Bloque VBloque VTERMOQUÍMICATERMOQUÍMICA

Contenidos Contenidos 1.- Conceptos termodinámicos: Sistemas, calor y 1.- Conceptos termodinámicos: Sistemas, calor y

trabajo, etc.trabajo, etc. 2.- Primer principio de la Termodinámica.2.- Primer principio de la Termodinámica. 2.1.- Energía interna.2.1.- Energía interna. 2.2.- Primer principio. Entalpía.2.2.- Primer principio. Entalpía. 3.- Calor de reacción.3.- Calor de reacción. 3.1.- Entalpía de formación.3.1.- Entalpía de formación. 3.2.- Otros calores de reacción.3.2.- Otros calores de reacción. 3.3.- Ley de Hess.3.3.- Ley de Hess. 3.4.- Calor de reacción y entalpías de formación. 3.4.- Calor de reacción y entalpías de formación. 3.5.- Calor de reacción y energías de enlace.3.5.- Calor de reacción y energías de enlace. 4.- Segundo principio de la Termodinámica.4.- Segundo principio de la Termodinámica. 4.1.- Otras Funciones de estado: Entropía. 4.1.- Otras Funciones de estado: Entropía.

Energía interna libre. Entalpía libre.Energía interna libre. Entalpía libre. 4.2.- Espontaneidad de las reacciones.4.2.- Espontaneidad de las reacciones. 4.3 - Segundo principio.4.3 - Segundo principio. 5.- Tercer principio de la Termodinámica.5.- Tercer principio de la Termodinámica.

1.- Conceptos termodinámicos.1.- Conceptos termodinámicos.

TermodinámicaTermodinámica: Es la ciencia : Es la ciencia que estudia los cambios de que estudia los cambios de energía que tienen lugar en los energía que tienen lugar en los procesos físicos y químicos.procesos físicos y químicos.

Termoquímica:Termoquímica: Es la parte de la Es la parte de la Química que se encarga del estudio Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.sistema químico con el exterior.

Toda reacción química va Toda reacción química va acompañada siempre de la absorción acompañada siempre de la absorción o del desprendimiento de energía o del desprendimiento de energía luminosa, eléctrica, mecánica etc., luminosa, eléctrica, mecánica etc., siendo la más frecuente la calorífica.siendo la más frecuente la calorífica.

Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicasexotérmicas..

Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicasendotérmicas..

Se llama:Se llama:

a) Sistema: parte del universo que es objeto de estudio.

b) Entorno: alrededores, medio ambiente. Resto del universo.

Sistema y entorno

SISTEMA

ENTORNO

ENERGÍA

Aislados: que no pueden intercambiar ni materia ni Aislados: que no pueden intercambiar ni materia ni

energíaenergía. . Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar

energía, aunque no materia, con los alrededores. energía, aunque no materia, con los alrededores. Abiertos: aquellos que pueden intercambiar materia y Abiertos: aquellos que pueden intercambiar materia y

energía. energía.

Tipos de sistemas

Abierto Cerrado Aislado

Tipos de sistemas

Puedeintercambiar

MateriaEnergía

MateriaEnergía

MateriaEnergía

Los sistemas también se pueden Los sistemas también se pueden clasificar en:clasificar en:

HomogéneosHomogéneos:: Si constan de una sola fase, Si constan de una sola fase, es decir, se presenta uniforme. Por es decir, se presenta uniforme. Por ejemplo, cuando todas las sustancias ejemplo, cuando todas las sustancias están en estado gaseoso o en disolución.están en estado gaseoso o en disolución.

HeterogéneosHeterogéneos:: Si constan de varias fases, Si constan de varias fases, con superficies de separación entre ellas.con superficies de separación entre ellas.

En termodinámica, la descripción del estado de un sistema se realiza mediante los valores de determinadas propiedades macroscópicas denominadas variables termodinámicas, tales como p, V, T, m, ...

Toda función que pueda expresarse con ayuda de las variables de estado se denomina función de estado del sistema.

No todas estas variables son independientes, basta conocer los valores de un pequeño número de ellas para averiguar el valor de otras. Estas variables independientes se denominan variables de estado.

Se llama estado a la situación específica en la que se encuentra un sistema.

Intensivas Extensivas

Tipos de variables

• No dependen de la cantidad de materia del sistema• Ej: T, P

• Dependen de la cantidad de materia del sistema• Ej: m, V

Variables de estadoVariables de estado

Magnitudes que pueden variar a lo Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción el transcurso de una reacción química) .química) .

Ejemplos:Ejemplos:– Presión.Presión.– Temperatura.Temperatura.– Volumen.Volumen.– Concentración. Concentración.

Funciones de estadoFunciones de estado

Variables de estado que tienen un Variables de estado que tienen un valor únicovalor único para cada estado del para cada estado del sistema.sistema.

Su variación solo depende Su variación solo depende del estado del estado inicial y final y no del camino inicial y final y no del camino desarrolladodesarrollado..

SÍ sonSÍ son:energía, energía interna, :energía, energía interna, entalpía, etc.entalpía, etc.

NO sonNO son: calor, trabajo.: calor, trabajo.

Funciones de estadoFunciones de estado

1) Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todaslas demás quedan automáticamente fijados.

2) Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produjo el cambio.

X = Xfinal –Xinicial

Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado

(ej: PV = nRT)

Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempose produce un proceso termodinámico. Estos pueden ser

Isotermo (T = cte)

Isóbaro (P = cte)

Isócoro (V = cte)

Adiabático (Q = 0)

Cíclico (estado final = estado inicial)

Sistema en equilibrioSistema en equilibrio:: Si las variables Si las variables que definen el estado del sistema no que definen el estado del sistema no varían con el tiempo.varían con el tiempo.

