Termoquimmica

Vista previa del material en texto

QUÍMICA INORGÁNICA 
Termoquímica
¿Cómo están el 
día de hoy? 
¿Qué vimos en la sesión anterior?
✔ Primera ley de la termodinámica.
✔ Procesos termodinámicos.
¡Veamos la imagen¡
Logro de Aprendizaje
Al finalizar la sesión, el estudiante conoce los cambios
energéticos en una reacción química, realizando cálculos
termoquímicos para determinar la energía en una
reacción.
Temario
✔ Termoquímica. 
✔ Calor de formación y reacción.
✔ Ley de Hess. Cálculo del calor en una reacción química. 
• La termoquímica surge como una aplicación de la termodinámica.
• La termoquímica, se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema
químico con el exterior.
• La termoquímica está relacionada directamente con las reacciones químicas, en un
espacio determinado.
Termoquímica y su relación con la Termodinámica
Termodinámica Termoquímica
Estudia los efectos de los cambios
de
temperatura, presión y volumen de los sistemas.
Estudia los efectos del calor en
procesos de
cambio químico.
Se estudia el cambio de presión y volumen. Se producen a presión o volumen constante.
Es un proceso reversible. Es un proceso irreversible.
Hay un cambio físico. Hay un cambio químico.
Termoquímica
las reacciones
químicas,
Estudia los cambios energéticos ocurridos durante
generalmente a Presión constante o a Volumen 
constante.
Ecuación Termoquímica
CH4(g) + 2 O2(g)-----CO2(g) + 2 H2O(l) Hrx
0 = – 890 Kj/mol
Reacciones Exotérmicas
Cuando la reacción al llevarse a cabo 
libera
energía, se le denomina reacción
exotérmica. C(s) + O2(g) −−−− CO2(g) ΔHrx0 =
– 393,5 kJ C(s) + O2(g)----CO2(g) + 393,5 kJ
Tipos de Reacciones Químicas
Reacciones Endotérmicas
Si los reactivos requieren energía para llevar a 
cabo la reacción, se denomina reacción
endotérmica. C4H10(g) 4 C(s) + 5 H2(g)
Hrx
0 = 124,7 kJ C4H10(g) + 124,7 kJ 4 
C(s) + 5 H2(g)
Tipos de Reacciones Químicas
Leyes Termoquímicas
Endotérmica
El cambio energético que acompaña a una reacción química es de magnitud igual,
pero de signo opuesto al que va asociado a la reacción de sentido opuesto.
Δ H = -393,5 kJ
C(s) + O2(g) ---- CO2(g) + 393,5 kJ Exotérmica
Δ H = 393,5 kJCO2(g) + 393,5 kJ ---- C (s) + O2(g)
• Δ Hrx1 = –36kJ° Δ Hrx°° = –20kJ
El cambio energético que tiene lugar cuando los reactantes se
transforman en productos, es la misma si la reacción transcurre en una
sola etapa o en varias etapas.
½ N2(g) + O2(g)----- NO2(g) Δ Hrx
° = –56kJ
Leyes Termoquímicas
Entalpía estándar de formación
°
La ΔHf se expresa en kJ/mol, cal/mol, kcal/mol.
Es la variación de entalpía 
que acompaña la formación 
de un mol de sustancia a 
partir de los elementos
que lo conforman.
Llamado también
"calor estándar de formación"
Estado estándar: 
Presión: 1 atm 
Temperatura: 
25°C
°
La entalpía estándar de formación se denota por ΔHf
C(s) + O2(g)---CO2(g) ΔHf ° = – 393,13 kJ/mol
Elementos
Calor de reacción (ΔH°rx)
Importante: Recordar que ΔHf
° de todo elemento es 0 
(Cero).
Es la energía involucrada en una reacción química.
ΔH° = ∑ H° - ∑ H°
rx Productos Reactantes
En la reacción: aA + bB --- cC + dD Δ Hrx
°= ?
Δ Hrx
° = [ c ΔHf
° + d ΔH ° ] - [ a ΔH ° + b ΔH 
° ]
C f D f A f B
Determinación de ΔH° en una Reacción Química
• Calorimetría Directa.- Cuando una reacción no produce una reacción 
secundaria.
• Calorimetría Indirecta.- Ley de Hess.
?
Ley de Hess
Si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el
calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la
reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas.
