 2*(-285.8 kJ)] – [(53.2 kJ) + 3*(0)] DH°reacción = [ -787 kJ + -571.6 kJ] – [53.2 kJ] DH°reacción = [-1358.6 kJ] – [53.2 kJ] DH°reacción = -1411.8 kJ Se liberan –1411.8 kJ de energía al quemar un mol de etileno con 3 moles de oxígeno d) 2H2S(g) + 3O2(g) 2H2O(l) + 2SO2(g) R. DH°reacción = [2*(-285.8) + 2*(-296.1)] – [2*(-907.5) + 3*(0)] DH°reacción = [-571.6 kJ + -592.2 kJ] – [-1815 kJ] DH°reacción = [-1163.8 kJ] – [-1815 kJ] DH°reacción = 651.2 kJ Se liberan 651.2 kJ de energía al quemar dos moles de ác. sulfhídrico con tres moles de oxígeno 4.- El cambio de entalpía estándar para la siguiente reacción e s 436.4 kJ: H2(g) H(g) + H(g) Calcule la entalpía estándar de formación del hidrógeno atómico (H)
R. Reinterpretando la ecuación H2(g) 2H(g) DH° = 436.4 kJ se obtienen en la formación de dos moles de hidrógeno atómico. Para obtener el valor de la formación de uno, debemos dividir el valor de la entalpía por dos: DH°f (H) = 436.2 kJ/2 DH°f (H) = 218.1 kJ Por lo tanto, la entalpía estándar de formación del hidrógeno atómico es 218.1 kJ 5.- A partir de las entalpías estándar de formación, calcule DH°reacción para la reacción: C6H12(l) + 9 O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) R. DH°reacción = [6*(-393.5 kJ) + 6*(-285.8 kJ)] – [(151.9 kJ) + 9*(0)] DH°reacción = [-2361 kJ + -1714.8 kJ] – [151.9 kJ] DH°reacción = [-4075.8 kJ] – [151.9 kJ] DH°reacción = -4227.7 kJ Se obtienen –4277.7 kJ de energía al quemar 1 mol de hexeno con 9 mo les de oxígeno 6.- El primer pasó en la recuperación industrial del zinc, a partir del mineral sulfuro de zinc, es el proceso de tostado, es decir la conversión de ZnS en ZnO por calentamiento: 2ZnS(s) + 3O2(g) 2ZnO(s) + 2SO2(g) DH° = -879 kJ Calcule el calor liberado en kJ por gramo de ZnS tostado. R. Conociendo el PM del ZnS = 97 g/mol podemos calcular cuántos kJ produce 1g de Z nS 97 g = -439.5 kJ 1g
X
Resolviendo nos da que X = -4.53 kJ Por lo tanto, 1 g de ZnS produce –4.53 kJ al ser tostado 7.- Determine la cantidad de calor e n kJ que se libera cuando se producen 1 .26 x 104 g de amoníaco, de acuerdo con la ecuación: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) DH° = -92.6 kJ Suponga que esta reacción se lleva a cabo en condiciones estándar a 25°C
R. Conociendo el PM del amoníaco = 17g/ mol, podemos c alcular cuando calor se produce al producirse 1.26 x 104 17 g = -46.3 kJ 12600g X Obteniendo el valor de X tenemos X = -34316.47 kJ Por lo tanto, al crearse 1.26 x 104 g de amoníaco se liberan –34316.47 kJ de energía 8.- A 25°C, la entalpía estándar de formación del HF(ac) es –320.1 kJ/mol; de OH-(ac) es –229.6 kJ/mol; de F-(ac) es –329.1 kJ/mol y del H2O(l) es –285.8 kJ/mol
a) Calcule la entalpía estándar de neutralización del HF(ac): HF(ac) + OH-(ac) F-(ac) + H2O(l) R. DH°reacción = [(-329 kJ) + (-285.8 kJ)] – [(-320.1 kJ) + (-229.6)] DH°reacción = [-614.8 kJ] – [-549.7 kJ] DH°reacción = -65.1 kJ Al neutralizar HF(ac) se liberan –65.1 kJ b) Utilizando el valor de –56.2 kJ como el cambio de entalpía estándar para la reacción H+(ac) + OH-(ac) H2O(l) Calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción HF(ac) H+(ac) + F-(ac) R. -56.2 kJ = [(-285.8 kJ)] – [DH°f (H+) + (-329.1 kJ)] DH°f (H+) = [-285.8 kJ] –56.2 kJ + 329.1 kJ DH°f (H+) = 0 kJ DH°reacción = [(0) + (-329.1 kJ)] – [(-320.1 kJ)] DH°reacción = -9 kJ El cambio en la entalpía de reacción e s de –9 kJ 9.- En la fotosíntesis se produce glucosa, C6H12O6, y oxígeno, O2, a partir de dióxido de carbono y agua:
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2 Calcule la entalpía de reacción para la fotosíntesis R. Utilizando la ecuación de entalpía de reacción: DH°reacción = [(-1274.5 kJ) + 6*(0)] – [6*(-393.5 kJ) + 6*(-285.8 kJ)] DH°reacción = [-1274 kJ] – [-2361 kJ – 1714.8 kJ] DH°reacción = [-1274 kJ] – [-4075.8] DH°reacción = 2801.8 kJ Por lo tanto, para el proceso de fotosíntesis es necesaria la absorción de 2801.8 kJ para llevar este proceso a cabo.