Proceso irreversibleProceso irreversible:: (casi todos los (casi todos los reales lo son). Si para volver de nuevo reales lo son). Si para volver de nuevo al estado inicial hay que provocar al estado inicial hay que provocar alguna variación.alguna variación.

Proceso reversibleProceso reversible:: Se puede pasar Se puede pasar de nuevo al estado inicial, sin provocar de nuevo al estado inicial, sin provocar ninguna ninguna

CALOR Y TRABAJOCALOR Y TRABAJO:: El intercambio El intercambio de energía entre un sistema y los de energía entre un sistema y los alrededores puede tener lugar en alrededores puede tener lugar en forma de calor (Q) y de trabajo (W). forma de calor (Q) y de trabajo (W). La energía es función de estado, La energía es función de estado, pero el calor y el trabajo no, ya que pero el calor y el trabajo no, ya que los cuerpos no tienen ni calor ni los cuerpos no tienen ni calor ni trabajo, éstos tan sólo son energía trabajo, éstos tan sólo son energía en tránsitoen tránsito

CALORCALOR

Un sistema cede E en forma de Q si se transfiere como resultadode una diferencia de T entre el sistema y el entorno.

Unidad S.I.: Julio 1 cal = 4,184 J

No es una propiedad característica del sistema.No es algo que posea el sistema.Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”

El calor no es función de estado

Calor específicoCalor específico:: Ce, es la cantidad de calor Ce, es la cantidad de calor que hay que suministrar a 1 g de sustancia que hay que suministrar a 1 g de sustancia para que aumente su temperatura 1 ºC.para que aumente su temperatura 1 ºC.

= m= m

sí = cte = sí = cte = mm magnitudes que suelen expresarse en las magnitudes que suelen expresarse en las

unidades:unidades: a) m = masa (g), T = diferencia de a) m = masa (g), T = diferencia de

temperatura (ºC), Ce = Calor específico temperatura (ºC), Ce = Calor específico (cal/g .ºC)(cal/g .ºC)

b) m = masa (kg), T = diferencia de b) m = masa (kg), T = diferencia de temperatura (K), Ce = Calor específico temperatura (K), Ce = Calor específico (J/kg.K)(J/kg.K)

2

1

T

T e dT.CcedoabsQ

eC cedoabsQ TCe

EJERCICIO:Calcular el calor EJERCICIO:Calcular el calor necesario para elevar la necesario para elevar la temperatura de 200g de agua temperatura de 200g de agua desde 15ºC hasta 85ºC.desde 15ºC hasta 85ºC.

Datos:Ce(agua)= 4.180 J/kg.KDatos:Ce(agua)= 4.180 J/kg.K d(agua)= 1000 kg/md(agua)= 1000 kg/m33

TRABAJOTRABAJO

Realizar trabajo supone la Realizar trabajo supone la transmisión de energía debido a la transmisión de energía debido a la acción de una fuerza que lleva acción de una fuerza que lleva consigo un desplazamiento. En consigo un desplazamiento. En Química interesa el trabajo Química interesa el trabajo realizado por un gas sometido a realizado por un gas sometido a una presión exterior, presión una presión exterior, presión atmosférica, supuesta constante.atmosférica, supuesta constante.

TRABAJOTRABAJO

Pint Pext

dV

Pincha aquí

El trabajo realizado por el sistema (gas) al realizar el desplazamiento Δx , y pasar de ocupar un volumen V1 a ocupar un volumen V2 es, en función de la fuerza ha de vencer:

W = Fext . Δx . Cos 180º = Fext . Δx .( -1) = - Fext . Δx

ya que el desplazamiento del émbolo, Δx, tiene sentido opuesto a la fuerza F y teniendo en cuenta que F = P . S , resulta :

W = - Pext . S . Δx donde S .Δx es la variación de volumen, Δ V , por tanto:

W = - P . Δ V

ΔX

S

Criterio de signosCriterio de signos

SISTEMA

Q > 0

W > 0 W < 0

Q < 0

Equivalencia entre atm.l y julios:Equivalencia entre atm.l y julios: Utilizando el concepto de 1 atm: presión que Utilizando el concepto de 1 atm: presión que

ejerce una columna de Hg de 76 cm de altura p ejerce una columna de Hg de 76 cm de altura p = d g h = d g h

*1 atm = 13600 kg*1 atm = 13600 kgxxmm-3 -3 x x 9,8 m9,8 mxxss-2-2x x 0,76 m =0,76 m =101300 kg101300 kgxxmm-1-1xxss-2-2=101300 N/m=101300 N/m22

**1 l = 101 l = 10-3-3 m m33.. Luego:Luego: 1 atm.l = 1atm.1 l = 101.300 N/m1 atm.l = 1atm.1 l = 101.300 N/m2 2 .10.10-3 -3 mm33 =101,3 N.m = =101,3 N.m =

101,3 J101,3 J

Un gas está encerrado en un Un gas está encerrado en un recipiente de paredes adiabáticas recipiente de paredes adiabáticas (no transfiere calor al exterior). (no transfiere calor al exterior). Calcula el trabajo que realiza Calcula el trabajo que realiza contra el exterior cuando su contra el exterior cuando su volumen aumenta 85 cmvolumen aumenta 85 cm33 a la a la presión de 4 atm. presión de 4 atm.

DatoDato: 1 atm = 101.300 Pa. : 1 atm = 101.300 Pa.

2.-Primer principio de la 2.-Primer principio de la TermodinámicaTermodinámica

2.1.-ENERGÍA INTERNA (U): 2.1.-ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema(Ec+Ep+…)es la energía total del sistema(Ec+Ep+…) es función de estado extensivaes función de estado extensiva

es imposible medir, pero si su variación es imposible medir, pero si su variación U U

2.2-PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. 2.2-PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. ENTALPIAENTALPIA

“En un sistema cerrado, la energía intercambiada en forma de calor y trabajo entre el sistema y los alrededores es igual a la variación de la energía interna del sistema”.

