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UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 6
1
Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 6 Tema: Termoquímica
UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 6
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Unidad 6. Termoquímica.
6.1. Definiciones: sistema, límite, ambiente. Primera ley de la termodinámica, calor, trabajo.
6.2. Intercambios de calor en cambios químicos.6.3. Calorimetría.6.4. Entalpía y H de cambios.6.5. Reacción de formación y Entalpía estándar de
formación.6.6. Cálculos de H para cambios físicos y para
cambios químicos, ley de Hess.
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6.1. Definiciones: sistema, límite, ambiente. Primera ley de la termodinámica, calor, trabajo.
Todos los cambios que experimenta la materia, sean físicos o químicos, deben satisfacer principios fundamentales:
- conservación de la masa- conservación de la energía
Un área importante en el estudio de las ciencias es la Termodinámica y un aspecto de este estudio, relacionado con los cambios químicos, es la Termoquímica.
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Termoquímica
Termodinámica
El propósito de la Termodinámica es investigar de for-ma lógica las relaciones entre las diferentes clases de energía y sus manifestaciones diversas. Las leyes de la termodinámica rigen la transformación de un tipo de energía en otro. La Termoquímica estudia los intercambios de energía (en forma de calor) asociados a las reacciones químicas.
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Ejemplos de cambios y su relación con energía:
• En incendio forestal la madera se convierte en cenizas y gases y se libera gran cantidad de energía como calor y luz.
• Parte de la energía de un rayo puede ser absorbida por N2 y O2 para formar NO.
• Cuando se funde la nieve ésta absorbe energía.
• etc.
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Definiciones
SISTEMA: es la parte del universo que se
estudia. LÍMITE: es lo que separa al sistema del resto del universo (puede ser real o ficticio)AMBIENTE: el resto del universo.
( El ambiente también suele llamarse alrededores o entorno) .
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LÍMITE
AMBIENTE
SISTEMA
Universo
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SISTEMA, LÍMITE Y AMBIENTESISTEMA, LÍMITE Y AMBIENTE
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Los sistemas se clasifican, según ellos puedan o no intercambiar materia y/o energía con el ambiente, en:
Sistema se denomina
Puede intercambiar
materia energía
Abierto si si
Cerrado no si
Aislado no no
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Primera ley de la Termodinámica.
La primera ley de la Termodinámica es el principio fundamental que establece la conservación de la energía.
• La energía del universo es constante.
• Lo anterior significa que la energía sólo
puede transferirse de una parte del universo
a otra parte de éste y se puede expresar:
EUNIVERSO = ESISTEMA + EAMBIENTE = constante
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La energía es POTENCIAL o CINÉTICA, y estas formas son convertibles una en otra. La energía de un sistema se denomina energía interna y se designa por E.
(La teoría atómica moderna permite considerar otras formas de energía – eléctrica, solar, nuclear y química – como ejemplos de energía cinética y potencial a escalas moleculares y atómicas).
Cualquiera de estos tipos de energía cuando se transfieren del sistema al ambiente, o viceversa, lo hacen en dos formas:
- CALOR, ( se designa por “q”)- TRABAJO, (se designa por “w”)
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Cuando la energía se transfiere de un objeto a otro, ésta aparece como TRABAJO y/o CALOR.
¿Cuándo se transfiere energía?
La energía sólo se transfiere sólo DURANTE un CAMBIO DE ESTADO que experimente un sistema.
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Otras definiciones.
ESTADO de un sistema: es una situación perfectamente definida del sistema. Se le define dando valores a cierto número mínimo de propiedades del sistema.
Ejemplos:
1) H2O ( s, 1 kg, 1 atm, -10°C)
2) O2 ( g, 2L, 400 torr, 300 K) Definido el estado del sistema éste es único.
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CAMBIO DE ESTADO de un sistema: se define dando dos estados de un sistema tales que ellos difieran en al menos una propiedad. El cambio de estado de un sistema se escribe:
Estado 1 Estado 2
Ejemplos:
H2O(s, 18 g, 1 atm, 0°C) H2O(s, 18 g, 1 atm, -5°C )
C2H4(g) C2H2(g) + H2(g)
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Sólo mientras esté ocurriendo un cambio de estado se produce una transferencia de energía entre el sistema y su ambiente.
