CALORES DE FORMACIÓN, COMBUSTION, DISOLUCIÓN, CRISTALIZACIÓN, REACCIÓN, CAMBIO DE ESTADO

Ver el tema anterior Ver el tema siguiente Ir abajo

CALORES DE FORMACIÓN, COMBUSTION, DISOLUCIÓN, CRISTALIZACIÓN, REACCIÓN, CAMBIO DE ESTADO

Mensaje  Manuel Ivan el Miér Ago 05, 2009 4:20 pm

CALOR ESTANDAR DE FORMACIÓN
Con el objeto de comparar los cambios de entalpía de diversas sustancias en idénticas condiciones, se establece un estado de referencia conocido como estado estándar la que corresponde a un compuesto o elemento en su estado físico más estable sometida a la presión de 1 atmósfera y 25ºC (298.15 K). Los valores de entalpía (H) medidos en estas condiciones, se conocen como "calor estándar de reacción".

Calor o entalpía de formación: Se define como calor de formación a la energía involucrada en la formación de un mol de compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar. Si este calor es medido en condiciones standard de presión y temperatura (1 atm, 25ºC), se conoce como "calor estándar de formación".

C(s) + O2(g)  CO2(g) H0f = -94.05 Kcal/mol
H2(g) + 1/2 O2(g)  H2O(l) H0f = -68.32 Kcal/mol
1/2 H2(g) + 3/2 O2(g) + 1/2 N2(g)  HNO3(l) H0f = -41.40 Kcal/mol

Los calores estándar de formación de todos los compuestos están tabulados. En la tabla siguiente se muestran algunos datos de estos resultados.



Datos a 25ºC, 1 atmósfera. H0f(Kcal/mol)
Compuesto H0f Compuesto H0f Compuesto H0f
H2O(l) -68.32 NO2(g) 8.09 HCl(g) -22.60
H2O(g) -57.80 SO2(g) -70.96 Ag2O(s) -7.31
CO2(g) -94.05 SO3(g) -94.45 CuO(s) -38.50
CO(g) -26.42 H2S(g) -4.82 Fe2O3(s) -196.50
NH3(g) -11.04 HNO3(l) -41.40 NaOH(s) -102.00
NO(g) 21.60 H2SO4(g) -193.91 Na2CO3(s) -270.30
CH4(g) -17.89 C2H6(g) -20.24 C4H10(g) -29.81
C8H18(l) -49.82 C2H4(g) 12.50 CH3OH(l) -57.02
C6H6(l) 11.72 C2H2(g) 54.19 C2H5OH(l) -66.36

El calor de reacción de formación de un compuesto puede expresarse por:

H0f(Comp.) = H0(Compuesto) - H0(Elementos)

Por convención se establece que el H0 de los elementos en su estado estándar es cero

Ley de LAPLACE-LAVOISIER: La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto en sus elementos, es igual al calor desarrollado cuando el mismo compuesto se forma a partir de sus elementos. Esta ley se puede simbolizar mediante:

A  B H0
B  A -H0
Ley de Hess: El cambio de entalpía de una reacción, es el mismo tanto si se realiza en una etapa o en varias etapas. Esto se puede describir como:
A + B  C + D H01
C + D  E H02
A + B  E H03 = H01 + H02

Ejemplo: Calcule el calor de formación del CO(g) a partir de los calores de formación del CO2(g) y el de la combustión del CO(g) para dar CO2(g).

CO(g) + 1/2 O2(g)  CO2(g) H0 = -67.63 Kcal/mol
C(s) + O2(g)  CO2(g) H0f = -94.05 Kcal/mol

Solución: Si escribimos la reacción de formación del CO2 y le sumamos el inverso de la reacción de combustión del CO, tendremos:
C(s) + O2(g)  CO2(g) H0f = -94.05 Kcal/mol

CO2(g)  CO(g) + 1/2 O2(g) H0 = +67.63 Kcal/mol
C(s) + 1/2 O2(g)  CO(g) H0f = -94.05 + 67.63 = -26.42 Kcal/mol

Cálculo de calores de reacción: En general en una reacción, la cantidad de calor involucrada se puede calcular como:
H0REACCION = H0f(Productos) - H0f(Reaccionantes)
Ejemplo: Calcular el H0REACCION de la combustión de CH4(g) y el cambio de energía interna E0 a 25ºC.
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)

Soluc. (datos en tabla anterior)

H0REACCION = H0fCO2(g) + 2 H0f H2O(l) - H0f CH4(g) + 2 H0f O2(g)

H0REACCION = -94.50 + 2 (-68.32) - -17.89 + 2 (0) = -213.25 Kcal/mol

Esto quiere decir que cuando se quema 1 mol de CH4 (16 g) se liberan (reacción exotérmica) 213.25 Kcal.

H0 = E0 + ngRT
ngRT = (1) - (1 + 2)mol x 1.987 cal/mol K x 298K = -1184.2 cal = -1.18 Kcal

E0 = H0 - ngRT = -213.25 Kcal - (-1.18 Kcal) = -212.2 Kcal

Combustión
La combustión es una reacción química en la que un elemento (combustible) se combina con otro (comburente, generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso), desprendiendo calor y produciendo un óxido; la combustión es una reacción exotérmica que produce:
• calor al quemar
• luz al arder.
Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. El producto de esas reacciones puede incluir monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2), agua (H2O) y cenizas.
El proceso de destruir materiales por combustión se conoce como incineración.
Para iniciar la combustión de cualquier combustible, es necesario alcanzar una temperatura mínima, llamada temperatura de ignición o de inflamación.
Existen varios tipos de combustión, entre los cuales están la combustión incompleta y la completa:
• La combustión incompleta, una combustión se considera una combustión incompleta cuando parte del combustible no reacciona completamente porque el oxígeno no es suficiente. Se reconoce por una llama amarillenta.
• La combustión completa es cuando todo el carbono de la materia orgánica quemada se transforma en CO2. Se puede reconocer por la llama azul producida por la incineración del material.

DISOLUCION

En química, una disolución (del latín disolutio) es una mezcla homogénea ó heterogénea, la cuál a nivel molecular de dos o más especies químicas no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por un soluto y un medio dispersante denominado disolvente. También se define disolvente cómo la sustancia que existe en mayor cantidad que el soluto en la disolución y en la cual se disuelve el soluto. Si ambos, soluto y disolvente, existen en igual cantidad (como un 50% de etanol y 50% de agua en una disolución), la sustancia que es más frecuentemente utilizada como disolvente es la que se designa como tal (en este caso, el agua). Una disolución puede estar formada por uno o más solutos y uno o más disolventes. Una disolución será una mezcla en la misma proporción en cualquier cantidad que tomemos (por pequeña que sea la gota), y no se podrán separar por centrifugación ni filtración.
Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disuelto en agua (o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama).
Se distingue de una suspensión, que es una mezcla en la que el soluto no está totalmente disgregado en el disolvente, sino dispersado en pequeñas partículas. Así, diferentes gotas pueden tener diferente cantidad de una sustancia en suspensión. Mientras una disolución es siempre transparente, una suspensión presentará turbidez, será traslúcida u opaca. Una emulsión será intermedia entre disolución y suspensión.

CRISTALIZACION

La cristalización es el proceso por el cual se forma un sólido cristalino, ya sea a partir de un gas, un líquido o una disolución. La cristalización es un proceso que se emplea en química con bastante frecuencia para purificar una sustancia sólida. Se han desarrollado diferentes técnicas al respecto:
• 1 Enfriamiento de una disolución de concentración baja
• 2 Cambio de disolvente
• 3 Evaporación del disolvente
• 4 Sublimación
• 5 Enfriamiento selectivo de un sólido fundido
• 6 Crecimiento cristalino
• 7 Recristalización



REACCION

Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
Los tipos de reacciones inorgánicas son: Ácido-base (Neutralización), Combustión, Solubilización, Oxidoreducción y Precipitación

CAMBIO DE ESTADO

En física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados básicos son el sólido, el líquido y el gaseoso.

Los dos parámetros de los que depende que una sustancia o mezcla se encuentre en un estado o en otro son temperatura y presión. La temperatura es una medida de la energía cinética de las moléculas y átomos de un cuerpo. Un aumento de temperatura o una reducción de la presión favorecen la fusión, la evaporación y la sublimación, mientras que un descenso de temperatura o un aumento de presión favorecen los cambios opuestos.

FUENTE: Wink
http://es.wikipedia.org/

Manuel Ivan

Mensajes : 26
Fecha de inscripción : 04/08/2009

Ver perfil de usuario

Volver arriba Ir abajo

Ver el tema anterior Ver el tema siguiente Volver arriba

- Temas similares

 
Permisos de este foro:
No puedes responder a temas en este foro.