Química 2º de Bachillerato TEMA 3 Termoquímica

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(1)Química TEMA 3. 2º de Bachillerato Termoquímica. 1. La entalpía de combustión del butano es de ∆Hº = −2875,8 KJ/mol. Si queremos calentar el aire de una habitación de 6x4x3 m con una estufa de butano, desde 12 ºC hasta 25ºC, ¿qué masa de butano deberemos consumir? .¿Cuánto dinero nos costará, si el precio de una botella de butano de 12’5 Kg es de 11’2 €? Densidad del aire ρ = 1’2 Kg/m3 Calor específico del aire (a P = cte) ce = 1005 J/Kg ºK Solución:. 22’84 g. 2 céntimos de euro. 2. La entalpía de disolución de la sosa cáustica en agua es de ∆Hº = −44’6 KJ/mol. Calcular la temperatura final de la disolución resultante de disolver 35 g de sosa en 250 ml de agua a 18 ºC Capacidad calorífica específica del agua ce = 4180 J/Kg ºK Solución:. 55’3 ºC. 3. Calcular la variación de entalpía de la reacción de combustión del etanol a partir de la tabla de entalpías de formación Solución:. ─1366’82 KJ/mol. 4. La glicina (C2H5NO2) es el aminoácido más simple que forma parte de las proteínas y su oxidación con oxígeno produce urea (CH4N2O), dióxido de carbono y agua. Averiguar la entalpía de esta reacción de oxidación a partir de los siguientes datos de entalpías de formación ∆Hºf (C2H5NO2) = − 532’9 KJ/mol ∆Hºf (CH4N2O) = − 333’51 KJ/mol ∆Hºf (CO2) = − 393’51 KJ/mol ∆Hºf (H2O) = − 285’83 KJ/mol Solución:. −1305’73 KJ. 5. Averiguar la entalpía de combustión del benceno a partir de la tabla de entalpías de enlace. ¿Cuánto calor se desprenderá al quemar 1 litro de este compuesto? Densidad del benceno ρ = 0’88 g/ml Solución:. − 2454 KJ/mol. 36’8 MJ. 6. Calcular la entalpía de la reacción de hidrogenación del etino teniendo en cuenta las entalpías de enlace indicadas en la tabla correspondiente Solución:. − 305 KJ. 7. La hidracina (N2H4) reacciona con el agua oxigenada produciendo nitrógeno y agua. Deducir la entalpía de dicha reacción a partir de los datos de las entalpías de enlace. Solución:. − 789 KJ.

(2) 8. Obtener la entalpía de formación del sulfuro de carbono a partir de los siguientes datos: C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) + 94000 cal S (s) + O2 (g) → SO2 (g) + 71000 cal S2C (l) +3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) + 265000 cal (Expresar el resultado en unidades del sistema internacional) Solución:. 121’22 KJ/mol. 9. Considerar las siguientes reacciones y sus entalpías correspondientes para determinar la entalpía de formación del benceno a partir de sus elementos ∆HºA = − 94 Kcal C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆HºB = − 68 Kcal 2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) → 6 H2O (l) + 12 CO2 (g) ∆HºC = − 1562 Kcal Solución:. 13 Kcal/mol. 10. Deducir el valor de la entalpía de la reacción siguiente: 2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) A partir de las entalpías de las reacciones que figuran a continuación 2 Al (s) + 3 Cl2 (g) → 2 AlCl3 (s) ∆HºA = − 369’2 KJ HCl (g) → HCl (aq) ∆HºB = − 74’8 KJ ∆HºC = − 185 KJ H2 (g) +Cl2 (g) → 2 HCl (g) AlCl3 (s) → AlCl3 (aq) ∆HºD = − 323 KJ Solución:. −11’4 KJ. 11. Indicar para las reacciones siguientes si serán o no espontáneas y en que rango de temperaturas 2 C (grafito) + O2 (g) → 2 CO (g) ∆HºA = − 221 KJ PCl5 (g) → PCl3 (g) + Cl2 (g) ∆HºB = 87’9 KJ C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆HºC = − 1411 KJ Solución:. Espontánea. Espontánea a Tª alta. Espontánea a Tª baja. 12. La reacción de formación del ácido yodhídrico a partir de sus elementos en fase gaseosa H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) Tiene una entalpía de reacción ∆Hº = 53 KJ y la variación de entropía correspondiente es de ∆Sº = 414 J/ºK. Suponiendo que dichos valores no cambien apreciablemente con la temperatura, indicar la espontaneidad de esta reacción a) A una temperatura 0 ºC b) A una temperatura de −180 ºC c) Temperatura a partir de la cual la reacción es espontánea Solución:. Espontánea. No espontánea. 128 ºK.