U = Q + WU = Q + W

La energía interna, U, es una función de La energía interna, U, es una función de estado, es decir, su valor sólo depende estado, es decir, su valor sólo depende de los estados inicial y final del sistema y de los estados inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno no del camino seguido para pasar de uno a otro. Por el contrario, el calor y el a otro. Por el contrario, el calor y el trabajo no son función de estado, su trabajo no son función de estado, su valor numérico depende tanto de las valor numérico depende tanto de las condiciones iniciales y finales como de condiciones iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para los estados intermedios alcanzados para pasar de un estado a otro.pasar de un estado a otro.

  

Calor a volumen constante Calor a volumen constante (Q(Qvv))

Es el intercambio de energía en un Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de recipiente cerrado que no cambia de volumen. volumen.

Si V= constante, es decir, Si V= constante, es decir, V = 0 V = 0 W = 0 W = 0 Como Como U = Q + W U = Q + W

QQvv = = UU

Calor a presión constante Calor a presión constante (Q(Qpp))

La mayoría de los procesos químicos La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica.normalmente la atmosférica.

Como Como U = Q + W U = Q + W U = QU = Qpp – p · – p · V V

UU2 2 – U– U1 1 = Q= Qpp – p · (V – p · (V2 2 – V– V11))

UU2 2 + p · V+ p · V2 2 = Q= Qp p + U+ U1 1 + p · V+ p · V1 1 (*)(*)

El término U+PV se representa por H, que es una El término U+PV se representa por H, que es una función de estadofunción de estado que llama entalpíaque llama entalpía

HH11= U= U1 1 + p · V+ p · V11 H H22= U= U2 2 + p · V+ p · V22

Luego la expresión (*) quedará como Luego la expresión (*) quedará como QQpp + H + H 11 = H = H 22

QQpp = H = H22 – H – H11 = = H H

“El calor absorbido o desprendido por el sistema a presión constante es igual

a la variación de la entalpía del sistema” H H

3. – Calor de reacción3. – Calor de reacción Dada una reacción cualquiera Dada una reacción cualquiera

a A + b B c C + d D a A + b B c C + d D se llama calor de reacción: se llama calor de reacción: “ “AAl calor (la energía calorífica) absorbido o l calor (la energía calorífica) absorbido o

desprendido en una reacción, para que la temperatura desprendido en una reacción, para que la temperatura del sistema permanezca constante durante el proceso”.del sistema permanezca constante durante el proceso”.

Como la reacción puede tener lugar a presión constante Como la reacción puede tener lugar a presión constante o a volumen constante, hay que distinguir entre Qo a volumen constante, hay que distinguir entre QPP y Q y QVV que pueden ser iguales o diferentes.que pueden ser iguales o diferentes.

Relación QRelación Qv v con Qcon Qp p (gases).(gases).

Aplicando la ecuación de los gases: Aplicando la ecuación de los gases: p · V = n · R · Tp · V = n · R · T

y si p y T son constantes p · y si p y T son constantes p · V = V = n · R · T n · R · T

H = H = U + p · U + p · V V ; ; Qp = QV + p. VV

QP = QV + n · R · T n · R · T H = H = U+ U+ n · R · n · R · TTΔn se calcula restando los coeficientes estquiométricos de los productos menos los

de los reactivos pero solo de las sustancias en estado gaseoso.

Ejemplo:Ejemplo: Determinar la variación de Determinar la variación de energía interna para el proceso de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ. 2219,8 kJ.

CC33HH88 (g) + 5 O (g) + 5 O22 (g) (g) 3 CO 3 CO22 (g) + 4 H (g) + 4 H22O (l) O (l) H = –2219,8 kJ H = –2219,8 kJ

n n reactivosreactivos = 1+5 = 6 ; n = 1+5 = 6 ; n productosproductos = 3 = 3 n = – 3 n = – 3

De la ecuación De la ecuación

U = U = H – H – n · R · T = – 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = – n · R · T = – 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ2214 kJ

UU = = – 2212 kJ– 2212 kJ

H = H = U+ U+ n · R · T n · R · T

Relación QRelación Qv v con Qcon Qpp (sólidos y líquidos)(sólidos y líquidos)

En reacciones de sólidos y líquidos En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de apenas se produce variación de volumen y ...volumen y ...

QQv v Q Qpp

es decir:es decir:

U U H H

Ejercicio A:Ejercicio A: En termoquímica el valor de R En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0,082 internacional. Ya sabes que R = 0,082 atm·l·molatm·l·mol-1-1·K·K-1-1. Determina el valor de R en el . Determina el valor de R en el S.I con sus unidades.S.I con sus unidades.

Soluciñon: 8,31 J/K·molSoluciñon: 8,31 J/K·mol

Ecuaciones termoquímicasEcuaciones termoquímicas

Expresan tanto los reactivos como los Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación estado físico, y a continuación la variación energética expresada como energética expresada como H H (habitualmente como (habitualmente como HH00).).

EjemplosEjemplos::

CHCH44(g) + 2 O(g) + 2 O22(g) (g) CO CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(l); O(l); HH00 = –890 kJ = –890 kJ

HH22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g) (g) H H22O(g); O(g); HH00 = –241’4 kJ = –241’4 kJ

Consideraciones importantes:Consideraciones importantes:1.-1.-Diagramas entálpicosDiagramas entálpicos

Reactivos

En

talp

ia (

H)

Productos

H > 0

Reac. endotérmica

En

talp

ia (

H)

Reactivos

Productos

H < 0

Reac. exotérmica

2.-2.-El calor de reacción viene referido al estado físico y al El calor de reacción viene referido al estado físico y al número de moles de los componentes indicados en la número de moles de los componentes indicados en la correspondiente ecuación estequiométrica, por tanto, si correspondiente ecuación estequiométrica, por tanto, si una ecuación se multiplica por “n” su calor de reacción una ecuación se multiplica por “n” su calor de reacción se multiplica por “n”y sí la reacción se invierte, el calor se multiplica por “n”y sí la reacción se invierte, el calor de reacción cambia de signo.de reacción cambia de signo.

