TERMO2

Ejer: nº 1 de la libreta

Calcula la entalpía estándar de la reacción de oxidación del cinc.

𝐙𝐧(𝐬) + 𝐎𝟐(𝐠) → 𝐙𝐧𝐎(𝐬)

Sabiendo:

𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) + 𝒁𝒏(𝒔)→ 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) +𝑯𝟐(𝒔) ∆𝑯𝒐= - 335'1 KJ 𝟐𝑯𝟐(𝒈) +𝑶𝟐 (𝒈)→ 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍) ∆𝑯𝒐= -517'6 KJ 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) + 𝒁𝒏𝑶(𝒔)→ 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) +𝑯𝟐𝑶(𝒍) ∆𝑯𝒐= -211'4 KJ

Diagrama de Hess

𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)→ 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) +𝐻2(𝑠)] ∆𝐻𝑜= - 335'1 KJ

½*(2𝐻₂(𝑔) +𝑂₂(𝑔)→2𝐻₂𝑂(𝑙) ) ∆𝐻𝑜= -285,8 KJ

𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) +𝐻2𝑂(𝑙)→ 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛𝑂(𝑠) ∆𝐻𝑜= +211'4 KJ

Zn(s) +1_{2 O}2(g)→ZnO(s) ∆𝐻𝑜_{= 211,4−335}′_1−285,8

∆𝐻𝑜_=−409,5𝐾𝐽

E

Ejjeerrcciicciioo nnºº 4477)) C

Caallccuullaa aa qquuee tteemmppeerraattuurraa eess tteerrmmooddiinnáámmiiccaammeennttee ppoossiibbllee qquuee eell ccaarrbboonnoo rreedduuzzccaa a

all óóxxiiddoo ddee hhiieerrrroo ((IIIIII)) mmeeddiiaannttee llaa rreeaacccciióónn.. 𝟐

𝟐𝑭𝒆𝑭𝒆𝟐𝟐𝑶𝑶𝟑 𝟑 ((𝒔𝒔))++𝟑𝟑𝑪𝑪((𝒔)𝒔)−→−→𝟒𝑭𝒆𝟒𝑭𝒆((𝒔)𝒔)++𝟑𝑪𝟑𝑪𝑶𝑶𝟐(𝟐(𝒈)𝒈)

D

DAATTOOSS::

∆ ∆𝑯𝑯_𝒇𝒇𝟎𝟎 𝑭𝒆𝑭𝒆𝟐𝟐𝑶𝑶𝟑𝟑 == −−𝟖𝟐𝟒𝟖𝟐𝟒,,𝟐 𝟐 _{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍}𝑲𝑱𝑲𝑱 ∆ ∆𝑯𝑯_𝒇𝒇𝒐𝒐_{𝑪𝑪𝑶𝑶} 𝟐 𝟐 == −−𝟑𝟗𝟑𝟑𝟗𝟑,,𝟓𝟓_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍}𝑲𝑱𝑲𝑱 ∆ ∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑭𝒆𝑭𝒆==𝟐𝟕,𝟐𝟕,𝟑𝟑_{𝑲𝒙 𝑲𝒙}𝑱𝑱_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍}==𝟐𝟕,𝟐𝟕,𝟑 𝟑𝒙 𝒙𝟏𝟏𝟎𝟎−−𝟑𝟑_{𝑲𝒙𝑲𝒙} 𝑲𝑱𝑲𝑱_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍} ∆ ∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑭𝒆𝑭𝒆𝟐𝟐𝑶𝑶𝟑𝟑==𝟖𝟕,𝟖𝟕,𝟒 𝟒 _{𝑲𝒙 𝑲𝒙}𝑱𝑱_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍}==𝟖𝟕,𝟖𝟕,𝟒 𝟒𝒙 𝒙𝟏𝟎𝟏𝟎−−𝟑𝟑_{𝑲𝒙𝑲𝒙} 𝑲𝑱𝑲𝑱_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍} ∆ ∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑪𝑪==𝟓,𝟓,𝟕𝟕_{𝑲𝒙 𝑲𝒙}𝑱𝑱_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍}==𝟓,𝟓,𝟕 𝟕𝒙𝒙 𝟏𝟎𝟏𝟎−−𝟑𝟑_{𝑲𝒙 𝑲𝒙}𝑲𝑱𝑲𝑱_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍} ∆ ∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑪𝑶𝑪𝑶𝟐 𝟐 ==𝟐𝟏𝟑,𝟐𝟏𝟑,𝟕𝟕_{𝑲𝒙 𝑲𝒙}𝑱_𝒎𝒐𝒍𝑱_𝒎𝒐𝒍==𝟐𝟏𝟑,𝟐𝟏𝟑,𝟕 𝟕𝒙 𝒙𝟏𝟎𝟏𝟎−−𝟑𝟑_{𝑲𝒙 𝑲𝒙}𝑲𝑱𝑲𝑱_{𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍} D

