Ejercicios De Ecuaciones Termodinamicas

Ecuaciones termoquímicas

Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como DH (habitualmente como DH0).

Ejemplos:

CH4(g) + 2 O2(g) ® CO2(g) + 2 H2O(l); DH0 = –890 kJ

H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g); DH0 = –241,4 kJ

¡CUIDADO!: DH depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar DH0 por 2:

2 H2(g) + O2(g) ® 2 H2O(g) DH0 = 2 x (–241,4 kJ)

Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones:

H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(g) ; DH0 = –241,4 kJ

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN).

Es el incremento entálpico (DH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar).

Se expresa como DHf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre DH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

Ejemplos:

C(s) + O2(g) ® CO2(g) DHf0 = – 393,13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(l) DHf0 = – 285,8 kJ/mol

LEY DE HESS.

"DH” en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.

Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular DH de la reacción global combinando los DH de cada una de las reacciones.

Ejemplo:

Dadas las reacciones:

(1) H2(g) + ½ O2(g) ¾® H2O(g) DH10 = –241,8 kJ

(2) H2(g) + ½ O2(g) ¾® H2O(l) DH20 = –285,8 kJ

calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

La reacción de vaporización es:

(3) H2O(l) ® H2O(g) DH03 = ?

(3) puede expresarse como (1)–(2),Þ

puesto que hay que dividir DH0 entre en número de moles de agua vaporizados.

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