EjemplosEjemplos: HCl (g) H (g) + Cl (g) ; : HCl (g) H (g) + Cl (g) ; H = 431 kJ H = 431 kJ o 431 kJ/mol o 431 kJ/mol

2 HCl (g) 2 H (g) + 2Cl (g) ; 2 HCl (g) 2 H (g) + 2Cl (g) ; H = 2. 431 H = 2. 431 = 862 kJ= 862 kJ

H (g) + Cl (g) HCl (g) ; H (g) + Cl (g) HCl (g) ; H = - 431 kJ H = - 431 kJ Las ecuaciones anteriores también se pueden expresar Las ecuaciones anteriores también se pueden expresar

de la siguiente forma:de la siguiente forma: HCl (g) + 431 kJ H (g) + Cl (g)HCl (g) + 431 kJ H (g) + Cl (g) HCl (g) H (g) + Cl (g) - 431 kJHCl (g) H (g) + Cl (g) - 431 kJ H (g) + Cl (g) HCl (g) + 431 kJH (g) + Cl (g) HCl (g) + 431 kJ H también se puede expresar en cal o kcal. ( 1 cal = H también se puede expresar en cal o kcal. ( 1 cal =

4,18 Julios )4,18 Julios )

3.-3.-El calor de reacción depende de las condiciones El calor de reacción depende de las condiciones de presión y temperatura a las que tiene lugar el de presión y temperatura a las que tiene lugar el proceso:proceso:

Se llaman Se llaman condiciones estándar condiciones estándar de reacción: 25ºC y de reacción: 25ºC y 1 atm.1 atm.

Se llama Se llama estado normal o estándar estado normal o estándar de un elemento de un elemento o compuesto, a la forma física más estable del o compuesto, a la forma física más estable del mismo en las condiciones estándar.mismo en las condiciones estándar.

EjemplosEjemplos:: Estado estándar del carbono: C (grafito)Estado estándar del carbono: C (grafito)

Estado estándar del agua: HEstado estándar del agua: H22O (líquida)O (líquida)

Estado estándar del hidrógeno: HEstado estándar del hidrógeno: H22 (gas) (gas)

4.-4.-Al igual que la energía interna U, es imposible calcular Al igual que la energía interna U, es imposible calcular el valor absoluto de H; tan sólo se puede calcular el valor absoluto de H; tan sólo se puede calcular variaciones de la entalpía (H ), aunque arbitrariamente se variaciones de la entalpía (H ), aunque arbitrariamente se toma como toma como entalpía ceroentalpía cero (origen de entalpías) a la entalpía (origen de entalpías) a la entalpía de cualquier elemento en su estado estándar y en las de cualquier elemento en su estado estándar y en las condiciones estándar.condiciones estándar.

EjemplosEjemplos: :

Entalpía (H) del HEntalpía (H) del H22 (g) a 25ºC y 1 atm. = 0 (g) a 25ºC y 1 atm. = 0

Entalpía (H) del C (grafito) a 25ºC y 1 atm. = 0Entalpía (H) del C (grafito) a 25ºC y 1 atm. = 0

Entalpía (H) del C (diamante) a 25ºC y 1 atm 0 Entalpía (H) del C (diamante) a 25ºC y 1 atm 0 ≠≠ por no ser por no ser la forma más establela forma más estable

Entalpía (H) del ClEntalpía (H) del Cl22 (l) a 25ºC y 1 atm. (l) a 25ºC y 1 atm. ≠≠00

Entalpía (H) del HEntalpía (H) del H22O (l) a 25ºC y 1 atm. O (l) a 25ºC y 1 atm. ≠≠ 0 por ser un 0 por ser un compuesto.compuesto.

Entalpía estándar de la Entalpía estándar de la reacciónreacción

Es el incremento entálpico(calor de Es el incremento entálpico(calor de reacción a presión constante) de una reacción a presión constante) de una reacción en la cual, tanto reactivos como reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M).M).

Se expresa como Se expresa como HH00 y como se mide en J y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.reacción.

Así, Así, HH00 de la reacción “2 H de la reacción “2 H22 + O + O22 2 H 2 H22O” O” es el doble del de “Hes el doble del de “H22 + ½ O + ½ O22 H H22O”. O”.

3.1-Entalpía estándar de 3.1-Entalpía estándar de formación (calor de formación)formación (calor de formación)

Es el incremento entálpico (Es el incremento entálpico (H) que se H) que se produce en la reacción de formación de produce en la reacción de formación de un un molmol de un determinado compuesto a partir de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar).condiciones estándar).

Se expresa como Se expresa como HHff00. Se trata de un “calor . Se trata de un “calor

molar”, es decir, el cociente entre molar”, es decir, el cociente entre HH00 y el y el número de moles formados de producto. número de moles formados de producto.

Por tanto, se mide en kJ/mol.Por tanto, se mide en kJ/mol. EjemplosEjemplos::

C(s) + OC(s) + O22(g) (g) CO CO22(g) (g) HHff 00 = – 393’13 = – 393’13 kJ/molkJ/molHH22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g) (g) H H22O(l) O(l) HHff

00 = – 285’8 kJ/mol = – 285’8 kJ/mol

3.2.- Otros calores de reacción:3.2.- Otros calores de reacción:

Calor de combustión.Calor de combustión. Calor de neutralización.Calor de neutralización. Calor de disolución.Calor de disolución.

