Termodinámica Profesor Claudia Álvarez QUIM006 2015 Termodinámica. Termodinámica. • Energía: es la capacidad para efectuar un trabajo. � Todas las formas de energía son capaces de efectuar un trabajo, es decir, ejercer una fuerza a lo largo de una distancia. • Trabajo: fuerza ejercida a lo largo de una distancia. � Cambio de energía que resulta de un proceso. T= Fuerza x Distancia Tipos de Energía �Energía cinética. �Energía Radiante. �Energía Térmica. �Energía Química. �Energía Potencial. � Energía Radiante (solar): proviene del sol y es la principal fuente de energía de la tierra. � Energía Térmica: asociada con el movimiento aleatorios de los átomos y las moléculas, en general se calcula a partir de mediciones de temperatura. ¿Qué tiene mayor energía térmica? Termodinámica. 90°C 40°C La tina porque tiene un volumen y masa mayor que la taza de café. Por lo tanto más moléculas de agua y mayor movimiento molecular. � Energía Química: forma de energía que se almacena en las unidades estructurales de las sustancias, es determinada por el tipo y el arreglo de los átomos que constituyen cada sustancia. � Cuando las sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera, almacena o se convierte en otras formas Termodinámica. energía química se libera, almacena o se convierte en otras formas de energía. � Se considera un tipo de energía potencial. � Energía Potencial: disponible en función de la posición de un objeto. Las energías se pueden convertir unas en otras. - Energía radiante Energía Térmica. - Energía Química Energía Cinética. Termodinámica. - Energía Potencial Energía Cinética. Ley de Conservación de la energía / Primera Ley Termodinámica “La energía total del universo permanece constante”. �Termoquímica: estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas. � Casi todas las reacciones químicas absorben o producen (liberan) energía, por lo general en forma de calor. •Calor: es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferente temperatura. Termodinámica. ¿Dónde se producen los cambios de energía asociados a las reacciones químicas? Sistemas • Sistema abierto: se puede intercambiar masa y energía generalmente en forma de calor, con sus alrededores • Sistema cerrado: permite la transferencia de energía (calor) pero no la masa. • Sistema aislado: impide la transferencia de masa o energía Termodinámica. Sistema Abierto Cerrado Aislado TRANSFERENCIA Masa y Energía Energía Termodinámica. Abierto Cerrado Aislado � Las moléculas de hidrógeno, oxígeno y agua = sistema Termodinámica. 2H2(g) + O2(g) ���� 2H2O(l) + Energía Combustión de hidrógeno gaseoso con oxígeno Proceso Exotérmico � El Calor generado por el proceso de combustión se transfiere del sistema a sus alrededores. � Se genera un proceso exotérmico. � Proceso Exotérmico: es cualquier proceso que cede calor, es decir el sistema transfiere energía térmica a los alrededores. � Las moléculas de óxido de mercurio (II), mercurio y oxígeno = sistema Termodinámica. Energía + 2 HgO(s) ���� 2Hg (l) + O2 Descomposición del óxido de mercurio (II) a altas temperaturas Proceso Endotérmico � El Calor es proporcionado por los alrededores al sistema. � Se genera un proceso endotérmico. � Proceso Endodérmico: es cualquier proceso en el que se suministra calor al sistema. • Entalpía (H): propiedad utilizada para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a presión constante. H= E +PV � Es una propiedad extensiva, su magnitud depende de la cantidad de Termodinámica. Entalpía � Es una propiedad extensiva, su magnitud depende de la cantidad de materia presente • Entalpía de Reacción (ΔH) = Calor absorbido o liberado en una reacción. ΔH= H (productos) – H (Reactivos) � Proceso endotérmico ΔH > 0 (La entalpía de la reacción es positiva.) � El sistema absorbe calor. � Proceso exotérmico ΔH < 0 (La entalpía de la reacción es negativa.) � El sistema libera calor hacia los alrededores. Termodinámica. Entalpía Proceso Exotérmico Proceso Endotérmico Ecuaciones termoquímicas. Entalpía. � Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia Cuando se forma 1 mol de agua líquida a partir de 1 mol de agua sólida (hielo). El cambio de entalpía es de 6.01 Kj. Cuando 1 mol de metano gaseoso reacciona con 2 moles de oxígeno gaseoso para formar 1 mol de dióxido de carbono gaseoso y 2 moles de agua líquida. El cambio de entalpía es de -890.4 Kj Entalpía. Analogía de la Entalpía. • Capital inicial es de $100 � Transacción (depósito o retiro de $) • El cambio en el capital bancario = ΔX está dado por ΔX= X FINAL –X INICIAL X Representa el capital bancarioFINAL INICIAL • Si se depositan $40 a la cuenta entonces. ΔX = $140 - $100 = $40. ¿Reacción Endotérmica o Exotérmica? Sería una reacción endotérmica (El capital aumenta de la misma forma que la entalpía del sistema) X Representa el capital bancario Entalpía • Según la ecuación termodinámica. Proceso Exotérmico 64.07g SO2……… -99.1Kj 74.60g SO2……… X Kj -115.3 Kj • Ejercicio: Calcule el calor liberado cuando se queman 266g de fosforo blanco (P4) en aire (O2). P4(s) + 5 O2(g) � P4O10(s) ΔH= -3013Kj Entalpía � Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de reactivos y productos. Entalpía H2O (l) ���� H2O (s) ΔH = -6.01 Kj H2O (s) ���� H2O (l) ΔH = 6.01 Kj Ecuación invertida CH + 2O CO + 2 H O � Al invertir la ecuación (reacción inversa). La magnitud de ΔH se mantiene igual, pero cambia el signo. � Al invertir la ecuación. La reacción pasa de liberar energía a sus alrededores (proceso exotérmico) a incorporar energía al sistema. CO2(g) + 2 H2O(l) ���� CH4 (g) + 2O 2 (g) ΔH = -890 Kj CH4 (g) + 2O 2 (g) ���� CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH = -890 Kj Ecuación invertida � Si se multiplican ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor “n”. Entalpía H2O (s) ���� H2O (l) ΔH = 6.01 Kj 2 H2O (s) ���� 2 H2O (l) ΔH = 12.02 Kj Se Multiplica por factor=2 � ΔH cambia por el mismo factor “n” (ej. 2) Calorimetría. • Calorímetro: recipiente cerrado diseñado para medir los cambios de calor de los procesos físicos y químicos. • Calor específico (S): cantidad de calor que requiere una sustancia para elevar 1 grado Celsius la temperatura de 1gramo de la sustancia. • Capacidad calorífica (C): es la cantidad de calor que se requiere para elevar 1 grado Celsius la temperatura de una determina cantidad sustancia. Calor específico = Propiedad Intensiva. Capacidad calorífica = Propiedad extensiva. Capacidad Calorífica. m: masa de la sustancia en gramos. s : calor específico. Calorimetría. C = m s Ejemplo: - El calor específico (s) del agua es 4.184 J/g°C y la capacidad calorífica de 60g de agua es: C = 60g x 4.184 J/g° C = 251 J/°C Calorimetría. Calor específico de algunas sustancias. Sustancia Calor específico (J/g°C) Al 0.900 Au 0.129Au 0.129 C (grafito) 0.720 C (diamante) 0.502 Cu 0.385 Fe 0.444 Hg 0.139 H2O 4.184 C2H5OH (etanol) 2.460 Cambio de calor (q) Cantidad de calor que se ha absorbido o liberado en un proceso determinado. Calorimetría. q = m s Δ t q = C Δ t determinado. �El signo de q al igual que para el cambio de entalpía indica un proceso endotérmico si el signo es positivo y un proceso exotérmico si el signo es negativo. m : masa de la sustancia s : calor específico Δt = tfinal – t inicial C = ms Cambio de Calor (q) Ejemplo: -Una muestra de 466g de agua se calienta desde 8.50°C hasta 74.60°C. Calcule la cantidad de calor absorbido por el agua. Calorimetría. q = m s Δ t m = 466 g ΔT= 74.60°C - 8.50°C S = 4.184 J/g q = 466 g x 4.184 J/g (74.60°C - 8.50 °C ) q= 128875 q = 1.29 x 105J q= 129 Kj Cantidad de calor absorbido por el agua. 1000J…….….. .1KJ 1.29x105J…….X KJ Calorimetría a volumen constante. El calor de combustión generalmente se mide colocando una masa conocida de un compuesto en una bomba calorimétrica a volumen constante, no a presión constante. Calorimetría -La muestra se enciende eléctricamente.eléctricamente. -El calor producido por la reacción de combustión se calcula con exactitud registrando el aumento en la temperatura del agua. Calorimetría a volumen constante. � Sistema aislado, por lo tanto Calorimetría. qsistema= q agua (qbomba + qreacción) qreacción= -(q agua + qbomba ) qagua= ms Δt � Los cambios de calor NO corresponden al cambio de entalpía(∆H) � El contenido de energía de los alimentos y los energéticos se miden con calorímetros a volumen constante. � 1cal= 4.184J qbomba= Cbomba Δt qagua= ms Δt Calorimetría a volumen constante. � Determinación del calor de combustión de un compuesto orgánico. -Una muestra de 1.435g de naftaleno (C10H8), una sustancia de olor penetrante que se utiliza en los repelentes contra polillas, se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se eleva de 20.17 a 25.84°C. Si la masa de agua que rodea al calorímetro es exactamente2000g y la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica 1.80KJ/°C. Calcule el valor de combustión del naftaleno sobre una base molar; es decir, encuentre el calor de Calorimetría. naftaleno sobre una base molar; es decir, encuentre el calor de combustión molar. - qagua= (2000g x 4.184J/g.°C) (25.84°C -20.17°C) = 4.74 x 104J qbomba=(1.80 X10 3j/°C)(25.84°C -20.17°C) = 1.02 x104J qagua= ms Δt qbomba= Cbomba Δt Calorimetría a volumen constante. qreacción= -(4.74x10 4J + 1.05x104J) = - 5.76x104J Masa molar del naftaleno es 128.2g 1.435g……….-5.76x104J Calorimetría. 1.435g……….-5.76x104J 128.2g…….. XJ -5.15X106J/mol Calorimetría a volumen constante. Ejercicio Una muestra de 1.99g de metanol (CH3OH), se quemó en una bomba calorimétrica a volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se elevó a 4.02⁰C. Si la cantidad de agua que rodea el calorímetro es exactamente 2000g y la capacidad calorífica del calorímetro es 2.02KJ/⁰C. Calcule el calor molar de la combustión del metanol. 1.- Calcular el calor del agua: Calorimetría. qagua= ms Δt m: 2000g S : 4.184J/g ⁰C ∆t: 4.02⁰C - 0 ⁰C qagua = 2000g x 4.184J/g ⁰C (4.02⁰C - 0 ⁰C ) qagua = 3.4 x 10 4J 2.- Calcular el calor de la bomba: qbomba = 2.02KJ/⁰C x (4.02⁰C-0⁰C) qbomba = 8.12x 10 4J qbomba= Cbomba Δt ∆t: 4.02⁰C - 0 ⁰C C: 2.02KJ/⁰C. ∆t: 4.02⁰C - 0 ⁰C Calorimetría a volumen constante. 3.- Calcular el calor de la reacción: qreacción= -(3.4 x 10 4J + 8.12x 104J) qreacción= -1.2x10 5j 4.- Calcular el calor molar: -Masa molar de CH OH= Calorimetría. qreacción= -(q agua + qbomba ) qagua = 3.4 x 10 4J qbomba = 8.12x 10 4J C=12 H=1x4 32-Masa molar de CH3OH= -1.2x105J........1.99g X J………32g -1.9x106 J/mol H=1x4 32 O=16 Calorimetría a presión constante. Calorimetría. qdisolución= ms Δt qreacción= -(q disolución + qcalorímetro ) qcalorímetro= Ccalorímetro Δt qreacción= -(q disolución + qcalorímetro ) El cambio de calor es igual al cambio de entalpía a presión constante Calorimetría a presión constante. � Estos dispositivos permiten medir el calor de reacción de una gran cantidad de reacciones, entre ellas: • neutralizaciones ácido-base • calor de disolución • calor de dilución Calorimetría. Calorimetría a presión constante. � Para determinar el calor de reacción en un calorímetro a