Ley de Hess También conocida como la ley de la sumatoria de los calore s. La ley de Hess se enuncia de la siguiente manera: “Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo,
independientemente de que la reacción se efectúe en un paso o en una serie de pasos” En otras palabras, se puede separar la r eacción de interes en una serie de reacciones para las cuales se pueda definir el valor de DH°reacción y, de esta manera, calcular DH°reacción pa ra la reacción total.
Ejercicios de la Ley de Hess 1.- Calcule la entalpía estándar de formación del acetileno (C2H2) a partir de sus elementos: 2C(grafito) + H2(g) C2H2(g) Las ecuaciones para cada paso y los cambios de e ntalpía correspondiente son: a) C(grafito) + O2(g) CO2(g) DH°reacción = -393.5 kJ b) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) DH°reacción = -285.8 kJ c) 2C2H2(g) + 5O2(g) 4CO2(g) + 2 H2O(l) DH°reacción = -2598.8 kJ
R. Primero debemos tener en cuenta que tenemos dejar todos los reactivos que necesitamos al lado izquierdo y todos los productos, al derecho. Para esto e s posible amplificar las ecuaciones si es necesario, y trabajar con ellas como si fuesen expresiones algebraicas. Amplificamos a) por 4, b) por 2 y luego invertimos el orden de c), y luego sumamos las tres ecuaciones: a) 4C(grafito) + 4O2(g) 4CO2(g) DH°reacción = -1574 kJ b) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) DH°reacción = -571.6 kJ c) 4CO2(g) + 2 H2O(l) 2C2H2(g) + 5O2(g) DH°reacción = 2598.8 kJ ___________________________________ ____________________ 4C(grafito) + 2H2(g) 2C2H2(g) DH°reacción = 453.2 kJ Simplificando: 2C(grafito) + H2(g) C2H2(g) DH°reacción = 226.6 kJ Por lo tanto, la entalpía estándar de formación de acetileno es de 226.6 kJ /mol 2.- A partir de los siguientes datos: S(rómbico) + O2(g) SO2(g) DH°reacción = -296.06 kJ S(monocíclico) + O2(g) SO2(g) DH°reacción = -296.36 kJ Calcule el cambio de entalpía para la t ransformación S(rómbico) S(monocíclico) R. Primero debemos invertir la segunda ecuación y luego debemos sumarlas: S(rómbico) + O2(g) SO2(g) DH°reacción = -296.06 kJ SO2(g) S(monocíclico) + O2(g) DH°reacción = 296.36 kJ _____________________________________ _______________________________ S(rómbico) S(monocíclico) DH°reacción = 0.3 kJ La entalpía de transformación de esta reacc ión es de 0.3 kJ 3.- A partir de los siguientes datos: C(grafito) + O2(g) CO2(g) DH°reacción = -393.5 kJ H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) DH°reacción = -285.8 kJ
2C2H6(g) + 7O2(g) 4CO2(g) + 6H2O(l) DH°reacción = -3119.6 kJ Calcule el cambio de entalpía de la reacción 2C(grafito) + 3H2(g) C2H6(g) R. Amplificamos la primera ecuación por 4, luego la segunda se amplifica por 6 y la tercera se invierte, de la siguiente manera: 4C(grafito) + 4O2(g) 4CO2(g) DH°reacción = -1574 kJ 6H2(g) + 3 O2(g) 6H2O(l) DH°reacción = -1714.8 kJ 4CO2(g) + 6H2O(l) 2C2H6(g) + 7O2(g) DH°reacción = 3119.6 kJ ______________________________________________________ 4C(grafito) + 6H2(g) 2C2H6(g) DH°reacción = -169.2 kJ Simplificando: 2C(grafito) + 3H2(g) C2H6(g) DH°reacción = -84.6 kJ Por lo tanto, la entalpía estándar de formación de l etano es de –84.6 kJ/mol 4.