• Dependiendo del cambio de estado, la transferencia de energía puede ser de sistema a ambiente o de ambiente a sistema. (dirección)
• Dependiendo de los límites que encierran al sistema, la transferencia de energía puede ser sólo como calor, sólo como trabajo o ambas. (forma).
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En
ergía p
asa al am
bien
te
TRANSFERENCIA DE ENERGÍATRANSFERENCIA DE ENERGÍAE
ner
gía
, E
SISTEMA inicial
SISTEMA final
Einicial
Efinal
EEfinal - EinicialPara elsistema: Edebido a que Efinal < Einicial
El sistema transfiere energía hacia el ambiente.
E
El sistema experimenta una variación de energía E. Esta se define por:
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En
erg
ía,
E
Estado inicial
Estado final Efinal
Einicial
E del sistema es > 0debido a que Efinal > Einicial
La energía pasa del ambiente al sistema
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La dirección de la transferencia de energía se representa por un signo y la convención es la siguiente:
El signo de q y w se define desde el punto
de vista del sistema.
SISTEMA
q < 0
w < 0
q > 0
w > 0
ambiente
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La primera ley de la termodinámica se formula:
Si entra q y w a un sistema éste aumenta su energía en E.
Si sale q y w de un sistema éste disminuye su energía en E.
E = q + w
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TRANSFERENCIA DE ENERGÍATRANSFERENCIA DE ENERGÍA
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En
erg
ía,
E
En
erg
ía,
E
Calor (q) transferido hacia el ambiente (q < 0)
E > 0
Te
mp amb
Tsistema
helad
a
Tsistema
Tsistema = Tambiente
Tsistema < Tambiente
Tambiente
Tambiente
calie
nte
Tsistema
Tsistema > Tambiente
Tambiente
E < 0Te
mp amb
Tsistema
Tsistema = Tambiente
Tambiente
Calor (q) transferidodesde el ambiente(q > 0)
A B
Einicial
Efinal
Efinal
Einicial
Intercambio de CALOR solamenteIntercambio de CALOR solamente
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Cuando se produce un cambio de volumen en el siste-ma, en contra de una presión externa o debido a una presión externa, se intercambia energía a la forma de trabajo llamado “trabajo presión-volumen”, wpv.
w < 0
w > 0
La expansión de un sistema produce trabajo en el ambiente
(w<0) y la compresión de él implica recibir trabajo desde el
ambiente, (w>0).
GAS
P ambiente
GAS
P ambiente
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En
erg
ía,
E
PatmPatm
Zn(s)Zn(s)
HCl(ac)
PatmPatmPH2PH2
ZnCl2(ac)
H2(g)
E = w < 0Trabajo (W) Trabajo (W) realizado sobre el realizado sobre el ambiente (W<0)ambiente (W<0)
Trabajo (W) Trabajo (W) realizado sobre el realizado sobre el ambiente (W<0)ambiente (W<0)
Sistema
Sistema
Einicial
Efinal
Intercambio de TRABAJO solamente.Intercambio de TRABAJO solamente.
La reacción de relizada en un recipiente provisto de un pistón, libera trabajo hacia el ambiente.
Reacción de Zn(s) + 2H+(ac) = H2(g) + Zn2+(ac)
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Signos de q, w y E para el sistema:Signos de q, w y E para el sistema:
q + w = E
+ + +
+
-
Depende de magnitud de q y w - +
-
- Depende de magnitud de q y w
-
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Caloría (cal): Cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua desde 14,5 a 15,5 ºC, a 1 atm
1(cal) = 4,184 J
También se usan los múltiplos kJ y kcal.
La Caloría usada en nutrición corresponde a 1 kcal.
Las unidades más frecuentes para expresar la energíason:
26 UdeC/FCQ/P.Reyes Unidad 6
Ordenes de magnitud de ENERGÍAS.Ordenes de magnitud de ENERGÍAS.
Energía cinética de una molécula.
Energía solar que recibe la Tierra por díaEnergía de un terremoto
Producción eléctrica diaria del embalse Colbún
Combustión de 1000 toneladas de carbón
Explosión de 1 tonelada de TNT1 Kilowatt-hora de energíaCalor liberado de la combustión de 250 g de glucosa
1 caloría (4,184 J)
Calor absorbido en la división de una célula bacteriana
Energía de la fusión de 1 átomo de 235U
1018
1024
1021
10-6
10-12
1015
1012
109
106
103
100
10-3
10-9
10-15
10-18
10-21
E (J)
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6.2. Intercambio de calor en reacciones químicas.
