Química General II

•Universidad de San Carlos de Guatemala

•Facultad de Ciencias Químicas y Farmacia

•Escuela de Química

•Departamento de Química General

Información General

Docente:

Licda. Saraí Toledo H.

Blog (programa, notas, avisos, tareas)

www.dqgusac.wordpress.com

Información General

Se entregará de forma digital.

Entrar al blog:

• www.dqgusac.wordpress.com

• Descargar programa, tareas y prácticas

de laboratorio

Información General

Departamento de Química General

Edificio T-10, 3er nivel. (A la derecha)

Anunciarse en secretaría.

Información GeneralAyudantes de Cátedra:

Br. Cecilia García

Br. Luis Rizzo

Horario de laboratorio10:00 a 13:00

Nota de exoneración: 9.2 puntos de 15 (61%)

Información General

Ciclo: Segundo

Fecha: Diciembre de 2017

Horarios: Teoría: 7:00 a 10:00 y 10:00 a 13:00 horas

de lunes a viernes.

Duración del curso: 4 al 29 de diciembre de 2017

Información General

Docencia directa

Nivel: Área común

Lugar: Edificio T-11 salón 105.

Requisito: Química general I.

Contenido del Curso

4 Unidades:

Elementos de termodinámica

Estados de la materia

Óxido reducción

Disoluciones

Revisar en el programa:

Objetivos Generales• Nivel Cognoscitivo

• Nivel Psicomotriz

• Nivel Afectivo

Contenidos Programáticos por Unidades.

Programación Específica de la Teoría.

Programación Específica de Laboratorio

Libro de Texto

Química. Raymond Chang. 12va. Edición. McGraw-Hill. México. 2017

Otros textos de consulta: Brown T. Química la Ciencia Central. 9na

edición. Prentice Hall. México, 1998.

Rosenberg J. Química General. 7ª edición. Serie Shaum. Mc Graw-Hill. México. 1991

Mortimer. C. Química. Iberoamericana. México. 1984.

Otros (aparecen en su programa).

Información sobre el

Laboratorio.

Asignación.

Firmar la lista con sus datos

completos, indicar su sección

durante el semestre, quien fue su

instructor y si está exonerado o no.

La distribución de laboratorio se

publicará el día martes 5 de

diciembre en las carteleras del

Departamento.

El laboratorio inicia el día martes 05

de diciembre.

Información del laboratorio

Primer día de laboratorio:

- martes 05 de diciembre

Puntualidad

Requisito: Estar asignado.

*Nota de exoneración 9.2 puntos (61%)

Requisito: haberlo cursado en 2017,

segundo semestre. Previas exoneraciones

no cuentan.

Información del laboratorio

Material a llevar el primer día de laboratorio:

Práctica de Laboratorio

Bata blanca de manga larga hasta la rodilla.

Mascarilla desechable

Guantes (de latex, de lavar platos o mejor si son de neopreno)

Lentes de seguridad

Cuaderno pequeño de 40 hojas exclusivo para anotaciones del laboratorio. (si hay suficiente espacio puede utilizarse el del semestre)

Limpiador de Tela

Información del laboratorio

Rejilla de metal con centro de porcelana

Cepillo choconoy para tubos de ensayo

Pizeta pequeña (250 ml)

1 cajetilla de fósforos nueva

1 rollo de papel mayordomo nuevo

No traer falda, pantalón corto o pantaloneta, no gorras, no sandalias o zapatos descubiertos.

Si utiliza el cabello largo, traerlo recogido

Información del laboratorio

Importancia del laboratorio:

Son 10 prácticas en total.

Asistencia mínima del 90% o se pierde el

derecho a examen final.

Las prácticas estarán publicadas del 4 al

9 de diciembre en el blog. Son las

mismas del semestre, en el orden que se

indica en el programa.

Tareas y hojas de trabajo de

clase.

Las hojas de trabajo se entregan el día de cada

examen parcial, justo antes de iniciar el examen.