- A partir de los siguientes calores de combustión CH3OH(l) + 3/2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) DH°reacción = -726.4 kJ C(grafito) + O2(g) CO2(g) DH°reacción = -393.5 kJ H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) DH°reacción = -285.8 kJ Calcule la entalpía de formación del metanol a partir de sus elementos: C(grafito) + 2H2(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(l) R. Primero, invertimos la primera ecuación con e l fin de dejar el metanol en los productos, luego amplificamos la tercera ecuación por 2 y sumamos las tres ecuaciones: CO2(g) + 2H2O(l) CH3OH(l) + 3/2 O2(g) DH°reacción = 726.4 kJ C(grafito) + O2(g) CO2(g) DH°reacción = -393.5 kJ 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) DH°reacción = -571.6 kJ _______________________________________________________ C(grafito) + 2H2(g) + 1/2 O2(g) CH3OH(l) DH°reacción = -238.7 kJ
En conclusión, al formar un mol de metanol se liberan –238.7 kJ 5.- Calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción 2Al(s) + Fe2O3(s) 2Fe(s) + Al2O3(s) Sabiendo que: 2Al(s) + 3/2 O2(g) Al2O3(s) DH°reacción = -1601 kJ 2Fe(s) + 3/2 O2(g) Fe2O3(s) DH°reacción = -821 kJ R. En este ejercicio no debemos amplificar ninguna ecuación, sólo debemos invertir algunas de ellas y luego sumar. En este caso invertiremos la segunda ecuación, de la siguiente manera: 2Al(s) + 3/2 O2(g) Al2O3(s) DH°reacción = -1601 kJ Fe2O3(s) 2Fe(s) + 3/2 O2(g) DH°reacción = 821 kJ ________________________________________ 2Al(s) + Fe2O3(s) 2Fe(s) + Al2O3(s) DH°reacción = -780 kJ En conclusión, la entalpía de reacción para la ecuación anter ior es de –780 kJ 6.- Se cuenta con los siguientes datos: H2(g) 2H(g) DH°reacción = 436.4 kJ Br2(g) 2Br(g) DH°reacción = 192.5 kJ H2(g)+ Br2(g) 2HBr(g) DH°reacción = -104 kJ Calcular DH° para la reacción H(g) + Br(g) HBr(g) R. Siguiendo el mismo esquema de los ejerc icios anteriores, invertimos la primera y la segunda ecuación, y luego sumamos: 2H(g) H2(g) DH°reacción = -436.4 kJ 2Br(g) Br2(g) DH°reacción = -192.5 kJ H2(g)+ Br2(g) 2HBr(g) DH°reacción = -104 kJ _______________________________________ 2H(g) + 2Br(g) 2HBr(g) DH°reacción = -732.9 kJ
Simplificando: H(g) + Br(g) HBr(g) DH°reacción = - 366.45 kJ Por último, la entalpía de reacción es de –366.45 kJ/mol 7.- Calcule la entalpía estándar de formación del diamante sabiendo que: C(grafito) + O2(g) CO2(g) DH°reacción = -393.5 kJ C(diamante) + O2(g) CO2(g) DH°reacción = -395.4 kJ R. Para establecer esta reacción, debemos establecer el diamante como un producto, dando vuelta la segunda ecuación, y luego sumar ambas para obtener la entalpía estándar de reacción: C(grafito) + O2(g) CO2(g) DH°reacción = -393.5 kJ CO2(g) C(diamante) + O2(g) DH°reacción = 395.4 kJ _________________________________________ C(grafito) C(diamante) DH°reacción = 1.9 kJ En conclusión, en la conversión del grafito al diamante se absorben 1.9 kJ 8. Calcula la entalpía para la reacción siguiente: Sn (s) + Cl2 (g) → SnCl2 (s)
a partir de la información que se proporciona a continuación: Sn (s) + 2 Cl2 (g) → SnCl4 (l) DH°reacción = –545.2 kJ SnCl2 (s) + Cl2 (g) → SnCl4 (l) DH°reacción = –195.4 kJ