3.3.-Ley de Hess.3.3.-Ley de Hess. H en una reacción química es constante con H en una reacción química es constante con

independencia de que la reacción se produzca independencia de que la reacción se produzca en una o más etapasen una o más etapas..

““el calor de reacción (variación de entalpía), el calor de reacción (variación de entalpía), es independiente del camino seguido, es es independiente del camino seguido, es decir, es el mismo si la reacción se realiza decir, es el mismo si la reacción se realiza directamente o a través de etapas directamente o a través de etapas intermedias”:intermedias”:

Ley de Hess

GH Hess (1802-1850)

A B

C

H3

H1 H2

H3 = H1 + H2

Ejercicio A:Ejercicio A: Dadas las reacciones Dadas las reacciones (1) H (1) H22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g) (g) H H22O(g) O(g) HH11

00 = – = –

241’8 kJ241’8 kJ (2) H(2) H22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g) (g) H H22O(l) O(l) HH22

00 = – 285’8 kJ = – 285’8 kJcalcular la entalpía de vaporización del agua calcular la entalpía de vaporización del agua

en condiciones estándar.en condiciones estándar. La reacción de vaporización es...La reacción de vaporización es...

(3) H(3) H22O(l) O(l) H H22O(g) O(g) HH0033 = ? = ?

(3) puede expresarse como (1) – (2), (3) puede expresarse como (1) – (2), luegoluego

HH003 3 = = HH00

11 – – HH0022 = =

– 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ

HH00vaporización vaporización = = 44 kJ /mol44 kJ /mol

Esquema de la ley de Esquema de la ley de HessHess

H10 = – 241’8 kJ

H20 = – 285’8 kJ

H30 = 44 kJ

HH2(g) + ½ O2(g)

H2O(g)

H2O(l)

3.4.- Calor de reacción y entalpías de 3.4.- Calor de reacción y entalpías de formaciónformación

Basándonos en la ley de Hess podemos calcular la de una reacción Basándonos en la ley de Hess podemos calcular la de una reacción cualquiera, a partir de las entalpías de formación de las sustancias que cualquiera, a partir de las entalpías de formación de las sustancias que intervienen en la reacción.intervienen en la reacción.

H = H = HHff (productos)– (productos)– HHff (reactivos) (reactivos)

Elementos

Reactivos ProductosΔH

ΣΔH f ( reactivos)

ΣΔH f( productos)

En efecto, en una reacción cualquiera los elementos que forman los reactivos son En efecto, en una reacción cualquiera los elementos que forman los reactivos son los mismos que forman los productos, pero están combinados de distinta formalos mismos que forman los productos, pero están combinados de distinta forma ..

Ejercicio B:Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de Conocidas las entalpías estándar de formaciónformación del butano (C del butano (C44HH1010), agua líquida y CO), agua líquida y CO22, cuyos valores , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del calcular la entalpía estándar de combustión del butano.butano.

La reacción de combustión del butano es:La reacción de combustión del butano es: CC44HH1010(g) +13/2O(g) +13/2O22(g)(g) 4 CO 4 CO22(g) + 5H(g) + 5H22O(l) O(l)

HH00combcomb= ?= ?

HH00 = = n nppHHff00(product.) – (product.) – n nrrHHff

00(reactivos) (reactivos) = = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol)

–1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ–1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ Luego la entalpía estándar de combustión Luego la entalpía estándar de combustión

será:será:

HH00combustióncombustión = = – 2878’3 kJ/mol– 2878’3 kJ/mol

Ejercicio C:Ejercicio C: Conocidas las entalpías estándar de formación del Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (Cbutano (C44HH1010), agua líquida y CO), agua líquida y CO22, cuyos valores son , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.entalpía estándar de combustión del butano.

Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:Si utilizamos la ley de Hess, la reacción: (4) C(4) C44HH1010(g) +13/2O(g) +13/2O22(g)(g) 4 CO 4 CO22(g) + 5H(g) + 5H22O(l) O(l) HH00

combcomb=?=? Puede obtenerse a partir de:Puede obtenerse a partir de: (1)(1) H H22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g) (g) H H22O(l) O(l) HH11

00 = – 285’8 kJ = – 285’8 kJ (2) (2) C(s) + O C(s) + O22(g) (g) CO CO22(g) (g) HH22

00 = – 393’5 kJ = – 393’5 kJ(3) 4 C(s) + 5 H(3) 4 C(s) + 5 H22(g) (g) C C44HH1010(g) (g) HH33

00 = – 124’7 kJ = – 124’7 kJ (4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3)(4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3) 4 C(s) + 4 O4 C(s) + 4 O22(g) +5 H(g) +5 H22(g) + 5/2 O(g) + 5/2 O22(g) + C(g) + C44HH1010(g) (g)

4 CO4 CO22(g) + 5H(g) + 5H22O(l) + 4 C(s) + 5 HO(l) + 4 C(s) + 5 H22(g)(g)

HH0044 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(– = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(–

124’7 kJ/mol) = 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ– 2878’3 kJ

Ejercicio D:Ejercicio D: Determinar Determinar HHff0 0 del eteno (Cdel eteno (C22HH44) a ) a

partir de los calores de reacción de las partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas:siguientes reacciones químicas:

(1)(1) HH22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g) (g) H H22O(l) O(l) HH1100 = – 285’8 kJ = – 285’8 kJ

((2)2) C(s) + O C(s) + O22(g) (g) CO CO22(g) (g) HH2200 = – 393’13 kJ = – 393’13 kJ

(3)(3) C C22HH44(g) + 3O(g) + 3O22(g) (g) 2CO 2CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(l) O(l) HH3300 = – 1422 kJ = – 1422 kJ

Buscamos el Buscamos el H H de la reacción siguiente: (4)de la reacción siguiente: (4)

(4)(4)2 C(s) + 2 H2 C(s) + 2 H22(g) (g) C C22HH44(g)(g)(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3)(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3)

luego luego HH4400 = 2· = 2·HH22

00 + 2· + 2·HH1100 – – HH33

00 = == 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) = = 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) = = 64’14 kJ= 64’14 kJ

es decir es decir HHff00 (eteno) = (eteno) = 64’14 kJ/mol64’14 kJ/mol

Se trata, pues, de una reacción endotérmica.Se trata, pues, de una reacción endotérmica.