presión constante debemos tener las siguientes consideraciones: � el sistema lo constituye la reacción química. � el entorno estará constituido por la solución acuosa ( que contiene a los reactantes) y el calorímetro mismo. Calorimetría. reactantes) y el calorímetro mismo. • Si la reacción es exotérmica: – El calor liberado por la reacción será absorbido por el entorno. – La temperatura final será mayor que la temperatura inicial. • Si la reacción es endotérmica: – El calor absorbido por la reacción, será cedido por el entorno. – La temperatura final será menor que la temperatura inicial. Calorimetría a presión constante. Una muestra de 1.00x102ml de HCl 0.500M se mezcla con 1.00x102ml de NaOH 0.500M en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de 335J/⁰C. La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y NaOH es la misma, 22.50⁰C, y la temperatura final de la mezcla es 24.90⁰C. Calcule el cambio de calor de la reacción de neutralización. 1.- Calcular el calor de la disolución: Calorimetría. NaOH(ac) + HCl(ac) ���� NaCl(ac) + H2O (l) 1.- Calcular el calor de la disolución: qdisolución= ms Δt qdisolución= (1.00x10 2g + 1.00x102g)x(4.184J/g.°C)x(24.90°C-22.50°C) m s Δt qdisolución= 2008.32 J 2.01x10 3 J m: (1.00x102g +1.00x102g) S : 4.184J/g ⁰C ∆t: (24.90°C-22.50°C) Calorimetría a presión constante. 2.- Calcular el calor del calorímetro: Calorimetría. qcalorímetro= Ccalorímetro Δt C: 335J/⁰C. ∆t: 24.90⁰C – 22.50 ⁰C qcalorímetro= (335J/°C)x(24.90°C-22.50°C)qcalorímetro= (335J/°C)x(24.90°C-22.50°C) C Δt qcalorímetro= 804J Calorimetría a presión constante. 3.- Calcular el calor de la reacción: Si: , entonces.. Calorimetría. qreacción= -(q disolución + qcalorímetro ) qcalorímetro= 804J qdisolución= 2.01x10 3 J q = -(2.01x 103J + 804J)qreacción= -(2.01x 10 3J + 804J) qreacción= -2.81x 10 3J 1000J…….….. .1KJ -2.81x103J……X KJ qreacción= -2.81KJ Calorimetría a presión constante. 4.- Calcular el calor molar: -2.81KJ……..0.05mol x KJ…….. 1 mol -56.2 KJ/mol Calorimetría. Calorimetría. Un trozo de 6.22Kg de cobre metálico (calor específico=0.385J/g ⁰C) se calienta desde 20.5⁰C hasta 324.3 ⁰C . Calcule el calor absorbido (en KJ) por el metal. Resp: 728KJq = m s Δ t Calorimetría a presión constante. Para ejercitar en casa. Una muestra de 4.00x102ml de HNO3 0.0600M se mezcla con 4.00x10 2ml de Ba(OH)2 0.300M en un calorímetro a presión constante, que tiene una capacidad calorífica de 387J/⁰C. La temperatura inicial de ambas disoluciones es la misma, 18.88⁰C. ¿Cuál será la temperatura final de la disolución, si el calor de reacción es de -2.81KJ? Calorimetría. Entalpía estándar de formación Entalpía estándar de formación (∆Hf⁰): es el cambio de calor que resulta cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm. � Es la cantidad de calor puesta en juego cuando un compuesto se forma a partir de sus elementos en estado estándar. �A presión de 1 atm, los elementos están en estado estándar.�A presión de 1 atm, los elementos están en estado estándar. �El exponente “⁰” representa las condiciones del estado estándar (1 atm) �El subindice “f” significa formación. �Siempre se utilizan valores de ∆Hf⁰ medidos a 25⁰C, a pesar de que el estado estándar no especifica una temperatura. �La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es igual a cero. Entalpía estándar de formación de algunas sustancias inorgánicas a 25⁰C Entalpía estándar de formación. � ∆Hf◦ (O2)=0, pero ∆Hf◦ (O3)≠0 � ∆Hf◦ (C, grafito)=0, pero ∆Hf◦ (C, diamante)≠0 �Conocidos los valores de la entalpía estándar de formación se puede calcular la entalpía estándar de reacción (∆H ⁰ reacción). �Entalpía estándar de reacción (∆H ⁰ reacción): entalpía de una reacción que se efectúa a 1 atm. Como Calcular la entalpía estándar de reacción (∆H ⁰ reacción) Entalpía estándar de Reacción. aA + bB ���� cC + dD a, b, c, d son los coeficientes estequiométricos. Entonces ∆H ⁰ reacción, esta dada por: �Se deben conocer los valores de ∆Hf◦ de los compuestos que intervienen en la reacción. a, b, c, d son los coeficientes estequiométricos. ∆H⁰reacción=∑n ∆Hf° (productos) - ∑m ∆Hf° (reactivos) Donde: m: representan los coeficientes estequiométricos en moles de reactivos , es decir la sumatoria de (a+b). n: representan los coeficientes estequiométricos en moles de productos , es decir la sumatoria de (c+d). �La determinación de valores de ∆Hf◦ puede aplicarse a través del método directo o el indirecto. Método Directo �Se utiliza para compuestos que se sintetizan con facilidad a partir de sus elementos. Ejemplo: Se desea conocer la entalpía de formación del dióxido de carbono. � Es necesario medir la entalpía de la reacción en la que el carbono(grafito) y el oxígeno molecular, en sus estados estándar, se convierten en dióxido de carbono, Entalpía estándar de Reacción. oxígeno molecular, en sus estados estándar, se convierten en dióxido de carbono, también en su estado estándar: ∑n ∆Hf° (productos) ∑n ∆Hf° (reactivos) C(grafito) + O2(g) ���� CO2(g) ∆H⁰reacción=∑n ∆Hf° (productos) - ∑n ∆Hf°(reactivos) ∆ H⁰reacción= [(1mol)x -393.5KJ /mol(CO2(g) )] - [(1mol) x 0(C, grafito) + (1mol)x 0 (O2(g) )] ∆H⁰reacción = -393.5KJ Sustancia ∆Hf° (KJ/mol) C(grafito) 0 O2(g) 0 CO2(g) -393,5 Método Directo. � Otras aplicaciones: Entalpía estándar de Reacción. S (rómbico) + 3F2(g) ���� SF6(g) ∆H⁰reacción=∑n ∆Hf◦ (productos) - ∑n ∆Hf◦ (reactivos) ∆ H⁰reacción= [(1mol)x -1096,2KJ (SF6(g) )] - [(1mol) x 0(S ROMBICO) + (3mol)x 0 (F2(g) )] ∆H⁰reacción = -1096,2KJ Sustancia ∆H⁰f(KJ) C(grafito) 0 CS2 87,9 F2 0 P4(blanco) 0 P4O10 -3012,48 S(rombico) 0 S2 0 SF6 -1096,2 O2(g) 0 P4 (blanco) + 5O2(g) ���� P4O10(g) C (grafito) + 2S(rómbico) ���� CS2(l) ∆ H⁰reacción= [(1mol)x -3012,5KJ (P4O10(g) )] - [(1mol) x 0(P blanco) + (5mol)x 0 (O2(g) )] ∆H⁰reacción = -3012,5KJ ∆ H⁰reacción= [(1mol)x -3012,5KJ (CS2(g) )] - [(1mol) x 0(C, grafito) + (2mol)x 0 (2S(g) )] ∆H⁰reacción = 87,9KJ Método Directo. CaO + H2O ���� Ca(OH)2 ∆ H⁰reacción =[(1mol) x -235.8 Kcal ] – [(1mol)x( -151.9 Kcal) + (1mol)x (-68.32 Kcal)]. Entalpía estándar de Reacción. Sustancia ∆H⁰f( Kcal) Ca(OH) -235,8 CaO -151,9 H2O -68,32∆H⁰reacción=∑n ∆Hf◦ (productos) - ∑n ∆Hf◦ (reactivos) reacción ∆ H⁰reacción =( -235.8 Kcal – (- 220.22 Kcal). ∆ H⁰reacción = – 15.58 Kcal. Método Indirecto = Ley de Hess �Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos. �Es posible separar la reacción de interés en una serie de reacciones para las cuales se pueda medir el valor de ∆H⁰reacción, y de esta manera, calcular ∆H⁰reacción para la reacción total. �La variación de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se Entalpía estándar de Reacción. �La variación de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas. Método Indirecto = Ley de Hess � El proceso se puede realizar en una etapa: � En dos etapas: Entalpía estándar de Reacción. � En dos etapas: � En tres etapas: Método Indirecto = Ley de Hess Entalpía estándar de Reacción. Método Indirecto = Ley de Hess •Calcular la entalpía estándar de formación del metano. 1. Se parte de reacciones de combustión del C, H2 y CH4 para las que se conoce con exactitud los valores del cambio de entalpía de reacción. Se establece: Entalpía estándar de Reacción. C(grafito) + 2H2(g) → CH4(g) a) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H 0 r = -393.5 kJ Ecuación original. �se deben acomodar todas las ecuaciones químicas de tal manera que, al sumarlas se cancelen las especies que no aparecen en la ecuación original y únicamente permanezcan los reactivos y productos. �Algunas veces es necesario multiplicar una o todas las ecuaciones por un coeficiente que permita eliminar las especies que no aparecen en la reacción de interés. b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H 0 r = -571.6 kJ c) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H 0 r = -890.4 kJ Método Indirecto = Ley de Hess 2. En las ecuaciones a) y b), tanto el C como el H2 están como reactivos, Entalpía estándar de Reacción. C(grafito) + 2 H2(g) → CH4(g) a) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H 0 r = -393.5 kJ b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H 0 r = -571.6 kJ c) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H 0 r = -890.4 kJ Ecuación original. 2. En las ecuaciones a) y b), tanto el C como el H2 están como reactivos, entonces permanecen como se escribieron. 3. El CH4 también se encuentra como reactivo, debe invertirse para quedar del lado de los productos. �Al invertir una ecuación es muy importante cambiar el signo del valor de la entalpía de reacción, puesto que se debe considerar que si una reacción en un sentido es exotérmica (∆H0r = -), en el sentido contrario siempre es endotérmica (∆H0r = +). �Si una reacción en un sentido es exotérmica, en el sentido contrario es endotérmica. Método Indirecto = Ley de Hess 4. Se invierte la ecuación c) y se cambia el signo de ∆H0r Entalpía estándar de Reacción. 2C(grafito) + 2H2(g) → CH4(g) a) 2C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H 0 r = -393.5 kJ b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H 0 r = -571.6 kJ c) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H 0 r = -890.4 kJ Ecuación original. 4. Se invierte la ecuación c) y se cambia el signo de ∆H0r 5. Se suman las ecuaciones a), b) y d) d) CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) ∆H 0 r = 890.4 kJ a) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H 0 r = -393.5 kJ b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H 0 r = -571.6 kJ d) CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) ∆H 0 r = 890.4 kJ C(grafito) + 2O2(g) + 2H2(g) + CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) + CO2(g) + 2H2O(l) ∆H 0 r = -74.7 kJ Método Indirecto = Ley de Hess C(grafito) + 2O2(g) + 2H2(g) + CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g) + CO2(g) + 2H2O(l) ∆H 0 r = -74.7 kJ Entalpía estándar de Reacción. C(grafito) + 2H2(g) → CH4(g) C(grafito) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H 0 r = -74.7 kJ Ecuación original. Método Indirecto = Ley de Hess Ejercicios: La ecuación para la formación del acetileno es: C(grafito) + H2(g) → C2H2(g) Entalpía estándar de Reacción. a) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H 0 r = -393.5 kJ b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H 0 r = -571.6 kJ c) 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H 0 r = -2598.8 kJ Para eliminar las especies que no intervienen en la ecuación global, es necesario multiplicar la ecuación a) por 4 para igualar el número de O2 y CO2 en ambos lados, el valor de la entalpía de reacción de esta ecuación, debe multiplicarse de la misma manera, por el mismo factor. d) 4CO2(g) + 2H2O(l) → 2C2H2(g) + 5O2(g) ∆H0r = +2598.8 kJ e) 4C(grafito) + 4O2(g) → 4CO2(g) ∆H 0 r = 4(-393.5 kJ) = -1574 kJ Método Indirecto = Ley de Hess Entalpía estándar de Reacción. Para llegar a la ecuación global, la ecuación anterior se divide entre dos, sin olvidar la entalpía de reacción: 2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g) ∆H 0 r = +226.6 kJ