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I.E.S. Francisco Grande Covián 14/11/2008

Termoquímica Química 2ªBachiller

9. El benceno, C6H6, puede prepararse por trimerización de acetileno, C2H2: 3 C2H2 (g) Æ C6H6 Calcular la variación de entalpía para la reacción a partir de las entalpías de combustión de cada compuesto: C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) Æ 2 CO2 (g) + H2O (l)

∆H= -1299,48 kJ

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) Æ 6 CO2 (g) + 3 H2O (l)

∆H= -3267,4 kJ

A partir de las entalpías de combustión de cada compuesto, intentamos llegar a la fórmula del principio (3 C2H2 (g) Æ C6H6) viendo la relación que hay entre ambas reacciones. Una vez hecho esto, se hacen los cálculos con las entalpías. x3

C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) Æ 2 CO2 (g) + H2O (l)

x -1

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) Æ 6 CO2 (g) + 3 H2O (l)

∆H= -1299,48 kJ ∆H= -3267,4 kJ

3 C2H2 (g) + 15/2 O2 (g) - C6H6 (l) - 15/2 O2 (g) Æ 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) - 6 CO2 (g) - 3 H2O (l) 3 C2H2 (g) Æ C6H6 3 (-1299,48) – 1 (-3267,4) = -631,0 kJ La variación de entalpía es de -631,0 kJ. 13-. A partir de la información termoquímica sobre los siguientes procesos de combustión a 298 K: 0

C (grafito) + O 2 (g) → CO 2 (g)

∆ H = − 393,5 kJ

H 2 (g) + ½ O 2 (g) → H 2 O (l)

∆ H = − 285,8 kJ

0

2 C 6 H 6 (l) + 15 O 2 (g) → 6 H 2 O (l) + 12 CO 2 (g)

0

∆ H = − 6.534,8 kJ

Calcular la entalpía estándar de formación del benceno La reacción de formación del benceno es: 6 C (grafito) + 3 H 2 (g) → 1 C 6 H 6 (l) Ahora multiplicamos por 6 la primera, por 3 la segunda y por -1/2 la tercera reacción y sumamos. Tenemos que obtener lo mismo que la reacción antes nombrada. 6 C + 6 O 2 + 3 H 2 + 3/2 O 2 − 1 C 6 H 6 − 15/2 O 2 → 6 CO 2 + 3 H 2 O – 3 H 2 O − 6 CO 2 6 C + 3 H2 → 1 C6H6 6(− 393,5) + 3(− 285,8) – ½ (− 6.534,8) = 49 kJ/mol La entalpía estándar de formación del benceno es de 49 kJ/mol. 13.-

A partir de la información termoquímica sobre los siguientes procesos de combustión a 298 K:

Calcular la variación de entalpía estándar de formación, ΔH°(f), para el benceno.

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Ecuación para 1 mol de benceno: Si hacen falta 6 moles de C, habrá que multiplicar la 1ª reacción x 6. Si hacen falta 3 moles de H , habrá que multiplicar la 2ª reacción x 3. Si hace falta 1 mol de benceno, habrá que multiplicar la 3ª reacción por (– 1/2).

Tras comprobar que la reacción corresponde con la de 1 mol de benceno, realizamos esa reacción con las entalpías:

16.Utilizando los valores de las entalpías estándar de formación que se encuentran en la tabla 2, calcular ΔH0 para cada una de las siguientes reacciones. La fórmula que debemos aplicar en este ejercicio es: ΔH0 = ∑n productos ΔH0f (productos) - ∑nreactivos ΔH0f (reactivos)

-

a)

siendo n el número de moles de cada compuesto. HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s) -92,3 KJ/mol; - 46,2 KJ/mol; -314,4KJ/mol

ΔH0 = 1mol (-314,4 KJ/mol) - [1mol (-92,3 KJ/mol) + 1mol (- 46,2 KJ/mol)] = b)

4NH3 (g) +5O2 → 4NO (g) +6H2O (g) - 46,2 KJ/mol; 0 KJ/mol; 90,37 KJ/mol;