Se entrega sin folder, sin gancho, bien engrapadas

todas juntas, sin carátula, bien identificadas con

nombre, carnet, carrera y sección. A mano, no a

computadora. No fotocopias. Escritas a ambos

lados de la hoja.

Las hojas de trabajo se publicarán en el blog. Ojo:

son las mismas que se realizaron en el semestre.

Debido a que ya tienen las resoluciones, queda en

usted si las hace a conciencia, o solo las copia. El

resultado se verá reflejado en sus notas.

Evaluación

Evaluación escrita:

1er examen parcial, 16 puntos. (Viernes 8

de diciembre)

2do examen parcial, 16 puntos. (Viernes 15

de diciembre)

3er examen parcial, 16 puntos. (Viernes 22

de diciembre)

Examen final, 30 puntos. (Miércoles 27 de

diciembre)

Hojas de trabajo: 7 puntos.

Evaluación

Evaluación Práctica:

10 prácticas de laboratorio, 15 puntos.

Ojo: no se dará reposición de ningún

examen.

Evaluación

Organización de zona y punteos específicos.

Zona 70 puntos

Examen Final 30 puntos

TOTAL: 100 puntos

Zona mínima: 31 puntos Asistencia mínima a clase: 90%, Asistencia mínima a laboratorio: 90%.

Nota de aprobación: 61 puntos.

Termoquímica

Química General II

2017

1era Unidad

Termodinámica

Es el estudio

científico de la

conversión del

calor a otras

formas de energía

Energía

Es la capacidad de

efectuar un trabajo.

En química…

Trabajo: Cambio directo

de energía que

resulta de un

proceso

Algunas formas de

manifestarse de la energía

Energía radiante: Proviene del sol y es la principal fuente de energía de la tierra.

Energía térmica: Es la energía asociada al movimientoaleatorio de los átomos y las moléculas.

Un a medida de esta energía es la temperatura pero son conceptos distintos.

Energía Potencial: Es la energía disponible en función de la posición de un objeto.

Energía Cinética: Es la energía asociada al movimiento de un objeto.

La temperatura es una medida de la energía

térmica

900C400C

temperatura = energía térmica

Energía Química

Es la energía que está

almacenada en las

unidades estructurales

de las sustancias.

En una reacción

química, la energía

química de los enlaces

se libera, se almacena

o se convierte en otras

formas de energía.

Interconversión de las

distintas formas de energía

En principio todas

las formas de

energía se pueden

convertir unas en

otras.

Ley de la conservación de la

energía

La energía total del universo

permanece constante

Calor

Es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas.

Las reacciones químicas absorben o producen energía en forma de calor.

Calor

Sus valores dependen

de la ruta que sigue el

proceso y varían

respecto a ella.

El calor no es

propiedad de un

sistema, se manifiesta

sólo durante un

proceso (durante un

cambio).

Primera Ley de la

Termodinámica

Se basa en el principio de

conservación de la energía:

La energía se puede convertir de una

forma a otra, pero no se puede crear

ni destruir.

Termoquímica

Es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas.

Para poder estudiar los cambios de calor es necesario definir:

Sistema: Es la parte específica del universo que es de interés.

Alrededores: Es el resto del universo, externo al sistema.

Sistemas termodinámicos

Entorno

Sistema

Paredes

Q, W, m

Universo

Tipos de sistema

Sistema abierto: Puede intercambiar masa y energía (generalmente en forma de calor) con los alrededores.

Sistema cerrado: Permite la transferencia de energía (calor) pero no de masa con los alrededores.

Sistema aislado: Impide la transferencia de masa o energía con los alrededores.

abierto

masa y energíaIntercambio:

cerrado

energía

aislado

nada6.2

Tipos de sistemas

Calor y procesos químicos

Una reacción química que cede calor,

es decir que transfiere energía

térmica hacia los alrededores es un

proceso exotérmico.

2H2(g) + O2(g) g 2 H2O(g) + energía

Calor y procesos químicos

Una reacción química que requiere

que los alrededores le suministren

energía (absorbe calor) es un proceso

endotérmico.

