2 PROBLEMAS DE TERMODINAMICA (ENTALPIA)

NOTA: LOS PROBLEMAS, ADEMAS DE RESUELTOS,

VIENEN CON UNA PEQUEÑA EXPLICACION.

PROBLEMAS

1.) Calcular la variación de entalpía estándar en la hidrogenación del acetileno para formar etano, sabiendo que la entalpía de formación estándar del etano es -85 Kj/mol, y que la entalpía de formación estándar del acetileno es 227 Kj/mol.

Primer paso, escribe la fórmula general: AH⁰ = n_p ∑ H⁰ productos - n_p ∑ H⁰ reactivos.

Segundo paso, escribe la reacción química que se produce: C₂H₂ (gas) + H₂ (gas) [REACTIVOS] -> C₂H₆ (gas) [PRODUCTO]

Tercer paso, ajústala: C₂H₂ (gas) + 2H₂ (gas) -> C₂H₆ (gas)

Cuarto paso, a partir de la fórmula principal comienza a sustituir por los datos que te dan:

AH⁰= AH^of [(C₂H₆)] – {AH⁰f (C₂H₂) + AH⁰f (H₂)} = -85 KJ/mol – [ 227 KJ/mol + 0 KJ/mol] = -312 KJ/mol.

(NOTA: Es Cero la AH⁰f del H₂ porque como ya sabemos, mirando la teoría, la entalpía de formación de los elementos en su forma más estable es igual a cero)

Teniendo en cuenta que el resultado dar menor que cero, la reacción es ENXOTÉRMICA, quiere decir, desprende calor al producirse.

2.) Calcular la variación de entalpía de formación estándar en la reacción de combustión del butano, y la cantidad de calor que se desprenderá en la combustión completa de los doce quilos de butano que contiene una bombona.

Ten en cuenta que:

AH^of del CO₂ es -393 KJ/mol

AH^of del Agua es -286 KJ/mol

AH^of del Butano es -125 KJ/mol

Para la primera parte vamos a hacer como en el anterior ejercicio, siguiendo los mismos pasos.

La Reacción: C₄H₁₀ + 13/2O₂ -> 4CO₂ + 5H₂O

(Recuerda que las reacciones de combustión se producen aportando Oxigeno al elemento que va a realizar la combustión (en este caos es el butano) y se produce siempre Dióxido de Carbono y Agua)

AH⁰= {4 x AH^of (CO₂) + 5 x AH⁰f (H₂O)} – {AH⁰f (C₄H₁₀) + AH⁰f (O₂)} = [4x(-393) + 5x (-286)] – [-125 + 0] = -2877 KJ/mol.

El O₂ tiene entalpia = O por lo que ya vimos en el ejercicio anterior con el Hidrogeno.

Para la segunda parte, que nos piden que cantidad de calor se desprenderá de la combustión de 12 Kg de Butano, pasaremos, en primer lugar, esos 12 Kg a gramos, y posteriormente a moles.

¿Por qué a moles? Porque la energía que hemos calculado antes (la que nos daba -2877 KJ/mol) era la energía/calor desprendida por cada mol, y como ahora si tenemos una cantidad concreta (12 Kg que son, como comprobareis, 206’9 moles) tendremos que multiplicar esos moles de los 12 gramos de butano por la energía/calor desprendida por cada mol.

206’9 Moles (de Butano) x -2877 KJ/moles = -595251 KJ.

TEORIA TERMODINAMICA

TERMODINAMICA ¡NUEVO TEMA!

Sistema

Un SISTEMA es la parte del universo que estamos estudiando, Lo que rodea al sistema lo llamamos ENTORNO.

Los Sistemas se clasifican en dos tipos:

- Abiertos: Intercambia materia y energía con el entorno

- Cerrados: Intercambia energía (pero no materia) con el entorno

- Aislados: No intercambia ni energía ni materia.

O

- Homogéneos: Son los que constan de una sola fase, porque todas las sustancias que intervienen en el, o son todas gaseosas, o son todas disoluciones acuosas. [CO (gas) + 0₂ (gas) --> CO₂ (gas)]

-Heterogéneos: Son los que contienen más de una fase. [CaCO₃(solido) --> CaO(solido) + CO₂ (gas)]

Estado de un sistema. Funciones de Estado.