Ejercicio E:Ejercicio E: Las entalpías de combustión de la Las entalpías de combustión de la glucosa (Cglucosa (C66HH1212OO66) y del etanol (C) y del etanol (C22HH55OH) sonOH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermentación la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y COproduce etanol y CO22. ¿Es exotérmica la . ¿Es exotérmica la reacción?reacción?

Las reacciones de combustión son, respectivamente:Las reacciones de combustión son, respectivamente:(1) C(1) C66HH1212OO66 + 6 O + 6 O2 2 6 CO 6 CO2 2 ++ 6 H6 H22O ; O ; HH11 = – 2815 kJ = – 2815 kJ(2) C(2) C22HH55OH + 3 OOH + 3 O22 2 CO 2 CO2 2 ++ 3 H3 H22O ; O ; HH22 = – 1372 kJ = – 1372 kJ

La reacción de fermentación de la glucosa es:La reacción de fermentación de la glucosa es: (3)(3) CC66HH1212OO66 2 C 2 C22HH55OH +2 COOH +2 CO2 2 HH33 = ? = ?

(3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luego(3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luegoHH33 = = HH11 – 2· – 2·HH22 = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = – 71 kJ– 71 kJ

y la reacción es y la reacción es exotérmica.exotérmica.

3.5.-Calor de reacción y energía de 3.5.-Calor de reacción y energía de enlaceenlace

““Es la energía necesaria para romper un mol Es la energía necesaria para romper un mol de enlaces de una sustancia en estado de enlaces de una sustancia en estado gaseosogaseoso””

En el caso de moléculas diatómicas es igual En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía de disociación:que la energía de disociación:

A—B(g) A—B(g) A(g) + B(g) A(g) + B(g) HHdisdis = E = Eenlaceenlace= E= Eee

EjemploEjemplo:: H H22(g) (g) 2 H(g) 2 H(g) H = 436 kJH = 436 kJ Es positiva (es necesario aportar energía al Es positiva (es necesario aportar energía al

sistema)sistema) Es difícil de medir.Es difícil de medir. Se suele calcular aplicando la ley de Hess.Se suele calcular aplicando la ley de Hess.

Ejemplo:Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—ClCalcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo en el cloruro de hidrógeno conociendo HHff

00(HCl) cuyo (HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del HH22 y del Cl y del Cl22 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol,

respectivamente.respectivamente.

La reacción de disociación del HCl será:La reacción de disociación del HCl será: (4) HCl(g) (4) HCl(g) H(g) + Cl(g) H(g) + Cl(g) HH00

44= ?= ?

(1) ½H(1) ½H22(g) + ½Cl(g) + ½Cl22(g) (g) HCl(g) HCl(g) HH0011 = –92,3 kJ = –92,3 kJ

(2) H(2) H22(g) (g) 2H(g) 2H(g) HH0022 = 436,0 kJ = 436,0 kJ

(3) Cl(3) Cl22(g) (g) 2Cl(g) 2Cl(g) HH0033 = 243,4 kJ = 243,4 kJ

(4) = –(1) + ½(2) + ½(3)(4) = –(1) + ½(2) + ½(3) HH00

44 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) = = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) =

= 432,0 kJ= 432,0 kJ EEee(HCl(HCl) =) = 432,0 kJ/mol 432,0 kJ/mol

Cálculo de Cálculo de HH0 0 a partir de lasa partir de las Energía de enlaceEnergía de enlace

Aplicando la ley de Hess en cualquier Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente fórmula:caso se obtiene la siguiente fórmula:

HH0 0 = = n nii · E · Eee(enl. rotos) – (enl. rotos) – n njj · E · Eee(enl. formados)(enl. formados)

en donde ni representa el número de en donde ni representa el número de enlaces rotos y nenlaces rotos y njj los formados de cada los formados de cada tipo. tipo.

Ejemplo:Ejemplo: Sabiendo que las energía de los Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; Csiguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C––C : 347; CC : 347; C––H : 413 y HH : 413 y H––H : 436, calcular el H : 436, calcular el valor de valor de HH00 de la reacción de de la reacción de hidrogenación del eteno.hidrogenación del eteno.

Reacción: CHReacción: CH22=CH=CH22(g) + H(g) + H22(g) (g) CH CH33–CH–CH33(g)(g) En el proceso se rompe un enlace C=C y otro En el proceso se rompe un enlace C=C y otro

H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.sólo 4) y un enlace C–C.

HH0 0 = = E Eee(enl. rotos) – (enl. rotos) – E Eee(enl. formados) =(enl. formados) = HH0 0 = 1E= 1Eee(C=C) + 1 E(C=C) + 1 Eee(H–H) – 1E(H–H) – 1Eee(C–C) – 2 E(C–C) – 2 Eee(C–H) (C–H) HH0 0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol= 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol

– (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = – (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 –126 kJkJ

Ejercicio E:Ejercicio E: Calcula el calor de Calcula el calor de combustión del propano a partir de combustión del propano a partir de los datos de energía de enlace de la los datos de energía de enlace de la tabla.tabla.

CC33HH8 8 + 5 O+ 5 O22 3 CO 3 CO22 + 4 H + 4 H22OO Enlaces rotos: Enlaces rotos:

8 C–H, 2 C–C y 5 O=O8 C–H, 2 C–C y 5 O=O Enlaces formados:Enlaces formados: 6 C=O y 8 O–H6 C=O y 8 O–H HH0 0 = = E Eee(e. rotos) – (e. rotos) – E Eee(e. form.)(e. form.)