DEESSAARRRROOLLLLOO::

∆

∆𝐺𝐺== ∆∆ 𝐻𝐻−−𝑇𝑇∆∆𝑠𝑠 ∆∆𝐻𝐻−−𝑇𝑇∆∆𝑆𝑆<<00 ∆

∆𝐺𝐺<<0 0 −−𝑇𝑇∆∆𝑆𝑆<<−−∆∆𝐻𝐻 𝑇

𝑇>>∆∆𝐻_∆𝑆∆𝐻_𝑆

∆

∆𝐻𝐻𝑟𝑟00== ∆∆𝐻𝐻𝑓 𝑓00 ((𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠)𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠)−− ∆𝐻∆𝐻𝑟𝑟 00 ((𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠)𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠)

∆

∆𝐻𝐻𝑟𝑟00==33 (−(−393393,,55)) −−22 (−(−824824,,22)) ==467467,,99_{𝑚𝑜𝑙𝑚𝑜𝑙}𝐾𝐽𝐾𝐽

∆

∆𝑆𝑆00_{== 𝑆𝑆}

𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠

𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠−− 𝑆𝑆𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠

∆

∆𝑆𝑆00_{==((44((273273,,33 𝑥𝑥 1100}−3−3_{))++ 33((213213,,77𝑥 𝑥1100}−3−3_{))))−− ((22((8787,,44𝑥 𝑥1100}−3−3_{))++ 33((55,,77𝑥𝑥 1100}−3−3₎₎₎₎ ∆

∆𝑆𝑆00_{==00,,55755575} 𝐾𝐽𝐾𝐽

𝐾𝑥

𝐾𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑚𝑜𝑙

𝑇 𝑇==∆∆𝐻𝐻

∆

Ejercicio 15, Página 151

Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenización del acetileno (C2H2) para formar etano:

a) A partir de las energías medias de enlace: a. H-C = 415 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍

b. 𝑪 ≡ 𝑪 = 825𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 c. H-H = 436 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 d. C-H = 415𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 e. C-C= 350 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍

b) A partir de las entalpías estándar de formación del etano (-85 kJ/mol) y del acetileno (227 kJ/mol)

C2H2 + 2 H2 C2H6

𝐻𝐶 ≡ 𝐶𝐻 H H

𝐻 − 𝐶 − 𝐶 − 𝐻

H H

a)

∆𝐻𝑟 = Σ∆H Enlaces rotos− Σ∆HEnlaces formados

∆𝐻𝑟 = [2 (∆𝐻𝐻−𝐶) + (∆𝐻𝐶≡𝐶) + 2(∆𝐻𝐻−𝐻)]−[6 (∆𝐻𝐶−𝐻) + (∆𝐻𝐶−𝐶)] =

∆𝐻𝑟 = (2 × 415 + 825 + 2 × 436 )− (6 × 415 + 350)=

∆𝐻𝑟 = −313 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

b)

∆𝐻𝑟 = Σ∆Hfp− Σ∆Hfr

∆𝐻𝑟 =�∆𝐻𝑓_𝐶2𝐻2+ 2 × ∆𝐻𝑓_𝐻2� − �∆𝐻𝑓_𝐶2𝐻6�=

∆𝐻𝑟 = (−85 + 2 × 0)−(227) =

∆𝐻𝑟 =−312 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Laura Fernández Pérez

Ejercicios Dictados

2.- Calcula la entalpía estándar de la síntesis del disulfuro de carbono CS2 (l) a partir de sus elementos: Carbono C(s) y Azufre S (s). Sabiendo:

∆𝑯°_{𝒇𝒄𝒐𝟐(𝒈)} =−𝟑𝟗𝟑,𝟓 𝑲𝒋�_𝒎𝒐𝒍

∆𝑯°_{𝒇𝒔𝒐𝟐(𝒈)} =−𝟐𝟗𝟔,𝟏 𝑲𝒋�_𝒎𝒐𝒍

𝑪𝑺𝟐(𝒍) + 𝟑𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝑺𝑶𝟐(𝒈) ∆𝑯° =−𝟏𝟎𝟕𝟐 𝑲𝒋

La reacción de síntesis de cualquier compuesto es la reacción de formación:

C(s) +2 S(s)→CS₂(l)

En relación a los datos conocidos, para la resolución este problema podemos aplicar la Ley de Hess, o usar la ecuación de la entalpía estándar de una reacción, ya que tenemos como datos las entalpías de formación del CO2 y del SO2. Además al ser la entalpía de la reacción negativa, se está desprendiendo

energía, siendo así una reacción exotérmica. A continuación resolveré el problema aplicando la segunda opción:

CS2(l) + 3O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g) ∆H° =−1072 Kj

∆H°fso2(g)=−296,1 Kj mol�

∆H°_fco2(g)=−393,5 Kj mol�

∆HCS2=? ?

