1.1.6. Termoquímica. Ley de Hess.
La Termoquímica estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a P=cte, y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción".
La entalpía es la cantidad de energía contenida en una sustancia. Representa una medida termodinámica la cual viene figurada con la letra H en mayúscula, la variación de esta medida muestra la cantidad de energía atraída o cedida por un sistema termodinámico, es decir, la proporción de energía que un sistema transfiere a su entorno.
HP es la suma de las entalpías de los productos
HR es la suma de las entalpías de los reactivos.
En las reacciones exotérmicas, ΔHR > ΔHP y por ello ΔH es negativa (ΔHP – ΔHR = -).
En las reacciones endotérmicas, ΔHR < ΔHP e por isso ΔH é positivo (ΔHP – ΔHR = +).
En la termodinámica entendemos por sistema una cantidad de materia que nosotros aislamos, bien sea en la realidad o imaginativamente, para estudiarla.
Los sistemas termodinámicos pueden ser:
a) Abiertos, en este caso intercambian con los alrededores materia y además energía.
b) Cerrados, cuando sólo intercambian energía. Su masa permanece constante, no entra ni sale materia.
c) Aislados, cuando no intercambian con los alrededores (el medio ambiente) ni materia ni energía. Todo sistema se caracteriza macroscópicamente por unos valores concretos de sus propiedades observables experimentalmente, llamadas variables de estado, como por ejemplo: la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y la composición (χi).
Para una sustancia pura la composición, al ser siempre la misma, no hace falta especificar la. Es suficiente, en este caso, para conocer el estado del sistema con tres variables, P, V, T. Hay variables que no cambian su valor aunque dividamos el sistema, se dice que son intensivas y otras que sí lo hacen, les llamamos extensivas.
Termoquímica
Son intensivas: presión, temperatura, densidad, composición.
Son extensivas: volumen, masa, y otras como energía interna, entalpía, energía libre, entropía.
Cuando se modifica una, o más, variables de estado decimos que el sistema sufrió un proceso o transformación.
Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas.
Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema.
Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta.Si las paredes del sistema son diatérmicas, la Temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.
TIPOS DE SISTEMAS
Diagramas entálpicos.
LEY DE HESS
El químico suizo German Henry Hess (1802-1850) tuvo una gran contribución para la química, más específicamente para la Termoquímica, sus estudios abarcan la entalpía de reacciones químicas.
Gracias a este científico es posible calcular la variación de entalpía, la Ley de Hess recibió este nombre en homenaje a su creador y tiene la siguiente definición: Para una reacción dada, la variación de entalpía depende apenas del estado inicial de los reactivos y del estado final de los productos, este esa reacción ocurriendo en una o varias etapas.
Cuando la reacción química ocurre en uno o más de una etapa, la variación de energía térmica en ese proceso es constante, pues la variación de energía depende apenas de las propiedades de las sustancias en los estados inicial y final.
La ley de Hess es bastante utilizada para determinar indirectamente calor de reacción.
El total de calor liberado o absorbido en las reacciones sucesivas A — > B y B— > C es equivalente al calor liberado o absorbido en la reacción A — > C
Análogamente, podemos decir que:
“La variación de entalpía, o sea, cantidad de calor liberada o absorbida por un proceso sólo depende del estado final del proceso no dependiendo de sus etapas intermedias. El calor liberado o absorbido en la reacción A — > C depende apenas del contenido energético de A y C.”
Si de verdad, no quieres leer todo esto que acabo escribir con sangre de mi puño, te recomiendo ver este mapa conceptual, aquí te explico como y porque se relacionan la termoquímica y la ley de Hess.
Energía de reacción y Ley de Hess
- Calcular la H0 de la reacción: C(s) + CO2 (g) 2 CO (g) Sabiendo que:
CO (g) + 1/2 O2 CO2 H0 = -283.0 kJ
C(s) + O2 (g) CO2 H0= -393.5 kJ Resultado: H0 = +172.5 Kj
C(s) + CO2 (g) 2 CO
A) -2 (CO (g) + 1/2 O2 CO2)
b) C(s) + O2 (g) CO2
CO2 CO2 + O2
C(s) + O2 (g) CO2
C(s) + CO2 (g) 2 CO
a) H0 = -2(-283.0 kJ)
b) H0= -393.5 kJ
- Las entalpías estándar de formación del CO2(g) y del H2O(l) son respectivamente – 393 kJ/mol y –286 kJ/mol y la entalpía estándar de combustión del etanal C2H4O(l) es – 1164 kJ/mol. Calcular:
- La entalpía de formación del etanal. Resultado: ΔH0=-194kJ/mol
Reacción buscada: 2C+2H2+ 1/2O2 =C2H4O
2 a) (C(s) + O2 (g) CO2) H0= -393.5 kJ (2)
2 b) H2 (g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H0= -286KJ (2)
-1 c) C2H4O + 5/2 O2 2CO2 (g) + 2H2O (l) H0 = -1164 (-1)
a) 2C(s) + 2O2 (g) 2CO2 H0= -787
b) 2H2 (g) + O2(g) 2H2O(l) H0= -572
c) 2CO2 (g) + 2H2O C2H4O + 5/2 O2 (l) H0 = 1164
R. : 2C+2H2+ 1/2O2 =C2H4O H0 =-195KJ
- La entalpía estándar de formación del dióxido de carbono (g) es -393,5 kJ/mol, la del agua líquida -285,8 kJ/mol y la del metano (g) -748,0 kJ/mol.
Calcular la variación de entalpía estándar de la reacción de combustión del gas metano.
Resultado: ΔH0=-217,1kJ/mol
Reacción buscada. CH4+2O2 CO2+ 2H2O
a) C+O2 CO2 H= -393.5 KJ
2 b) H2+ 1/2 O2 H2O H=2 (-285.8KJ)
-1 c) CH4 + 2H2 CH4 H= -1(-748KJ)
a) C+O2 CO2 H= -393.5 KJ
b) 2H2+ O2 2H2O H= -571.6
c) CH4 CH4 + 2H2 H= 748KJ
R. CH4+2O2 CO2+ 2H2O H= -217.1JK
- Escribe la reacción de formación del SH2 (g) y calcula su entalpía estándar de formación a partir de los siguientes datos:
ΔHf0 SO2(g): -296.4 kJ/mol ΔHf0 H2O (liq): -285.9 kJ/mol
SH2(g) + 3/2 O2 (g) → SO2 (g) + H2O (liq) ΔH0= -561.8 kJ/mol
Resultado: ΔHf0 SH2(g): -20.5 kJ/mol
Reaccion buscada S+ H2 SH2(g)
A) S + O2 SO2(g) H -296.4 kJ/mol
B) H2 + ½ O2 H2O H -285.9 kJ/mol
-1 C) SH2(g) + 3/2 O2 (g) → SO2 (g) + H2O (liq) ΔH0= -561.8 kJ/mol
A) S + O2 SO2(g) H -296.4 kJ/mol
B) H2 + ½ O2 H2O H -285.9 kJ/mol
C) SO2 (g) + H2O → SH2(g) + 3/2 O2 (l) ΔH0= 561.8 kJ/mol
R. S+ H2 SH2(g) ΔHf0 : -20.5 kJ/mol
5) Las entalpías de combustión del etanol (C2H5OH) y del etanal (C2H4O) son, respectivamente -1370,7 kJ/mol y -1167,30 kJ/mol.
- Escriba las reacciones de combustión del etanol y del etanal ajustadas.
- Calcule la variación de entalpía de la reacción de oxidación del etanol líquido en exceso de oxígeno para dar etanal y agua, ambos compuestos en estado líquido.
Reacción buscada: C2H5OH+ 1/2 O2 → C2H4O + H2O
a) C2 H5 OH+ 3O2 → 2CO2 + 3H2 O ΔH0 = -1370.7 JK
-1 b) C2 H4 O + 5/2O2 → 2CO2 + 2H2 O ΔH0= -1167.3 JK
a) C2 H5 OH+ 3O2 → 2CO2 + 3H2 O ΔH0 = -1370.7 JK
b) 2CO2 + 2H2 O → C2 H4 O + 5/2O2 ΔH0= 1167.3 JK
R. C2H5OH+ 1/2 O2 → C2H4O + H2O ΔH0= -203.4
