Principios de calorimetría

Transcripción

1 Principios de calorimetría

2 Principios Si entran en contacto dos cuerpos o sustancias a distinta temperatura, y no hay intercambio de calor con los alrededores, el cuerpo con mayor temperatura cederá energía térmica al de menor temperatura hasta que ambos se encuentren en un estado energético idéntico que se manifiesta como una temperatura igual.

3 Principios En el caso anterior, el cambio de calor en el sistema debe ser 0. Entonces: q sistema = q ganado + q perdido = 0 q ganado = - q perdido q ganado = q perdido m 1 c 1 Δt 1 = m 2 c 2 Δt 2 m 1 c 1 (tf t o1 ) = m 2 c 2 ( t o2 -tf)

4 Aplicaciones del calorímetro

5 Calorímetro Es un recipiente cerrado que no permite la pérdida o ganancia de calor con los alrededores durante las mediciones de cambio de calor de procesos físicos o químicos que ocurren dentro de él.

6 Calorímetro

7 Calorímetro El calorímetro se estudia bajo los principios fundamentales de la calorimetría, en los cuales, el calor ganado es igual al calor perdido. Pero el calor que absorbe el calorímetro se determina por: C es la capacidad calorífica del calorímetro en cal/ºc o J/ºC y es un valor constante. Si el calorímetro está lleno de agua, el calor que se gana se reparte entre el agua y el calorímetro.

8 Problema Para determinar la capacidad calorífica de un calorímetro, se agregan g de agua a 50ºC al calorímetro, el cual está a una temperatura inicial de 25ºC. Cuando el equilibrio se alcanza, la temperatura final es 33ºC. Cuál es la capacidad calorífica del calorímetro en J/ºC? Respuesta: J/ºC

9 Problema Un trozo de oro que pesa 42.0 g se calienta a 97ºC y se introduce rápidamente en una bomba calorimétrica que contiene g de agua a 21ºC. El agua se agita hasta que la temperatura deja de elevarse. La temperatura final es 21.9ºC. Suponga que el calorímetro absorbe 10 cal por cada ºC de aumento de temperatura. Calcule el calor específico del oro. Respuesta: cal/gºc

10 Problema Una muestra de etanol, C2H5OH, que pesa 2.84 g, se quemó en un exceso de oxígeno dentro de una bomba calorimétrica. La temperatura del calorímetro ascendió de 25.0ºC a 33.73ºC. Si la capacidad calorífica del calorímetro era 9.63 KJ/ºC, cuál es el calor de combustión de 1 mol de etanol? Respuesta: KJ/mol

11 Problema Se pasa 50 g de vapor de agua a 100 C sobre 300 g de hielo a 0 C. Qué temperatura alcanzará el agua que se forma?

12 Estudio de la entalpía 1era Unidad. Química General II

13 Entalpía Es el contenido de calor a presión constante H = Q p Es una propiedad extensiva, es decir depende de la cantidad de materia. Es imposible medirla, lo único que sí es medible es el cambio de entalpía ΔH.

14 Cambio de entalpía ΔH Es el calor liberado o absorbido por un sistema a presión constante. En el caso de las reacciones químicas se utilizan mas sistemas a presión constante que a volumen constante (calorímetros)

15 Cambio de entalpía ΔH Un conjunto de reactivos dados tiene una entalpía total definida (H reactivos) Un conjunto de productos también tiene una entalpía total definida (H productos) Por tanto el calor de reacción o cambio de entalpía es la diferencia entre ambas entalpías.

16 Cambio de entalpía ΔH Al ser este valor (ΔH) propio de una reacción química, se le denomina cambio de entalpía de reacción. ΔH R

17 Estado estándar Se refiere a la condición específica de 1 atm de presión. A pesar de que el estado estándar NO especifica cuál es su temperatura, se utilizaran siempre valores medidos a 25ºC.

18 Estado estándar Se representa por el símbolo º junto al símbolo de cambio de entalpía ΔH R º Cambio de entalpía estándar de reacción (Que es el calor absorbido o liberado a 1 atm de presión y 25ºC)

19 Entalpía estándar de formación Cambio de calor que resulta de la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar, 25ºC y 1 atm. Estos cambios de entalpía de formación se encuentran en tablas. Se representan por el símbolo: ΔHfº Ojo: La ΔHfº de un elemento SIEMPRE es 0.