∆Hr=� ∆Hproductos− � ∆Hreactivos

∆Hr= (2∆HSO2+∆HCO2)−(∆HCS2+ 3∆HO2)

−1072 =�2⋅(−296,1) + (−393,5)� −(X + 3∙(0))

−1072 =−985,7−X

−1072 + 985,7 =−X

−86,3 =−X

Ejercicio 33 pág. 153

Calcula las entalpías estándar de las siguientes reacciones a partir de las entalpías de formación de reactivos y productos.

DATOS : ∆Ho f (CO) = - 110,5 KJ/mol ; ∆Ho f (CH3OH ) = - 238,9 KJ/mol ; ∆Ho f (NH3)

= - 46,1 KJ/mol ; ∆Ho f (HCl) = - 92,3 KJ/mol ; ∆Ho f (NH4Cl) = - 315,4 KJ/mol ; ∆Ho f

(H20) = - 285,8 KJ/mol ; ∆Ho f (CO2) = -393 KJ/mol

a) CO (g) + 2H2 (g)  CH3OH (l)

∆Ho

= (c∆Hof C) – (a∆Hof A + b∆Hof B)

∆Ho

= (1∆Hof CH3OH) – (1∆Hof CO+ 2∆Hof H2)

∆Ho _{= (1∙ (-238,9)) – (1∙ (-110,5) + 2 ∙ 0 )}

SOLUCIÓN

b) NH3 (g) + HCl (g)  NH4Cl (s)

∆Ho

= (c∆Hof C) – (a∆Hof A + b∆Hof B)

∆Ho

= (1∙ ∆Hof NH4Cl) – (1 ∙ ∆Hof NH3+ 1 ∙ ∆Hof HCl)

∆Ho

= ( 1 ∙ (-315,4 ) – (1 ∙ (-46,1) + 1 ∙ (-92,3))

SOLUCIÓN

c) CO (g) + H2O (l)  CO2 (g) + H2 (g)

∆Ho

= (c∆Hof C + d∆Hof D) – (a∆Hof A + b∆Hof B)

∆Ho

= (1∙ ∆Hof CO2 + 1 ∙ ∆Hof H2) – (1 ∙ ∆Hof CO + 1 ∙ ∆Hof H20)

∆Ho

= ( 1 ∙ ( - 393,5) + 2 ∙ 0) – ( 1 ∙ (-110,5) + 1 ∙ (-285,8))

SOLUCIÓN

aA + bB  cC + dD ∆Ho _{= ∑∆H}o

f productos - ∑∆Hof reactivos

∆Ho

= (c∆Hof C + d∆Hof D) – (a∆Hof A + b∆Hof B)

Saque la entalpía de formación del NH4Cl (s) de internet, porque no salía

en los datos del libro. ∆Ho

= -128,4 KJ/mol

∆Ho

= -177 KJ/mol

∆Ho

Ejercicio 42 página 154. Química

La formación del formaldehido H2(g) + CO (g) ---> HCHO (g) transcurre con

ΔH= 1,96 kJ/mol y ΔSm= -109,6 J/K·mol. Calcula el cambio de entropía del entorno y el cambio de entropía total a 25 grados centígrados, y predice la espontaneidad de la reacción a esta temperatura.

H2 (g) + CO (g) ---> HCHO (g)

ΔH= 1,96 kJ/mol ΔSm= -109,6 J/K·mol

ΔSe= -(-1,96)/298= 0,00658 KJ/K·mol × 1000= 6,58 J/K·mol

ΔSt= -109,6 + 6,58 = -103 J/K·mol

Al ser la ΔH positiva al igual que la T, pero siendo la ΔSs negativa la ΔG va a ser

Ejercicios dictados el día 17/10/11:

4. En la reacción de tostación del sulfuro de mercurio (II):

𝐇𝐠𝐒 (𝐬) + 𝐎𝟐 → 𝐇𝐠 (𝐥) + 𝐒𝐎𝟐 (𝐠), se sabe que ∆𝐇° =−𝟐𝟑𝟖′𝟔𝐊𝐉 y ∆𝐒° =𝟑𝟔′𝟕𝐉/𝐊. ¿A

partir de qué temperatura la reacción es espontánea? HgS (s) + O2 →Hg (l) + SO2 (g)

∆H°=−238′6 KJ

∆S°= 36′7J

K = 3′67 · 10−2 KJ

K

Una reacción es espontánea si la energía libre de Gibbs es negativa, por tanto si tomamos como ∆G° el 0, la temperatura obtenida será el umbral a partir del cual la reacción será espontánea.

