Definición de termoquímica

Definición de termoquímicaEs la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. "Energía" es un término bastante utilizado a pesar de que representa un concepto muy abstracto. La energía generalmente de define como la capacidad para efectuar un trabajo. Todas las formas de energía son capaces de efectuar un trabajo, pero no todas tienen la misma importancia para la química. Por citar algunos tipos de energía: la energía cinética, producida por un objeto en movimiento, la energía radiante o energía solar, la energía térmica, energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas, y energía potencial, asociada a la posición de un elemento. La termoquímica trata de las cantidades de calor que acompañan a las reacciones químicas bajo determinadas condiciones. En algunos casos tenemos reacciones que liberan calor al generar los productos, a estas se las llama exotérmicas. En otros las reacciones para que se produzcan necesitan de un suministro de calor para que se puedan producir. Se las llama endotérmicas. Estas cantidades de calor se pueden medir mediante un parámetro termodinámico muy conocido. La variación de entalpia. Su símbolo es ∆H. Por definición es la variación de calor de un sistema en una transformación a presión constante. La convención más aceptada es la siguiente. Reacciones exotérmicas: Liberan calor. ∆H negativo. Reacciones endotérmicas: Absorben calor. ∆H positivo. Los ∆H de formación son los calores para la formación de un mol de un determinado compuesto en condiciones estándar. Temperatura de 25°C y presión normal. Existen tablas donde figuran estos valores. Por concepto el ∆H para la formación de un mol de un elemento puro es 0. Con la excepción de ciertas formas alotrópicas. Cuando vemos los valores de diferentes ∆H veremos también que se coloca o especifica le estado físico del compuesto. Porque influyen en los valores de entalpía los estados físicos de los compuestos. Por ejemplo. La formación de un mol de agua líquida a 25°C tiene un valor de -68.32 Kcal y la de un mol de agua en estado vapor de -57.80 Kcal. Uno de los ∆H más pedidos en los ejercicios de termoquímica es el ∆H de Reacción. Si tenemos una reacción hipotética: aA + bB——> cC + dD y queremos calcular el ∆H de esta reacción, es decir, el calor que acompaña a toda la reacción. Debemos hacer la sumatoria total de todos los calores de los productos y de los reactivos y finalmente restarlos. Ese resultado nos dará el calor de reacción a presión constante, o sea, el ∆Hr. ∆H r = ΣQp - ΣQr = Σ∆Hp – Σ∆Hr Ejemplo: CaO + H2O ——> Ca(OH)2 De tabla podemos fácilmente extraer los valores de los ∆H de formación de los compuestos participantes de la reacción: ∆Hf Ca(OH)2 = -235.8 Kcal ∆Hf CaO = -151.9 Kcal ∆Hf H2O = -68.32 Kcal. ∆H r = Σ∆Hp – Σ∆Hr ∆H r = -235.8 Kcal – [ -151.9 Kcal + (-68.32 Kcal)]. ∆H r = -235.8 Kcal – (- 220.22 Kcal) ∆H r = – 15.58 Kcal. Concepto de reacción química La reacción química es aquel proceso químico en el cual dos sustancias o más, denominados reactivos, por la acción de un factor energético, se convierten en otras sustancias designadas como productos. Mientras tanto, las sustancias pueden ser elementos químicos (materia constituida por átomos de la misma clase) o compuestos químicos (sustancia que resulta de la unión de dos o más elementos de la tabla periódica). El ejemplo más corriente de una reacción química es la formación de óxido de hierro, que resulta de la reacción del oxígeno del aire con el hierro. Los productos que se obtienen de ciertos reactivos dependerán de las condiciones persistentes en la reacción química en cuestión, aunque, si bien es una realidad esto que se sostiene que los productos varían de acuerdo a las condiciones, determinadas cantidades no sufren ningún tipo de modificación y por tanto permanecen constantes en cualquier reacción química. La física reconoce dos grandes modelos de reacciones químicas, las reacciones ácido-base, que no presentan modificaciones en los estados de oxidación y las reacciones redox, que por el contrario sí presentan modificaciones en los estados