2 H2O(g) + energía g 2H2(g) + O2(g)

Unidades de calor

Inicialmente se utilizó la caloría (cal).

La caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua, de 14.5 a 15.5 ºC a una presión de 1 atm.

Siendo el calor la transferencia de un tipo de energía, también se utiliza el Joule (J).

El Joule es el trabajo realizado cuando una fuerza de un newton actúa a través de una distancia de un metro.

Unidades de calor

1 cal = 4.184 J

1 Kcal = 1000 cal

1 BTU (unidad térmica británica) =

252 cal.

1 BTU = 1054 J

Temperatura

Es una función que permite medir el estado térmico de un cuerpo, utilizando un instrumento que entra en equilibrio térmico con ese cuerpo y midiendo en una escala arbitraria.

Escalas:

Celsius (ºC)

Fahrenheit (ºF)

Kelvin (K)

Interconversiones

TºC = 5/9 (TºF – 32)

TºF = 9/5 (TºC + 32)

TK = TºC +273.15

Ejemplos, puntos de fusión y ebullición del agua.

Calorimetría

Es la medición de

los cambios de

calor.

Calor específico de una

sustancia

Es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia.

Sus unidades son:

J/(gºC) o cal/(gºC)

Calor específico

Tiene un valor

característico para

cada sustancia

Capacidad calorífica

Es la cantidad de calor que se

requiere para elevar un grado celsius

la temperatura de determinada

cantidad de sustancia.

Sus unidades de medida son:

J/ºC o cal/ºC

Para poder distinguir entre

ambas:

Propiedades extensivas: Dependen

de la cantidad de materia (por

ejemplo, la masa y el volumen)

Propiedades intensivas: NO

depende de la cantidad de materia

(densidad, temperatura)

Para poder distinguir...

El calor específico es una propiedad

intensiva.

La capacidad calorífica es una

propiedad extensiva.

Relación entre calor específico

y capacidad calorífica.

A través de la siguiente expresión:

C = c x m

Donde:

C es la capacidad calorífica

c es el calor específico

m es la masa de la sustancia en gramos.

Problema

Un trozo de plata de 362 gramos tiene

una capacidad calorífica de 85.7 J/ºC.

Cuál es el calor específico de la plata

en Joules y en calorías?

Cantidad de calor

La cantidad de calor que se absorbe o se libera en un proceso en particular está dada por:

q = CΔt

Que es igual a:

q = mceΔt

Donde Δt es el cambio de temperatura:

Δt = tfinal - tinicial

Cantidad de calor

El valor de q es positivo para

procesos endotérmicos (absorben

calor de los alrededores)

El valor de q es negativo para

procesos exotérmicos (liberan calor

de los alrededores).

Problema

Calcule el valor liberado cuando se enfrían 850 g de oro de 50ºC a 40ºC, en calorías. El calor específico del oro es 0.129 J/gºC.

• Respuesta: -1,096.5 J o se liberan 1,096.5

Problema

Qué cantidad de calor se necesita

para calentar 50 g de cobre desde

20ºC hasta 70ºC? Calor específico del

cobre = 0.389 J/gºC.

• Respuesta: 232.4 cal = 972.5 J

Problema

1 Kilocaloría de calor eleva la

temperatura de 200 g de hierro en

46.7 ºC. Calcular el calor específico

del hierro.

• Respuesta: 0.107 cal/gºC

Problema

Si se suministran 6,401.5 J a 45 ml de

agua a 14ºC, ¿cuál será la

temperatura final?

• Respuesta: 48ºC

Problema

Cuánta energía se libera cuando se

enfrían 50 g de plomo desde 150ºC

hasta 50ºC, si su calor específico

molar promedio en este intervalo de

temperatura es 6.42 cal/molºC? El

peso atómico del plomo es 207.2

Respuesta: -155 cal

Cambios de estado físico de

la materia

Son procesos en los cuales las

sustancias cambian de un estado

físico a otro y que se caracterizan por

ocurrir a temperatura constante.