∆G°= ∆H°−T∆S°

0 = −238′_6−T(3′_{67 · 10}−2₎

T = _−3′238_{67 · 10}′6 ₋₂

T = – 6501 K

Este resultado no tiene sentido puesto que el cero absoluto es un límite físico (no existen temperaturas absolutas negativas). Si analizamos los datos que se nos dan, observamos que es una reacción exotérmica

Nº3 (ejercicios pizarra):

Calcula la entalpía estándar de formación del acetileno, C2H2 (g), sabiendo que la de combustión de dicho gas es c = -1299’4 Kg/mol y se produce agua líquida. Realiza también, un diagrama de entalpías.

Datos: f (CO2 (g)) = -393’ 5 Kg/mol f(H2O (l)) = -285’8 Kg/mol

Partiendo de la reacción de combustión del acetileno, C2H2 (g): C2H2 (g) + O2(g) 

2CO(g)+ H2O(g); y de las de formación del CO2: 2C (grafito)+ 2O2(g) 2CO2(g); y

H2O: H2(g) + O2(g) H2O(l); podremos aplicar la Ley de Hess de tal forma que:

2CO (g)+ H2O (g) C2H2 (g) + O2 (g) c (C2H2(g))= -1299’4 kj/mol 2C (grafito)+ 2O2 (g)2CO2 (g) f (CO2 (g)) = -393’ 5 kj/mol x 2 H2 (g)+ O2 (g) H2O (l) f(H2O (l)) = -285’8 kj/mol

____________________________________________________________________ C2 + H2 C2H2 f (C2H2(g)) = 226’6 kj/mol

También podríamos hacerlo:

f (C2H2(g)) =2 f (CO2 (g)) + f(H2O (l)) - c (C2H2(g))

f (C2H2(g)) = 2 · (-393’5) + (-285’8) – (-1299’4) = 226’6 kj/mol

Diagrama entálpico

-1072’28 kj/mol

266’6 kj/mol

2CO2 + H2O

C2H2 (g)+ 5/2 O2 (g)

C(s)+H2 (g)+O2(g)

c (C2H2(g)) = -1299’4 kj/mol 0

H

Carmen Megías Bringas nº 21

Página 155, ejercicios 6 y 7.

-6) Las entalpías estándar de formación a 25 ºC del bromuro de hidrógeno y del vapor de agua son -36,4 kJ mol-1 y -242 kJ mol-1, respectivamente. La variación estándar de la entalpía de la reacción:

4HBr (g) + O2 (g) 2Br2 (l) + 2 H2O (g)

A 25 ºC será:

a) -338,4 kJ mol-1 c) -383,2 kJ mol-1 b) -833,1 kJ mol-1 d) -138 kJ mol-1

( )

º

HBr

f H

∆ = -36,4 kJmol-1 ∆H f Hº ( ₂0)= -242 kJ mol-1 ¿ ∆Hºreacción?

4HBr (g) + O2 (g) 2Br2 (l) + 2 H2O (g)

reacción Hº

∆ =

∑

∑

Hº

∆ = (2 x ∆Hº f(Br2)+ 2 x ∆Hº f(H20)) – (4 x ∆Hºf(HBr)+ ∆Hº f(02)) r

Hº

∆ = (2 x (-242)) – (4 x (-36.4)) r

Hº

∆ = -338,4 kJ mol-1 (respuesta a)

-7) Si las entalpías de combustión estándar a 25ºC del carbono, del hidrógeno y del etano son -394 kJ mol-1 , -286 kJ mol-1 y -1560 kJ mol.1 , respectivamente, la entalpía de formación estándar del etano a 25ºC será:

a) -3206 kJ mol-1 c) -86 kJ mol-1 b) -1454 kJ mol-1 d) -2240 kJ mol-1

) ( ºcombustión C H

∆ = -394 kJ mol-1

2

º ( )

H combustión H

∆ = -286 kJ mol-1

2 6

º ( )

H combustión C H

∆ = -1560 kJ mol-1

C + O2 CO2 ∆Hºcombustión(C)= -394 kJ mol-1

H2 + 2 1

O2 H2O ∆Hºcombustión(H2)= -286 kJ mol-1

C2H6+ 2 7

O2 2CO2 + 3 H2O ∆Hºcombustión(C2H6)= -1560 kJ mol-1

2C + 2 O2 2 CO2 ∆Hºr= 2 x (-394) kJ mol-1

3 H2 + 2 3

O2 3 H2O ∆Hºr= 3 x (-286) kJ mol-1

2 CO2 + 3 H2O C2H6 + 2 7

O2 ∆Hºr = 1560 kJ mol-1

2C + 3 H2 C2H6 ∆H0f₍C H2 6₎= -86 kJ mol

-1

(respuesta c)

Tienes que editar mejor los trabajos

Pág. 154 Ejercicio 41

Calcula las entropías molares estándar de las reacciones del ejercicio 40, y comprueba las predicciones hechas.

