Portada

Esta es la portada de mi blog

Tema 4: TERMOQUÍMICA, 2º bachillerato. Blog de química: prepara Selectividad

Índice tema 4:

4.1- Conceptos de termoquímica: Entalpía (H), Entropía (S), Energía libre de Gibbs (G): aquí

4.2- Predicción cualitativa de la espontaneidad de una reacción: aquí

4.3- Cálculo de la entalpía estándar de reacción:

    - A partir de las entalpías de formación: aquí

    - A partir de las energía de enlace: aquí

    - Ley de Hess

Entalpía estándar de reacción, 2º bachillerato. Blog de química: prepara Selectividad

Ir a Tema 4
TEORÍA: entalpía de reacción estándar, ΔHro

La entalpía de reacción estándar puede calcularse de tres formas, que veremos a continuación, usaremos una forma u otra en función de los datos que nos de el problema:

1) A partir de las entalpías estándar de formación de productos y reactivos (ΔHof )

                        ΔHro = ∑ ΔHfo(productos) - ∑ ΔHfo(reactivos)


2) A partir de la energía de enlaces formados y rotos

                       ΔHro = ∑ E(enlaces rotos) - ∑ E(enlaces formados)


3) Ley de Hess 


"La variación de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas."

Es decir, que la suma de los ∆H de cada etapa de la reacción nos dará un valor igual al ∆H de la reacción principal.

(Lo vemos en la siguiente entrada)

--------------------------------------------------------------------

EJERCICIOS PAU RESUELTOS:

Resolveremos a continuación dos ejercicios que han entrado en años anteriores sobre la entalpía de reacción estándar:

- El primero, de junio de 2010, te la pide de las dos primeras formas que hemos visto

- El segundo, de TAL, es conveniente hacerlo por la ley de Hess

QUÍMICA. 2010. JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN B 
Para la reacción:
 CH(g) + Cl(g) ---> CH3Cl (l) + HCl (g)
a) Calcule la entalpía de reacción estándar a 25ºC, a partir de las entalpías de enlace y de las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura.
b) ...
Datos:
ΔHºf[CH4(g)]=-74,8 kJ/mol; ΔHºf[CH3Cl(l)]=-82,0 kJ/mol; ΔHºf[HCl(g)]=-92,3kJ/mol.
Entalpías de enlace en kJ/mol: (C-H)=414; (Cl-Cl)=243; (C-Cl)=339; (H-Cl)=432

Resolución:

1- A partir de las entalpías de formación:

ΔHro = ∑ ΔHfo(productos) - ∑ ΔHfo(reactivos);

ΔHr[ ΔHºf[CH3Cl(l)] + ΔHºf[HCl(g)] ] - [ΔHºf[CH4(g)] ];

ΔHr[ -82,0 kJ/mol + (-92,3kJ/mol) ] - [-74,8 kJ/mol ];

ΔHr=  [ -10,3 kJ/mol  ] + 74,8 kJ/mol ;

ΔHr=  64,5  kJ/mol


2- A partir de las energía de enlace:

ΔHro = ∑ E(enlaces rotos) - ∑ E(enlaces formados) ;

Analicemos la reacción para ver los enlaces que se han roto (los que están en los reactivos) y los que se han formado (los que quedan en los productos):

CH(g)     +      Cl(g)  --->       CH3Cl (l) +      HCl (g) 
4 C-H              1 Cl-Cl                3 C-H               1 H-Cl
                                                   1 C-Cl


ΔHr= [ 4 (C-H) + (Cl-Cl) ] - [ 3 (C-H) + 1 (C-Cl) + 1 (H-Cl)];

ΔHr= [ 4 (414) + (243) ] - [ 3 (414) + 1 (339) + 1 (432)];

ΔHr= - 114 kJ/mol

--------------------------------------------------------------------

EJERCICIOS PAU PROPUESTOS
Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer los siguientes ejercicios:

1- A partir de las entalpías de formación:



2- A partir de las energía de enlace:



--------------------------------------------------------------------

4.1- Conceptos de termoquímica: Entalpía (H), Entropía (S), Energía libre de Gibbs (G)

TEORÍA

VAMOS A VER:                                                             
- Conceptos de:                                                                
        - Entalpía.                                                                  
        - Energía libre de Gibbs                                              
        - Entropía
                                                                 
- Predicción de la espontaneidad de una reacción química    
--------------------------------------------------------------------------------

CONCEPTO DE ENTALPÍA (H)

La entalpía (H) es una magnitud termodinámica que se utiliza para medir la cantidad de energía (que solemos medirla como calor) que un sistema intercambia con su entorno.

En realidad lo que medimos es una diferencia de energía entre dos estados, por eso se representa así: 'ΔH'. La letra delta Δ representa un incremento.

El sistema puede CEDER o ABSORBER energía de su entorno, dependiendo de esto, el incremento de entalpía (ΔH) será mayor o menor que cero, es decir, positivo o negativo:

       ΔH>0: ENDOTÉRMICA (absorbe calor)

       ΔH<0: EXOTÉRMICA (desprende calor)

Que una reacción sea endotérmica significa que NECESITA calor para que dicha reacción se de, es decir, para que los reactivos pasen a productos.

Que una reacción sea exotérmica significa que SE GENERA calor cuando se da dicha reacción, es decir, para que los reactivos pasen a productos.

[Debes saber también:
Que la entalpía estándar de fusión(ΔH0de cualquier elemento en su estado natural es cero.]


CONCEPTO DE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (G)

En termodinámica, la energía libre de Gibbs es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).

El incremento de Energía libre de Gibbs (ΔG) nos dice si la reacción es ESPONTÁNEA o NO ESPONTÁNEA.

       ΔG<0: REACCIÓN QUÍMICA ESPONTÁNEA

       ΔG>0: REACCIÓN NO ESPONTÁNEA

Que una reacción química sea espontánea significa que se da por sí misma, que no necesita de calor u otra forma de energía para que los reactivos pasen a productos. Pero CUIDADO: no confundas espontaneidad con rapidez de una reacción, hay reacciones espontáneas que se dan en años.


CONCEPTO DE ENTROPÍA (S)

La entropía es una magnitud termodinámica que determina el desorden de un sistema.

A mayor desorden, mayor será ese incremento de entropía (ΔS).

      ΔS>0: AUMENTA EL DESORDEN
      ΔS<0: DISMINUYE EL DESORDEN

[Debes saber también:
El ΔS de cualquier sustancia cristalina a 0ºC es cero.]


RESUMEN DE ΔH, ΔG Y ΔS:


PREDICCIÓN DE LA ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA


Con la siguiente fórmula y sabiendo los signos de la ΔH y ΔS podemos predecir de forma cualitativa si una reacción es espontánea o no.

                ΔG=ΔH-TΔS

Analicemos el siguiente cuadro resumen:



Como hemos visto antes, a magnitud que nos dice si una reacción es espontánea o no es la ΔG, y su signo va a depender de los signos de ΔH y de ΔS.

- ΔH y ΔS tienen distinto signo

Lo más sencillo es cuando ΔH y ΔS tienen distinto signo, el signo de ΔG no va a depender de la temperatura.


Si ΔH y ΔS son de distinto signo, el signo de ΔG, y por tanto la espontaneidad de la reacción, no dependen de la temperatura.

- ΔH y ΔS tienen el mismo signo

Veamos ahora cómo ΔG depende de la temperatura si ΔH y ΔS tienen el mismo signo:

Sabiendo que:

    ΔG=ΔH-TΔS


Cuando  ΔH y ΔS son del mismo signo, podemos decir que  el signo de  ΔG dependerá de la temperatura, ya que:

- Cuando la temperatura sea baja, predominará el término entálpico (ΔH) sobre el entrópico (TΔS).

- Cuando la temperatura sea alta, predominará el término entrópico (TΔS) sobre el entálpico (ΔH).

Esto se debe a que en la fórmula que estamos mirando (ΔG=ΔH-TΔS), la temperatura está multiplicando al término ΔS.

Ya que estamos haciendo una predicción de forma cualitativa, podemos decir que el signo de ΔG se corresponderá con el término que predomine. Por ejemplo


Como estamos a baja temperatura, el término ΔH predominará sobre el TΔS.
Por tanto, ΔG tendrá el mismo signo que ΔH, en este caso positivo, por lo que podemos decir que la reacción será no espontánea.

ΔG>0    =>    Reacción NO espontánea.

--------------------------------------------------------------------------

EJERCICIO PAU RESUELTO

Resolveremos a continuación un ejercicio sobre este apartado que ha entrado en años anteriores en la PAU.

QUÍMICA. 2012. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A 
Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
1)       2 H2O2 (l)             -->  2 H2O (l) + O2 (g) ΔH= -196 kJ 
2)       N2 (g) + 3 H2 (g)   -->  2 NH3 (g) ΔH= -92,4kJ 
Justifique:
a) El signo que probablemente tendrá la variación de entropía en cada caso.
b) El proceso que será siempre espontáneo.
c) El proceso que dependerá de la temperatura para ser espontáneo.

Resolución:
a) 
La variación de entropía (ΔS), aumenta al aumentar el número de moles del sistema, especialmente si son gaseosos y viceversa, por tanto, en este caso:

    1) Aumentará (ΔS>0), ya que se generan más moles y además algunos gaseosos.
    2) Disminuirá (ΔS<0), ya que disminuye el número de moles gaseosos, de 4 moles gaseosos que hay en los reactivos, se pasa a 2 moles gaseosos.

b)
Para que un proceso sea espontáneo, su ΔG debe ser negativa. Según esta ecuación:
     ΔG=ΔH-TΔS,
la ΔG será siempre negativa en la reacción 1), ya que ΔH<0 y ΔS>0

c) 
En el caso 2) la espontaneidad dependerá de la temperatura, ya que ΔH<0 y ΔS<0, por lo que:
- Si la temperatura es baja, predominará el término entálpico (ΔH), por tanto ΔG<0 y la reacción espontánea.
- Si la temperatura es alta, predominará el término entrópico (ΔS), por tanto ΔG>0 y la reacción NO espontánea.

--------------------------------------------------------------------

EJERCICIOS PAU PROPUESTOS

Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer los siguientes ejercicios. Os dejo el enlace directo de la resolución de cada uno de la página de emestrada:
QUÍMICA. 2012. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A.
QUÍMICA. 2010. JUNIO. EJERCICIO 4. OPCIÓN A.
QUÍMICA. 2006. JUNIO. EJERCICIO 3. OPCIÓN B.
QUÍMICA. 2002. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 3. OPCIÓN B.
QUÍMICA. 2000. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 3. OPCIÓN B.


2.2- Configuración Electrónica, 2º bachillerato. Blog de Química: prepara selectividad.

TEORÍA


La configuración electrónica (en adelante CE) de un átomo indica cómo se disponen sus electrones en las distintas capas o niveles energéticos de dicho átomo.

Para saber la CE de un átomo debemos tener en cuenta cuántos electrones tiene y cómo se van colocando en los orbitales de éste.

Los orbitales de todos átomo se van llenando como indica la flecha en este dibujo:

Como puedes observar, se llenarían en este orden:
1º- El orbital 's' del nivel energético 1.
2º- El orbital 's' del nivel 2.
3º- El orbital 'p' del nivel 2.
4º- El orbital 's' del nivel 3.
Etc.


Por tanto, si un átomo tiene por ejemplo un número atómico de 6, sus orbitales se irían llenando de la siguiente forma:

1s2 2s2 2p2

--------------------------------------------------------------------

EJERCICIOS PAU PROPUESTOS
Os dejo los enlaces de emastrada a continuación, donde encontrarás los ejercicios resueltos. Con lo que llevamos visto hasta ahora, ya puedes hacer los siguientes ejercicios:
QUÍMICA. 2000. JUNIO. EJERCICIO 2. OPCIÓN B
QUÍMICA. 2010. JUNIO. EJERCICIO 3. OPCIÓN B

--------------------------------------------------------------------