Estos cambios se nombran según

los estados físicos involucrados.

Cambios de estado físico de

la materia.

Sólido a Líquido : Fusión

Líquido a Sólido: Solidificación

Líquido a Gas: Evaporación

Gas a Líquido: Condensación líquida

Gas a Sólido: Condensación sólida

Sólido a Gas: Sublimación

Cambios de estado físico de

la materia

Punto de ebullición:

Temperatura en la que hay un equilibrio

entre la fase líquida y la fase gaseosa.

Se utiliza normalmente de líquido a gas, de

los contrario se llama punto de

condensación.

H2O(l) → H2O(g) a 1 atm es de 100ºC

Cambios de estado físico de

la materia

Punto de fusión:

Temperatura en la que hay un equilibrio

entre la fase sólida y la fase líquida.

Se utiliza normalmente de sólido a líquido,

de los contrario se llama punto de

congelación o solidificación

H2O(s) → H2O(l) a 1 atm es de 0ºC

Cambios de estado físico de

la materia

Para que una sustancia cambie de un estado físico a otro completamente, se requiere de:

Una cantidad de calor de tal manera que las partículas de la sustancia aumenten su energía cinética.

O liberar esa cantidad de calor de tal manera que las partículas de la sustancia disminuyan su energía cinética.

Siempre a temperatura constante, el calor absorbido o liberado no produce un cambio de temperatura.

Calor de fusión

Es la cantidad de calor necesaria para fundir un gramo de un sólido sin variación de temperatura.

Cada sustancia tiene su propio calor de fusión.

Dato útil: qf agua = 80 cal/g

Calor de vaporización

Es la cantidad de calor necesaria para evaporar un gramo de un líquido sin variación de temperatura.

Todos los líquidos tienen sus propios calores de vaporización.

Dato útil: qvap agua = 540 cal/g

Calor de sublimación

Cantidad de calor necesaria para que

una sustancia pase del estado sólido

al gaseoso directamente a una

temperatura determinada

Se suele representar por qs

• CO2(s) → CO2(g)

Calor en cambio de estado

físico

En general se utiliza la expresión

Q = mqx

Para evaluar la energía o calor necesarios para que una sustancia experimente un cambio de estado físico.

Donde:

Q = calor en el proceso

m = masa en g de la sustancia

qx = calor de cambio de estado

Calor de combustión

Es la cantidad de calor que se

produce cuando un gramo (cantidad

de masa) o un mol (cantidad de

materia) de una sustancia sufre una

reacción de combustión.

Sus unidades son: cal/g o cal/mol

También se utiliza: J/g o J/mol

Calor de combustión

En la combustión del acetileno:

+ 2598 KJ/mol

Note que el calor liberado aparece en el lado de

los productos.

Poder calorífico de un

combustible

Es la cantidad de calor (en calorías o

en Joules) que un combustible genera

cuando se quema una unidad de

masa del mismo.

Problema

La combustión de 5 g de carbón aumentó la

temperatura de 1 Kg de agua desde 10ºC

hasta 47ºC. El calor específico del agua es

de 1 cal/gºC. Calcule el poder calorífico del

carbón en Kcal/g.

• Respuesta: 7.4 Kcal/g

Problema

Suponiendo que es utilizable el 50% del

calor, ¿cuántos Kg de agua a 15 ºC podrán

calentarse hasta 95 ºC, quemando 200

litros de metano CH4, medidos a

temperatura y presión estándar? El calor

de combustión del etano es 213 Kcal/mol.

• Respuesta: 11,888.06 g o 11.9 Kg de agua

Problema

El calor de combustión del etano C2H6 es 373 Kcal/mol. Suponiendo que sea utilizable el 60% del calor, ¿cuántos litros de etano, medidos a T.P.E., tienen que ser quemados para suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura de 80 Kg de agua, de 20ºC a 90ºC?

Ojo: interpretar adecuadamente el porcentaje.