Δ H1 = -10 KJ/mol
Δ H2 = -20 KJ/mol
A + B === X 
A + X === 
Y
Entonces :
2A + B === Y
Δ Hr = -30 KJ/mol
Desarrollemos Juntos
Calcula la entalpía estándar de combustión del butano.
2C
4
H
10(g) 
+ 13O
2(g) 
−−− 8CO
2(g) 
+ 10H
2
O
(l) ΔH0comb= ?
Da tos C4H10 (g) H2 O(l) CO2 (g)
ΔH o (kJ
f
/mol) -124,7 -285,8 -393,5
Ejemplo 01:
Calcula la entalpía estándar de combustión del butano.
ΔH0 =?
comb
2C4H10(g) + 13 O2(g) −−−8CO2(g) + 10 H2O(l)
A partir de las siguientes ecuaciones:
ΔHf = – 285,8 kJ0
ΔHf = – 393,5 kJ0
… (a)
… (b)
ΔHf = – 124,7 kJ … (c)0
1. H2(g) + ½ O2(g) −−−H2O(l)
2. C(s) + O2(g)---CO2(g)
3. 4 C(s) + 5 H2(g)----C4H10(g)
Ejemplo 02:
Trabajo en equipos
Indicaciones
●Consiste en formar equipos de cuatro integrantes(a cada grupo le
corresponde un número) para resolver los 2 ejercicios propuestos
en un tiempo de 30 minutos.
●Al finalizar el tiempo de la actividad, el docente, por sorteo
selecciona un número de grupo y pide a un integrante que salga a la
pizarra a explicar la resolución del ejercicio.
● El docente resolverá cada ejercicio juntamente con los estudiantes
para validar las respuestas.
Aplicando la Ley de Hess, calcula el calor de formación del propano, conociendo el calor de
combustión de dicha sustancia, que es -2220 kJ/mol; el calor de formación del agua (l), –
286,0 kJ/mol y el calor de formación del dióxido de carbono, –393,13 kJ/mol.
La reacción de formación del propano es: 3C (s) + 4H2(g) ---- C3H8(g) Las reacciones dato
son:
I) C3H8 (g) + 5 O2 (g) ---- 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
II) C (s) + O2 (g) ---- CO2 (g)
III) H2 (g) + ½ O2 (g) ---- H2O (l)
Ejercicio 1:
Aplicando la Ley de Hess, calcula el calor de formación del propano, conociendo el calor de combustión
de dicha sustancia, que es -2220 kJ/mol; el calor de formación del agua (l), –286,0 kJ/mol y el calor de
formación del dióxido de carbono, –393,13 kJ/mol.
La reacción de formación del propano es:
3C(s) + 4 H2(g) ------C3H8 (g) 
Las reacciones dato son:
I)C3H8 (g) + 5 O2 (g) ------ 3 CO2 (g) + 4 H2O
(lI)C (s) + O2 (g) ------ CO2 (g)
(III)H2 (g) + ½ O2 (g) ------ H2O (l)
Ejercicio 2:
Lo que hemos aprendido hoy…
❖La transformación de la energía debido a una reacción química.
❖El cambio energético que acompaña a una reacción química.
❖La entalpía de la reacción se puede calcular en una etapa o aplicando la 
ley de Hess
Laboratorio 3
✔ Guardapolvo.
✔ Guantes, lentes.
✔ Guía impresa
✔ Tolerancia 15 minutos.
	Diapositiva 1: QUÍMICA INORGÁNICA 
	Diapositiva 2
	Diapositiva 3
	Diapositiva 4
	Diapositiva 5
	Diapositiva 6: Temario
	Diapositiva 7: Termoquímica y su relación con la Termodinámica
	Diapositiva 8: Termoquímica
	Diapositiva 9
	Diapositiva 10: Tipos de Reacciones Químicas
	Diapositiva 11: Leyes Termoquímicas
	Diapositiva 12: Leyes Termoquímicas
	Diapositiva 13: Entalpía estándar de formación
	Diapositiva 14: Calor de reacción (ΔH°rx)
	Diapositiva 15: Determinación de ΔH° en una Reacción Química
	Diapositiva 16: Ley de Hess
	Diapositiva 17: Desarrollemos Juntos
	Diapositiva 18: Ejemplo 01:
	Diapositiva 19
	Diapositiva 20: Trabajo en equipos
	Diapositiva 21
	Diapositiva 22
	Diapositiva 23
	Diapositiva 24
	Diapositiva 25
	Diapositiva 26