ENTALPIA

Lic. Amalia Vilca Pérez

Propiedad utilizada para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante.

Es una propiedad extensiva, depende de la cantidad de sustancia.

Entalpía

Se define como: H = E + PΔV

No se puede medir la H.

Pero si se puede medir el cambio de entalpía, DH

ΔH = Hf - Hi

Teniendo en cuenta que

ΔE interna = q + w

a presión constante

Entalpía

También sabemos que:

H = E + PV

ΔH = ΔE + PΔV

ΔH = q p

ΔH = ΔE + ΔPV

a P cte.

q p = ΔE interna + PΔV

q = ΔE interna - w

w = - PΔV

Cuando la reacción química se realiza a P cte el calor q es igual a H

El ΔE y ΔH se puede asociar con una reacción química

Si la reacción ocurre a P = cte

Cambio de q p = ΔH

La mayoría de las reacciones químicas ocurren a presión constante (por lo general presión atmosférica)

Entonces se define como ΔH de una reacción química

R P ΔH = H productos - H reactivos>>>

ΔH = +

ΔH = -

H productos > H reactivos

H productos < H reactivos

Se absorbe calor

Se libera calor

endotérmico

exotérmico

Si la reacción ocurre a V = cte

Cambio de q v = ΔE

En cambio

ENTALPÍA. CONVENIO DE SIGNOS

Sistema DH<0DH>0

Energía absorbidapor el sistema

Energía cedidapor el sistema

Calor liberado

Reacción exotérmica ΔH < 0 Reacción endotérmica ΔH > 0

Veamos un ejemplo

Indique cuales de las siguientes reacciones son exotérmica y cuales son endotérmicas

Br2 + Cl2 2 BrCl ΔH = 29,4KJ

NH3 + HCl NH4Cl + 176KJ ΔH = ??

N2O4 + 58 KJ 2 NO2 ΔH = ??

CS2 + 3Cl2 CCl4 + S2Cl2 ΔH = 112 KJ

Exotérmica

Endotérmica

Endotérmica

Endotérmica

Calor absorbido

- Las ecuaciones termoquímicas son aquellas que muestran además de las relaciones de masa, los cambios de entalpía que ocurren en las reacciones químicas.

- Combinan una ecuación química y la entalpía asociada a la reacción.

Ecuaciones termoquímicas

a)H2O (s) H2O (ℓ) ΔH = +6,01 kJ/mol

b) CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) ΔH = -890,4 kJ/mol

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS● Los coeficientes estequiométricos siempre se

refieren al número de moles de una sustancia, que reaccionan para dar el incremento de entalpía correspondiente.

● Cuando se invierte una ecuación, la magnitud de ΔH se mantiene igual, pero cambia el signo.Es decir si una reacción es endotérmica, la reacción inversa debe ser exotérmica y viceversa.

a)H2O (ℓ) H2O (s) DH = -6,01 kJ./mol

b) CO2 (g) + 2H2O (ℓ) CH4 (g) + 2O2 (g) DH = +890,4 kJ/mol

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

● Si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquí-mica por un factor n, ΔH también se debe multiplicar por el mismo factor. Si n = 2 en el ejemplo de la fusión del hielo.

2H2O (ℓ) 2H2O (s) ΔH = 2 x (-6,01) kJ/mol = -12,02 kJ/mol

●

Cuando se escriben ecuaciones termoquímicas, siempre se debe especificar el estado físico de todos los reactivos y productos, porque esto ayuda a determinar el cambio real de entalpía.

Si en la combustión de CH4 se obtuvo como producto vapor de agua en lugar de agua liquida, se escribe

CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g) ΔH = -802,4 kj/mol

¿CÓMO SE MIDE EL CALOR DE UNA REACCIÓN?

Se utiliza un calorímetro que puede ser a V=cte o P=cte

Calorímetrosimple

Bombacalorimétrica

Para calores de combustión

Entalpía Estándar de Formación y de Reacción

ΔH se puede medir a partir del q ganado o perdido en

una reacción química a P cte

ΔH se podría calcular si se conocieran las Entalpías reales de

todos los reactivos y productos

q p = m Ce ΔT ΔH = H productos - H reactivos

Sin embargo, no es posible medir el valor absoluto de la H

Solución Se determinan valores relativos con respecto a una referencia arbitraria

Entalpía estándar medida a 1 atm: ΔHf°Condición estándar

Formación

Las ΔHf° de cualquier elemento en su forma más estable es cero

Por convención

Entalpía estándar de formación

Cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus

elementos a un presión de 1 atm

ImportanciaUna vez que se conocen sus valores, se puede calcular la variación de la entalpía estándar de

reacción: ΔH° reacción

Por ejemplo ΔH° reacción = ?

ΔH ° reacción = {c ΔH°f(C) + d ΔH°f(D)} – {a ΔH°f(A) + b ΔH°f(B)}

a A + b B c C + d D

ΔH ° reacción = {Σn ΔH°f (productos) – {Σm ΔH°f (reactivos)}

Para conocer los valores de ΔH ° reacción se deben conocer los ΔH °f de los compuestos que participan en la reacción

Método Directo

Veamos un Ejemplo

Se desea medir la entalpía de la reacción de formación del dióxido de carbono a partir de Carbono grafito y Oxigeno molecular

Se utiliza para compuestos que se obtienen fácilmente a partir de sus elementos.

