Primera ley de la termodinámica OBJ. DE CLASE: DETERMINAR MEDIANTE DISTINTOS PROCESOS DE CALCULO SI UNA REACCIÓN ES EXOTÉRMICA O ENDOTÉRMICA.

Primera ley de la termodinámica Este principio corresponde al de la “Conservación de la energía”, que establece que la cantidad de energía en el universo es constante y por lo tanto existen transformaciones de ellas, pero no creación ni destrucción de la energía.

James Prescott Joule (1818 - 89)

Julius Robert von Mayer (1814 – 78)

Hermann Ludwing Ferdinand von Helmholtz (1821 – 94)

En la década de 1840.

En las reacciones químicas en las que existen cambios de energía apreciables, pueden ocurrir dos situaciones: Si al producirse la reacción química se libera energía, entonces la reacción es de tipo EXERGÓNICA.

En este caso la diferencia de energía entre los productos y los reactantes es menor que cero.

Reactantes Productos + ∆ E

E1 E2∆E = E2 – E1

∆E < Q

Cambios de energía

En cambio si para que se verifique la reacción, esta tiene que absorber una gran cantidad de energía, esta es una reacción ENDERGÓNICA.

En este caso la diferencia de energía es mayor que cero.

Reactantes + ∆E Productos

E1 E2 ∆E = E2 – E1∆E > Q

Si la energía que entra en juego en las reacciones químicas es la calórica, entonces las reacciones se denominan exotérmica cuando se desprende calor, y endotérmica cuando lo absorbe.

EntalpíaAún cuando el calor no es una propiedad del sistema, sí es una medida del cambio en una propiedad fundamental del sistema en el momento que los procesos ocurren manteniendo la presión constante. Esa propiedad fundamental es la entalpía (H). La energía transferida en forma de calor por un sistema durante un proceso que ocurre a presión constante es igual al cambio en la entalpía del sistema.

SI LA REACCIÓN QUÍMICA OCURRE A PRESIÓN CONSTANTE Y SE PRODUCE UN CAMBIO DE

ENERGÍA CALÓRICA, ÉSTOS CAMBIOS SE CONOCEN CON EL NOMBRE DE CAMBIOS DE

ENTALPÍA.

∆ H = Q/ mol

Entalpía (∆ H)

La entalpía se puede definir como el calor implicado en un proceso físico o químico a presión constante.

∆ H = Hf – Hi

Si ∆ H > 0 significa que se le ha suministrado calor al sistema.

Sí ∆ H < 0 significa que el sistema desprende calor, disminuyendo su contenido calórico.

ENDOTÉRMICA EXOTÉRMICA

EntalpíaEl cambio en la entalpía, como es una propiedad de estado, depende tan sólo de las condiciones iniciales y finales, es decir, es la diferencia entre la cantidad inicial y la final,

En una reacción, se puede escribir el cambio en la entalpía como

Entalpía de formación estándar

La entalpía estándar de formación de un compuesto ( ∆H°f) es el cambio de entalpía de la reacción que forma 1 mol del compuesto a partir de sus elementos, con todas las sustancias en su estado estándar.

Entalpía

Analicemos los valores de ∆H, para lo cual observa los datos de la tabla

Ley de HessPara los sistemas químicos, cualquier compuesto en determinadas condiciones prefijadas tienen siempre la misma energía, independiente del proceso seguido para su obtención.

Esto queda indicado en la ley de Hess: “El efecto térmico total que acompaña la transformación de un sistema en otro es independiente de los estados intermedios; solo son importantes el estado inicial y final de la transformación”

Ejemplo:Calcular el calor de reacción correspondiente a la formación de dióxido de carbono a partir del carbono y oxígeno, utilizando los siguientes datos:

(1) 2C(s) + O2 2CO(g) ∆H= -221 kJ

(2) 2CO(g) + O2 2CO2(g) ∆H= -566 kJ

Solución: El calor de reacción (∆H) que se nos pide corresponde a:

C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H= X

Para obtener la ecuación anterior, se suman las ecuaciones anteriores (1) y (2)

(1) 2C(s) + O2 2CO(g) ∆H= -221 kJ

(2) 2CO(g) + O2 2CO2(g) ∆H= -566 kJ

___________________________________________

2C(s) + 2O2 2CO2 (g) ∆H= -787 kJ /2

C(g) + O2 CO2(g) ∆H= -393,5 kJ/mol

Ejemplo Considera la ecuación química en un sentido:

SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) ∆ H = -99,1 kJ R.E

Al invertir la ecuación, se debe invertir el signo de la variación de entalpía, por lo que resulta una reacción endotérmica:

SO3(g) SO2(g) + ½ O2(g) ∆ H = +99,1 kJ

Si la ecuación se multiplica por un factor n, la variación de entalpía se debe multiplicar por el mismo valor n, debido a que la entalpía es una propiedad extensiva del sistema y depende de la cantidad de materia que se considere:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ∆ H = 2(-99,1 kJ) = -198,2 kJ

EjerciciosA partir de la información que se proporciona a continuación:

(1) 2 CaO(s) 2 Ca(s) + O2(g) ∆ H = +1270,18 kJ/mol

(2) C(grafito) + O2(g) CO2(g) ∆ H = -393,51 kJ/mol

(3) CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) ∆ H = -178,32 kJ/mol

Calcula la entalpía para la siguiente reacción:

(4) 2Ca(s) + 2C(grafito) + 3 O2(g) 2CaCO3(s)

3) Considere las siguientes reacciones hipotéticas:

De acuerdo con lo establecido en la Ley de Hess, la entalpía de la siguiente

reacción tendrá valor.

a) -100 kJ/mol

b) +100 kJ/mol

c) - 50 kJ/mol

d) + 50 kJ/mol

e) -150 kJ/mol

Entalpía de enlaceLa principal fuente de energía para el ser humano está en los combustibles derivados del petróleo, como el gas natural, la gasolina, el queroseno y el petróleo diésel.

La combustión del metano presente en el gas natural con el oxigeno presente en el aire, corresponde a una reacción exotérmica. Esta genera productos con menor contenido energético –el dióxido de carbono y el agua- como se expresa a continuación:

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ∆ H = -890,4 Kj/mol

2+

Determinar si la reacción es exotérmica o endotérmica:

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

Hº = ni · Ee(enl. rotos) – ni · Ee(enl. formados)

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

Cálculo de Hº a partir de las Energía de Enlace

(disociación)

Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol):

C=C:611; C–C:347; C–H:413 y H–H:436, calcular el valor de Hº

de la reacción de hidrogenación del eteno.

Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g) CH3–CH3(g)

En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se

forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que

el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.

Hº = Ee(enl. rotos) – Ee(enl. formados) =

Hº = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)

H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol

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

ΔHº = –126 kJ/mol

Enlace Ee (kJ/mol)

H–H 436

C–C 347

C=C 620

CC 812

O=O 499

Cl–C 243

C–H 413

C–O 315

C=O 745

O–H 460

Cl–H 432

Ejercicio: Calcula el calor de combustión de propano a partir de

los datos de energía de enlace de la tabla.

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

Enlaces rotos: 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O

Enlaces formados: 6 C=O y 8 O–H

Hº = Ee(e. rotos) – Ee(e. form.)

Hº = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) +

5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]

Hº = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ –

(6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ

H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol