TermoquímicaEl cambio de energía que acompaña a una reacción química, se le conoce como entalpía de reacción o calor de reacción. Recuerden las reacciones químicas constituyen los sistemas. Imágenes como la que se muestran a continuación, nos dan clara idea que hay reacciones que liberan calor al entorno. http://es.wikipedia.org/wiki/Energía_térmica Cuando la reacción química (sistema), libera calor al entorno entonces se dice que se trata de una reacción exotérmica. Si embargo también conocemos otros tipos de reacciones que para que se lleven a cabo es necesario que el entorno le sumiste el calor necesario, un ejemplo simple está representado por la imagen siguiente: Si el sistema (reacción química), requiere que el entorno o los alrededores le entregue calor, para que se lleve a cabo la reacción, se dice que se trata de una reacción endotérmica. El calor de reacción, puede encontrarse de varias formas, ya sea de manera experimental (la más exacta) o por conocimiento de los cambios de energía interna o entalpía asociados a otras reacciones, como veremos a través del desarrollo de este capítulo. Ecuación termoquímica Es la representación de un proceso termodinámico que puede ser un cambio físico o químico. La ecuación termoquímica debe contener: • Las fórmulas de las sustancias involucradas. • Los coeficientes estequiométricos. • El estado físico de cada sustancia (sólido, líquido, gaseoso, acuoso). • La temperatura y la presión. • El calor involucrado en el proceso La variación de Energía interna o la variación de la Entalpía, asociada a una reacción termoquímica debe señalarse de la manera siguiente: En la tabla que se da a continuación, se establecen las condiciones del estado estándar para los diferentes estados de la materia. Ejemplos: En el primer ejemplo se ha escrito la ecuación termoquímica, teneidneo en cuenta el estado de la materia, temperatura y presion de cada uno de los reacitivos y productos. En este segundo ejemplo, es la misma ecuación termoquimica, paro más simplificada, solo se incluye el estado de la materia para reactivos y productos. Esta es la notación más empleada. Recuerden si no tiene los estado de agregación de reactantes y productos y el dato de Entalpia de reacción, no estarán escribiendo una ecuación termoquímica. Una reacción química, es un sistema, en donde: La posición inicial estará dada por los REACTANTES, mientras que la posición final estará definida por los PRODUCTOS. por acción de un corto circuito. sabemos que al poco tiempo. el de la energía. evidenciando la liberación de energía. Escriba la ecuación termodinámica de la reacción de gas hidrógeno con gas oxígeno. el producto de la reacción es agua al estado gaseoso. Analice las siguientes consideraciones: Variación de la entalpía en un cambio de fase. Lo que ha ocurrido es un cambio de fase el H2O(s) a pasado a H2O (l). Establezca en el gráfico la posición de los reactantes y la posición de los productos. Ejercicio 1 En 1937. La reacción liberó 241. el nivel energético de los reactantes es mayor que el nivel energético de los productos. Haga un diagrama de energía. Si un trozo de hielo. ¿Qué ocurrió en el Hinderburg? El dirigible estaba lleno de gas hidrógeno. conocemos la respuesta. En una reacción ENDOTÉRMICA. la temperatura ambiente ha "derretido" el hielo. tendremos una cantidad de H2O líquida sobre ésta. . pereciendo sus ocupantes y finalizando prácticamente con el transporte aéreo en estas naves. ¿Cuál es la razón del cambio de estado?. lo colocamos sobre una mesa.8 kJ por cada mol de gas hidrógeno presente en el interior del dirigible. el dirigible Hinderburg explotó en pleno vuelo. el nivel energético de los reactantes es menor que el nivel energético de los productos. H2O(s). cosidere el eje Y. el hidrógeno éste reaccionó violentamente con el gas oxígeno presente en el aire. En una reacción EXOTÉRMICA. El cálculo de calor de reacción.44 90. no se podrá iniciar ningún proceso químico a escala industrial.Cálculo de calor de reacción: Entalpías de Formación.15 0.01 373. debemos conocer la cantidad de energía que debemos suministrar para que la reacción se efectúe. Sin este valor. El cambio de estado del H20 de sólido a líqudio será un proceso endotérmico.36 0. o conocer la cantidad de calor que generará la reacción. diremos que el entorno le entregó calor al sistema. El proceso será exotérmico.92 N2 63. La siguiente tabla nos muestra valores de Entalpías de fusión y de vaporización de algunas sustancias.66 1. para poder seleccionar el material de los recipientes en donde se va efectuar la reacción.38 0.35 5.4. El calor de reacción puede ser hallado varias formas: de manera teoría de manera experimental Tal como lo muestra el diagrama siguiente: . Antes de iniciar una reacción química es importante conocer si la reacción será exotérmica o endotérmica. escribe las ecuaciones termodinámicas para los cambios mencionados.. Mientras que.82 H2 O 273. para que se efectúe el cambio de fase.12 20.00 40.59 O2 54. Sustancia Tfusión (K) H fusión T ebullición (K) Hvaporización (kJ/mol) (kJ/mol) H2 13. A manera de ejercicio.00 6.72 77.96 0. Entre muchas cosas. si queremos pasar de H2O líquida a H2O sólida. Termodinámicamente. el sistema tendrá que perder calor. se requerirán 44 kJ de energía para que se evapore 1 mol de agua líquida. además de conocer la magnitud del calor liberado o el calor absorbido en ella. En procesos reversibles: si se liberan 44 kJ cuando un mol de vapor de agua se condensa. propiedad extensiva. debemos evaluar si estos resistieran el calor liberado.18 6. Podemos concluir que los cambios de fase de una sustancia consumen o liberan calor según sea el sentido del cambio. Primero debemos definir la reacción química de Formación: ésta es la reacción que produce una mol de la sustancia a partir de sus elementos en su forma más estable. . pues no tenemos formar de encontrar el valor de éstos. NUNCA se podrá encontrar un dato experimental que arroje un calor de reacción endotérmico y cuando se realiza el cálculo del calor de reacción teórico. éste arroje un valor exotérmico. Los valores de calor de reacción encontrados de manera experimental. Muchas veces debemos emplear datos de calor de reacción teóricos. Con toda seguridad uno de los dos valores está ERRADO. siempre serán elegidos. La entalpía estándar de formación. Por ejemplo. la reacción de formación del propano. Calculo del Calor de Reacción por Entalpías de Formación Definición de Entalpía de Formación. se denota de la manera siguiente: El calor de formación. Por convención los valores de la Entalpías estándar de formación a 298 K. C3H8 (g) se denota de la manera siguiente: 3 C(grafito) + 4H2(g) → C3H8(g) La entalpía de formación será el calor que se produce o que se necesita para formar un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable. para elementos en su forma más estable. frente a los datos de calor de reacción encontrados de manera teórica. se les asigna el valor de cero. de manera experimental. nos indica el calor de formación de los compuestos para condiciones estándares. Los datos teóricos y experimentales no difieren de manera drástica. Observa los valores de estas entalpías para el carbono en sus diferentes estados alotrópicos (grafito. . se muestran entalpías estándares de formación para diferentes sustancias. deben tener en cuenta que la variación de cualquier variable está determinada por la diferencia entre la posición final (productos) y la posición inicial (reactantes). como la diferencia entre la sumatoria de las entalpías de formación de productos. se puede calcular la Entalpia de reacción estándar de la reacción. O2(g) y O3(g). menos la sumatoria de las entalpías de formación de los reactantes. Para una reacción genérica: aA+bB→cC+dD Se puede calcular el Calor de Reacción a partir de las entalpías de formación. Nota: Uds. de las sustancias que conforman los productos y las que conforman los reactantes. diamante) se puede comprobar que el grafito es la forma elemental más estable del carbono. Por lo tanto.En la tabla siguiente. también analiza los valores del O (g). En el enlace siguiente tiene una tabla con valores de calor de reacción. La reacción es la siguiente: 2 B5H9(l) +12 O2(g) → 5 B2O3(s) + 9 H2O(l) Calcular: La energía que se liberará al reaccionar 1 gramo de B5H9 con suficiente cantidad de oxígeno. altamente reactivo. ya sean reactantes o productos está multiplicada por el índice estequiométrico presente en la reacción. El cálculo de la Entalpía de Formación estándar para la reacción genérica planteada. es un líquido incoloro. que cada valor de entalpía de formación de las sustancias. Escribe la ecuación termoquímica para la reacción dada. B5H9.pdf Ejercicio 1 El pentaborano-9.fi. Ten en cuenta los datos siguientes: . inflamable que incluso estalla cuando se expone a la presencia del oxígeno. http://materias. Deben tener en cuenta.ar/6730/Tomo1Unidad3. será: Nota: Uds.uba. Por lo que primero deberán balancear la reacción química. este último se emplea para soldar metales. metanol (CH3OH(l)). Escribe la reacción termoquímica de combustión. para las cuatro sustancias almacenadas. . 3. Escribe la ecuación de formación de cada uno de los productos que se almacenan en el almacén. 2. por lo tanto. 1. serán reacciones exotérmicas. Respuesta: Calor de combustión o Entalpía de combustión Una reacción de combustión (completa) se realiza en presencia de oxígeno gaseoso (O2) y produce dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). al calor liberado por la combustión de 1 mol de sustancia en presencia de suficiente oxígeno. Se define Calor de combustión o entalpía de combustión. haciendo uso de la entalpía de formación. Determina el calor de combustión. Siempre las reacciones de combustión liberarán calor. gasolina (C8H18 (l)) y acetileno (C2H2 (g)). Ejercicio 2 En un almacén se guardan las siguientes sustancias gas propano (C 3H8 (g)). La ley de Hess se puede enunciar como sigue: cuando los reactivos se convierten a productos. es un método indirecto de calcular el Calor de Reacción ó Entalpia de Reacción. En el ejemplo siguiente veremos la aplicación de la Ley de Hess.. Se quiere calcular la Entalpía de reacción para la reacción: 2 C(s) + H2(g) → C2H2(g) Nos proporcionan los datos siguientes: . el cambio de entalpía es el mismo.3.Cálculo del Calor de Reacción: Ley de Hess La Ley de Hess. independientemente de que la reacción se efectúe en un paso o en una serie de pasos. Problema Jorge ha encontrado en Internet que se puede producir gas etano. debemos multiplicarla por 2 (recuerden se multiplica toda la ecuación. a partir de hidrógeno gaseoso. CO. es independiente del número de pasos y de la naturaleza específica de cada uno de ellos.H2. Por lo tanto. Aplicando la Ley de Hess. tanto reactantes como productos y el valor de la entalpía. Emplea para ello las reacciones que se te dan a continuación: . Se suman o se anulan los reactantes y productos. la ecuación (3). Las entalpías se suman algebraicamente. hemos podido encontrar el: La Ley de Hess basa su principio en que la variación de la entalpía es una función de estado. con producción adicional de gas oxígeno O2. pues es propiedad extensiva. la dejamos igual. La sumatoria de las ecuaciones acomodadas debe darnos la ecuación problema. Planteamos las ecuaciones correspondientes a las entalpías dadas: Ubicamos en ellas a los reactantes y productos de la reacción química que buscamos: Ahora debemos acomodar las ecuaciones: la ecuación (1) la debemos invertir (recuerden que también se invierte el valor de la entalpía) la ecuación (2). y monóxido de carbono. C2H6. encuentra el calor de reacción para la producción de etano. Basandonos en la Ley de Hess. estos valores ayudan a predecir cuáles elementos son los más adecuados para formar compuestos iónicos. Energía Reticular La formación de compuestos iónicos depende de los valores de las energías de ionización y de la afinidad electrónica de los elementos. Veremos ahora estos dos procesos físicos relacionados. como la afinidad electrónica están definidas por procesos que se llevan a cabo en la fase gaseosa. que implican al calor de disolución y al calor de dilución. También hay cambios de entalpía cuando un soluto se disuelve en un disolvente. El ciclo de Born-Haber relaciona las energías de ionización. pero se puede calcular de manera indirecta. pues es la energía suministrada para que se produzcan la disociación del compuesto ionico. Una medida de la estabilidad de cualquier sólido iónico es su energía reticular. U. La energía reticular no se puede medir directamente. NaCl(s) → Na+(g) + Cl. ¿cómo se puede evaluar la estabilidad de un compuesto iónico? Tanto la energía de ionización. también implican la absorción o desprendimiento de calor. A 1 atmósfera y 25ºC todos los compuestos iónicos son sólidos. . que se define como la energía requerida para separar completamente una mol de un compuesto iónico sólido en sus iones al estado gaseoso. o cuando se diluye una disolución. Para ello debemos definir primero algunos conceptos. pero muchos procesos físicos. energías de enlace y otras propiedades atómicas y moleculares. entre ellos la Energía Reticular. pero. si se considera que la formación de un compuesto iónico se efectúa en una serie de pasos conocidos como ciclo de Born -Haber. afinidad electrónica.Señala además si ¿la reacción propuesta en Internet será endotérmica o exotérmica? Calor de Disolución y de Dilución Hasta ahora hemos centrado el cálculo del calor de reacción como producto de las reacciones químicas.(g) Los valores de Energía reticular (U) serán siempre positivos. calor de sublimación. como la fusión del hielo o la condensación de un vapor. la energía debe cambiar de signo.Si queremos encontrar la energía reticular del compuesto iónico LiF(s). Plantear la ecuación problema. 5. y disponemos de los datos siguientes: Debemos: 1. ubicar cuál o cuáles debemos tomar directamente y cuál o cuáles de forma inversa y si alguna necesita multiplicarse por un factor. Recordar que la entalpía es una propiedad extensiva. y La ecuación 2 deberá multiplicarse por ½ De tal manera que: Energía Reticular: . Tomando en cuenta las consideraciones anteriores al aplicar la ley de Hess. y si se multiplica por algún factor. 4. 4 y 1 se tomaran de forma directa. Analizar todas las demás ecuaciones. LiF(s) → Li+(g) + F-(g) 2. Las ecuaciones 3. también afectará el valor de la energía. por lo tanto. tendremos lo siguiente: La ecuación 5 se tomará de forma inversa. de tal manera que al aplicar la ley de Hess. Reactantes en la (5) Productos en la (3) y (4) 3. se obtenga la ecuación problema. Localizar reactantes y productos de nuestra ecuación problema en las ecuaciones dadas. si se considera una reacción inversa. LiCl NaCl. dado que debemos proporcionar energía al sistema. puntos de fusión. Algunos Valores de Energía Reticular en kJ/mol y Punto de Fusión en °C * Sublima TAREA: Explica la diferencia de puntos de fusión para los siguientes pares de compuestos iónicos: LiF. tal como se puede apreciar en la tabla anexa sobre valores de energía reticular vs. Sus valores nos proporcionan una información sobre la estabilidad del enlace. NaBr MgO. MgCl2 .Tal como ya hemos mencionado los valores de energía reticular siempre serán positivos. la ecuación termoquímica correspondiente al proceso de disolución de un soluto X(s) en “n” moles de agua. (Energía Reticular). pero no son suficientes para formar aun una disolución. Por ejemplo. podemos pensar en la sal de mesa. Para poder entender este proceso. El calor de disolución ó entalpía de disolución es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de solvente. siempre y cuando todo el soluto se disuelva en el disolvente. será: donde n. que la sal está húmeda. pero en realidad este proceso ocurre en dos etapas: Primero ocurre la separación de la sal iónica. esto significa que tiene incorporada algunas moleculas de agua. la energía . cada ion (Na + y Cl-) rodeado o solvatado por las moléculas de agua. nosotros solo podemos apreciar el efecto final.Calor de Disolución Debemos recordar que por proceso de disolución entendemos cuando un soluto se disuelve en un disolvente. si el solvente es agua. que es la formación de la solución homogénea de la sal en agua.htm Si observamos la figura correspondiente al proceso de disolución: en un primer plano podemos ver la red cristalina del cloruro de sodio y a su alrededor las moléculas de agua. nosotros decimos cuando esta no cae facilmente del salero. http://ocw.uc3m. Realmente la disolución de una sal iónica es un proceso que involucra varios pasos que se suceden de forma muy rápida. superior). luego que los iones se separan. es el número de moles de agua que se emplean en la disolución.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los- materiales/Material%20de%20clase/tema5d. Nosotros solo podemos observar el resultado de la disolución. recién el agua actúa rodeando a cada uno de los iones. formándose una solución homogénea. Este paso involucra el Calor de Disolución. En la etapa final (a la derecha. lo que hacemos será agregarle más agua para que la concentración disminuya. Se puede apreciar que el: Calor de Dilución Debemos recordar que el proceso de dilución ocurre cuando a una solución formada se le agrega mayor cantidad de disolvente. tenemos una taza con café y para nuestro gusto está muy "cargado" (concentrado). por lo general se libera o se absorbe calor adicional. éste será un Proceso de dilución. El Calor de Dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución. es decir. Ejemplo. La ecuación termoquímica correspondiente a una dilución acuosa será: . Cuando se diluye una disolución preparada previamente.necesaria para este proceso se conoce como Calor de Hidratación. dando paso a la disolución. que nos conduce finalmente a la disolución de la sal en agua. El agua actúa como un separador de los iones y al alejarse uno del otro la fuerza electrostática disminuye considerablemente hasta anularse. cuando se le adiciona más disolvente para disminuir la concentración total del soluto. se debe tener cuidado al trabajar con procesos de disolución en el laboratorio. Este proceso es tan exotérmico que jamás se debe intentar diluir la concentración del ácido agregándole agua. es peligroso disminuir su concentración agregándole agua. Por ejemplo. en el ácido sulfúrico concentrado (H2SO4).-Cálculo de calor de reacción: Calorimetría El estudio de la Calorimetría. sublimación) 1. sublimación de cualquier sustancia. Lo contrario ocurre en un proceso exotérmico de disolución: se libera más calor si se agrega más disolvente para diluir la disolución Por lo tanto. el proceso que se recomienda seguir es agregar poco a poco el ácido concentrado al agua (al tiempo que se agita constantemente). es la energía térmica requerida para vaporizar. la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. El calor de dilución se puede calcular como: Pensemos en que se realiza una disolución de una sal en el laboratorio. producido en los procesos físicos y químicos. Recuerden que una manera de medir el calor es la temperatura. fusión. el calor de dilución es altamente exotérmico. El equipo que se emplea en un laboratorio para realizar estas mediciones se llama calorímetro. En consecuencia. El calor que se genera puede hacer que la disolución del ácido hierva y se proyecte fuera del recipiente. Entonces: Si cierto proceso de disolución es endotérmico y la solución se diluye posteriormente. comprende la medición de los cambios de calor. Al diluirlo con agua se libera una gran cantidad de calor hacia los alrededores. la preparación de esta solución o disolución requiere o genera una cantidad de calor. ésta dilución puede requerir mas energía o liberar energía. si aregamos más disolvente a la solución preparada. fundir.4. El ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) está formado por 98% en masa de ácido y 2% en masa de agua. sublimar. Para comprender como se puede medir la cantidad de calor analizaremos dos situaciones: . El calor estándar de vaporización. un líquido (sólido) en su punto de ebullición (fusión. por lo tanto se encuentra fría´. diremos que el calor liberado por el sistema (qsistema<0). llamado también bomba calorimétrica: mide el calor a volumen constante. Si analizamos la situación desde el punto de vista termodinámico. La compresa se coloca sobre la pierna del paciente. y la pierna del paciente ya no está a la temperatura inicial. determina directamente la la variación de la energía interna: . ha sido absorbido por el entorno (qentorno>0) Si para realizar el experimento del clavo empleamos un calorímetro. en donde el q=0. Tu experiencia te dice que el agua se calentará. Teniendo en cuenta que un calorímetro es un recipiente adiabático (sistema aislado. La compresa ganó calor y que este calor fue cedido por la pierna del paciente. Ahora analicemos que ha ocurrido. Hay dos clases de calorímetros. recipiente adiabático en donde se determina el calor absorbido o desprendido durante la reacción. Las compresas frías son bastante empleadas para aliviar dolores musculares. ésta debe estar a unos 36 o 37°C. que no permite la entrada ni salida de calor). por lo tanto. cada uno de ellos emplea un proceso diferente y han sido diseñados para situaciones diferentes también. la compresa ya no está "fría". hasta que se encuentra al “rojo vivo” (alta temperatura). Calorímetro a presión constante: mide el calor a presión constante. Al cabo de cierto tiempo. entre 0°C y unos 4°C . y lo introduces en un vaso con agua a temperatura ambiente. por lo tanto.podremos concluir: -q liberado = q absorbido Lo que es lo mismo que pensar que: q liberado + q absorbido =0 El calor de una reacción se mide en un calorímetro. Si un clavo de hierro lo pones al fuego. desde el punto de vista termodinámico: La compresa ha estado en el congelador. determina directamente la variación de la Entalpía: Calorímetro a volumen constante. podemos pensar que: el clavo es el sistema y al agua es el entorno. recordemos que el calor es una propiedad extensiva. lo podemos ver en el esquema siguiente: .gif En el enlace siguiente puedes ver el montaje de una bomba calorimétrica http://www.uh. el volumen de agua que se colocará en el interior de la bomba calorimétrica.net/guesta62a6f/bomba-calorimetrica-presentation Si queremos determinar el calor de reacción de la combustión de una muestra. recuerden que es un sistema adiabático. luego de ello. la bomba debe cerrarse. colocamos la muestra en una bomba calorimetrica.fq.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/practics/practicas/Calordereaccion/graphics/ calorimetro1. la temperatura del agua antes de inciar la reacción de combustión. Debemos conocer: el peso de la muestra analizada. Calorimetría a Volumen Constante En la figura que se da a continuación se muestra el esquema de una bomba calorimétrica (calorímetro a volumen constante) http://www. haciendo uso de unos dispositivos electricos se genera la chispa que provocará la combustión de la muestra. Lo que ocurrira en el interior de la bomba.slideshare. necesitamos conocer: la masa de la bomba. Por ejemplo.5 g de la sustancia en cuestión. que en el ejemplo es de combustión. . permanecen constantes). podemos determinar el calor liberado por la reacción. por lo general está cantidad es constante para cada equipo.Ahora debemos calcular la cantidad de calor abosrbido por el agua y por la bomba calorimetrica.5 g de una sustancia y determinamos el calor de combustión. este será el calor liberado por 1. En muchos casos como el masa de la bomba es constante el fabricante proporciona la capacidad calorífica Cálculo de la cantidad de calor absorbido por la bomba calorimétrica : Si se conoce. con estos dos datos podemos calcular el calor de la reacción de combustión. y el calor específico del material con el que está fabrica. Cálculo de la cantidad de calor absorbido por el agua: Para poder calcular el calor absorbido por la bomba calorímetrica. podemos decir: Conociendo el calor absorbido por el agua y por la bomba. la capacidad calorífica del material de la bomba (la masa de la bomba y el calor específico del material del que está hecha. Tengan en cuenta que el calor determinado es respecto a la muestra que se ha quemado. Teniendo en cuenta la cantidad de agua que contiene el calorímetro. si colocamos 1. está producirá calor. Calor liberado por mol de naftaleno. Por último. recuerda que la bomba calorimétrica es un sistema adiabático. Cuando se trabaja siempre con la misma bomba calorímetrica: la masa de agua y de la bomba son constantes. este paso te permite visualizar el problema. en kJ/mol. Pasos a seguir: Realiza un diagrama de la bomba calorimetrica. PV= nRT Lo que nos lleva a: Problema En una bomba calorimétrica a volumen constante se quema 1. se eleva de 20.80 kJ/ºC. Entalpía de l a reacción. luego el q liberado. Por lo tanto: La variación del calor de reacción medido a volumen constante.84ºC. el calor específico del agua y del material tambien son constantes. Nos informan que la masa de agua que rodea la bomba es de 2000 g y la capacidad calorífica de la bomba es de 1. q =0 . un sólido de olor penetrante. Recuerden que en una bomba calorímetrica se mide el calor a volumen constante. luego q absorbido. Establece que si se quema la muestra. lo absorbe el agua de la bomba y el material de la misma. repelente de las polillas. será la sumatoria del calor que absorbe los 2 000 g de H2O y la bomba.17ºC hasta 25. Como consecuencia de la combustión del naftaleno.435 g de C10 H8 El calor liberado por la combustión de naftaleno. Calcula: Calor liberado en la reacción.435 g de naftaleno (C10H8). la temperatura en el interior de la bomba calorimétrica. conocido por nosotros como naftalina. nos proporciona el valor de la variación de energía interna. es el calor que se genera al quemarse 1. En un proceso isóbarico la variación de la energí intena se expresa: Si el sistema lo forman gases ideales. . Calorimetría a Presión Constante Los calorímetros a preseión constante son dispositivos mucho más sencillos que las bombas calorímetricas. como lo muestra la diagrama siguiente. De manera muy sencilla un calorímetro a presión constante se puede construir con dos vasos descartables. o con un termo. Estos dispositivos permiten medir el calor de reacción de una gran cantidad de reacciones. entre ellas: neutralizaciones ácido-base calor de disolución calor de dilución Para determinar el calor de reacción en un calorimetro a presión constante debemos tener las siguientes consideraciones: . Lo importante es que el dispositivo empleado sea adiabático. Se utiliza para medir el calor de reacción cuando los reactantes y productos no se encuentran en estado gaseoso. o la temperatura final será menor que la temperatura inicial. Calculen: 1. Por lo tanto será necesario que: conozcamos la estequiometría de la reacción de neutralización determinemos el reactivo limitante de la reacción determinemos el numero de moles de agua que se formarán en la reacción de neutralización. Ba(OH)2 de una concentración 0. Cuando determinamos el calor de reacción en un calorímetro a presión constante. El calor de neutralización se define como el calor liberado por cada mol de agua formada como producto de la reacción. para averiguar el número de moles de H2O que se producen en ella: .431 M. Si la reacción es endotérmica: o el calor absorbido por la reacción. medimos directamente la variación de la entalpía Calor de Neutralización Una reacción de neutralización. calor liberado en la reacción. Procedimiento: Planteamos la reacción de neutralización. HCl de una concetración 0. o la temperatura final será mayor que la temperatura inicial. se hacen reaccionar 200 mL de ácido clorhídrico. 2. sera cedido por el entorno.64°C. Luego de la neutralización la temperatura se elevó en 4. Si la reacción es exotérmica: o el calor liberado por la reacción será absorbido por el entorno. el entorno estará constiuido por la solución acuosa ( que contiene a los reactantes) y el calorímetro mismo. esta reacción produce una sal y H2O.862 M y 200 mL de hidróxido de bario. el sistema lo constituye la reacción química. es aquella que se da entre un ácido y una base. La capacidad calorífica del calorímetro es 453 J/°C. Ejercicio En un calorímetro a presión constante. Tablas de entalpía de formación. Luego realizamos los cálculos correspondientes al experimento: la variación de temperatura. se producirán 0. Si la densidad de cada una de las soluciones es igual a la densidad del agua.2 kJ/mol Si tenemos que calcular el calor de reacción y disponemos de: 1. El valor más aproximado será el encontardo con Energía de Enlace. El reactivo limitante será el HCl.64 °C no informa que la reacción está liberando calor.1724 mol de H2O. . por lo tanto el entorno es el que está absorbiendo éste calor.1724 moles de agua. Varias ecuaciones termodinámicas que nos permiten emplear la ley de Hess 4. o el calorímetro.q liberado el entorno está constituido por: o la solución acuosa (200 mL del HCl y 200 mL de Ba(OH)2 ). Valores experimentales determinados en un calorímetro El valor mas exacto será el experimental. tendremos una masa de 400 g de solución. pues el calor de neutralización es el calor liberado por cada mol de agua producida.1724 moles de agua. o luego: q absorbido= q solución + q calorímetro Como se trata de un sitema adiabático tendremos que: . Luego el calor medido. 4. 2. para calcular el calor de neutralización debemos de averiguar el calor liberado por un mol de agua producido. luego: o q neutralización = .87 kJ Recuerden que está cantidad de calor liberado corresponde a 0.9. Tablas de energía de enlace 3. será el producido por 0. por lo tanto.q liberado= q absorbido Luego tendremos que el q liberado = . luego: Lo que significa que por cada mol de agua producida en la neutralización se liberan 57. Esto es importante. 94.52 y - 223. Ejercicio Nro. 06 . Determine Ud. Calcular la entalpía de esta reacción conocidas las entalpías de formación del CaO sólido.pe/quimicageneral/unidades-q2/unidad-1-termodinamica- quimica. determinar: a) La reacción ¿Es exotérmica o endotérmica? b) ¿Cuál entalpía (productos o reactivos) tiene el valor más grande? http://corinto. 05 El apagado de la cal viva (Óxido de calcio) consiste en la reacción: CaO(s)+H2O(l) (s) → Ca(OH). 01 Calcular la entalpía de formación del pentano líquido conociendo los datos siguientes: ∆H para la combustión del pentano líquido = -833.8 kJ/mol.pucp. calcule la entalpía de disolución del hidróxido de potasio en agua.5 kJ/mol y ∆HH2O(I)= -285.La entalpía de formación del hidróxido de potasio sólido es ∆H = + 426 KJ/mol.152. por su parte: ∆H = . La combustión completa de este compuesto para producir CO2 (g) y H2O (I) a 25ºC produce 5154 kJ/mol. Ejercicio Nro.285.2011 KJ/mol y se origina hidrógeno gaseoso e hidróxido de potasio.0 Kcal/mol ∆H para la combustión del carbono sólido = .El naftaleno (C10H8) es un compuesto aromático sólido que se vende en forma de bolitas para combatir la polilla.0.68. 