(3) PROBLEMA 1 Comenzamos calculando el volumen de aire contenido en la habitación V = 6 ⋅ 4 ⋅ 3 = 72 m3 La masa correspondiente a este volumen de aire se obtiene a partir del dato de su densidad m = ρ ⋅ V = 1'2 ⋅ 72 = 86'4 Kg El calor necesario para calentar esta masa de aire la calcularemos por la ecuación que relaciona la variación de temperatura de un cuerpo con el calor aplicado Q = ce m ∆T = 1005 ⋅ 86'4 ⋅ (25 − 12) = 1128816 J = 1128'8 KJ Este calor debe ser suministrado por la combustión del butano y sabemos que cada mol de este hidrocarburo nos proporcionará un calor equivalente a su entalpía de combustión. El número de moles que necesitamos es. Q = n ∆H 0. → n=. El peso molecular del butano (C4H10) La masa de esos moles de butano. Q 1128'8 = = 0'393 moles 0 2875'8 ∆H Pm = 4 ⋅12'01 + 10 ⋅1'008 = 58.12 uma. m = n Pm = 0'393 ⋅ 58'12 = 22'84 g. El coste de cada gramo de butano es. c=. 11'2 €/ g 12500. y por tanto el precio total del butano utilizado. para calentar el aire de la habitación Pr ecio = m c = 22'84 ⋅. 11'2 = 0'02 € 12500. Pr ecio = 2 céntimos de euro. PROBLEMA 2 En primer lugar obtenemos el número de moles de sosa cáustica (hidróxido sódico NaOH). n=. g 35 = = 0'875 moles Pm (23 + 16 + 1'008). Como la entalpía de disolución es de ∆Hº = −44’6 KJ/mol, el calor que se desprende al disolver 0’875 moles será Q = 0'875 ⋅ − 44'6 = 39'03 KJ = 39030 J Este calor es absorbido por el agua de la disolución (250 ml = 250 g = 0’250 Kg), que experimentará un ascenso de la temperatura dado por la ecuación Q = ce m ∆T. → 39030 = 4180 ⋅ 0'250 ⋅ (T f − 18). Despejamos el valor de la temperatura final. T f = 55'3 º C.

(4) PROBLEMA 3 La reacción de combustión del etanol es C2H6O (l) + 3 O2 (g). → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l). De las tablas de entalpía de formación obtenemos los datos siguientes. ∆H 0f (C 2 H 6O) = −277'69 KJ / mol  0 ∆H f (CO 2 ) = −393'51 KJ / mol ∆H 0 (H O) = −285'83 KJ / mol f 2  La entalpía de la reacción de combustión del etanol, en función de las entalpías de formación, se calcula a partir de la siguiente igualdad. ∆H 0 = ∆H 0f ( productos ) − ∆H 0f (reactivos ) =. [. ] [. ]. = 2 ⋅ ∆H 0f (CO2 ) + 3 ⋅ ∆H 0f ( H 2O) − ∆H 0f (C2 H 6O) + 3 ⋅ ∆H 0f (O2 ) =. = [2 ⋅ (−393'51) + 3 ⋅ (−285'83)] − [(−277'69) + 3 ⋅ (0)] Finalmente obtenemos que. ∆H 0 = −1366'82 KJ. PROBLEMA 4 La reacción de oxidación de la glicina es la siguiente 2 NH2CH2COOH (s) + 3 O2 (g). →. H2NCONH2 (s) + 3 CO2 (g) + 3 H2O (l). Calculamos la entalpía de esta reacción a partir de los datos de las energías de formación suministrados en el enunciado del problema. ∆H 0 = ∆H 0f ( productos ) − ∆H 0f (reactivos ) =. [. ] [. ]. = ∆H 0f (CH 4 N 2O) + 3 ⋅ ∆H 0f (CO2 ) + 3 ⋅ ∆H 0f ( H 2O) − 2 ⋅ ∆H 0f (C 2 H 5 NO 2 ) + 3 ⋅ ∆H 0f (O2 ) =. [. ]. = (-333'51) + 3 ⋅ (−393'51) + 3 ⋅ ∆H 0f (−285'83) − [2 ⋅ (-532'9) + 3 ⋅ (0)] Efectuando este cálculo obtenemos que. ∆H 0 = −1305'73 KJ.