R. Ubicamos los reactivos y los productos según más nos convenga para, luego poder despejar las ecuaciones y obtener la que necesito. Para esto necesitamos dar vuelta la segunda ecuación y luego sumarlas: Sn (s) + 2 Cl2 (g) → SnCl4 (l) DH°reacción = -545.2 kJ
SnCl4 (l) SnCl2 (s) + Cl2 (g) DH°reacción = 195.4 kJ _______________________________________________ Sn (s) + Cl2 (g) → SnCl2 (s) DH°reacción = -349.8 kJ
Por lo tanto, la entalpía estándar de formación para el cloruro de estaño es de –349.8 kJ/mol
9.- De acuerdo con los cambios de entalpía para las reacciones A + B → C DH°reacción = DH1 2 D + B → 2 C DH°reacción = DH2
Indica cuál es el cambio de entalpía DH3 para la reacción: 2A+B→2D
R. Primero amplificamos la primera ecuación e invertimos la segunda para poder sumarlas y obtener la ecuación requerida: 2A + 2B → 2C DH°reacción = 2DH1
2C 2D + B DH°reacción = -DH2 ____________________________ 2 A + B → 2 D DH°reacción = 2DH1 -DH2
Sabiendo que el valor de DH = E + PDV, podemos reemplazar: DH°reacción = 2DH1 -DH2 DH°reacción = 2(E + P(V2 – V1)) – (E + P(V2-V1)) DH°reacción = 2E + 2PV2 – 2PV1 – E – PV2 + PV1 DH°reacción = E + PV2 - PV1 Por lo tanto, el valor de DH3 = E + P(V2-V1) 10.- Calcular el calor de reacción del siguiente proceso: C6H4(OH)2(ac) + H2O2(ac) C6H4O2(ac) + 2H2O(l) Para calcular el calor de reacción, considérense los siguientes pasos: C6H4(OH)2(ac) C6H4O2(ac) + H2(g) DH°reacción = 177 kJ H2O2(ac) H2O(l) + 1/2 O2(g) DH°reacción = -94.6 kJ H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) DH°reacción = -286 kJ R. Ubicando los reactivos requeridos y los productos, en este caso sólo debemos sumar las ecuaciones debidas que ya están ordenadas de manera que los productos y reactivos quedarán en el lugar adecuado requerido para la ecuación final: C6H4(OH)2(ac) C6H4O2(ac) + H2(g) DH°reacción = 177 kJ
H2O2(ac) H2O(l) + 1/2 O2(g) DH°reacción = -94.6 kJ H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) DH°reacción = -286 kJ ________________________________________________ C6H4(OH)2(ac) + H2O2(ac) C6H4O2(ac) + 2H2O(l) DH°reacción = -203.6 kJ En conclusión, la energía de reacción de la ecuación es equivalente a –203.6 kJ Conclusión “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”
Conociendo este enunciado podemos resolver un sinfín de problemas químicos con los cuales es necesario trabajar diariamente para el mejoramiento de la vida del hombre. Nuestra carpeta, basada en este principio y en otros re lacionados con este (entalpía), permite demostrar lo anteriormente dicho. En ella es posible apreciar la resolución de problemas termoquímicos básicos, los cuales es indispensable conocerlos si se desea tr abajar en áreas del ámbito industrial, químico farmacéutico, entre otros muchos. Nos damos cuenta, entonces, que la termodinámica no es una c iencia que esté alejada de nosotros: convivimos día a día con ella, en todos nuestros quehaceres. Con su e studio podemos llegar a dar una explicación válida y fundamentada de todos los fenómenos térmicos que a diario observamos y que forman parte de nuestro diario vivir.
Bibliografía § Raymond Chang “Química”
§ Internet: - www.google.cl - www.cneq.unam.mx/adela/archivos/termoquimica.htm http://termodinamicarpetas.blogspot.com/2006/07/aplicacin-y-ejercicios-de-la-priemra.html