de oxidación. En tanto, dependiendo del tipo de productos que resulta de la reacción a las reacciones químicas se las clasifica de la siguiente manera: reacción de síntesis (elementos o compuestos simples se unen para conformar un compuesto más complejo), reacción de descomposición (el compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más simples; un solo reactivo se convierte en productos), reacción de desplazamiento o simple sustitución (un elemento reemplaza a otro en un compuesto) y reacción de doble desplazamiento o doble sustitución (los iones de un compuesto modifican lugares con los propios de otro compuesto para conformar dos sustancias diferentes). Calor estándar de reacción La palabra entalpia proviene del griego enthalpien, que significa calentar. Es el calor de una sustancia a presión constante y se denota por la letra H. Esta propiedad de las sustancias permite calcular el calor que es cedido o ganado por una reacción en particular. Aunque la entalpía puede medirse, de hecho, a cualquier temperatura y presión, se ha tomado el acuerdo de considerar condiciones normales o estándar a 25 °C (298 K) y 1 atm. Cuando la entalpía se mide en estas condiciones de presión y temperatura se habla de entalpía estándar y se denota con el símbolo H°.1 La diferencia de calor, o más exactamente el cambio de entalpía que se da en una reacción se calcula la siguiente expresión: ΔHr = ΣΔH (productos) - ΣΔH (reactivos) La letra (Δ) es frecuentemente utilizada para manifestar un cambio o variación, en consecuencia la expresión ΔHr se refiere a la variación de una entalpía en u na reacción química. Por su parte la letra Σ (sigma mayúscula) se usa para expresar una suma. En este caso, a la suma de las entalpías de los productos se les resta la suma de las entalpías de los reactivos, y el resultado indica el cambio de entalpía que se da en la reacción. Si no como se dijo anteriormente, las entalpías se han medido en condiciones normales, la entalpía calculada es la entalpía estándar de reacción (ΔH°r).2 Entalpía estándar de reacción (ΔH°r). Se define como la cantidad de calor que se desprende o se absorbe durante una reacción química, a presión constante y según las cantidades de reactivos y productos.3 Entalpia estándar de la reacción (calor estándar de reacción) Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M). Se expresa como DH0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción. Ecuaciones termoquímicas Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como DH (habitualmente como DH0). Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g) ® CO2(g) + 2 H2O(l); H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g); DH0 = –890 kJ DH0 = –241,4 kJ ¡CUIDADO!: DH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar DH0 por 2: 2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2O(g) DH0 = 2 x (–241,4 kJ) Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g) ; DH0 = –241,4 kJ Calor estándar de formación La entalpía de formación (ΔfH0) de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante. Por ejemplo, la entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, sería equivalente a la entalpía de reacción de hidrógeno diatómico y oxígeno diatómico. Así, la entalpía de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir sus elementos, medida, normalmente, en unas condiciones de referencia estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K (25 °C). Esta entalpía es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica, que desprende calor, mientras que es positiva cuando es endotérmica, y resulta nula para los compuestos que se pueden encontrar en la naturaleza. Entalpia estándar de formación (calor estándar de formación) Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como DHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre DH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol. Ejemplos: C(s) + O2(g) ® CO2(g) H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(l) DHf0 = – 393,13 kJ/mol DHf0 = – 285,8 kJ/mol Ley de Hess Hess enuncio una ley muy importante aplicada a la termoquímica. ¨La