Reacciones Químicas Fisicoquímica Ii

FISICOQUIMICA II: CAPITULO REACCIONES QUIMICAS

TERMOQUIMICA
Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético g de un sistema químico con el exterior en forma de calor. Es una rama de la termodinámica porque incluye el sistema y los alrededores (exterior) ( )

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Instrumento de medición del calor: calorímetro Es un termo provisto de un termómetro que se usapara medir el calor específico de líquidos

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El CALOR Q puede ser debido a un cambio en la ENTALPIA, si la reacción ocurre a PRESION CONSTANTE Qp=ΔH El CALOR Q puede ser debido a un cambio en la ENERGIA INTERNA, si la reacción ocurre a VOLUMEN CONSTANTE QV= ΔE= ΔH- pΔV

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¿Qué diferencia hay entre ΔH y ΔΕ? y
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g)

ΔE = ΔH - PΔV = = -563,5 kJ/mol = qV PΔV = P(Vf– Vi) = = RT(nf – ni) = -2,5 kJ 25 ΔH= -566 kJ/mol =qP R=8.314 J/mol K T 25 C T=25°C
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Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas.
PROCESOS A PRESION CONSTANTE

ΔH < 0

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Sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos requiriendo energía. ti d t i i d í Son las reacciones endotérmicas.
PROCESOS A PRESIONCONSTANTE

ΔH > 0

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Calor a presión constante (Qp)
La ma o ía de los procesos químicos mayoría p ocesos q ímicos ocurren a presión constante, normalmente a la atmosférica atmosférica. Si p = cte ⇒ W = – p · Δ V ΔE = Qp – p · Δ V E2 – E1 = Qp – p · ( 2 – V1) (V Qp + E1 + p · V1 = E2 + p · V2 H1 H2 (entalpía)
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Calor a presión constante (Qp) p
Enta alpia (H) )

H1= E1 + p · V1 H2=E2 + p · V2 Qp + H 1 = H 2 ⇒ Qp = H 2 – H 1 = Δ H H es una función de estado.

Reac. endotérmica Productos
ΔH > 0

Reactivos

Entalp (H) pia

Reac. exotérmica Reactivos
ΔH < 0

Productos
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Relación Qv con Qp (gases) (g ) ΔH=ΔE+p·ΔV Aplicando la ecuación de los g p gases: p·V=n·R·T y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: fi l p·ΔV=Δn·R·TΔH=ΔE+Δn·R·T
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Relación Qv con Qp (sólidos y líquidos) En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y ... Qv ≅ Qp es decir: ΔE ≅ ΔH

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Ejemplo: Determinar la variación de energía interna para el

proceso d combustión d 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si de b ió de ld i la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.

C3H8 (g) + 5 O2(g) ⎯→ 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) → Δ H = –2219,8 kJ nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3 ⇒ Δ n = – 3 Despejando en Δ E = Δ H – Δ n · R · T = – 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ Δ E = – 2212 kJ

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Entalpía estándar de la reacción
Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC;conc. = 1 M). Se expresa como ΔH0 y se mide en J o kJ Así, ΔHº de la reacción “2 H2 + O2 → 2 H2O” 2 O es el doble del de “H2 + ½ O2 → H2O”. ΔH0 = H0productos – H0reactivos
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ΔH es una propiedad extensiva: N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) Δ Hr = 180,50 kJ ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) Δ Hr = 90,25kJ Δ Hr cambia su signo cuando se invierte i i t un proceso: NO(g) → ½ N2(g) + ½ O2(g) (g) (g) Δ H = - 90,25 kJ13

Ecuaciones Termoquímicas
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ΔH (habitualmente como ΔH0). Ejemplos: j l CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) H 890 ΔH0 = –890 kJ H2( ) + ½ O2( ) ⎯→ H2O( ) (g) (g) O(g) ΔH0 = –241,4 kJ
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ΔH depende del número de moles que se forman oproducen. Por tanto, si se dobles, ajusta poniendo coeficientes dobles habrá que multiplicar ΔH0 por 2: 2 H2(g) + O2(g) ⎯→ 2 H2O(g) ; ΔH0 = 2 ( 241 4 kJ) H 2· (–241,4 Con frecuencia, frecuencia suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H2(g) + ½ O2(g) ⎯→ H2O(g) ; ΔH0 = –241,4 kJ
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Estados estándar stados está da
El elemento o compuesto puro a la presión d 1 b ió de...