• Respuesta: 560.45 L de etano.

Problema

La combustión de 2 g de antracita liberan

61,086 J. ¿Qué cantidad de este carbón se

necesita para calentar 10 litros de agua

desde la temperatura ambiente (20ºC)

hasta el punto de ebullición (a la presión de

una atmósfera), suponiendo que el proceso

es 100% eficiente? La densidad del agua a

20ºC se puede considerar como 1 g/mL.

• Respuesta: 109.6 g de antracita

Gráficas de cambio de

estado en serie

Son gráficas con las siguientes características:

En el eje y va la temperatura

En el eje x va el calor que se añade

Una pendiente indica que la adición de calor produce un aumento de temperatura y no hay cambio de estado.

Una recta horizontal indica que hay cambio de estado a temperatura constante.

Gráficas de cambio de

estado en serie

Graficar temperatura contra calor de el proceso en el cual 1000 g de agua sólida pasan de -20 ºC hasta 120 ºC a 1 atm de presión.

Considerar los siguientes datos:

Punto de fusión: 0ºC

Punto de ebullición: 100ºC

c agua sólida = 0.5 cal/gºC

c agua líquida = 1.0 cal/gºC

c agua gaseosa = 0.5 cal/gºC

qf del agua = 80 cal/g

qv del agua= 540 cal/g

Problema

Calcular la cantidad de calor necesaria para

transformar 201 g de mercurio sólido a la

temperatura de su punto de fusión de -39°C, en

vapor a su punto de ebullición a 357°C.

Calor específico del mercurio: 0.033 cal/g°C

Calor de fusión del mercurio:2.8 cal/g

Calor de vap. del mercurio: 67.8 cal/g

Principios de

calorimetría

Principios

Si entran en contacto dos cuerpos o sustancias a distinta temperatura, y no hay intercambio de calor con los alrededores, el cuerpo con mayor temperatura cederá energía térmica al de menor temperatura hasta que ambos se encuentren en un estado energético idéntico que se manifiesta como una temperatura igual.

Principios

En el caso anterior, el cambio de calor en el sistema debe ser 0.

Entonces:

q sistema = q ganado + q perdido = 0

q ganado = - q perdido

|q ganado| = |q perdido|

m1c1Δt1 = m2c2Δt2m1c1(tf – to1) = m2c2 ( tf - to2)

Aplicaciones del calorímetro

Calorímetro

Es un recipiente

cerrado que no permite

la pérdida o ganancia

de calor con los

alrededores durante

las mediciones de

cambio de calor de

procesos físicos o

químicos que ocurren

dentro de él.

Calorímetro

Calorímetro

El calorímetro se estudia bajo los principios fundamentales de la calorimetría, en los cuales, el calor ganado es igual al calor perdido.

Pero el calor que absorbe el calorímetro se determina por:

C es la capacidad calorífica del calorímetro en cal/ºC o J/ºC y es un valor constante.

Si el calorímetro está lleno de agua, el calor que se gana se reparte entre el agua y el calorímetro.

Problema

Para determinar la capacidad calorífica de

un calorímetro, se agregan 125.0 g de agua

a 50ºC al calorímetro, el cual está a una

temperatura inicial de 25ºC. Cuando el

equilibrio se alcanza, la temperatura final es

33ºC. ¿Cuál es la capacidad calorífica del

calorímetro en J/ºC?

• Respuesta: 1111.38 J/ºC

Problema

Un trozo de oro que pesa 42.0 g se calienta a 97ºC y se introduce rápidamente en una bomba calorimétrica que contiene 100.0 g de agua a 21ºC. El agua se agita hasta que la temperatura deja de elevarse. La temperatura final es 21.9ºC. Suponga que el calorímetro absorbe 10 cal por cada ºC de aumento de temperatura. Calcule el calor específico del oro.