variación de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas¨. Es decir, que la suma de los ∆H de cada etapa de la reacción nos dará un valor igual al ∆H de la reacción cuando se verifica en una sola etapa. Esta ley ha sido muy utilizada para la resolución de problemas que a veces causan muchas dificultades para los alumnos pero en realidad veremos que es sencilla. Básicamente nos dan varias reacciones pero nos preguntan por una en especial. Entonces lo que tenemos que hacer es, combinarlas de tal forma que luego de cancelar varios términos solo nos quede la reacción específica que nos preguntan. Se usan movimientos matemáticos, como multiplicación, inversión y cambio de signo, etc. Problemas: 1) El nitrato amónico se descompone según la reacción: NH4NO3(S) ——> N2O(g) + 2 H2O(g) ∆H = -37 Kj Calcular ∆H cuando: a) b) c) Se descomponen 5 gramos de Nitrato de amonio. Se forman 2 gramos de agua. Se forman 0,600 moles de monóxido de Nitrógeno. a) Según la reacción, al descomponerse un mol de la sal ( 80 grs.), se producen 37Kj de variación de entalpía. Por lo tanto al descomponerse 5 gramos, se producirán: 5grs. x 37Kj / 80grs. = -2.31Kj (Se mantiene el signo negativo ya que sigue siendo una reacción exotérmica). b) Cuando se forman dos moles de agua se generan 37Kj de energía. Dos moles tienen una masa de 36 gramos. Por lo tanto, al formarse 2 gramos de agua se producirán: 2grs. x 37Kj / 36grs. = - 2.05 Kj c) Al formarse un mol de N2O (44grs.), se genera 37Kj de energía calórica. Al formarse 0,600 moles de N2O se generaran: 0.600 mol x 37Kj / 1 mol = - 22.2 Kj 2) La entalpía de combustión de un compuesto orgánico de fórmula C6H12O2 es = –2540 KJ/mol Sabiendo que la entalpía estándar de formación (∆Hf) del CO2 es –394 KJ/mol y el ∆Hf H2O es -242 KJ/mol. Calcular: La entalpía de formación del compuesto orgánico. Solución Para cualquier compuesto orgánico la reacción de combustión es: C6H12O2 + 8 O2 ——> 6 CO2 + 6 H2O ΔH1 = – 2540 KJ/mol Las entalpías de formación del CO2 y del H2O son: C (grafito) + O2 (g) ——> CO2 (g) ΔH2 = – 394 KJ/mol H2 (g) + ½ O 2(g) ——> H2O ΔH3 = – 242 KJ/mol La formación del compuesto orgánico que se pretende hallar es: 6 C(graf) + 6 H2 (g) + O2 (g) ——> C6H12O2 ΔH = ? A las ecuaciones de formación del CO2 y de H2O las multiplicamos por 6. Y a la primera. La de combustión, la invertimos, ya que el compuesto C6H12O2 debe estar a la derecha como exige la reacción que estamos averiguando. 6 C (grafito) + 6 O2 (g) ——> 6 CO2 (g) ΔH1 = - 394 KJ/mol x 6 = -2364 Kj 6 H2 (g) + 3 O2 (g) ——> 6 H2O ΔH2 = - 242 KJ/mol x 6 = -1452 Kj 6 H2O + 6 CO2 (g) ——> C6H12O2 + 8 O2 ΔH3 = + 2540 KJ/mol Como vemos, a la derecha tenemos 8 moles de oxígeno que se cancelan con los 9 moles en total de oxígeno de la izquierda quedando un solo mol de O2 a la izquierda. Por otra parte observamos que los moles de CO2 de la izquierda se cancelan con los de CO2 de la derecha. La suma global nos da: 6 C (grafito) + 6 H2 (g) + O2 (g) ——> C6H12O2 ΔH = – 1276 KJ 3) Calcular la entalpía standard de formación del sulfuro de carbono (CS2). C (s) + 2 S(s) → CS2 (l) CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ∆H = -1072 Kj ∆H = -393,71 Kj ∆H = -296,1 Kj C(s) + O2 (g) + → CO2 (g) S(s) + O2 (g) → SO2 (g) La primera reacción es nuestro objetivo. Las últimas 3 las usaremos para transformarla en la primera. Observamos que la segunda nos conviene invertirla ya que el sulfuro de carbono debe encontrarse a la derecha y no a la izquierda. Invertimos también el signo del cambio de entalpia. CO2 (g) + 2 SO2 (g) → CS2 (l) + 3 O2 (g) ∆H = +1072 Kj La tercera quedara como la vemos ya que el carbón sólido está ubicado a la izquierda tal como tiene que estar en la reacción principal. C(s) + O2 (g) + → CO2 (g) ∆H = -393,71 Kj Por último en la cuarta reacción el azufre esta a la izquierda como debe estar. Sin embargo notamos que será necesario multiplicar por 2 a esta reacción para obtener los dos átomos de azufre necesarios que exige la reacción principal. 2 S(s) + 2 O2 (g) → 2 SO2 (g) ∆H = 2.