DATOS: S0 [NH4Cl (s)] = 94,6 JK-1 mol-1; S0 [NH3 (g)] = 192,4 JK-1 mol-1;

S0 [HCl (g)] = 186,8 JK-1 mol-1; S0 [CH4 (g)] = 187,9 JK-1 mol-1; S0 [O2(g)] = 205,1 JK-1 mol-1; S0 [CO2 (g)] = 213,7 JK-1 mol-1; S0 [H2O (g)] = 188,8 JK-1 mol-1;

S0 [C3H8 (g)] = 269,9 JK-1 mol-1; S0 [H2 (g)] = 130,7 JK-1 mol-1; S0 [I2 (g)] = 260,6 JK-1 mol-1; S0 [HI (g)] = 206,6 JK-1 mol-1

a) NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g)

b) CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (g) c) C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) d) H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)

∑

∆

−

∑

∆

=

∆

S

S

S

a) 1 1

6 , 284 ) 6 , 94 ( ) 8 , 186 4 , 192

( + − = − −

=

∆S JK mol

b) ∆S =(213,7+(2⋅188,8)−(187,9+2⋅205,1)=−6,8JK−1mol−1

c) ∆S =(4⋅188,8+3⋅213,7)−(269,9+5⋅205,1)=100,9JK−1mol−1

Página 151 ejercicio 16

16. El carbono reacciona con el vapor de agua para producir monóxido de carbono e hidrógeno, ambos gaseosos. Las entalpías estándar de formación del monóxido de carbono gaseoso y del vapor de agua son, respectivamente − 110,52 kJ∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏 y−241,82 kJ∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏. Las entropías estándar del hidrógeno gas, monóxido de carbono gas, carbono grafito y agua vapor son, respectivamente, 130,68 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏∙ 𝐊−𝟏; 197,67 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏∙ 𝐊−𝟏; 574 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏∙ 𝐊−𝟏; 188,82 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏∙ 𝐊−𝟏. Con estos datos:

a) Calcula ∆𝐇_𝐦𝟎 y ∆𝐒_𝐦𝟎 para la reacción citada.

b) Calcula ∆𝐆_𝐦𝟎 a 25 ºC e indica si la reacción será o no espontánea en condiciones estándar y a esa temperatura.

c) ¿A partir de qué temperatura es espontánea la reacción? SOLUCIÓN:

a)

Reacción: 𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑜) + 𝐻₂𝑂(𝑔)→ 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐻₂(𝑔)

∆𝑯𝒎𝟎 =𝚺∆𝑯𝒇𝟎[𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔]− 𝚺∆𝑯𝒇𝟎[𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔]

∆𝐻𝑚0 = (∆𝐻𝑓0[𝐶𝑂] +∆𝐻𝑓0[𝐻2] )−(∆𝐻𝑓0[𝐶] +∆𝐻𝑓0[𝐻2𝑂] )

*Tanto la entalpía de formación del 𝐻2 como del C(grafito) valen 0.

∆𝐻𝑚0 = −110,52 + 241,82

∆𝐻𝑚0 = 131,3 kJ∙ 𝑚𝑜𝑙−1

∆𝑺𝒎𝟎 =𝚺𝚫𝑺[𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔]− 𝚺𝚫𝑺[𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔]

∆𝑆𝑚𝑜 = (𝑆𝑚0[𝐶𝑂] +𝑆𝑚0 [𝐻2] )−(𝑆𝑚0[𝐶] +𝑆𝑚0 [𝐻2𝑂] )

∆𝑆𝑚𝑜 = (197,67 + 130,68)−(574 + 188,82)

∆𝑆𝑚𝑜 =−434,47 J∙mol−1∙K−1=−0,43447 𝑘 J∙mol−1∙K−1

b)

∆𝐺𝑚0 a 298 K

∆𝑮𝒎𝟎 = ∆𝑯𝒎𝟎 − 𝑻∆𝑺𝒎𝒐

∆𝐺𝑚0 = 131,3−298∙(−0,43447)

