Antecedentes De La Fisicoquimica

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE PACHUCA

INGENIERÍA QUIMICA

FISICOQUÍMICA I

ANTECEDENTES DE LA FISICOQUÍMICA

LEY DE HESS

La Ley de Hess establece que para una ecuación dada, el calor puede calcularse mediante la combinación algebraica de otras ecuaciones termoquímicas y sus calores de reacción.

Ejemplo:

Combine las siguientes ecuaciones termoquímicas:

S (rómbico) + O2 (g) = SO2 (g) ∆H_298^o= -70.944 kcal

S (monoclínico) + O2 (g) = SO2 (g) ∆H_298^o= -71.02 kcal

Para predecir ∆H_298^o de:

S (rómbico) = S (monoclínico)

Restando la segunda ecuación de la primera, se obtiene:

[S (rómbico) + O2 (g)] – [S (monoclínico) + O2 (g)] = SO2 (g) - SO2 (g)

Que puede reordenar para dar la reacción deseada, y así:

∆H_298^o= -70.944 cal-(-71.02 cal)=76 cal

Resuelva ∆H_298^o

CO (g) + ½O2 (g) = CO2 (g) ∆H_298^o= -67.63 kcal/mol

C(s) + O2 (g) = CO2 (g) ∆H_298^o= -94.05 kcal/mol

∆H_298^o= -94.05 kcal/mol —(-67.63 kcal/mol)=-26.42 kcal/mol

Resuelva para obtener ∆H_298^o

REACCIONES DE FORMACIÓN Y CALORES DE FORMACIÓN.

La entalpía es un término relativo y no puede expresarse en valores absolutos, sino sobre la base de unas condiciones de referencia.

A los elementos en su estado normal a 25°C y 1 atm se les da una entalpía de cero; ahora si esos elementos reaccionan para dar compuestos:

C + O2 + ΔHR

La reacción se escribe como una ecuación química en la que se forma 1 mol de producto si todo se lleva a cabo a 25°C y 1 atm. El calor de la reacción, en este caso, será el calor de formación del producto

ΔH°R = ΔH°F

Una reacción de formación de un compuesto es la reacción en la que se forma el compuesto a partir de sus constituyentes atómicos como se encuentran normalmente en la naturaleza (p. ej., O2 en vez de O). El calor estándar de una reacción de este tipo es el calor estándar de formación, ΔH°f del compuesto.

El calor estándar de formación de un elemento es cero. ¿Por qué?

Se puede demostrar mediante la ley de Hess, que si ʋi es el coeficiente estequiométrico de la i-ésima sustancia que participa en una reacción y (ΔH°f)i es el calor estándar de formación de esa sustancia, entonces el calor estándar de la reacción es

ΔH°f = Ʃ ʋi(ΔH°f)i - Ʃ ʋi(ΔH°f)i

Productos reactivos

EJEMPLOS.

1.-

a) Formular la reacción de formación del etanol.

b) Calcular la entalpía de formación del etanol en condiciones estándar, sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es –29,69 kJ/g, la entalpía de formación del dióxido de carbono es –393,34 kJ/mol y la entalpía de formación del agua líquida es –285 kJ/mol

a)

(1) 2 C(s) + ½ O2(g) + 3 H2(g)→ C2H5OH(l); ΔHf = ?

(2) C2H5OH(l) + 3 O2(g)→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l); ΔH = –1366 kJ

(3) C(s) + O2(g) → CO2(g); ΔH = –393,34 kJ

(4) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); ΔH = –285 kJ

b) (1) = 2(3) + 3(4) – (2); Por ello:

ΔHf = 2(–393,34 kJ) + 3(–285 kJ) – (–1366 kJ) = - 275,7 kJ

La entalpía de formación del etanol es -275.7 kJ, por lo que la reacción es exotérmica.

2.- Calcular el calor de formación a presión constante del metano gaseoso (CH4) a partir de los calores de combustión del C(s), H2(g) y CH4(g) cuyos valores son respectivamente 393,5, 285,9 y 890,4 kJ/mol.

(1) C (s) + O2(g) → CO2(g) ; ΔH = –393.5 kJ

(2) H2(g) + ½ O2(g) →H2O (l) ; ΔH = –285,9 kJ

(3) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O (l); ΔH = –890,4 kJ

La reacción de formación: C(s) + 2 H2(g) → CH4(g) puede considerarse como: (1) + 2•(2) – (3)

ΔH = –(393,5 kJ/mol) + 2(–285,9 kJ/mol) – (–890,4 kJ/mol)

ΔHf = –74,9 kJ/mol

El calor de formación del metano gaseoso es -74.9kJ/mol por lo que es una reacción exotérmica.

ENERGIA LIBRE DE GIBBS

Se define como aquella parte de la energía total de un sistema que puede convertirse en trabajo en condiciones isotérmicas. La energía libre de Gibbs representa la cantidad máxima de energía que puede entregar un mol de substrato cuando se oxida en condiciones isotérmicas.

La energía de Gibbs o energía libre “G” se define como:

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