(-296,1 Kj) = 592,2 Kj Si hacemos la sumatoria general se eliminaran los oxígenos innecesarios. No hay oxígenos en la reacción de formación del CS2. Podemos contar 3 moléculas de oxígeno en la izquierda y 3 a la derecha. Por tal motivo quedan anulados. Lo mismo sucede con el CO2 una molécula de cada lado y con el SO2, dos moléculas de este de cada lado. CO2 (g) + 2 SO2 (g) —> CS2 (l) + 3 O2 (g) C (s) + O2 (g) —-> CO2 (g) 2 S (s) + 2 O2 (g) —-> 2 SO2 (g) ΔH = + 1072 Kj ΔH = -393.71 Kj ΔH = 2.(-296,1 Kj) = -592,2 Kj Por último calculamos el ΔH total sumando los ΔH de cada reacción. ΔH total = 86.09 Kj Por ultimo calculamos el ∆H total sumando los ∆H de cada reacción. ∆H Total = 86,09 Kj Por ultimo calculamos el ∆H total sumando los ∆H de cada reacción. ∆H Total = 86,09 Kj Ley de Hess "DH” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular DH de la reacción global combinando los DH de cada una de las reacciones. Ejemplo: Dadas las reacciones: (1) H2(g) + ½ O2(g) ¾® H2O(g) DH10 = –241,8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g) ¾® H2O(l) DH20 = –285,8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es: (3) H2O(l) ® H2O(g) DH03 = ? (3) puede expresarse como (1)– (2),Þ puesto que hay que dividir DH0 entre en número de moles de agua vaporizados. Ejemplo: Calcula la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir de las siguientes reacciones: ¶ 2 NH3 (g) + 3 N2O (g) ® 4 N2 (g) + 3 H2O (l) ; DH0 = –1010 kJ · N2O (g) + 3 H2 (g) ® N2H4 (l) + H2O (l) ; DH0 = –317 kJ ¸ H2 (g) + ½ O2 (g) ® H2O (l); ; DH0 = –285 kJ ¹ 2 NH3 (g) + ½ O2 (g) ® N2H4 (l) + H2O (l); ; DH0 = –143 kJ Reacción de formación: N2 (g) + 2 H2 (g) ® N2H4 (l) El N2 (g) sólo se encuentra en la reacción ¶ y aparecen 4 moles por lo podríamos empezar con – ¼¶, o bien, obtener 4 moles de N2H4 (l) para evitar poner denominadores, que es lo que vamos a hacer: 4 N2 (g) + 8 H2 (g) ® 4 N2H4 (l). Así, sólo será necesario escribir –¶: 4 N2 (g) + 3 H2O (l) ® 2 NH3 (g) + 3 N2O (g) Como el H2 (g) aparece en las ecuaciones · y ¸, y la N2H4 (l) aparece en las ecuaciones · y ¹, es posible que se utilicen diferentes proporciones de una u otra, por lo que procederemos a eliminar las sustancias que no aparecen en la ecuación final: H 2O (l), NH3 (g) y N2O (g). Como el H2O (l) aparece en las ecuaciones ·, ¸ y ¹, la dejaremos para el final. Para eliminar los 2 moles de NH3 (g) sumaremos la ecuación ¹: – ¶ + ¹: 4 N2(g) + 3 H2O(l) +2 NH3(g) + ½ O2(g) ® 2 NH3(g) + 3 N2O(g) + N2H4(l) + H2O(l); Para eliminar los 3 moles de N2O(g) sumaremos tres veces la ecuación ·: –¶+¹+ 3·:4 N2(g) + 3 H2O(l) + ½ O2(g) + 3 N2O(g) + 9 H2(g) ® 3 N2O(g) + N2H4(l) + H2O(l) + 3 N2H4(l) + 3 H2O(l); Con esto, eliminamos además 3 moles de H2O (l) y obtenemos ya los 4 moles de N2H4(l). Basta ya restar la ecuación ¸ para eliminar el ½ mol O2(g) y el H2O(l) restante, además de ajustar el H2 (g). –¶+¹+ 3·–¸:4 N2(g) + ½ O2(g) + 9 H2(g) + H2O (l) ® 4 N2H4(l) + H2O(l) + H2 (g) + ½ O2 (g) y eliminando 1 mol de H2 (g) quedaría la ecuación de formación buscada: – ¶ + ¹ + 3 · – ¸ : 4 N2 (g) + 8 H2 (g) ® 4 N2H4 (l). DH0 = –(–1010 kJ) + 3 (–317 kJ) – (285 kJ) + (–143 kJ) = 201 kJ Como se forman 4 moles de N2H4 (l) Þ DH0f = 50,25 kJ/mol Ejercicio B: Calcular la entalpía estándar de combustión del butano (entalpía molar) de la reacción anterior, conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente -124,7, -285,8 y -393,5 kJ/mol. Ö Ejercicio C: Determinar DHf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(l) DH10 = –285,8 kJ (2) C(s) + O2(g) ® CO2(g) (3) C2H4(g) + 3 O2(g) ® 2 CO2(g) + 2 H2O(l) Ejercicio D: DH20 = –393,13 kJ DH30 = –1422 kJ Ö Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la reacción? Ö Calor estándar de combustión     Reacción de combustión es la reacción entre un elemento o compuesto y el oxígeno. Para compuestos orgánicos formados solo por carbono, hidrogeno y oxigeno los productos son CO2 y H2O para la fase del agua puede ser vapor líquido. Combustión completa: producto CO2 y H20 Combustión incompleta: productos de combustión C0 y H20 Aire: 21% mol O2 y 79% mol N2 PM aire: 28.97 g/mol http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm#Ley_Hess