Actividades fuera del aula

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QUÍMICA, ENERGÍA Y SOCIEDAD

O b j e t i v o

Cuantificar los cambios energéticos en las reacciones químicas.

Realizar cálculos de entalpía en reacciones químicas.

C o n o c i m i e n t o s p r e v i o s

Conceptos de termoquímica y ecuaciones de primer grado.

A c t i v i d a d e s e n a u l a

Realiza la Actividad experimental No. 4 Entalpía de reacción.

Tu asesor(a) presenta ejemplos de ejercicios para calcular entalpía de reacción usando las tablas de entalpía de

formación, Problemario 4.

A c t i v i d a d e s f u e r a d e l a u l a

Concluye los trabajos solicitadas en la actividad experimental No. 3 y 4.

Material de apoyo Termoquímica

Calorímetro. Actividad experimental del calorímetro.

Termodinámica Química

Páginas consultadas 25 de noviembre de 2009:

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/calorimetro/ calorimetro.htm Descripción de cálculos e incluye un simulador del funcionamiento del calorímetro.

http://sites.google.com/site/lulapuebla61/quimicaopativa

compila diversas páginas relacionadas.

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Química, Energía y Sociedad

Actividad experimental No. 4 Entalpía de reacción.

¿Para qué voy a trabajar?

OBJETIVOS:

Determinar el calor de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte.

¿Qué necesito?

Materiales Sustancias

¿Qué voy a hacer?

“Calor de neutralización”

En este caso, la fuente que proporcionará el calor para elevar la temperatura del calorímetro será una reacción química, la que ocurrirá en el interior.

Coloca 50 ml. de la disolución de NaOH 2M, con precaución, en el interior del calorímetro, y 50 ml. de la disolución de HCl 2M en un vaso de precipitados.

Revisa que ambos se encuentren a la misma temperatura. Vierte el contenido del vaso dentro del calorímetro completo, recuerda que contiene 100 ml. de agua. Lo único adicional al calorímetro es el NaOH y el HCl disueltos, y que van a reaccionar. Determina la máxima temperatura alcanzada después de la mezcla.

Una disolución 2M es aquella que contiene 2 moles de soluto por litro de disolución, por lo que mezclaste 0.1 moles de NaOH con 0.1 moles de HCl.

Suponiendo que le HCl y la NaOH se encuentran totalmente disociados

HCl H+ + Cl

-NaOH Na+ + OH

-Al mezclarlos, los iones Na+ y Cl- continúan presentes, pero se llevan a cabo la neutralización entre los iones H+ y OH-

H+ + OH- H2O

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Química, Energía y Sociedad

REGISTRO Y ANÁLISIS DE RESULTADOS

Para que tus datos estén bien organizados llena cuidadosamente la siguiente tabla

llamemos a Resultado

T1 La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y NaOH. T1=___________°C

T2 Temperatura durante la neutralización. máxima alcanzada T2=___________°C

Tcal= T2 -T1 Incremento de la temperatura del calorímetro. Tcal=__________°C

Q = K Tcal

Calor cedido al calorímetro, por la reacción química de la formación de

0.1 mol de H2O. Q=__________Joules

q = 10 x Q Decremento de la temperatura del agua del vaso. q=_______Joules/mol

[Escriba una cita del documento o del resumen de un punto interesante. Puede situar el cuadro de texto en cualquier lugar del documento. Utilice la ficha Herramientas de cuadro de texto para cambiar el formato del cuadro de texto de la cita.]

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Química, Energía y Sociedad

Cuestionario

1.-¿Cuál es la función que desempeñan cada parte del calorímetro que construiste? ¿Por qué se insiste en que los 100ml. de agua forman parte del calorímetro?

2.- Discute con tus compañeros acerca de la importancia de la calibración previa de tu calorímetro.

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Química, Energía y Sociedad

Problemario 4. Entalpía de reacción

1. ¿Qué es la termoquímica.

2. ¿Cuáles son las variables que influyen sobre el calor de una reacción?

3. ¿Qué es un calorímetro?

4. Explica el funcionamiento de un calorímetro 5. ¿Qué es la entalpía?

6. ¿Cuál es la fórmula para calcular el calor o entalpía de reacción?

7. ¿Qué es una reacción endotérmica? 8. ¿Qué es una reacción exotérmica?