C (grafito) + O2 (g) CO2(g) Medir el ΔH°reacción

= -393,5 Kj/mol

ΔH ° reacción = ΔH°f(CO2(g)) – {ΔH°f(C(grafito)) + ΔH°f(O2(g))}

= 0 = 0

ΔH ° reacción = ΔH°f(CO2(g)) = - 393,5 KJ/mol

ΔH°f(CO2(g)) = - 393,5 KJ/mol

Veamos un ejemplo:

En la naturaleza es posible encontrar al Carbono en dos formas alotrópicas: Carbono grafito y Carbono diamante. De acuerdo a las ecuaciones de reacción de cada uno con el O2 y sus respectivas entalpía, ¿Cuál será la entalpía de la reacción de transformación de Carbono grafito en carbono diamante?

DatosCgrafito + O2 CO2 ΔH° = -94,05 Kcal/mol

Cdiamante + O2 CO2 ΔH° = -94,50 Kcal/mol

C grafito + O2 CO2 ΔH° = -94,05 Kcal/mol

CO2 C diamante + O2 ΔH° = +94,50 Kcal/mol

C grafito C diamante ΔH° = + 0,45 Kcal/mol

Rta: Cgrafito Cdiamante ΔH° = + 0,45 Kcal/mol

Veamos otro ejemplo:

Sabiendo que: Cgrafito + O2(gas) CO2 ΔH°r = -393,5 k J/mol

H2(gas) + ½ O2(gas) H2O ΔH°r = -285,8 k J/mol

2 C2H2 + 5 O2(gas) 4 CO2 + 2 H2O ΔH°r = -2598,8 k J/mol

Determinar la variación de entalpía para la reacción de formación del acetileno a partir de C grafito e Hidrógeno gaseoso:

Cgrafito + H2(gas) C2H2 ΔH°r = ? k J/mol

Datos:

2

Entonces:

Cgrafito + O2(gas) CO2 ΔH°r = -393,5 k J/mol

4 CO2 + 2 H2O 2 C2H2+ 5 O2(gas) ΔH°r = +2598,8 k J/mol

2 2 2 22

2 1 1 ½

5/2

H2(gas) + ½ O2(gas) H2O ΔH°r = -285,8 k J/mol

2 Cgrafito + H2(gas) C2H2 ΔH°r = + 226,6 k J/mol

Rta: Para C2H2 a partir de C y H2 ΔH°r = + 226,6 k J/mol

Es la cantidad de calor que se necesita para elevar 1 oC la T

de 1 g de sustancia.

Calor:Transferencia de energía entre dos cuerpos

que están a diferente temperatura

La energía se transfiere desde el objeto más caliente hacia el menos cliente

Cuando ambos objetos están a la misma temperatura, no hay transferencia de calor

Se define como q = m . Ce . ΔT

donde

Calor transferido desde o hacia el

sistema

masaCalor específico

Variación de Temperatura

Es la cantidad de calor que se necesita para elevar 1 oC la T de una determinada cantidad de sustancia.Veamos un ejemplo

100 g de agua fueron calentados para elevar su temperatura desde 20 °C a 30 °C. Suponiendo que el calentamiento fue realizado a presión constante: ¿Cuál fue la transferencia de calor realizada?

Datos

ti = 20 °C.

tf = 30 °C.

SH2O = 4,184 J/g ºC

Sabemos que q = m . Ce . ΔT

entonces

q = 100 g . 4,184 J/g ºC . (30 ºC – 20ºC)

q = 4184 J

q = 100 g . 4,184 J/g ºC . (10 ºC)

Rta: el q transferido fue de 4184 Joule

En donde: m . Ce = q / Δt C = m . Ce

Capacidad calorífica

Ahora bien, veamos lo que sucede en las reacciones químicas

CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + øEl calor generado se transfiere del sistema a los alrededores

2HgO(s) 2Hg + O2

El calor generado se transfiere de los alrededores al sistema

+ ø

Sale calor

Entra calor

CALOR. CONVENIO DE SIGNOS

Sistema Q<0Q>0

Calor absorbidopor el sistema

Calor cedidopor el sistema

Primer principio de la termodinámica

Corresponde al principio de conservación de la energía.

“La energía del universo no se puede crear ni destruir, sólo son posibles las transformaciones de un tipo de energía en otro”.

D U = Q+W

D U = Uf - Ui

DU = cambio de U interna de un sistema Uf = U interna final Ui = U interna inicial Q = Trabajo

Q = ∆U-W

La energía no se crea ni se destruye, se convierte de una forma en otra.

¿Se puede medir la energía total del universo? ¿Y de un sistema?

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

E interna = EC + EP

• Energía cinética traslacional.

• Rotación molecular. • Energía vibracional. • Electrones.• Atracciones

intermoleculares.• Enlaces químicos.

ΔE univ = ΔE sist + ΔE alr = 0

E sist = E interna

Lo que se puede medir es el CAMBIO de ΔE interna

ΔE interna = Ef – Ei

S (s) + O2 (g) SO2 (g) + ø

ΔE = ΣE (productos) – ΣE (reactivos)

ΣE (productos) < ΣE (reactivos)

ΔE univ = ΔE sist + ΔE alr = 0

ΔE sist = - ΔE alr

Si un sistema sufre un ΔE, el univ. o el entorno deben mostrar un

cambio igual pero de signo contrario

La energía ganada en un lugar debe haberse perdido en alguna

parte

CONVENCIÓN DE SIGNOS

Sistema -+

Trabajo realizadosobre el sistema

Trabajo realizadopor el sistema

Calor absorbidopor el sistema

Calor liberado por el sistema

Primer principio de la termodinámica

DU = Q+W

1.Calcular la variación de energía interna para un sistema que ha absorbido 2990 J y realiza un trabajo de 4000 J sobre su entorno.∆U = Q+W∆U = 2.990J +(-4000J)∆U =-1.010 J

El sistema ha disminuido su energía interna en 1.010 J.

Gracias