HH0 0 = 8 E= 8 Eee(C–H) + 2 E(C–H) + 2 Eee(C–C) + (C–C) + 5 E5 Eee(O=O) – [6 E(O=O) – [6 Eee(C=O) + 8 E(C=O) + 8 Eee(O–H)] (O–H)]

HH0 0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ– (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ

HH00combcomb(C(C33HH88) = ) = ––1657 kJ/mol1657 kJ/mol

EnlaceEnlace EEee (kJ/mol)(kJ/mol)

H–HH–H 436436

C–CC–C 347347

C=CC=C 620620

CCCC 812812

O=OO=O 499499

Cl–CCl–C 243243

C–HC–H 413413

C–OC–O 315315

C=OC=O 745745

O–HO–H 460460

Cl–HCl–H 432432

4.- Segundo principio de la 4.- Segundo principio de la termodinámica.Entropía (S)termodinámica.Entropía (S)

Es una función de estado extensiva que mide el Es una función de estado extensiva que mide el desorden del sistema. A mayor desorden mayor desorden del sistema. A mayor desorden mayor entropía.entropía.

Significado energético de SSignificado energético de S: El contenido : El contenido energético de un sistema viene dado por H o energético de un sistema viene dado por H o por U, según que el sistema o los alrededores por U, según que el sistema o los alrededores realicen o no trabajo con variación de volumen; realicen o no trabajo con variación de volumen; pues bien, toda esta energía no se puede pues bien, toda esta energía no se puede comunicar al exterior, sino que hay una parte comunicar al exterior, sino que hay una parte de energía degenerada, no aprovechable, que de energía degenerada, no aprovechable, que no se puede liberar del sistema, la cual está no se puede liberar del sistema, la cual está relacionada con S.relacionada con S.

Ejemplos de cambios de Ejemplos de cambios de entropíaentropía: :

- En los cambios de - En los cambios de estado hay que tener estado hay que tener presente que los gases presente que los gases tienen mayor entropía tienen mayor entropía que los líquidos y éstos que los líquidos y éstos que los sólidos, por lo que los sólidos, por lo que en la evaporación que en la evaporación (líquido gas), S > 0(líquido gas), S > 0- En una variación de temperatura sin cambio de estado: si T- En una variación de temperatura sin cambio de estado: si T22 > T > T11

S (T S (T22 ) > S (T ) > S (T11 ) ) -En las disoluciones de sólidos en líquidos: En las disoluciones de sólidos en líquidos: S (disolución) > S (soluto) + S (disolvente)S (disolución) > S (soluto) + S (disolvente)- En una mezcla de gases: S (mezcla) > - En una mezcla de gases: S (mezcla) > ΣΣ S (gases puros) S (gases puros)- En una reacción entre gases: la S aumenta con el número de - En una reacción entre gases: la S aumenta con el número de moles.moles.

Existen tablas de SExisten tablas de S00 (entropía molar (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. estándar) de diferentes sustancias.

En una reacción química:En una reacción química: SS00 = = n npp· S· S00

productosproductos –– n nrr· S· S00reactivosreactivos

Ejemplo:Ejemplo: Calcula Calcula SS00 para las siguientes para las siguientes reacciones químicas: reacciones químicas: a)a) N N22(g) + O(g) + O22(g) (g) 2 2 NO(g); NO(g); b)b) 3 H 3 H22(g) + N(g) + N22(g) (g) 2 NH 2 NH33(g). (g). Datos:Datos: S S00 (J·mol (J·mol–1–1·K·K–1–1): H): H22(g) = 130,6; O(g) = 130,6; O22(g) (g) =205; N=205; N22(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH33(g) (g) =192,3=192,3SS00 = = n npp· S· S00

productosproductos –– n nrr· S· S00reactivosreactivos

a)a) SS00 = 2 mol · 210,7 J ·mol = 2 mol · 210,7 J ·mol–1–1 ·K ·K–1 –1 ––

(191,5 J·K (191,5 J·K–1–1 + 205 J·K + 205 J·K–1 –1 ) =) = 24,9 J·K24,9 J·K–1–1

b)b) SS00 = 2·192,3 J·K = 2·192,3 J·K–1 –1 ––

(3 mol ·130,6 J· mol (3 mol ·130,6 J· mol–1–1·K·K–1–1 + 191,5 J·K + 191,5 J·K–1 –1 ) )

== –198,7 J·K–198,7 J·K–1–1

Energía libre o función de de Gibbs (G).Energía libre o función de de Gibbs (G).

Es una función de estado extensiva, que mide la energía Es una función de estado extensiva, que mide la energía que un sistema puede comunicar al exterior en los que un sistema puede comunicar al exterior en los procesos que hay variación de volumen, permaneciendo procesos que hay variación de volumen, permaneciendo la presión y la temperatura constantes.la presión y la temperatura constantes.

G = H – T.S

G

E degenerada

Contenido energético del sistema

H

T.S

En principio cabría esperar que una reacción exotérmica fuese En principio cabría esperar que una reacción exotérmica fuese espontánea, es decir, que se realice por si misma, ya que pasa espontánea, es decir, que se realice por si misma, ya que pasa a un estado de menor energía, sin embargo, hay reacciones a un estado de menor energía, sin embargo, hay reacciones endotérmicas como la expansión de un gas, fusión del hielo, endotérmicas como la expansión de un gas, fusión del hielo, etc., que son espontáneas. También cabría esperar que las etc., que son espontáneas. También cabría esperar que las reacciones que transcurren con un aumento de entropía fuesen reacciones que transcurren con un aumento de entropía fuesen espontáneas, ya que los fenómenos en los que las cosas se espontáneas, ya que los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que aquellos que entrañan una desordenan son más probables que aquellos que entrañan una ordenación. ordenación.