9. ¿Cuál es el valor de entalpía de un elemento en estado libre?

10. ¿Qué signo tiene H durante una reacción exotérmica?

11. ¿Qué signo tiene H durante una reacción

endotérmica?

12. Escribe cinco ejemplos de reacciones químicas de tipo exotérmico.

13. Escribe cinco reacciones químicas de tipo endotérmico 14. Define el calor de formación.

15. Escribe la Ley de Hess.

ENTALPÍA O CALOR DE FORMACION

Existe una diversidad de entalpías en termoquímica como son el calor de neutralización, de formación de iones y átomos, de disolución, de mezcla, etc. Sin embargo, existe un calor de reacción especial, el de formación, que se define como “el calor necesario que permite la formación de un mil de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándares”, por ejemplo para la formación del metano a partir del carbono y el hidrógeno se necesita la siguiente cantidad de calor.

C(s) + 2 H2(g) CH4(g) H = -17.9 Kcal

Para la formación del agua: H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H = -69.3 Kcal

Formación del ácido Yodhídrico ½ H2(g) + 1/2 I2(g) HI(g) H 0 + 6.19 kcAL

Las entalpías de formación se miden directamente o se calculan en forma indirecta utilizando la Ley de Hess.

EJERCICIOS DE CÁLCULO DE ENTALPÍA

Utilizando los valores de la Tabla 1, calcular el H de cada reacción: a) CH4(g) + 2 O2(g) CO 2(g) + 2 H2O(g)

b) CaO(g) + 2 HCl(l) CaCl2(s) + H2O(l)

c) C6H12O6(s) 2C2H5OH(1) + 2 CO2(g)

d) Zn(s) + CO2(g) ZnO(s) + CO(g)

e) Fe2O3(s) + CO(g) 2 FeO(s) + CO2(g)

f) Ag2O(s) + 2 HCl(g) 2 AgCl(s) + H2O(l)

g) CaCl2(s) + K2CO3(s) CaCO3(s) + 2 KCl(s)

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Química, Energía y Sociedad

TABLA 1 Entalpías de formación Kcal/mol) a 25 C°

SUSTANCIA H SUSTANCIA H SUSTANCIA H SUSTANCIA H

AgCl(s) 30.1 CuO(s) -38.5 H2SO4(l) -193.7 NaOH(s) -101.09

AgNO3(s) 29.4 CuSO4(s) -184.7 H2SO4(aq) -212.0 Na2S(s) -89.8

Ag2O(s) 6.95 CuS(s) -1l.6 KCl(s) -104.3 Na3PO4(s) -457

Al2O3(s) -99.1 FeO(s) -64.6 K2CO3(s) -274.0 NH3(g) -10.9

CaCl2(s) -190.5 Fe2O3(s) -198.5 KClO3(s) -93.5 NO(g) 21.6

CuCO3(s) -289.5 HCl(aq) -39.8 MgCl2(aq) -189.7 No2(g) 7.96

CaO(s) -151.7 HCl(g) -22.0 MgSO4(aq) -324.5 N2O4(g) 2.21

Ca(OH)2(s) -235.6 H2O(g) -57.8 NaCl(s) -98.3 SO2(g) -70.9

CO(g) -26.4 H2O(l) -68.3 Na2CO3(s) -269.5 SO3(g) -94.4

CO2(g) -94.0 HNO3(l) -41.35 NaNO3(s) -111.7 PbSO4(s) -218.5

C(diamante) 0.45 C2H6(g) -20.24 CH3OH(l) -57.0 C6H6(1) -37.8

CH4(g) -17.9 C2H5OH(l) -66.3 C3H8(g) -24.8 C6H12O6(s) -16.0

C2H2(g) 0.54 C2H5OH(g) -52.2 CH3COOH(l) -116.2 C8H18(l) -51.5

ZnO(s) - 83.77 CaCO3(s) - 288.46

Calcula el calor de cada reacción empleando una tabla de calores.

