This course is designed to cover subjects in advanced high school chemistry courses, correlating to the standard topics as established by the American Chemical Society. This course is a precursor to the Advanced Chemistry Coursera course. Areas that are covered include atomic structure, periodic trends, compounds, reactions and stoichiometry, bonding, and thermochemistry.
7.04 Thermochemical Equations
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Del curso dictado por University of Kentucky
Chemistry
615 calificaciones
De la lección
Week 7
In this unit, we will learn about thermochemistry, which is the study of the thermal energy transfer (heat) in chemical reactions. We will learn how these measurements of heat are made via calorimetry. Then, learn to calculate heat transfer using various methods.
Conoce a los instructores
Dr. Allison SoultLecturer
Chemistry
Dr. Kim WoodrumSr. Lecturer
Chemistry
En este objetivo de aprendizaje vamos a aprender
Ecuaciones Termoquímicas.
Son como una ecuación química, solo que te da la información
asociada con Delta H de la reacción.
Por tanto, una ecuación termoquímica muestra la variación de entalpía de la reacción, con lo que
existe un Delta H asociado a ella,
al igual que la relación de masa.
Si tuvieses haciendo estequiometría, esa es la ecuación ajustada que se te muestra.
Aquí tenemos un ejemplo de una ecuación termoquímica.
Esto no es una reacción química, es una variación física;
pasamos de agua sólida, que es hielo, a líquida, con lo que
es el proceso de fusión.
Esto es un proceso endotérmico;
veo que tengo un valor positivo
de Delta H,
pero tienes que añadir calor para romper esa atracción entre las moléculas.
Lo que esta ecuación establece son cantidades específicas.
Entonces, cuando un mol de hielo se derrite para formar un mol de agua,
se absorben 6.01 kilojulios de calor.
Sé que se absorben, debido al valor positivo de Delta H.
Podríamos representar esto con este diagrama de aquí.
Tenemos agua sólida a la que estás añadiendo los 6.01 kilojulios de calor y
se está convirtiendo en H2O líquida.
Por tanto, se te da una ecuación termoquímica,
la información que aporta este dibujo.
Para trabajar con estas ecuaciones termoquímicas,
existen varias pautas que tienes que tener en mente conforme las trabajas y utilizas.
La primera es que cuando ves esos coeficientes de una ecuación ajustada,
siempre están en función de moles de sustancia.
Así que, nunca pensarías en ellos en función de moléculas individuales
o, como hicimos con la ley de los gases, pensar en ellos en
función de litros. Debes pensar en ellos en función de moles.
Si inviertes la ecuación y vas a darle la vuelta y a
hacer los productos los reactivos y
los reactivos los productos, entonces cambiarás el signo de Delta H.
Si vas a considerar un líquido y
convertirlo en un sólido, esto va a ser un proceso exotérmico.
Va a desprender 6.01 kilojulios:
congelas agua metiéndola en el congelador y
el congelador es una bomba que extrae el calor del agua.
Lo siguiente debería tener sentido para nosotros:
si doblamos una reacción, doblaríamos la cantidad de calor.
Aquí vamos a volver del sólido al líquido, lo estamos derritiendo.
Pero estamos derritiendo el doble, y
por tanto, Delta H sería dos veces 6.01, o 12.02.
Cualquier cosa que le hagas a los coeficientes, se la harás a Delta H.
La otra cosa que tiene que pasar en una ecuación termoquímica
es que siempre tendrías que incluir los estados, si es un sólido, líquido,
gas o acuoso; siempre escribes eso
entre paréntesis, detrás de la sustancia.
Obviamente, esta ecuación no tendría sentido si no incluyeses eso:
tienes H2O pasando a H2O.
Es el estado lo que tiene sentido, pero
es necesario para todas las ecuaciones termoquímicas.
Vamos a examinar
una ecuación termoquímica que implica una reacción.
Esta es la reacción de combusitión del metano,
que es un gas al que llamamos gas natural.
¿Qué nos dice esta ecuación?
Nos dice que si hacemos reaccionar 2 moles de metano, CH4,
con dos... un mol de metano,
con 2 moles de oxígeno, produciríamos 1 mol de dióxido de carbono,
produciríamos 2 moles de agua líquida y emitiríamos calor.
Es exotérmica, por lo que emitiríamos 890.4 kilojulios de calor.
Bien ¿y si tuviésemos la ecuación ajustada de esta manera?
Ahora está ajustada no con los números enteros más bajos posibles.
Está ajustada tal y como esto; deduce cuál sería Delta H para
esta reacción.
Si dijiste 1780.8, sería correcto.
Estás invirtiendo la reacción y doblándola.
Si elegiste el número dos, cambiaste el signo, pero olvidaste multiplicarla por dos.
Si elegiste el negativo 1780.8, la multiplicaste por dos, pero
olvidaste cambiar el signo.
Bien, vamos a continuar examinando esta ecuación,
la misma que vimos antes:
la combustión del CH4.
Nos pregunta que cuando un mol de CO2 se produce,
que es lo que está en la ecuación ajustada, cuál es la variación de entalpía.
Bueno, sería -890.4, de acuerdo con esa ecuación ajustada.
¿Y si usáramos un número que no está en la ecuación ajustada?
La ecuación ajustada dice que cuando dos moles
reaccionan obtendrías esta cantidad de calor. Bien ¿y si no tienes dos moles?
¿Cuál es la variación de entalpía?
Cada vez que se te da una ecuación termoquímica,
se te da una relación entre la variación de entalpía y
el número de moles de esa sustancia en la ecuación ajustada.
Lo que podemos hacer es establecer una factor de conversión para cada sustancia de ahí.
Eso está relacionado con el valor de Delta H.
Por tanto, estos kilojulios se producirían en función de la sustancia
que nos interesa, cuando 2 moles de O2 reaccionan.
Como dije, podemos hacer esto para
cualquier sustancia; podemos escribir aquí en el denominador 1 mol de metano;
podríamos escribir en el denominador 1 mol de dióxido de carbono;
podemos escribir en el denominador 2 moles de agua.
Dado que esta pregunta pide la relación de calor para
el oxígeno, vamos a usar esta relación que escribí primero.
No empieces con eso, empieza con lo que se da; tenemos 2.5 moles de oxígeno.
Y luego haz tu análisis dimensional característico. No quiero moles de oxígeno,
quiero kilojulios de calor.
Y hay -890.4 kilojulios por cada 2 moles de oxígeno que reaccionan.
Eso nos da un valor negativo de
1,113 kilojulios o,
con dos cifras significativas,
eso sería 1.1 multiplicado por 10 elevado a 4 kilojulios.
Ahora, esto es un poco más de lo que proporcionan 2 moles.
Y eso es lo que esperarías.
2 moles emiten,
dado que tienes un signo menos ahí y ahí, 890.4 kilojulios.
Esto es más.
Espería más calor
y, de hecho, es más calor.
Aquí está escrito un poco más claro, en el papel.
Solo quiero dejar claro que esta parte de aquí
se obtiene a partir de la ecuación ajustada.
Es nuestro factor de conversión o nuestra unidad de factor de conversión
entre la cantidad de sustancia y la cantidad de calor.
Eso viene de nuestra ecuación termoquímica.
Vamos a ver si podemos trabajar este problema.
Es uno que puedes intentar usando una técnica diferente.
Pero vamos a aclarar algo:
en este problema no empiezas con moles de amoníaco, ¿de acuerdo?
El amoníaco es NH3,
esta es la sustancia;
vamos a producir esta sustancia.
No empiezas con moles,
empiezas con gramos,
con lo que a ver si pudieras hacer análisis dimensional partiendo con
gramos de amoníaco y terminando con energía.
¿Elegiste el número tres? Entonces, excelente trabajo.
Si lo hiciste, podrías pasar a la siguiente diapositiva.
De lo contrario, mira cómo lo he hecho.
Empiezo con 1.26 multiplicado por 10 elevado a 4 gramos de amoníaco.