02 Conociendo las entalpías normales de formación del dióxido de carbono: -94. respectivamente: .edu.5 Kcal/mol para el proceso de formación del pentano. Con estos datos. Ejercicio Nro. la entalpía normal de formación del benceno.9Kcal/mol. Datos a 298°K: ∆HCO2 (g) = -393. Además. agua líquida e NaOH. . que queda disuelto en el agua.781.0 Kcal/mol ∆H para la formación del agua líquida = . ¿Qué cantidad de cal apagada (Hidróxido de calcio) y qué cantidad de calor se desprende cuando se apaga 1 Kg de cal viva? Ejercicio Nro. 04 A-16 . que son.html Ejercicio Nro. 03 A-14 . b) Calcule la entalpía estándar de formación del naftaleno.9 KJ/mol.52 Kcal/mol y la entalpía de combustión del benceno (C6H6): .05 Kcal/mol y del agua líquida: -68. PRACTICA DIRIGIDA EJERCICIO NRO. 68.68 Kcal. y la del agua líquida es. se sabe que cuando el potasio metálico reacciona con el agua líquida se desprenden ∆H = . a) Escriba las reacciones de formación del naftaleno a partir de sus elementos y la reacción de combustión. Considerando el isooctano (C3) como el compuesto más representativo de la gasolina: a) Calcule el calor de combustión por gramo para cada compuesto y justifique por qué se sigue utilizando la mayoritariamente gasolina. respectivamente.18 J/g.El metanol (CHOH) es un combustible usado en motores de combustión interna porque es más limpio que la gasolina desde el punto de vista medioambiental. . 07 La fabricación del yeso (sulfato de calcio hemihidratado). 01 a) b) ΔH < 0.238. Ejercicio Nro. que se emplea como material de construcción. B) Si se queman 100 Kg de metanol. Escriba la reacción que tiene lugar.7 y 269 KJ/mol. . H2O(i). la reacción es exotérmica.5 . Metanol e isooctano : ∆Hº= . se realiza por deshidratación parcial del sulfato de calcio dihidratado. Calor específico del agua. Hproductos-Hreactivos<0 por lo tanto: HProductos<Hreactivos RESPUESTA LITERAL: .285. indicando si se trata de un proceso endo o exotérmico.8 .393. ¿Cuál es la temperatura mínima a la que se producirá la reacción? DATOS: Los valores de ∆Hº y de ∆Sº de las sustancias que intervienen en el proceso son las siguientes:(Considérese que no varían apreciablemente con la temperatura) SOLUCIÓN DE LOS EJERCICIOS SOLUCIÓN EJERCICIO NRO. ¿Cuantos litros de agua podrán convertirse en vapor desde una temperatura ambiente de 20ºC? DATOS: Entalpías de formación: CO2 (g). Calor de vaporización del agua a 100ºC = 40. ºC8H18. 4.7 KJ/mol. calcule la entalpía de disolución del hidróxido de potasio en agua. y la del agua líquida es.La respuesta entonces es que. 04 . SOLUCIÓN EJERCICIO NRO.9 KJ/mol.52 Kcal/mol y la entalpía de combustión del benceno (C6 H6): .285.9 Kj /mol SOLUCIÓN DE EJERCICIO NRO. Con estos datos. 02 Conociendo las entalpías normales de formación del dióxido de carbono: -94. calcular la entalpía normal de formación del benceno. se sabe que cuando el potasio metálico reacciona con el agua líquida se desprenden ∆H = .2011 KJ/mol y se origina hidrógeno gaseoso e hidróxido de potasio. Además. Las reacciones para las cuales nos ofrecen datos sobre sus entalpías son: SOLUCIÓN EJERCICIO NRO.781. debido a que esta reacción es autosuficiente. que queda disuelto en el agua. de lo cual se presume que para que esta reacción no se necesita energía. la reacción es exotérmica y se puede apreciar que la entalpia de los reactivos es mayor que la entalpia de los productos. RESOLUCIÓN Las reacciones termoquímicas cuyos datos nos ofrecen son: KOH (S) → KOH(ac) ∆H = .05 Kcal/mol y del agua líquida: -68.68 Kcal.2722. 03 La entalpía de formación del hidróxido de potasio sólido es /\ H = + 426 KJ/mol. por su parte: ∆ H = . ∆H = .8 KJ SOLUCIONARIO DE EJERCICIO NRO. Datos a 298 K: ∆HCO2 (g)= -393. ∆H = + 75.5 KJ/mol ∆HH2O (I)= -285. que será la correspondiente a su reacción de formación.El naftaleno (C10 H8) es un compuesto aromático sólido que se vende en forma de bolitas para combatir la polilla. a) Escriba las reacciones de formación del naftaleno a partir de sus elementos y la reacción de combustión. hemos de partir de las tres reacciones cuyos datos energéticos conocemos y que son las de combustión del naftaleno y las de formación del CO2 y del agua: - X X 10 C(S) + 4 H2 (g) → C10H8 (S) . 05 Las cuales. La combustión completa de este compuesto para producir CO2 (g) y H2O a 25ºC produce 5154KJ/mol. para obtener la reacción que nos piden. en este caso. b) Calcule la entalpía estándar de formación del naftaleno. b) Para calcular la entalpía estándar de formación del naftaleno.5154 KJ. (I) a) La reacción de formación de un compuesto se define como aquella en la cual se forma una mol del compuesto a partir de sus elementos componentes en su forma más estable a 25ºC y 1 atm.8 KJ/mol. hemos de combinar de la forma siguiente: . se tratará de la reacción en la cual se forma una mol de naftaleno a partir de carbono . se formarán CO y H2O (L) y es: C10 H8(S) + 12O2 ( g ) → 10 CO2 ( g ) + 4 H2O2( L ). En este caso.grafito sólido e Hidrógeno molecular gaseoso: 10 C(S) + 4 H2(g) → C10H8(S) La reacción de combustión es aquella en la cual una mol del compuesto se combina con oxígeno para dar los óxidos de los elementos que lo forman. al despejar: .de donde.