Las reacciones químicas son cambios de estado con alteración de la naturaleza de las sustancias, por lo tanto ellas ocurren con intercambio de energía.
Generalmente las reacciones se realizan a P y T constantes y dentro de límites que permiten que el intercambio de energía se manifieste en la forma de calor.
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La reacción se puede representar por:
Reactantes = Productos P,T
Durante la reacción puede: entrar energía en forma de calor al sistema (q > 0) o salir energía en forma de calor del sistema (q < 0)
Una reacción química consiste en ruptura de enlaces y formación de nuevos enlaces entre átomos o entre iones. El calor absorbido o liberado en una reacción está relacionado con las energías involucradas en los enlaces.
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La cantidad de calor que se intercambia durante una reacción puede ser medida experimentalmente.
La técnica de medición de una cantidad de calor se denomina Calorimetría.
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6.3. Calorimetría.
Consiste en:• hacer un cambio con cantidad de sistema
conocida, en un ambiente conocido.• medir la cantidad de calor intercambiada
entre sistema y ambiente.• El experimento se hace en un “equipo”
llamado CALORÍMETRO. (Los hay de varios tipos).
¿Cómo se procede?
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TermómetroAgitador
Sistema
Ambiente(agua)
Vaso de paredes de material aislante térmico.
Un ejemplo de CALORIMETRO. Un ejemplo de CALORIMETRO.
El intercambio de calor ocurre sóloentre SISTEMA y AMBIENTE.
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Fuente eléctrica
+
-
Agitador motorizadoAgitador motorizado
Termómetro
Camisa de aislación
Baño de agua
Calor transferido
Espiral de ignición
Bomba con revestimiento de acero
Sistema (sustancia combustible y oxígeno comprimido)
CALORÍMETRO DE BOMBACALORÍMETRO DE BOMBA
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Esquematizando el intercambio de calor, q, entre sistema y ambiente (al interior de un calorímetro), se tiene: T
T=Tfinal -Tinicial
y se verifica que SISTEMA
AMBIENTE
q
q = C T
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En la relación: q = C T q es la cantidad de calor intercambiada C es la capacidad calórica del calorímetro (agua, termómetro, agitador, …)T es la variación de temperatura del conjunto
(sistema y ambiente) = Tfinal - Tinicial
Capacidad calórica de un objeto: corresponde a la cantidad de calor necesaria para variar su temperatura en 1°C. Tiene dimensiones de energía/°C = energía/K
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La capacidad calórica de un calorímetro es la cantidad de calor necesaria para variar en 1°C (o en 1K) la temperatura del calorímetro.
El ambiente dentro del calorímetro está formado por diversos materiales: termómetro, agitador, fluido (generalmente agua), otros … , por lo tanto, es necesario determinar la capacidad calórica del calorímetro en forma experimental.
El experimento que se realiza en el calorímetro y que tiene por finalidad determinar su capacidad calórica se denomina “calibración del calorímetro”.
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Si el objeto está formado por una clase de sustancia, la capacidad calórica se puede expresar como el producto de la masa, m, del objeto y su calor específico, s. Así:
C = m s
y en consecuencia: q = m s T
Calor específico de una sustancia, s: corresponde a la cantidad de calor necesaria para variar en 1°C la temperatura a 1 g de la sustancia. Tiene dimensiones de energía/g °C = energía/g K
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Algunos valores de calor específico de sustancias:
SUSTANCIA s (J/g K) = (J/g °C)
Al(s)
Cu(s)
H2O(l)
C2H5OH(l)
Madera
Cemento
vidrio
0,900
0,387
4,184
2,46
1,76
0,88
0,84
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También se define la capacidad calórica molar, c, de una sustancia como la cantidad de calor necesario para variar en 1°C la temperatura de 1 mol de la sustancia.
De las definiciones de s y de c, para una sustancia se tiene que:
c (J/mol °C) = s (J/g °C) x M (g/mol)
Por ejemplo para H2O:
c = 4,184 (J/g °C) x 18,016 (g/mol)
c = 75,379 (J/mol °C)
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Según se use “s”(calor específico) o “c”(capacidad calórica molar), la expresión para calcular la cantidad de calor que absorbe o que libera una sustancia se escribe:
q = m s T “m”= gramos de sustancia
o q = n c T “n” moles de sustancia
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Problema 1.