• Respuesta: 0.0314 cal/gºC

Problema

Una muestra de etanol, C2H5OH, que pesa

2.84 g, se quemó en un exceso de oxígeno

dentro de una bomba calorimétrica. La

temperatura del calorímetro ascendió de

25.0ºC a 33.73ºC. Si la capacidad

calorífica del calorímetro era 9.63 KJ/ºC,

¿cuál es el calor de combustión de 1 mol de

etanol?

• Respuesta: 1364.06 KJ/mol

Problema

Se pasa 50 g de vapor de agua a

100°C sobre 300 g de hielo a 0°C.

¿Qué temperatura alcanzará el agua

que se forma?

Estudio de la

entalpía

1era Unidad.

Química General II

Entalpía

Es el contenido de calor a presión constante

H = Qp

Es una propiedad extensiva, es decir depende de la cantidad de materia.

Es imposible medirla, lo único que sí es medible es el cambio de entalpía ΔH.

Cambio de entalpía ΔH

Es el calor liberado o absorbido por un sistema a presión constante.

En el caso de las reacciones químicas se utilizan mas sistemas a presión constante que a volumen constante (calorímetros)

Cambio de entalpía ΔH

Un conjunto de reactivos dados tiene una

entalpía total definida (H reactivos)

Un conjunto de productos también tiene

una entalpía total definida (H productos)

Por tanto el calor de reacción o cambio de

entalpía es la diferencia entre ambas

entalpías.

Cambio de entalpía ΔH

Al ser este valor (ΔH) propio de una

reacción química, se le denomina

cambio de entalpía de reacción.

ΔHR

Estado estándar

Se refiere a la condición específica de

1 atm de presión.

A pesar de que el estado estándar

NO especifica cuál es su temperatura,

se utilizaran siempre valores medidos

a 25ºC.

Estado estándar

Se representa por el símbolo “ º “ junto al

símbolo de cambio de entalpía

ΔHRº

Cambio de entalpía estándar de reacción

(Que es el calor absorbido o liberado a 1 atm

de presión y 25ºC)

Entalpía estándar de

formación

Cambio de calor que resulta de la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar, 25ºC y 1 atm.

Estos cambios de entalpía de formación se encuentran en tablas.

Se representan por el símbolo: ΔHfº

Ojo: La ΔHfº de un elemento SIEMPRE es 0.

Entalpía de reacción ΔHR

Es la variación de entalpía que

sucede cuando se lleva a cabo una

reacción química.

Sea la reacción:

Entalpía de reacción ΔHR

Entonces:

Donde a,b,c y d son los coeficientes estequiométricos que se obtienen por el balanceo de la ecuación química.

Ecuaciones termoquímicas

Son ecuaciones químicas que

muestran tanto los cambios de

entalpía como las relaciones de

masa.

/mol

Reacciones exotérmicas

Son reacciones que liberan calor.

Los productos tienen una entalpía menor que los reactivos y por tanto ΔHR tiene un valor negativo.

Los alrededores se calientan.

La entalpía del sistema disminuye y la diferencia es el calor desprendido.

Reacciones exotérmicas

Reacciones endotérmicas

Son reacciones que absorben calor.

En las reacciones de este tipo la entalpía

de los productos es mayor que la entalpía

de los reactivos y por tanto ΔHR tiene un

valor positivo.

Cuando suceden estas reacciones se debe

suministrar calor.

Reacciones endotérmicas.

Características de las

ecuaciones termoquímicas

Se deben especificar los estados

físicos de los reactivos y de los

productos.

Las reacciones deben estar

balanceadas.

Características de las

ecuaciones termoquímicas

Si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces el cambio de entalpía también se multiplica por dicho factor.

Si se invierte una ecuación se cambian los papeles de reactivos y productos, la magnitud del cambio de entalpía se mantiene igual pero cambia su signo.

Lo que era un proceso endotérmico se vuelve exotérmico y viceversa.

Características de las

ecuaciones termoquímicas

Si corresponde a ΔHfº se debe

escribir para un mol de producto

usando coeficientes fraccionarios si

es necesario.