1) 4 FeO(g) + O2(g) 2 Fe2O3(s)

2) 3 C2H2(g) C6H6(l)

3) H2O(l) H2O(g)

4) 2 NaOH(s) + H2S Na2S(s) + 2 H2O

5) 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

6) C2H2(g) + 2 H2(g) C2H6(g)

7) AgNO3(s) + HCl(aq) C2H6(g)

8) C + H2O(g) CO(g) + H2(g)

9) CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(s) + CO2(g)

10) Cu + H2SO4(aq) CuSO4(s) + SO2(g)

11) Ca(OH)2 + 2 H Cl(l) CaCl2 + 2 H2O(l)

12) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l)

13) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

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Química, Energía y Sociedad

LEY DE HESS

La termoquímica, como cualquier otra rama de la ciencia, tiene diversas leyes. En el año de 1780, Lavoisier y Laplace demostraron que el calor desprendido en una reacción dada es exactamente igual al calor absorbido en la reacción inversa; este razonamiento fue una expresión más de la ley de la conservación de la energía.

En 1840, G.H. Hess químico ruso, en su Ley sobre la Constancia de la Suma de Calores estableció el siguiente principio: “El calor absorbido o emitido en cualquier reacción química es constante e independiente del número de reacciones químicas intermedias que tengan lugar”.

La Ley de la Constancia de la Suma de Calores quedó demostrada en el siguiente ejemplo: En la formación del bióxido de carbono, el grafito se combina con el oxígeno en la siguiente reacción.

C(grafito) + O2(g) CO2(g) H = -94.13 Kcal

Aplicando la Ley de Hess, calcular el calor de formación de las siguientes reacciones:

2 C6H6(l) + 15 O2(g) 12CO2(g) + 6H2O(l) H = ?

A partir de:

1) 6 C(s) + 3 H2(g) C6H6(l) H1 = 82.93 kcal

2) H2(G) + 1/2 O2(g) H2O(l) H2 = 285.85 Kcal

3) C(s) + O2(g) CO2(g) H3 = - 393.5 Kcal

C(diamante) C(grafito) H= ?

A partir de:

1. C(grafito) + O2(g) CO2(g) H1 = 94 Kcal/mol

2. C(diamante) + O2(g) CO2(g) H2 = 94.5 Kcal/mol

Considerando que:

1. Ca(s) + 1/2 O2(g) CaO(s) H1 = - 151.8 Kcal

2. CaO(s) + H2O(1) Ca(OH)2(s) H2 = - 15.3 Kcal

3. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(1) H3 = - 68.3 Kcal

Determina el valor del Hr para la reacción:

Ca(s) + H 2(g) + O2(g) Ca(OH)2 H = ?

2S(s) + 3 O2(g) 2 SO3(g) H = ?

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Química, Energía y Sociedad

C(s) + O2(g) CO2(g) H = ?

A partir de:

1. C(s) + 1/2 O2(g) CO(g) H1 = 26.8 Kcal

2. CO(g) + 1/2 O2 CO2(g) H2 = 67.6 Kcal

FeO(s) + CO(g) Fe(g) + CO2(g) H = ?

A partir de:

1. Fe(s) + 1/2 O2(g) FeO(s) H1 = 63.3 Kcal/mol

2. C(s) + 1/2 O2(g) CO(g) H2 = -26.4 Kcal/mol

3. C(s) + O2(g) CO2(g) H3 = -94.04 Kcal/mol

C2H6(g) + Cl2(g) C2H5Cl + HCl(g) H = ?

A partir de:

1. 2 C2H5Cl + 13/2 O2(g) Cl2(g) + 4 CO2(g) + 5 H2O(l) H1 = -611.8 Kcal/mol

2. 2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(l) H2 = 682 Kcal/mol

3. H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) H3 = -44 Kcal/mol

4. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) H4 = -68.03 Kcal/mol

H2(g) + S + 2 O2(g) H2SO4(g) H = ?

A partir de:

1. S + O2(g) SO2(g) H1 = -70.96 Kcal/mol

2. SOs(g) + 1/2 O2(g) SO3(g) H2 = -23.49 Kcal/mol

3. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) H3 = -68.03 Kcal/mol

4. SO3(g) + H2O(g) H2SO4(g) H4 = -31.14 Kcal/mol

2 B + 3/2 O2(g) B2O3

A partir de:

1. 2 B + 3 H2(g) + 3 O2(g) 2H3BO3 H1 = 19 Kcal/mol

2. 2 H3BO3 B2O3 + 3 H2O(l) H2 = 33 Kcal/mol

3. 3 H2O(l) 3 H2(g) + 3/2 O2(g) H3 = 96 Kcal/mol

CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(l) H = ?

A partir de:

1. CH3OH(l) + 3/2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) H1 = -59.5 Kcal

2. CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) H 2 = -67.63 Kcal/mol

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Química, Energía y Sociedad

2 C + H2(g) + O2(g) CH3COOH(l) H = ?

A partir de:

1. CH3COOH(l) + 2 O2(g) 2 CO2 + 2 H2O H1 = -208.3 Kcal/mol

2. C + O2(g) CO2(g) H2 = -94.5 Kcal/mol

3. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H3 = -68.32 Kcal/mol

Ca + O2(g) + H2(g) Ca(OH)2(s) H = ?

A partir de:

1. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H1= -68.03 Kcal/mol

2. CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) H2 = -15.3 Kcal/mol

3. Ca + 1/2 O2(g) CaO(s) H3 = -151.8 Kcal/mol

H2(g) + O2(g) H2O2(l) H = ?

A partir de:

1. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) H1 = -68.31 Kcal/mol

2. H2O(l) + 1/2 O2(g) H2O2(l) H2 = 23.5 Kcal/mol

Fe3O4(s) + 4 H2(g) 3Fe(s) + 4 H2O(g) H = ?

A partir de:

1. 6 Fe(s) + 4 O2(g) 2Fe3O4(s) H1 = -534 Kcal/mol

2. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) H2 = -57.08 Kcal/mol

A partir de:

1. BCl3(g) + 3 H2O(1) H3BO3(s) + 3 HCl(g) H1 = -26.9 Kcal

2. B2H6(g) + 6 H2O(1) 2 H3BO3(s) + 6 H2(g) H2 = -188 Kcal

3. 1/2 H2(g) + 1/2Cl2(g) HCl(g) H3 = -22.08 Kcal

Determina el valor de Hr para la reacción:

B2H6(g) + 6 Cl2(g) 2 BCl3(g) + 6 HCl(g)

A partir de:

3FeO(s) + 1/2 O2(g) Fe3O4(s) H1 = -76 Kcal

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Química, Energía y Sociedad

TERMODINAMICA QUIMICA

La termodinámica estudia las relaciones del calor con otras formas de energía

El estudio de la termodinámica se centra sobre un sistema en estudio separado de su

entorno o medio ambiente por fronteras reales o imaginarias.

sistema + medio ambiente = universo

La termodinámica clásica estudia los sistemas en equilibrio cuyas propiedades, funciones o variables termodinámicas no cambian con el tiempo.

Las propiedades que definen un estado termodinámico se denominan funciones de estado. Estas funciones son tales que toman un valor determinado en los distintos estados que puede tomar el sistema. Por ejemplo si la energía de un sistema en un estado 1 es E1 y en el estado 2 es E2, entonces la variación de la propiedad, energía es:

E = E2 - E1

En estos tipos de funciones no interesa el camino ni el tiempo para llegar desde el estado 1 al estado 2.

Todo sistema macroscópico está constituido por moléculas. Las moléculas almacenan energía en forma de; energía de traslación, de vibración, de rotación, de enlace, electrónicas e interacciones moleculares.

La energía interna (E) de un sistema no se puede conocer en términos absolutos, sin embargo es posible determinar la magnitud del cambio ( E) entre dos estados.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

La primera ley se puede enunciar en los siguientes términos:

"Si se transfiere calor, Q, desde el entorno o medio ambiente a un sistema, la energía interna, E, aumenta en una cantidad E y al mismo tiempo, parte del calor puede invertirse en realizar un trabajo, W, sobre el medio"

E = Q - W

W < 0 W > 0

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Química, Energía y Sociedad

Los cambios se pueden resumir en: E > 0 si aumenta la energía del sistema E < 0 si disminuye la energía del sistema

Q > 0 si fluye calor desde el entorno hacia el sistema Q < 0 si fluye calor desde el sistema hacia el entorno W > 0 si se hace trabajo contra el entorno

W < 0 si se hace trabajo contra el sistema

La primera ley se conoce también como "ley de la conservación de la energía"

La energía del universo es constante

Tanto el calor (Q) como el trabajo (W) no son funciones de estado dado que estas dos variables dependen del camino seguido para efectuar el cambio de estado, sin embargo su diferencia si es función de estado ( E).

El trabajo de expansión de un gas se puede calcular como: W = Pop(V2 - V1)

donde: Pop es la presión contra la que se efectúa el trabajo V2 y V1 son los volúmenes finales e iniciales del gas si V2 > V1 se trata de un trabajo de expansión

si V2 < V1 se trata de un trabajo de compresión

De acuerdo a esto, la primera ley se puede expresar como: E = Q - Pop(V2 - V1)

a) Cambio adiabático: Es el cambio de estado que se realiza sin que exista intercambio de calor entre el sistema y el ambiente (por ej. en un termo). En este caso Q = 0

E = W (proceso adiabático)

b) Cambio a presión constante: Es el cambio más común debido a que gran parte de los procesos se realizan en contacto con nuestra atmósfera, la que prácticamente mantiene una presión constante de 1 atm.

E = E2 - E1 = Q - P(V2 - V1) reordenando se obtiene:

Q = E2 - E1 + PV2 - PV1 Qp = (E2 + PV2) - (E1 + PV1)

Esta última relación muestra que el calor transferido a presión constante (Qp) es igual a la diferencia entre los dos estados.

Se define una nueva función de estado llamada Entalpía (H), o contenido calorífico

como:

H = E + PV de acuerdo a esto tenemos que:

H = E + P V

dado que la mayor parte de los procesos químicos se realiza a presión constante, las variaciones energéticas se expresan como cambios de entalpía ( H).

En las reacciones, el Trabajo (P V) se calcula como

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Química, Energía y Sociedad

TERMOQUÍMICA

La termoquímica estudia los cambios de energía térmica que acompañan a las reacciones químicas.

Se llama calor de reacción a la cantidad de calor liberada o absorbida en una reacción a la misma temperatura de los reaccionantes. En una reacción química puede haber una absorción de energía (reacción endotérmica) o una liberación de energía (reacción exotérmica)

productos reaccionantes

E E

N N

E E

R H > 0 R H < 0

G G

I reaccionantes I productos A --- A ---

a) Reacción endotérmica b) Reacción exotérmica

Una reacción química, además de estar balanceada e incluir la fase de los productos y reaccionantes, debe incluir la entalpía de la reacción:

a) C(s) + O2(g) CO2(g) H = 94.050 cal

b) 2 C6H6(l) + 15 O2(g) 12 CO2(g) + 6 H2O(l) H = 1500 cal

Es recomendable expresar la ecuación química por cantidad de sustancia consumida. En el caso de la reacción b) por cada mol de benceno (C6H6) que se consume, se escribe:

C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6 CO2(g) + 3 H2O(l) H = 750 cal/mol (1500cal/2 mol)

CALOR ESTANDAR Y ENTALPÍA 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

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Química, Energía y Sociedad

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

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Química, Energía y Sociedad

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

Ejercicios:

1.- Calcule cuantas calorías se liberan al quemar 39 gramos de C2H2

2.- ¿Cuantos gramos de carbón se necesitan para calentar 1 Kg de agua desde 20ºC hasta 100ºC? C(H2O) = 1 cal/g ºC

3.- Si el calor de combustión del naftaleno (C10H8) es H0COMB. = 1228.2 Kcal/mol, ¿cual es su calor de formación, H0f?

C10H8(s) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) (balancear la reacción)

4.- Calcule el cambio de entalpía, H0, y energía interna, E0, a 25ºC de la reacción de combustión del alcohol etílico, C2H5OH?

C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l)

5.- Cuantos gramos de agua a -10°C se pueden calentar hasta vapor a 150°C por la combustión de 100 gramos de CH3OH(l) si solo se aprovechara un 65% del calor generado en la reacción anterior.

C(Hielo) = 0.5 cal/g°C; Lfus = 80 cal/g; C(Agua) = 1 cal/g°C; Lvap = 560 Cal/g; C(vapor) = 0.48 cal/g°C

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Química, Energía y Sociedad

7.- Considere las siguientes reacciones:

CO + H2 CH2O Hº = 21.3 Kcal/mol CH3OH CH2O + H2 Hº = 54.5 Kcal/mol

2 CO C + CO2 Hº = -32.3 Kcal/mol CO + 1/2 O2 CO2 Hº = -15.4 Kcal/mol

con estos datos calcule el calor de formación del CH3OH:

C + 2 H2 + 1/2 O2 CH3OH

Figure

TABLA 1 Entalpías de formación Kcal/mol) a 25 C°

TABLA 1

Entalpías de formación Kcal/mol) a 25 C° p.7