Lo primero que quiero es pasar a moles de amoníaco,
porque sé que si puedo obtener moles de amoníaco,
puedo usar la ecuación termoquímica para conversiones.
La masa molar es 17.03 gramos por mol
y puedo usar los moles de amoníaco y usar mi ecuación ajustada para obtener kilojulios.
La ecuación ajustada tiene un 2 con el amoníaco y
añadimos -92.6 kilojulios. Eso nos proporciona la respuesta número 3.
Bien, aquí está la siguiente pregunta en la que vamos a trabajar.
Para este problema tenemos cierto combustible de cohete: N2O4 y N2H4 reaccionando.
Y me da alguna información.
Dice que cuando 10 gramos de N2O4 reaccionan -escribiré un 10 aquí debajo-,
sabemos que vamos a producir, o desprender, 124 kilojulios.
Por tanto, la primera pregunta es: ¿cuál es el signo de Delta H?
Bueno, como se desprende, es exotérmica.
Eso es un valor negativo.
La siguiente pregunta es: si se desprenden 124 kilojulios
cuando 10 gramos reaccionan, si quisiera deducir Delta H para
esta reacción, a lo que quiero llegar en algún momento,
¿sería ese Delta H para
esa ecuación química, tal y como está ajustada, mayor que los 124 kilojulios desprendidos?
¿O menor que los 124 kilojulios de calor desprendidos?
Bueno, para resolver esto, piensa en la ecuación ajustada.
¿Sería esa cantidad, en gramos, mayor que 10 o menor que 10?
¿Cuál es esta cantidad?
Esta cantidad es 1 mol de N2O4.
Para el vídeo y responde a la pregunta.
Bueno, si dijiste mayor, es correcto.
N2O4
tiene una masa molar igual a 92.1.
Si tengo 1 mol justo aquí,
tengo 92.01 gramos de N2O4.
Esto es, por mucho, menor que eso.
Entonces, 10 gramos liberan 124 kilojulios.
Si elevo esto a 92.01 gramos, deberían liberarsre mucho más de 124 kilojulios.
Vamos a trabajar este apartado juntos.
Quiero saberlo para 1 mol,
con lo que quiero empezar con eso:
1 mol de N2O4.
Conozco la relación siguiente:
-124 kilojulios se liberarán por cada 10 gramos de N2O4.
Esta información de aquí me da esa relación.
No puedo usar esa relación de la esquina superior derecha,
a menos que transforme mis moles en gramos.
Pasaré entonces los moles de N2O4 a gramos de N2O4.
Obtengo la masa molar del N2O4 y eso es, como dije, 92.01.
Eso son los gramos que hay en un mol.
Ahora puedo usar la relación que vimos arriba en la esquina superior derecha:
por cada 10 gramos de este reactivo, se producen o
liberan 124 kilojulios de calor.
Eso me dará -1.14 multiplicado por 10 elevado a 3 kilojulios de calor.
Más de 1,140 kilojulios de calor se desprenderían
cuando la reacción tiene lugar para las cantidades ajustadas que vemos ahí arriba.
Por tanto, es exotérmica.
Ciertamente, es más de 124 kilojulios de calor liberado,
porque tengo más de 10 gramos.
Hemos visto muchos ejemplos del uso de ecuaciones termoquímicas y
la capacidad de pasar, básicamente, de la cantidad de un reactivo
o producto a la cantidad de calor, bien liberada,
o bien necesitada para la reacción.
Así que, podemos transformar esos dos usando como herramienta una ecuación termoquímica.
El trabajo que estamos realizando
justo ahora, es difícil de comprender para los estudiantes, así que
tenemos unos pocos problemas más para practicar juntos.
En este problema estamos empezando con 15 gramos de metanol
y queremos saber cuánto calor se produciría en kilojulios.
Vamos a empezar entonces con los 15 gramos de metanol.
Sabemos que la ecuación termoquímica me dice que, cada vez
que 2 moles de esto reaccionan, vas a producir esta cantidad de calor.
Vamos a transformar los gramos a moles;
necesitamos la masa molar
del metanol,
que es 32.05.
Ahora que tenemos eso, podemos pasar de moles de metanol a kilojulios.
-1,452.8 kilojulios se
liberan cada vez que 2 moles reaccionan.
Y cuando multiplicas y
divides todo esto, vas a obtener -340 kilojulios de calor.
Y mientras pienso en ello, quiero hablar de la manera en la que han
escrito esta ecuación, o de la manera en la que he escrito esta ecuación.
En ocasiones verás que Delta H
se escribe como -1452.8 kilojulios.
Algunos libros lo emplean de esa manera y otros los emplean en kilojulios por mol.
Cuando lo ves escrito como kilojulios por mol, lo que están diciendo es
que son kilojulios por relación molar de lo que vemos en la ecuación ajustada de aquí .
Por tanto, no es por mol de CH3OH,
es por 2 moles de CH3OH.
No es por 1 mol de O2,
es por 3 moles de O2.
En ocasiones lo verás escrito como kilojulios por mol.
Yo, más comúnmente,
lo escribiré como kilojulios, sabiendo que
una ecuación termoquímica siempre está ajustada en función de moles en sí.
Bien, ahora vamos a intentar determinar Delta H para esta reacción.
No lo sabemos, pero sabemos que obtenemos un desprendimiento de calor,
que es igual a -191 kilojulios de calor, cada vez que 100 gramos de NO reaccionan.
Queremos saberlo para la ecuación ajustada y eso es para 2 moles de NO.
¡Uy!, no he escrito moles, lo colaré por aquí.
Moles de NO.
Quiero usar esta relación, que está en función de gramos.
Voy a pasar de moles de NO
a gramos de NO y a obtener la masa molar del NO,
que es 30.01.
A continuación puedo pasar de gramos de NO a kilojulios, que es lo que se pide.
Y uso la relación que me dan en el problema, en la que por
cada 100 gramos de NO que reaccionan voy a liberar
-191 kilojulios.
Esto me dará -115 kilojulios y
eso sería la Delta H de la reacción, porque es la cantidad de
calor liberado cuando 2 moles, mira lo que tengo aquí, reaccionan.
Ahora quiero que intentes tú otro.
En este problema te estoy dando 55.5 gramos de amoníaco.
Ese amoníaco, NH3, está reaccionando.
Está produciendo esta cantidad de calor.
Se desprende, ¿de acuerdo?
Y luego vas a determinar cuál es Delta H para esta reacción.
¿Elegiste el número 2?
Entonces, es correcto.
Si elegiste número 1,
no tuviste en cuenta que la energía se libera, con lo que es un signo negativo.
Y si elegiste -225, lo has determinado para 1 mol y
se quiere para 4 moles, con lo que tenemos que asegurarnos de tener eso en cuenta.
Si lo acertaste, te has sentido a gusto con ello,
que sepas que este es el final de nuestro objetivo de aprendizaje número cuatro,
en el que hemos utilizado nuestras ecuaciones termoquímicas para hacer cálculos y
ver qué tipo de información podemos obtener a partir de ellas.
Y cómo obtener los valores de Delta H,
conociendo una relación entre la energía y la cantidad.
Si no lo acertaste y quieres ver el vídeo de nuevo,
o quieres continuar viéndolo, porque te lo he explicado todo aquí.
Entonces, estamos intentando determinar Delta H para 4 moles.
Tengo 4 moles de NH3 y son exactamente 4 moles;
no voy a limitarme a una cifra sinificativa en mi respuesta.
Voy a pasar de moles de NH3 a gramos de NH3.
Voy a hacer esto, lo que era la masa molar igual a 17.0 gramos por mol.
Voy a hacer esto, porque en la ecuación ajustada
me están dando una relación entre la cantidad de amoníaco en gramos,
con lo que escribo 55.5 gramos de NH3 aquí.
Y la cantidad de calor liberada, que es -734 kilojulios de calor,
en el numerador, y eso va a darnos el valor igual a -901 kilojulios.
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