Se desea elevar la temperatura de 3 L de agua desde 12, 5 °C hasta 90°C.
a)¿Qué cantidad de calor necesita?
b) La cantidad de calor calculada en a) ¿entra o sale del sistema?
Solución. Tinicial = 12,5°C Tfinal = 90°C
3 Lagua
3 Lagua
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a) la cantidad de calor se calcula con la relación: q = m s T
b) q resulta positivo, luego la cantidad de calor calculada entra al agua (pasa del ambiente al sistema)
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Problema 2.
Si el agua del problema anterior disminuyera su temperatura desde 90°C hasta 80°C,
a)¿qué cantidad de calor intercambia con el ambiente?
b) La cantidad de calor calculada en a) ¿entra o sale del sistema?
Solución. Tinicial = 90°C Tfinal = 80°C
3 Lagua
3 Lagua
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a) la cantidad de calor se calcula con la relación: q = m s T
b) q resulta negativo, luego la cantidad de calor calculada sale del agua (pasa de sistema al ambiente).
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La cantidad de calor es algebraica.
El signo de q queda determinado por el signo del Tsistena causado por el calor intercambiado.
SISTEMA
q < 0 => Tsistema < 0 (Tambiente> 0)
q > 0 => Tsistema > 0 (Tambiente< 0)
AMBIENTE
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Problema 3.
125 g de cobre recubren la superficie externa del fondo de una sartén. ¿Cuánto calor se requiere para aumentar la temperatura de esta capa de cobre desde 25°C hasta 300 ºC? El calor específico del cobre es 0,387 (J/g K). Resp: 13,3 kJ
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Problema 4.
Dentro de un calorímetro de capacidad calórica 2,310 kJ/°C, se hace la combustión completa de 0,500 g de un azúcar de fórmula C5H10O5. A consecuencia de la reacción, la elevación de temperatura del calorímetro y su contenido es 3,08 °C. Calcule el calor de combustión del azúcar y expréselo en kJ/mol.
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Solución.El análisis del enunciado permite inferir:• El sistema es el azúcar que se quema con
oxígeno (combustión del azúcar).• El ambiente es todo el interior del
calorímetro que resta del sistema.• Si el calorímetro eleva su temperatura a
consecuencia de la combustión significa que el sistema (la reacción) LIBERA calor hacia el ambiente (calorímetro con sus accesorios), por lo tanto el calor de combustión del azúcar es negativo.
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Cálculo de la cantidad de calor absorbido por el calorímetro en la combustión de 0,500 g de C5H10O5 :
El calor liberado en la combustión se escribe:
qcombustión = -7,115 kJ por cada 0,500 g
de azúcar.
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Se pide expresar el calor de combustión en kJ/mol de azúcar, luego:
Respuesta : el calor de combustión de C5H10O5 es – 2.136 kJ/mol
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6.4. Entalpía y H de cambios.
Los sistemas tienen una propiedad denomina-da ENTALPÍA, se designa por H, tiene dimensiones de energía.Todo cambio de estado de un sistema tiene asociado un cambio en la entalpía, H.
Sistema (inicial) Sistema (final) H
Cuando el cambio del sistema se hace a presión constante, el valor de H corresponde a la cantidad de calor, q, intercambiada.
q = H cuando P = cte.
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Las reacciones químicas se hacen, general-mente, a P y T constantes, por lo tanto la can-tidad de calor intercambiada en estas condi-ciones corresponde al H de la reacción.
El H recibe el mismo nombre de la reacción.
Ejemplos: Reacción de … H…
formación
combustión
neutralización
disociaciónetc.
Hformación
Hcombustión
Hneutralización
Hdisociación
etc.
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6.5. Reacción de formación y Entalpía estándar de formación.
Se define REACCIÓN de FORMACIÓN de un compuesto a 1 atm y 25°C, como sigue:
Es la reacción en la cual se forma 1 mol del compuesto a partir de los elementos que lo constituyen, estando estos elementos en el estado más estable que presentan a 1 atm y 25°C.
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El H de la reacción de formación de un compuesto a 1 atm y 25°C se designa por
el superíndice “o” indica 1 atm
En TERMOQUÍMICA: condiciones estándar de P y T corresponden a 1 atm y 25°C
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Ejemplos de reacciones de formación:
1) Formación de H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) H°f H2O(l)
2) Formación de CO2(g)
C(grafito) + O2(g) = CO2(g) H°f CO2(g)
3) Formación de KBr(s)
K(s) + ½ Br2(l) = KBr(s) H°f KBr(s)
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El H de un cambio es:
H = Hfinal – Hinicial
Por ejemplo, para la reacción de formación de H2O(l) a 1 atm y 25°C:
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) Hf H2O(l)
se tiene que:
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Las H de los elementos en su forma más estable a 25°C y 1 atm se definen = 0, esto es:
H°elemento(forma estable a 25°C) = 0
Por lo tanto, en la ecuación:
y en consecuencia:
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Todos los compuestos y los elementos no estables a 1 atm y 25°C tienen un valor distinto de cero para su entalpía de formación que se simboliza por H°f, 25°C .
Estos valores se encuentran tabulados en manuales.
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Ejemplos de valores de H°formación a 25°C
Sustancia H°f (kJ/mol) a 25°C
CaO(s)
CH3OH(l)
HCl(g)
NO(g)
C(diamante)
O3(g)
S8(monoclínico)
-635,1
-238,6
-92,3
90,3
1,9
143
2
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Interpretación del valor de H de una reacción.
Usando como ejemplo la reacción de formación de CaO(s) a 1 atm y 25°C:
Ca(s) + ½ O2(g) = CaO(s) H = - 635,1 kJ
Significa que:• cuando ocurre la reacción el sistema libera calor (porque el signo de H es negativo).• la cantidad de calor que libera el sistema cuando
reacciona 1 mol de Ca(s) con ½ mol de O2(g) para formar 1 mol de CaO(s) es 635,1 kJ.
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• El valor del H de una reacción es válido para la estequiometría de la reacción.
• Si la reacción se escribe:
2 Ca(s) + O2(g) = 2 CaO(s) H= - 1270,2 kJ
por lo tanto cuando se forman 2 moles de CaO(s) se libera 1270,2 kJ.
n (reacción) => n (H)
“n” puede ser entero o fraccionario, positivo o
negativo.
Si una reacción se multiplica por “n” el valor de H también se multiplica por “n”
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Si la reacción:
Ca(s) + ½ O2(g) = CaO(s) H = - 635,1 kJ
se multiplica por –1 se obtiene:
-Ca(s) - ½ O2(g) = - CaO(s) H = 635,1 kJ
que es equivalente a:
CaO(s) = Ca(s) + ½ O2(g) H = 635,1 kJ
Multiplicar una reacción por –1 equivale a invertir la reacción y el H cambia de signo.
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Las reacciones que tienen H negativo se denominan exotérmicas y las que tienen H positivo se denominan endotérmicas.
El conjunto
se denomina “ecuación termoquímica” o “reacción termoquímica”.
Ecuación de la Reacción H Ecuación de la Reacción H
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6.6. Cálculos de H para cambios físicos y para cambios químicos. Ley de Hess.
Una de las aplicaciones más poderosas de la propiedad entalpía (H) es que ella permite calcular el valor de H de cualquier cambio de estado, aún si éste es imposible de realizarlo.
El cálculo se hace usando la Ley de Hess.
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Ley de Hess:
El cambio de entalpía de un proceso completo es la suma de los cambios
de entalpía de cada etapa del proceso.
Ley de Hess:
El cambio de entalpía de un proceso completo es la suma de los cambios
de entalpía de cada etapa del proceso.
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Supongamos que se desea calcular H para el cambio:
Estado 1 Estado 2 H = H2 – H1= ?
y este cambio se puede hacer en etapas, por ejemplo:
Estado 1 Estado 2
Estado A Estado B
Etapa I
Etapa II
Etapa III
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La ley de Hess establece que el H del cambio es equivalente a:
H = H etapa I + H etapa II + H etapa III
Esta relación se puede verificar puesto que:
H etapa I = HA – H1
H etapa II = HB – HA
H etapa III = H2 – HB
y la suma de ellas conduce a:
HA – H1 + HB – HA +H2 – HB = H2 – H1 = H
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Ejemplos de aplicación de ley de Hess.
Problema 5.La oxidación del azufre a trióxido de azufre es el proceso central en la producción industrial del ácido sulfúrico y también en la formación de la lluvia ácida:
S(s) + 3/2 O2(g) = SO3(g) H = ?(La fórmula correcta del azufre es S8 y sólo para simplificar la ecuaciones se escribirá el azufre como S).
El proceso de oxidación ocurre en dos etapas cuyas reacciones son:
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Reacción:
1) S(s) + O2(g) = SO2(g) H1) = -296,8 kJ
2) SO2(g) + 1/2O2(g) = SO3(g) H2) = -198,4 kJ
¿Cómo calcular el valor de H para la reacción:
3) S(s) + 3/2 O2(g) = SO3(g) H3) = ?
Solución.La reacción 3) = reacción 1) + reacción 2)
por lo tanto: H 3) = H1) + H2)
H3) = -296,8 kJ + -198,4 kJ
H3) = - 495,2 kJ
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Problema 6.
Dos gases contaminantes que se producen en la combustión de gasolinas son CO(g) y NO(g). La contaminación sería menor si estos gases reaccionaran entre sí según la reacción:
CO(g) + NO(g) = CO2(g) + 1/2N2(g).
Calcule el valor de H de esta reacción a partir de las reacciones termoquímicas siguientes:
CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) H = -283,0 kJ
N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) H = 180,6 kJ
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Sean las reacciones (R):
1) CO(g) + NO(g) = CO2(g) + 1/2N2(g) H1) = ?
2) CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) H2) = -283,0 kJ
3) N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) H3) = 180,6 kJ
La R 1) se puede obtener sumando la R 2) con la inversa de (1/2) x R 3), esto es:
CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) H2) = -283,0 kJ
NO(g) = ½ N2(g) + ½ O2(g) -1/2 H3) = - 90,3 kJ
CO(g) + NO(g) = CO2(g) + 1/2N2(g) H1) = -373,3 kJ
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Problema 7.
A partir de las reacciones:
N2O5(s) = 2 NO(g) + 3/2 O2(g) H = 223,7 kJ
NO(g) + ½ O2(g) = NO2(g) H = -57,1 kJ
calcule el valor de H para la reacción:
2NO2(g) + ½ O2(g) = N2O5(s)
Resp: - 109,5 kJ
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Determinación de H°298 de reacción usando H°formación 298 .
Aplicando la ley de Hess es posible calcular el
H°298 de reacción a partir de los valores de los H°formación 298 de las sustancias que intervienen en la reacción.
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Problema 8.
Use valores de H°f 298K para calcular el valor de H° a 298 K para la reacción:
CH3OH(l) +3/2O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(g)Datos:
sustancia H°f 298K kJ/mol
CH3OH(l) - 238,6
CO2(g) - 393,5
H2O(g) - 241,8
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Las reacciones de formación son:1) C(graf) + 2H2(g) + ½ O2(g) = CH3OH(l) Hf, CH3OH(l)
2) C(graf) + O2(g) = CO2(g) Hf, CO2(g)
3) H2(g) + ½ O2(g) = H2O(g) Hf, H2O(g)
Para obtener:
CH3OH(l) +3/2O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(g) H = ?
hay que sumar: R2) + 2 R3) – R1) por lo tanto:
H°298 = Hf, CO2(g) + 2 Hf, H2O(g) - Hf, CH3OH(l)
H°298 = - 393,5 + 2(- 241,8)-(- 238,6) = -638,5 kJ
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En general para una reacción cualquiera:
aA + bB = cC + dD H°298 = ?
H°298 = c H°f,C + d H°f,D – (a H°f,A + b H°f,B)
de n H°f, de de n H°f, de los Productos los Reactantes
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Problema 9.
A partir de valores de H°f, calcule H°298 para el cambio: H2O(l) = H2O(g).¿Cómo se denomina este H?
Datos: H°f, de H2O(l) =-285,8 kJ
H°f, de H2O(g) =- 241,8 kJ
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Solución.
H2O(l) = H2O(g).
H = H°f, de H2O(g) - H°f, de H2O(l) H = - 241,8 kJ – (-285,8 kJ) H = 44,0 kJ
Este es H de vaporización.
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Problema 10.
A partir de valores de H°f a 25°C, calcule H°298 para la reacción:
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) = 2 NO(g) + 3 H2O(l)
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Datos: H°f, 298 (kJ/mol)
H2O(l) -285,83
NH3(g) - 45,94NO(g) 90,25
Hreac = 2 H°f, NO(g) + 3 H°f, H2O(l) - 2 H°f, NH3(g)
Hreac =2 x 90,25 + 3 x (-285,83) – 2 x (- 45,94)
Hreac = - 585,11 kJ
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) = 2 NO(g) + 3 H2O(l)
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