∆𝐺𝑚0 = 260, 77 𝑘 J∙mol−1

∆G > 0 𝑝𝑜𝑟𝑙𝑜𝑞𝑢𝑒𝑙𝑎𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛𝑛𝑜𝑠𝑒𝑟á 𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡á𝑛𝑒𝑎𝑒𝑛𝑙𝑎𝑠𝑐𝑜𝑛𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑐𝑟𝑖𝑡𝑎𝑠

c)

∆𝑮𝒎𝟎 = ∆𝑯𝒎𝟎 − 𝑻∆𝑺𝒎𝒐

∆𝐻𝑚0 − 𝑇∆𝑆𝑚𝑜 = 0

131,3−(−0.43447)∙ 𝑇= 0

𝑇=−302,2 𝐾

Este resultado no tiene sentido puesto que el cero absoluto es un límite físico (no existen temperaturas absolutas negativas). Si analizamos los datos que se nos dan, observamos que es una reacción endotérmica ∆𝐇°>0 y que se ordena ∆𝐒° <0, las cuales son las condiciones necesarias para que una reacción siempre sea NO espontánea. Por tanto se concluye que esta reacción NO será espontánea para ninguna temperatura.

2C + 3H2

∆H > 0 (reacción endotérmica).

Reacción CH3CH3

H

Página 136, ejercicio número 8:

La entalpía estándar de formación del etano, CH3CH3 (g), es 226’9 kJ/mol.

a.) Escribe la ecuación de la reacción de formación del etano a partir de sus

elementos.

b.) Representa, en un diagrama de niveles de entalpía, la entalpía de formación

del etano.

a.) 2C + 3H2  CH3CH3 ∆H= 226,9 kJ/mol

Página 150, ejercicio 13.

13 – En algunos países, se utiliza el etanol como alternativa a la gasolina en los motores de los automóviles. Suponiendo que la gasolina es un octano puro: a) Escribe, las reacciones de combustión ajustadas, de ambas sustancias.

b) Determina qué combustible tiene mayor poder calorífico (calor producido por cada kg quemado).

Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12 y O =16.

Etanol (l) Octano (l) Dióxido de

carbono (g) Agua (l)

∆Hº_f(Kjmol−1) - 278 - 208 - 394 - 286

M_r (etanol) = 46,1 ; M_r (octano) = 114,2

a) Las ecuaciones de las reacciones de combustión son:

Etanol: CH₃CH₂OH(l)+3O₂(g)→2CO₂(g)+3H₂O(l)

Gasolina (octano): C₈H₁₈(l)+25

2 O2(g)→8CO2(g)+9H2O(l)

b) ¿Qué combustible tiene mayor poder calorífico?

- Para hallar el poder calorífico de cada uno, para después compararlos, utilizamos la siguiente fórmula:

Poder calorífico del etanol:

- Para hallar el poder calorífico necesito la ∆H_cº del etanol:

∆H_Cº =

∑

∑

∆H_c(CH

3CH2OH(l))

º =

(2∆H_f(CO

2(g))

º +

3∆H_f(H

2O(l))

º

)−(∆H_f(CH

3CH2OH(l))

º

)=

=(3.−286)+(2.−394)+278= −1368Kjmol−1

- M_r (etanol) = 46,1

Podercalorífico= −∆Hc

º

Mm =

−(−1368)

46,1 =29,7Kjg

−1_→

29,7.103KjKg−1 Podercalorífico=−∆Hc

º

Poder calorífico de la gasolina (octano):

- Para hallar el poder calorífico necesito la ∆H_cº de la gasolina (octano):

∆HC

º = ∆

Hfp

º − ∆

Hfr

º

∑

∑

∆Hc(C₈H₁₈(l))

º =

(8∆Hf(CO₂(g))

º +

9∆Hf(H₂O(l)) º

)−(∆Hf(C₈H₁₈(l)) º

)=

=(8.−394)+(9.−286)+208= −5518Kjmol−1

- Mr de la gasolina (octano) = 114,2

Podercalorífico= −∆Hc

º

Mm =

−(−5518)

114,2 =48,3Kjg

−1 →

48,3.103KjKg−1

SOLUCIÓN:

- Poder calorífico del etanol: 29,7 . 103 Kj/Kg - Poder calorífico de la gasolina (octano): 48,3 . 103 Kj/Kg

Página 153 ejercicio nº30.

El etanol (CH3CH2OH (l)) no se puede preparar directamente a partir de sus elementos; por tanto, su entalpía estándar de formación se ha de obtener indirectamente a través de las entalpías de combustión del etanol y de sus elementos constituyentes.

Datos: ∆Hᵒc (C (s)) = -393 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙 ∆Hᵒc (H2 (g)) = -286 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙 ∆Hᵒc (C2 H6 O (l)) = -1368 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

a) Escribe la ecuación de la reacción de formación del etanol.