El estado de un sistema es el que nos indica su composición, situación, o energía en un momento dado. Y para describirlo se necesitan unas variables como la presión, la temperatura, el volumen, la densidad. Etc. A las que se les llama VARIABLES DE ESTADO.

Si estas variables tienen un valor que depende únicamente del sistema sin tener en cuenta como se ha llegado a ellas se les llama FUNCIONES DE ESTADO. Y se caracterizan porque dependen únicamente de su punto inicial y de su punto final.

Equilibrio y transformaciones termodinámicas.

Decimos que un sistema está en equilibrio cuando cumple los tres equilibrios siguientes:

- Equilibrio Químico: Cuando la composición del sistema no varía a lo largo del tiempo.

-Equilibrio Mecánico: Cuando no existe movimiento observable dentro del sistema.

-Equilibrio Térmico: Cuando la temperatura es la misma en todos los puntos del sistema.

Hay dos tipos de transformaciones:

- Irreversibles: Son aquellas en las que mientras dura la transformación al menos en algún momento no existe equilibrio.

-Reversibles: Son aquellas que se realizan a través de una serie continua de estados de equilibrio.

O

- Adiabáticas: Aquellas en las que no existe transferencia de calor entre el sistema y el entorno.

- Isocoras: Aquellas en las que no existe variación de volumen en el sistema.

- Isobaras: Aquellas que se producen sin que se varíe la presión, se producen a presión constante.

- Isotérmicas: Aquellas que se producen a temperatura constante.

1º Principio de la termodinámica: En este principio estable la conservación de la energía. Es decir la energía no se crea ni se destruye, solo se transforman.

Por eso, este primer principio, dice lo siguiente: El calor absorbido o desprendido por un sistema se utiliza en variar su energía interna y en realizar un trabajo.

Q = AU + W

La energía interna de un sistema se define como la energía interna del mismo estudiada por un observador que se encuentra dentro del sistema. Y comprende todas las energías de los componentes del sistema (energía de traslación, energía de rotación de las moléculas, energía de rotación del sistema, traslación y vibración de los electrones…)

W = PAD

Si el proceso es adiabático, como el calor es cero, entonces la energía interna es igual al trabajo.

Adiabático --> Q=o à AU =W

Volumen= cte --> Qv = AU

W=O

Entalpía.

Definimos la Entalpía de un sistema como su energía estudiada por un observador que se encuentra fuera del sistema. Y es el calor intercambiado en un proceso químico cuando este se realiza a presión constante.

H = Entalpía

AH = Qp (presión constante)

Se relaciona con la energía interna mediante esta fórmula:

AH = AU + p x AV ó AH = AU + An x R x T

Siendo incremento de “n” la variación de número de moles gaseosos entre productos y reactivos.

Entalpía de Reacción Estándar.

Se define como la variación de Entalpía cuando los reactivos se convierten en productos, estando unos y otros en sus estados estándar, es decir, si el elemento compuesto es una sustancia sólida o líquida, debe encontrarse en estado puro a la presión de 1bar (10⁵ pascales) y a la temperatura de 25ºC.

Si se trata de un gas el estado estándar será el gas en estado ideal, cuando la presión es 1 bar (10⁵ pascales) y 25ºC de temperatura.

La entalpía estándar se representa con un cero arriba, AH⁰, y es igual a la entalpia estándar de los productos menos la entalpía de los reactivos, multiplicadas cada uno por el número de moles.

AH⁰ = n_p ∑ H⁰ productos - n_p ∑ H⁰ reactivos

Esta definición emana de la propiedad que poseen las entalpias de ser una función de estado, es decir, que solo dependen del estado inicial y final del sistema.

Entalpía de formación.

Es la energía de reacción estándar correspondiente a la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar.

IMPORTANTE: la entalpía de formación de los elementos en su forma más estable es igual a cero.

IMPORTANTE: Cuando la entalpía de una reacción es mayor que cero, la reacción es ENDOTERMICO (que necesita calor para realizarse). Cuando la entalpía de una reacción es menor que cero, la reacción es EXOTÉRMICA (desprende calor para realizarse)

AH⁰r > 0 Endotérmica.

AH⁰r <>