(5) PROBLEMA 5 a). Obtención de la entalpía de combustión del benceno La ecuación química correspondiente con las fórmulas de Lewis es H. H. C C. C. H. (l) + H C. C C. H. 15 O O (g) 2. 6 O. C. O (g). + 3 H O H (l). H. El balance del número de enlaces rotos y formados es el siguiente. C − C 1 ⋅ 3 = 3 C = C 1 ⋅ 3 = 3  Enlace rotos C − H 1 ⋅ 6 = 6  15 15 O = O ⋅1 = 2 2 . C = O Enlaces formados  O - H. 6 ⋅ 2 = 12 3⋅ 2 = 6. La Entalpía de la reacción la obtenemos a partir de la siguiente igualdad ∆H 0 = ∆H e0 (enlaces rotos ) − ∆H e0 (enlaces formados ) = 15   = 3 ⋅ ∆H e0 (C - C) + 3 ⋅ ∆H e0 (C = C ) + 6 ⋅ ∆H e0 (C − H ) + ⋅ ∆H e0 (O = O ) − 2  . [. − 12 ⋅ ∆H e0 (C = O) + 6 ⋅ ∆H e0 (O − H ). ]. Consultamos en esta parte las tablas de entalpías de enlace medias (en KJ/mol) y sustituimos los datos en la igualdad anterior 15   ∆H 0 = 3 ⋅ (347) + 3 ⋅ (610) + 6 ⋅ (415) + ⋅ (494) − [12 ⋅ (730) + 6 ⋅ (460)] 2   Finalmente obtenemos. ∆H 0 = −2454 KJ / mol. El valor obtenido es evidentemente un valor aproximado. El valor real, medido experimentalmente, resulta ser de ∆H 0 = −3268 KJ / mol b) Calor desprendido al quemar 1 litro de benceno Calculamos en primer lugar la masa correspondiente a 1 litro (1000 ml) de esta sustancia, a continuación el número de moles correspondiente y finalmente el calor desprendido en su combustión, multiplicando por el valor absoluto de la entalpía del apartado anterior m = ρ V = 0'88 ⋅1000 = 880 g. →. n=. Q = n ⋅ ∆H c0 = 11'27 ⋅ 3268 = 36830 KJ = 36'8 MJ. g 880 = = 11'27 moles Pm (6 ⋅12'01 + 6 ⋅1'008).

(6) PROBLEMA 6 Escribimos la ecuación química con las fórmulas de Lewis para poder analizar los enlaces rotos y formados. H. C. C. H. (g). + 2 H. H (g). H. →. H. H. C. C. H. H. H. (g). El balance del número de enlaces rotos y formados es el siguiente. C ≡ C 1⋅1 = 1  Enlace rotos C − H 1 ⋅ 2 = 2 H − H 2 ⋅ 1 = 2 . Enlaces formados. C − C  C - H. 1 ⋅1 = 1 1⋅ 6 = 6. La Entalpía de la reacción la obtenemos a partir de la igualdad. ∆H 0 = ∆H e0 (enlaces rotos ) − ∆H e0 (enlaces formados ) =. [. ] [. ]. = 1 ⋅ ∆H e0 (C ≡ C) + 2 ⋅ ∆H e0 (C − H ) + 2 ⋅ ∆H e0 ( H − H ) − 1 ⋅ ∆H e0 (C − c) + 6 ⋅ ∆H e0 (C − H ) =. = [1 ⋅ (830) + 2 ⋅ (415) + 2 ⋅ (436)] − [1 ⋅ (347) + 6 ⋅ (415)] ∆H 0 = −305 KJ / mol. El resultado final es. PROBLEMA 7 La ecuación química donde figuran los enlaces químicos es la siguiente H. H. N. N. H. H. (l). + 2 H. O. O H (l). N. N (g). +. 4 H. O H (l). El balance del número de enlaces rotos y formados es el siguiente.  N − N 1 ⋅1 = 1 N − H 1⋅ 4 = 4  Enlace rotos  O − H 2 ⋅ 2 = 4 O − O 2 ⋅1 = 2.  N ≡ N 1 ⋅1 = 1 Enlaces formados  O - H 4 ⋅ 2 = 8. Como en los casos anteriores la entalpía de la reacción la obtenemos a partir de la igualdad. ∆H 0 = ∆H e0 (enlaces rotos ) − ∆H e0 (enlaces formados ) =. [. ] [. ]. = 1 ⋅ ∆H e0 ( N − N ) + 4 ⋅ ∆H e0 ( N − H ) + 4 ⋅ ∆H e0 (O − H ) + 2 ⋅ ∆H e0 (O − O) − 1 ⋅ ∆H e0 ( N ≡ N ) + 8 ⋅ ∆H e0 (O − H ) =.

(7) = [1 ⋅ (159) + 4 ⋅ (390) + 4 ⋅ (460) + 2 ⋅ (139)] − [1 ⋅ (946) + 8 ⋅ (460)] La entalpía de la reacción es. ∆H 0 = −789 KJ / mol. PROBLEMA 8 La ecuación química que representa la formación del sulfuro de carbono a partir de sus elementos es la siguiente C (s) + 2 S (s). →. CS2 (l). Los datos proporcionados para resolver el problema son Reacción A C (grafito) + O 2 (g) → CO 2 (g)  Reacción B S (s) + O 2 (g) → SO 2 (g) Reacción C CS (l) + 3 O (g) → CO (g) + 2 SO (g) 2 2 2 2 . ∆H 0A = −94 Kcal ∆H 0B = −71 Kcal ∆H 0C = −265 Kcal. La reacción inicial se puede escribir mediante la siguiente combinación algebraica de las otras como Reacción inicial = Reacción A + 2 · Reacción B − Reacción C Luego, según la ley de Hess, las entalpías también guardarán la misma relación, y por lo tanto. ∆H 0 = ∆H A0 + 2 ⋅ ∆H B0 − ∆H C0 = (− 94 ) + 2 ⋅ (− 71) − (− 265) = 29 Kcal En unidades del sistema internacional (Julios) será ∆H 0 = 29 ⋅ 4'18 KJ / mol = 121'22 KJ / mol. PROBLEMA 9 Escribimos en primer lugar la ecuación de la reacción de formación del benceno 6 C (grafito) + 3 H2 (g). →. C6H6 (l). Las reacciones cuyas entalpías conocemos son las siguientes. Reacción A C (grafito) + O 2 (g) → CO 2 (g)  1 Reacción B H 2 (g) + O 2 (g) → H 2O (l) 2  Reacción C 2 C H (l) + 15 O 2 (g) → 12 CO 2 (g) + 6 H 2O (g) 6 6 . ∆H 0A = −94 Kcal ∆H 0B = −68 Kcal ∆H 0C = −1562 Kcal. Para obtener la ecuación inicial se debe realizar la combinación algebraica Reacción inicial = 6 · Reacción A + 3 · Reacción B − ½ · Reacción C Las entalpías de las reacciones guardan la misma relación en cumplimiento de la ley de Hess, de manera que 1 1 ∆H 0 = 6 ⋅ ∆H A0 + 3 ⋅ ∆H B0 − ∆H C0 = 6 ⋅ (− 94 ) + 3 ⋅ (− 68) − ⋅ (− 1562 ) 2 2 La entalpía buscada es ∆H 0 = 13 Kcal / mol.

(8) PROBLEMA 10 La reacción considerada 2 Al (s) + 6 HCl (aq). →. 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g). Se debe obtener como combinación de las siguientes reacciones, cuyas entalpías conocemos. Re acción A 2 Al ( s ) + 3 Cl2 ( g ) → 2 AlCl3 ( s )  Re acción B HCl ( g ) → HCl (aq)  Re acción C H 2 ( g ) + Cl2 ( g ) → 2 HCl ( g ) Re acción D AlCl3 ( s ) → AlCl3 (aq). ∆H A0 ∆H B0 ∆H C0 ∆H D0. = −369'2 KJ = −74'8 KJ = −185 KJ = −323 KJ. Para obtener la ecuación buscada se deben combinar estas últimas del modo siguiente Reacción inicial = Reacción A − 6 · Reacción B − 3 · Reacción C + 2 · Reacción D. ∆H 0 = ∆H A0 − 6 ⋅ ∆H B0 − 3∆H C0 + 2 ⋅ ∆H D0 = (− 369'2 ) − 6 ⋅ (− 74'8) − 3 ⋅ (− 185) + 2 ⋅ (−323) El resultado final es. ∆H 0 = −11'4 KJ. PROBLEMA 11 2 C (grafito) + O2 (g) →. 2 CO (g). La entalpía de reacción es menor que cero (−221 KJ) y la variación de entropía es positiva, pues aumenta el desorden al aumentar el número de moles de gas.. ∆H 0 < 0 ∆S 0 > 0.  0 0 0  ⇒ ∆G = ∆H − T∆S < 0 Siempre . PCl5 (g) →. →. Espontánea a cualquier Tª. PCl3 (g) + Cl2 (g). La entalpía de la reacción es mayor que cero (87’8 KJ) y la entropía aumenta, al haber en total dos moles de gas como productos y un solo mol de gas de reactivo. ∆H 0 > 0 ∆S 0 > 0.  0 0 0 0 0  ⇒ ∆G = ∆H − T∆S < 0 Si T∆S > ∆H → Espontánea a Tª alta . C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) En esta reacción la entalpía es negativa (-1411 KJ) pero la entropía disminuye al disminuir el número de moles de gas de los productos con respecto de los reactivos. ∆H 0 < 0 ∆S 0 < 0.  0 0 0 0 0  ⇒ ∆G = ∆H − T∆S < 0 Si T∆S < ∆H → Espontánea a Tª baja .

(9) PROBLEMA 12 Los cálculos los efectuamos con la relación ∆G 0 = ∆H 0 − T∆S 0 y suponiendo que los valores de la entalpía y entropía no varían apreciablemente con la temperatura. Será por tanto un cálculo evidentemente aproximado a) A la temperatura de 0º C (273 ºK). ∆G 0 = ∆H 0 − T∆S 0 = 53000 − 273 ⋅ 414 = −60022 J. ∆G0 < 0 → Espontánea b) A la temperatura de −180 º C (93 ºK). ∆G 0 = ∆H 0 − T∆S 0 = 53000 − 93 ⋅ 414 = 14498 J. ∆G0 > 0 → No Espontánea c) Temperatura límite aproximada La temperatura a la que la reacción empieza a ser espontánea se producirá cuando ∆G0 sea igual a cero, es decir cuando. ∆G 0 = ∆H 0 − T∆S 0 = 0. →. 53000 − T ⋅ 414 = 0. Despejando el valor de la temperatura se obtiene. T = 128 º K.

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