2C (s) + 3H2 (g) + 1₂ O2 (g) C2H6O (l)

b) Dibuja el diagrama de niveles de entalpía que muestre cómo se puede obtener la entalpía de formación del etanol a partir de las entalpías de combustión.

c) Calcula la entalpía estándar de formación del etanol.

C2H6O (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆Hᵒc (C2 H6 O) = -1368 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

C (s) + O2 (g) 2 CO2 (g) ∆Hᵒc (C) = -393 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

H2 (g) +

1

2 O2 (g) H2O (l) ∆Hᵒc (H2) = -286 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

2 CO2 (g) + 3 H2O (l) C2H6O (l) + 3 O2 (g) ∆Hᵒc (C2 H6 O) = 1368 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

2C (s) + 2O2 (g) 2 CO2 (g) ∆Hᵒc (C) = 2·(-393)= -786 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

3H2 (g) + 3₂ O2 (g) 3H2O (l) ∆Hᵒc (H2) = 3·(-286) = -858 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

2C (s) + 3H2 (g) +

1

2 O2 (g) C2H6O (l) ∆Hᵒf (C2 H6 O) = -276 𝐾𝐽�_𝑚𝑜𝑙

Elena Domínguez Guerra nº8 2ºBACH A

0 ∆H

C (s) + H2 (g) + O2 (g)

C2H6O (l) + 3 O2 (g)

∆Hᵒf (C2 H6 O)

∆Hᵒc (C2 H6 O) -1368 kJ/mol

2 CO2 (g) + 3 H2O (l)

∆Hᵒc (C)

∆Hᵒc (H2)

Pág. 153

35. Para calcular la entalpía del enlace P-H en el PH3 (g) hay que conocer la entalpía de atomización del PH3 (g).

Datos: ∆HofP(g) = 314,5 KJ/mol, ∆HofH(g) = 217,9 KJ/mol, ∆HofPH3(g) = - 9,2 KJ/mol. a) Escribe la ecuación de la reacción de atomización del PH3 (g).

PH3 (g) → P (g) + 3H (g)

b) Dibuja el diagrama de niveles de entalpía que permita calcular la entalpía de atomización del PH3 (g) a partir de ese diagrama.

c) Calcula la entalpía de atomización del PH3 (g) a partir de las ∆Hof de cada sustancia .

∆Ho

R = ∑ ∆H o

fp – ∑ ∆H o

fr

∆Ho

R = (314,5 + 3·217,9) – (–9,2) = 977,4 KJ/mol

d) Calcula la entalpía estándar de disociación del enlace P-H.

¿∆HoP-H?

∆Ho

R = ∑ ∆H

o

e.rotos – ∑ ∆H o

e.formados

977,4 = 3· ∆HoP-H ∆H

o

P-H = 325,8 KJ/mol

P(s)+ H2

PH3 (g)

P (g) + 3H (g)

977,4 kJ/mol

-9,2

968,2

43. Calcula la energía libre de Gibbs estándar de la reacción:

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2NH3 (g)

Teniendo en cuenta que ΔHo

m=-92,0 kJ· mol-1 y ΔSom = -198,7 J· mol-1·K-1 a 25 oC.

Predice si la reacción será espontánea a 25 oC en condiciones estándar.

Una introducción al ejercicio hubiera venido bien. El cambio de unidades, etc…

ΔG= ΔH – TΔS

Página 155 número 4 y 5

4) Indica la relación entre la variación de entalpía, ΔH, y la variación de la energía

interna, ΔU, de la reacción:

N2 (g) + 3H2 (g) ---> 2NH3 (g)

a) ΔH= ΔU + RT

b) Son iguales

c) ΔH= ΔU-2RT

d) ΔH= ΔU+2RT

ΔH = ΔU + ΔnRT Δn= -2

c) ΔH = ΔU -2RT

Ya que la variación de los moles es “-2”

5) ¿Cuál de las siguientes reacciones no es una reacción de formación?

a) 2C (grafito) + 3H2 (g) ---> C2H6 (g)

b) 2C (grafito) + H2 (g) ---> C2H2 (g)

c) C2H2 (g) + H2 (g) ---> C2H4 (g)

d) 2C (g) + 2H2 (g) ---> C2H4 (g)

c) C2H2 (g) + H2 (g) ---> C2H4 (G)

Página 155, ejercicio número 17

¿Cuáles de las siguientes reacciones serán espontáneas en condiciones estándar a 298 K?