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21 Entalpía de reacción ΔH R Es la variación de entalpía que sucede cuando se lleva a cabo una reacción química. Sea la reacción:

22 Entalpía de reacción ΔH R Entonces: Donde a,b,c y d son los coeficientes estequiométricos que se obtienen por el balanceo de la ecuación química.

23 Ecuaciones termoquímicas Son ecuaciones químicas que muestran tanto los cambios de entalpía como las relaciones de masa. /mol

24 Reacciones exotérmicas Son reacciones que liberan calor. Los productos tienen una entalpía menor que los reactivos y por tanto ΔH R tiene un valor negativo. Los alrededores se calientan. La entalpía del sistema disminuye y la diferencia es el calor desprendido.

25 Reacciones exotérmicas

26 Reacciones endotérmicas Son reacciones que absorben calor. En las reacciones de este tipo la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos y por tanto ΔH R tiene un valor positivo. Cuando suceden estas reacciones se debe suministrar calor.

27 Reacciones endotérmicas.

28 Características de las ecuaciones termoquímicas Se deben especificar los estados físicos de los reactivos y de los productos. Las reacciones deben estar balanceadas.

29 Características de las ecuaciones termoquímicas Si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces el cambio de entalpía también se multiplica por dicho factor. Si se invierte una ecuación se cambian los papeles de reactivos y productos, la magnitud del cambio de entalpía se mantiene igual pero cambia su signo. Lo que era un proceso endotérmico se vuelve exotérmico y viceversa.

30 Características de las ecuaciones termoquímicas Si corresponde a ΔHfº se debe escribir para un mol de producto usando coeficientes fraccionarios si es necesario.

31 Ejercicios Sea la reacción: CH 3 OH (l) + 3/2 O 2(g) CO 2(g) +2H 2 O (g) ΔH= KJ a) Cuánto calor se produce si se queman 4 moles de metanol? Respuesta: KJ b) Cuánto calor se produce si se forman 2 g de CO 2? Repuesta: KJ

32 Ejercicios (método directo) Calcule la entalpía de reacción para la siguiente reacción: Las entalpías de formación ΔH f º son: para el dióxido de carbono (g): KJ/mol, para el agua (g): KJ/mol, para el metano (g): -748 KJ/mol. Respuesta: KJ

33 Ejercicios (método directo) Calcule el ΔH R para: NH 3(g) + Cl 2(g) N 2(g) + HCl (g) ΔH f º de NH 3(g) = KJ/mol, HCl (g) = KJ/mol Respuesta: KJ

34 Ejercicios Que cantidad de calor se produce cuando 10g de Al reaccionan con un exceso de Fe 2 O 3? (todo en estado sólido) ΔH f º de Al 2 O 3(s) = KJ/mol, de Fe 2 O 3(s) = KJ/mol Respuesta: KJ/mol

35 Ejercicios (aplicación del método directo) La reacción termita se utiliza en la industria para producir hierro líquido (ojo, que no es el estado natural del hierro elemental, por tanto si tiene una entalpía de formación) para utilizarlo inmediatamente para soldar metales. La reacción es la siguiente: 2Al (s) + Fe 2 O 3(s) Al 2 O 3(s) + 2Fe (l) Si la entalpía de reacción es de kj/mol y las entalpías de formación para los óxido de aluminio y férrico son respectivamente: kj/mol y kj/mol. Calcule la entalpía de formación del hierro líquido.

36 Ley de Hess Esta ley es llamada también: Ley de constancia de la suma calórica. Establece que el cambio de entalpía para cualquier reacción química es constante sea que la reacción ocurra en uno o varios pasos. El cálculo de la entalpía de reacción de esta manera constituye un método indirecto.

37 Ley de Hess Por esa razón el cambio de entalpía puede tratarse como una suma algebraica de las entalpías de los pasos intermedios. El cambio de entalpía de una reacción ΔH R solo depende de los reactivos iniciales y los productos finales y es independiente de la trayectoria.

38 Ejemplo de aplicación de la ley de Hess Para la reacción: Se tienen las reacciones termoquímicas:

39 Aplicación de la ley de Hess Sólo hay necesidad de invertir la tercera reacción, cambia el signo de la entalpía y entonces...

40 Ejemplos Calcule la entalpía de formación del acetileno:

41 Ejercicio

42 Ejercicio

43 Ejercicio