La espontaneidad no solo depende de La espontaneidad no solo depende de ΔΔH H , sino que se ha visto , sino que se ha visto que también depende de que también depende de ΔΔS y en algunos casos de la T.S y en algunos casos de la T.

La espontaneidad de una reacción viene determinada realmente por La espontaneidad de una reacción viene determinada realmente por el valor de el valor de ΔΔGG..

En una reacción en la que se pasa de un estado inicial En una reacción en la que se pasa de un estado inicial (1)(1) de de los reactivoslos reactivos a uno final a uno final (2) (2) de los productos,de los productos, siendo la siendo la temperatura constante, tendremos quetemperatura constante, tendremos que

GG11 = H = H11 – T.S – T.S11 GG22 = H = H22 – T.S – T.S22 ΔΔ G = G G = G22 – G – G11 = H = H22 – T.S – T.S22 – (H – (H11 – T.S – T.S11) = (H) = (H22 – H – H11) – T.(S) – T.(S22 – S – S11))

ΔΔ G = G = ΔΔ H - T H - T ΔΔSS

Energía libre y Energía libre y Espontaneidad Espontaneidad

de las reacciones químicasde las reacciones químicas

Reactivos

En

ergí

a lib

re (

G)

Productos

G > 0 En

ergí

a lib

re (

G)

Reactivos

Productos

G < 0

Reac. espontánea

T, p = ctes. T, p = ctes.

Reac. no Reac. no espontáneaespontánea

Espontaneidad Espontaneidad en las reacciones químicasen las reacciones químicas

No siempre las reacciones exotérmicas No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas.son espontáneas.

Hay reacciones endotérmicas Hay reacciones endotérmicas espontáneas:espontáneas:– Evaporación de líquidos.Evaporación de líquidos.– Disolución de sales...Disolución de sales...

Ejemplos de reacciones endotérmicas Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:espontáneas:

NHNH44Cl(s) Cl(s) NH NH44++(aq) + Cl(aq) + Cl–– (aq) (aq) H H0 0 = 14’7 = 14’7

kJkJ HH22O(l) O(l) H H22O(g) O(g) HH00 = 44’0 kJ = 44’0 kJ

Espontaneidad de las Espontaneidad de las reacciones químicas reacciones químicas

(cont)(cont) Una reacción es espontánea cuandoUna reacción es espontánea cuando

G (G (H – T H – T xx S)S) es negativo. es negativo. Según sean positivos o negativos los valores Según sean positivos o negativos los valores

de de HH y y SS ( (TT siempre es positiva) se siempre es positiva) se cumplirá que: cumplirá que:

H < 0 y H < 0 y S > 0 S > 0 G < 0 EspontáneaG < 0 Espontánea H > 0 y H > 0 y S < 0 S < 0 G > 0 No espontáneaG > 0 No espontánea H < 0 y H < 0 y S < 0 S < 0 G < 0 a T bajas G < 0 a T bajas

G > 0 a T altasG > 0 a T altas H > 0 y H > 0 y S > 0 S > 0 G < 0 a T altasG < 0 a T altas

G > 0 a T bajasG > 0 a T bajas

Espontaneidad de las Espontaneidad de las reacciones químicas (cont)reacciones químicas (cont)

H > 0S > 0

Espontánea a temperaturas altas

H < 0S > 0

Espontánea a todas las temperaturas

H < 0S < 0

Espontánea a temperaturas bajas

H > 0S < 0

No Espontánea a cualquier temperaturas

H

S

MUY IMPORTANTE

MUY IMPORTANTE

NotasNotas

*La ley de Hess tiene aplicación a todas las funciones de estado : H, U, S y G.*Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de *Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de una reacción puede obtenerse a partir de Gf0 de reactivos y productos:Gf0 de reactivos y productos:G = G = GGff (productos)– (productos)– GGff (reactivos) (reactivos)

**GGff de un compuesto es indicativo de la estabilidad del mismo de un compuesto es indicativo de la estabilidad del mismo

respecto a sus elementos.respecto a sus elementos.

Si Si GGf f << 0 el compuesto es más estable que sus elementos. 0 el compuesto es más estable que sus elementos.

Si Si Gf Gf >> 0 el compuesto es menos estable que sus elementos. 0 el compuesto es menos estable que sus elementos.*GGff de los elementos en su estado estándar es cero. de los elementos en su estado estándar es cero.

Ejemplo:Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H2H22OO22(l)(l) 2H 2H22OO (l) + O(l) + O22(g) en condiciones estándar? (g) en condiciones estándar? Datos: Datos: HH00

f f (kJ/mol) H(kJ/mol) H22O(l) = O(l) = –285,8; –285,8; HH22OO22(l) = (l) = ––187,8 ; S187,8 ; S00

(J·mol (J·mol 11 K K·1)·1) H H22O(l) = O(l) = 69,9; 69,9; HH22OO22(l) = 109,6; (l) = 109,6;

OO22(g) =205,0(g) =205,0..

HH0 0 = = n nppHHff00

(productos)(productos)– – n nrrHHff00

(reactivos) (reactivos) ==

= 2 = 2 HHff00(H(H22O) + O) + HHff

00(O(O22) – 2 ) – 2 HHff00(H(H22OO22) =) =

2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) 2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 = –196,0 kJkJ

SS00 = = n npp· S· S00productosproductos – – n nrr· S· S00

reactivosreactivos = = 2 S 2 S00(H(H22O) + SO) + S00(O(O22) – 2 S) – 2 S00(H(H22OO22) =) =

2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K)2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K) – 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K – 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / K= 0,126 kJ / K

GG00 = = H H00 – T · – T · S S0 0 = –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K = –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K

GG00 = – 233,5 kJ luego será espontánea = – 233,5 kJ luego será espontánea