Ejercicios

Sea la reacción:

CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) +2H2O(g) ΔH= -726.4 KJ

a) ¿Cuánto calor se produce si se queman 4 moles de

metanol? Respuesta: -2905.6 KJ

b) ¿Cuánto calor se produce si se forman 2 g de CO2?

Repuesta: 33.01 KJ

Ejercicios (método directo)

Calcule la entalpía de reacción para la siguiente reacción:

Las entalpías de formación ΔHfº son: para el dióxido de carbono (g): -393.5 KJ/mol, para el agua (g): -285.8 KJ/mol, para el metano (g): -748 KJ/mol.

Respuesta: -217.1 KJ

Ejercicios (método directo)

Calcule el ΔHR para:

NH3(g) + Cl2(g) → N2(g) + HCl(g)

ΔHfº de NH3(g) = -46.21 KJ/mol, HCl(g) = -92.5 KJ/mol

Respuesta: -462.58 KJ

Ejercicios

Que cantidad de calor se produce cuando

10g de Al reaccionan con un exceso de

Fe2O3? (todo en estado sólido)

ΔHfº de Al2O3(s) = -1669.8 KJ/mol,

de Fe2O3(s) = -822.2 KJ/mol

Respuesta: -847.6 KJ/mol

Ejercicios (aplicación del

método directo)

La reacción “termita” se utiliza en la industria para producir

hierro líquido (ojo, que no es el estado “natural” del hierro

elemental, por tanto si tiene una entalpía de formación) para

utilizarlo inmediatamente para soldar metales.

La reacción es la siguiente:

2Al (s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(l)

Si la entalpía de reacción es de -822.8 kJ/mol y las entalpías

de formación para los óxido de aluminio y férrico son

respectivamente: -1669.80 kJ/mol y -822.2 kJ/mol. Calcule la

entalpía de formación del hierro líquido.

Ley de Hess

Esta ley es llamada también:

Ley de constancia de la suma calórica.

Establece que el cambio de entalpía para cualquier reacción química es constante sea que la reacción ocurra en uno o varios pasos.

El cálculo de la entalpía de reacción de esta manera constituye un método indirecto.

Ley de Hess

Por esa razón el cambio de entalpía

puede tratarse como una suma

algebraica de las entalpías de los

pasos intermedios.

El cambio de entalpía de una reacción

ΔHR solo depende de los reactivos

iniciales y los productos finales y es

independiente de la trayectoria.

Ejemplo de aplicación de la

ley de Hess

Para la reacción:

Se tienen las reacciones

termoquímicas:

Aplicación de la ley de Hess

Sólo hay necesidad de invertir la

tercera reacción, cambia el signo de

la entalpía y entonces...

Ejemplos

Calcule la entalpía de formación del

acetileno:

Ejercicio

Ejercicio

Ejercicio

Energía de enlace

Es la energía requerida para romper

un enlace (energía de ruptura de

enlace), cuando tanto los átomos

como las moléculas que intervienen

están en estado gaseoso.

Energía de enlace

Se expresa en Kcal/mol o en KJ/mol.

Las energías de ruptura de enlace permite calcular los calores de reacción para los cuales no hay datos experimentales.

Un pequeño número de energías de enlace (aproximadamente 40), permite predecir los calores de reacción de cerca de 1 millón de compuestos orgánicos que experimentan infinidad de reacciones.

Es también un método indirecto para el cálculo de los calores de reacción.

Aplicación de las energías de

enlace para la determinación

de entalpías de reacción

Aplicación de las energías de

enlace para la determinación

de entalpías de reacción

Donde BE es la energía de ruptura de enlace.

Determinación de entalpías

de reacción

Para la reacción:

Calcule la entalpía de reacción

utilizando energías de enlace.

Determinación de entalpías

de reacción.

Ejercicios

Calcule la entalpía de reacción para el

siguiente proceso:

Utilizando valores de energía de

enlace.

Ejercicios

Calcule la entalpía de reacción para la

combustión del gas natural (metano

CH4), utilizando energías de enlace

listadas en tablas correspondientes.