I. Mg (g) + O2 (g) 2 MgO(s)

II. 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)

III. NaClO3 (s) 2 NaCl (s) + 3 O2 (g)

IV. F e2 O3 (s) + 3 C (grafito) 4 Fe (s) + 3 CO2

Solución:

a) I y III b) I y IV c) II y III d) III y IV

Resolución del ejercicio:

*Serán espontáneas aquellas en las que el resultado sea negativo. Se calcula mediante la ecuación de energía libre de Gibbs:

I. Mg (g) + O2 (g) 2 MgO(s)

(∆H0 = −1203,4 kJ/mol ∆S0= −216,4 J/K − 21 6,4 × 10-3 kJ/K)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G= (−1203,4) – (298 ·( −216,4 × 10-3))

∆G = −1138,9 kJ/mol

La reacción es espontánea

II. 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)

(∆H0 = 92,2 kj/mol ∆S0= 198,7 J/K 198,7 × 10-3 kJ/K)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G = (92,2) – (298 · 198,7 × 10-3)

∆G = 32,9 kJ/mol

La reacción NO es espontánea

III. NaClO3 (s) 2 NaCl (s) + 3 O2 (g)

(∆H0 = −90,8 kJ/mol ∆S0= 512,9 J/K 512,9 × 10-3 kJ/k)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G= (−90,8) – (298 · 512,9 × 10-3)

∆G = −240,6 kJ/mol

La reacción es espontánea

IV. F e2 O3 (s) + 3 C (grafito) 4 Fe (s) + 3 CO2

(∆H0 = 467,9 kJ/mol ∆S0= 560,3 J/K 560,3 × 10-3 kJ/k)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G= (467,9) – (298 · 560,3 × 10-3)

∆G = 330, 9 kJ/mol

La reacción NO es espontánea

La solución correcta es la:

Página 154; 44 ) Calcula la energía libre de Gibbs estándar de las siguientes reacciones a 25°C a partir de las energías libres estándar de formación y, predice si serán o no

espontáneas:

a) C(s) + O₂ → CO₂

b) N₂(g) + 3H₂(g) →2NH₃(g) c) 2SO₂(g) + O₂(g) →2SO₃(g)

d) 6CO₂(g) + 6H₂O (l) → C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g)

Datos:

∆G°[CO₂ (g)]= –694’4 KJ/mol ∆G°[NH₃ (g)]= –16’7 KJ/mol ∆G°[SO₃ (g)] = –370,4 KJ/mol ∆G°[CO₂ (g)] = –300,4 KJ/mol ∆G°[H₂o (l)] = –237,2 KJ/mol ∆G°[C₆H₁₂O₆ (g)] = –910 KJ/mol

a) C(s) + O₂→ CO₂ ∆G°= ∑∆G°p –∑∆G°r

∆G°= (∆G°CO₂) - (∆G°c + ∆G°O₂)

∆G°= –394’4 KJ/mol

b) N₂(g) + 3H₂(g) →2NH₃(g)

∆G°= ( 2∆G°NH₃) – (∆G°N₂+ ∆G°H₂)

∆G°= (–16’7∙ 2) = –33’4 KJ/mol

c) 2SO₂(g) + O₂(g) →2SO₃(g) = (–370,4∙2) – (–300,4∙2) = –740,8 – 600,8 = –140 KJ/mol

∆G°=–140 KJ/mol

d) 6CO₂(g) + 6H₂(l) → C₆ H₁₂ O₆ (s) + 6O₂(g) ∆G°=∑G°p – ∑G°r =

= [(6 ∙ –394,4) + (6 ∙ –237,2)] – (–910) = –3790 –910= 2789

Pág. 155(ejercicio 16)

¿En cuál de las siguientes reacciones se cumple siempre ∆G > 0 ( no espontanea ), independientemente de la temperatura?

a) 2 NH3(g) → N2(g)+ 3H2(g) ∆H0= 92,2 KJ/mol

El número de moles gaseosos de los productos es mayor que el de los reactivos, por tanto la entropía aumenta (∆So>0) . Si la entalpia es positiva y la entropía aumenta, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura

b) N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) ∆H0=67,6 KJ/mol

El número de moles gaseosos de los productos es menor que el de los reactivos, por tanto la entropía bajara (∆So<0). Si la entalpia es positiva y la entropía baja, ∆G >0 y siempre será no espontánea.

c) 2Na(s) +Cl2(g) → 2NaCl(s) ∆H0=-822,0 KJ/mol

Los reactivos son gaseosos (y tienen mayor número de moles) y el producto solido, por tanto la entropía desciende (∆So<0), si la entalpia es negativa y la entropía desciende, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura

d) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H0=-571,6 KJ/mol

Los reactivos son gaseosos y el producto es líquido (y tiene menor número de moles), por tanto la entropía desciende (∆So<0), si la entalpia es negativa y la entropía desciende, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura