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Termoquímica Cheat Sheet


Termoquímica Cheat Sheet

Termoquímica



Ofertas termoquímica con calor (energía) los cambios en las reacciones químicas. En las reacciones químicas de calor se libera o absorbe. Si la reacción absorbe calor entonces los llamamos reacciones endotérmicas y si el calor reacción de liberación de las llamamos reacciones exotérmicas.

Reacciones endotérmicas:

En las reacciones endotérmicas, la energía potencial de los reactivos son inferiores a la energía potencial de los productos. Para equilibrar esta diferencia de energía, el calor se da a la reacción. La energía potencial se muestra con H.

Reacciones exotérmicas violentas:

La condensación de los gases, las reacciones de combustión son ejemplos de reacciones exotérmicas. En estas reacciones, las energías potenciales de los reactivos son más altas que las energías potenciales de los productos. Cantidad en exceso de energía se escribe en el lado derecho de la reacción para equilibrar diferencia de energía.

Entalpía y reacciones termoquímicas

Los cambios físicos y químicos se llevan a cabo bajo una presión constante. El calor ganado o perdido en las reacciones a presión constante se denomina cambio de entalpía. La entalpía es la energía cinética total y el potencial de las partículas de la materia. Se denota por la letra "H".

Si HR es la entalpía de los reactivos y HP es la entalpía de los productos, el cambio en entalpía se convierte,

ΔH = HP-HR

En las reacciones exotérmicas, HR es mayor que la de HP, por lo que el cambio de entalpía se vuelve negativo

HP <HR así; ΔH <0

Puesto que las reacciones endotérmicas absorben el calor, HP> HR y el cambio de entalpía es positiva.

HP>HR así; ΔH> 0

La variación de entalpía depende de la temperatura y presión. Por lo tanto, usted debe comparar los cambios de entalpía de las reacciones en la misma temperatura y presión.

La variación de entalpía 1 atm de presión y temperatura de 25 0C se llama variación de entalpía estándar.

Reacciones termoquímicas

Las reacciones que muestran tanto los cambios de la materia y la energía se llaman reacciones termoquímicas. Ejemplos de reacciones termoquímicas;

Reacción exotérmica;

C(s) +O2(g) → CO2(g) ; ∆H=-94 kcal

Reacción endotérmica;

2H2O(g) → 2H2(g) + O2(g) ; ∆H=116 kcal

Propiedades de las reacciones termoquímicas

Los coeficientes delante de cada elemento muestra el número de moles de materia y teniendo en cuenta el valor ΔH muestra el calor liberado o absorbido por la reacción en equilibrio con estos números.

Si se multiplica la reacción con el número "n" de lo que hay que multiplicar el valor ΔH también con "n".

Si la dirección de la reacción termoquímica se cambia, entonces el signo de ΔH también se cambia.

Dado que ΔH depende de los estados de la materia, debe escribir los estados de la materia en las reacciones termoquímicas.

Ley de Hess '(Suma de las reacciones termoquímicas)


Los estados de Hess de la ley que, puede sumar uno más de una reacción para formar nueva reacción. Mientras hace esto, se aplican los cambios mismos también en los cambios de entalpía de las reacciones utilizadas.

1) La entalpía estándar molar de la Formación:

La variación de entalpía de formación del compuesto 1 mol de sus elementos se llama entalpía molar normal de formación y se expresa en kcal / mol o kjoule / mol. Tenga cuidado al escribir las reacciones de formación de un preste atención a las sugerencias siguientes:

La reacción debe ser escrito para el compuesto 1 mol

Compuesto deberá estar constituida por elementos

Compuesto se debe formar elementos estables

2) entalpía estándar de descomposición:

Cambio de entalpía de descomposición del compuesto 1 mol en sus elementos se llama entalpía estándar molar de descomposición.

Ejemplo:

H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ; ∆H=68 kcal

3) La entalpía estándar de combustión:

Es el calor liberado por la reacción de un elemento en moles con O2 (g).

Ejemplo:

CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ; ∆H=-212 kcal

4) La entalpía estándar de reacción de neutralización:

Es el cambio de entalpía de neutralización del ácido 1 mol y una base de moles. Estas reacciones son reacciones exotérmicas.

Ácido + base → sal + agua + calor

Ejemplo:

H+ + OH- → H2O + 13,5 kcal

Energías de enlace y la entalpía


La formación de los átomos de los bonos químicos se vuelven más estables y su disminución de las energías y esta energía se libera el exterior. Mientras que romper esta misma cantidad de la fianza de la energía es necesaria. La energía liberada durante la formación de un enlace mol y necesario para romper un enlace mole que se llama energía de enlace.

Reactivos → Productos; ΔH =?


ΔH = Σ (energías de enlace) Reactivos de Σ (energías de enlace) Productos


Donde Σ muestra suma de las cantidades dadas.

En una reacción Si;

(La suma de energías de enlace de los reactantes)> (suma de energías de enlace de los productos), entonces, ΔH> 0, en otras palabras reacción es endotérmica. Una parte de la energía necesaria para romper los enlaces de los reactivos se toma de energía liberada por la formación de enlaces de los productos y una parte de ella se toma desde el exterior.

(La suma de energías de enlace de los reactantes) <(suma de energías de enlace de los productos), entonces, ΔH <0, en otras palabras la reacción es exotérmica. Por lo tanto, una parte de la energía liberada por la formación de los nuevos bonos en los productos que se utilizan para romper de bonos en los reactivos y una parte de la energía se libera el exterior.

Entalpía de medición y Calorímetro


La mayor parte de cambio de entalpía se puede medir experimentalmente. Este proceso se denomina "transferencia de medición de calor" calorimetría. Calorímetros son dispositivos usados en la medición de flujo de calor. En calorímetros;

El calor absorbido calor = Lanzamiento

El flujo de calor en calorímetro se calcula con la siguiente fórmula;

Q=mcal.ccal.∆T + magua. cagua.∆T

En caso;

mcal = masa del calorímetro, en g.

ccal = calor específico del calorímetro

magua = masa de agua en g.

cagua = capacidad de calor específico del agua

Entalpía de las reacciones depende;

Cantidad de materia

Estado físico de la materia

presión

temperatura

Tipos de materia

Termoquímica Exámenes y soluciones a los problemas


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