-175,9 KJ/mol

-241,8 KJ/mol

ΔH0 = [4moles (90,37 KJ/mol) + 6moles (-241,8 KJ/mol)] - [4moles (- 46,2 KJ/mol) + 0] = -904,5 KJ/mol c) C3H8 (g) +5 O2 (g) → 3CO2 (g) + 4 H2O (l) -103,8 KJ/mol; 0 KJ/mol; -393,5 KJ/mol;

-285,5 KJ/mol

ΔH0 = [3moles (-393,5 KJ/mol)+4moles (-285,5 KJ/mol)] – 1mol (-103,8KJ/mol)+0 = -2218,7 KJ/mol d)

CH2=CH2 (g) + H2 (g) → CH3=CH3 (g) 52,3 KJ/mol; 0 KJ/mol;

-84,7 KJ/mol

ΔH0 = [1mol (-84,7 KJ/mol) - 1mol (52,3 KJ/mol) + 0 = -137 KJ/mol 16.-Utilizando los valores de las entalpías estándar de formación que se encuentran el la tabla 2, calcula ΔHo para cada una de las siguientes reacciones: a) HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s) -92,3

+ (-42,6) → -314,4

-314,4-[(-92,3)+(-46,2)] = 175,9 Kj

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b) 4 NH3(g) + 5O2 (g) → 4NO (g) + 6H2O (g) 4(-46,2) + 0

→ 4(90,37) + 6(-241,8)

4(90,37)+6(-241,8)-[4(-46,2)] = -904,5 Kj

c) C3H8 (g) +5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4H2O (l) -103,8

+ 0

→ 3(-393,5) + 4(-285,8)

3(-393,5)+4(-285,8)-[(-103,8)] = -2219,8 Kj

d) CH2 = CH2 (g) + H2 (g) → CH3−CH3 (g) 52,3

→ -84,7

-84,7-52,3 = -137 KJ 17. Algunos automóviles pueden utilizar gas butano, C4H10 (g), como combustible. A partir de la información termoquímica de la tabla 2, calcular la energía liberada en la combustión de 10 litros de butano medidos a 298 K y 1 atm. Cogemos la ecuación del gas butano y la ajustamos: 13 C 4 H10 (g) + O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 5H 2O(l) 2 -124,7 KJ 0 -393,5KJ -285,8KJ Ponemos los valores de las entalpías estándar de formación, para el O2 el valor es 0 porque es un elemento Luego mediante la formula: ΔHº = ∑ nΔH ºf (PROD) - ∑ nΔH fº (REAC) calculamos la entalpía. ΔHº = 4(-393,5) + 5(-285,8) - [1(-124,7) + 1(0)] = −2878,3KJ

Ahora mediante la ecuación de los gases: P·V=n·R·T, hallamos los moles de C4H10 para luego poder sacar la energía liberada 1atm·10L=n·0,082·298K n=0,41 moles de C4H10 -2878,3KJ 0,41moles C4H10 × = −1177,9KJ molC4H10 Se liberan 1177,9 KJ de energía 17. Algunos automóviles pueden utilizar gas butano, C4H10 (g), como combustible. A partir de la información termoquímica de la tabla 2, calcula la energía liberada en la combustión de 10 litros de butano medidos a 298 K y 1 atm. Primero escribimos la ecuación y luego la ajustamos: - 124´7 0 - 393´5 - 285´8 Mirando la tabla 2, ponemos debajo de cada compuesto su entalpía de formación. es cero porque se trata de un elemento. La entalpía de formación del calculamos la entalpía de reacción :

A través de la fórmula

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Ahora mediante la fórmula de los gases ideales go la energía liberada en su combustión:

Una vez obtenidos los moles, sabemos que mos por esa variación de entalpía:

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, obtenemos los moles de de butano para poder hallar lue-

por mol, entonces multiplicamos los moles que tene-

La energía liberada en esa combustión es 1177´9KJ.

18. El valor energético de los alimentos y combustibles se expresa en unidades de energía desprendida por cada gramo de sustancia consumida. Teniendo en cuenta los datos de ΛΗ f de la tabla 2 ordenar, de mayor a menor, º

el valor energético de los siguientes combustibles: acetileno(C 2 H 2 ), butano(C 4 H 10 ), metanol(CH 3 OH) e hidrogeno(H 2 ). ¾

Acetileno

5 O 2 (g)Æ2CO 2 (g)+ H 2 O(l) 2 ΛΗ f = ΛΗ f (productos)- ΛΗ f (reactivos)

C 2 H 2 (g)+

ΛΗ f =2(-393.5)+1(-285.8)-[226.7] ΛΗ f =-1299.5 Kj/mol 1299.5 Kj 1molC 2 H 2 =49.9 Kj/gr × 1molC 2 H 2 26 grC 2 H 2 ¾

Butano

C 4 H 10 (g)+

13 O 2 (g)Æ 4CO 2 (g)+5 H 2 O(l) 2

ΛΗ f =4(-393.5)+5(-285.8)-[124.7]

ΛΗ f =-2878.3Kj/mol 2878.3Kj 1molC4 H10 × =49.62 Kj/gr 1molC4 H10 58 gr

¾

Metanol

CH 3 OH(l)+

3 O 2 (g)Æ CO 2 (g)+2 H 2 O(l) 2

ΛΗ f =1(-393.5)+2(-285.8)-[-238.6] ΛΗ f =-726.5 Kj/mol 1molCH 3OH 726.5Kj =22.7 Kj/gr × 1molCH 3OH 32 gr

¾

Hidrogeno

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H 2 (g)+

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1 O 2 (g)ÆH 2 O(l) 2

ΛΗ f =-285.8 Kj/mol 285.8 Kj 1molH 2 × =142.9 Kj/gr 1molH 2 2 gr

El orden es: H 2 , C 2 H 2 , C 4 H 10 , CH 3 OH

19- El metanol CH 3 OH , es un combustible limpio con elevado índice de octano, que en el futuro puede desempeñar un importante papel a pesar de que su valor energético es aproximadamente la mitad del de la gasolina. Calcular la entalpía estándar de formación del metanol, sabiendo que su entalpía de combustión es de 726,6kJ/mol.

3 CH 3 OH (l ) + O2 ( g ) → CO2 ( g ) + 2 H 2 O(l ) 2 ¿?

0

-393.5

-285.8

ΔΗ = ΣnΔΗ ( prod .) − ΣnΔΗ of (react.) o

o f

− 726.6 = −393.5 + 2(−285.5) − X X = −393.5 + 2(−285.5) + 726.6

X = −238.6 kJ

mol.CH 3 OH

20.- Si la entalpía de disociación del hidrógeno, la entalpía de formación del metano y la entalpía de sublimación del carbono son respectivamente: ΔH dis ( H 2 ) = 436. 0 KJ mol ° ° ΔH F (CH 4 ) = -74.82 , ΔH sub (C ) = 718.4 KJ mol a) La variación de entalpía estándar del siguiente proceso CH 4 ( g ) ⎯ ⎯→ C ( g ) + 4 H ( g )

b) La energía del enlace C-H en el metano. Para hallar la entalpía de la ecuación voy a aplicar la Ley de Hess H2 ⎯ ⎯→ 2 H ΔH ° = 436 KJ (+2) mol C (s) + 2 H 2 ⎯ ⎯→ CH 4 ΔH ° = −74.82 KJ (-1) mol C (s) ⎯ ⎯→ C ( g ) ΔH ° = 718.4 KJ (+1) mol ⎯→ 4 H ( g ) − 1CH ( g ) + 1C ( g ) + 872 KJ 2 H ( g ) − 1C ( s ) + 1C ( s) ⎯ 2

4

mol

+ 74.82 KJ

mol

+ 718.4 KJ

mol

°

CH 4 ( g ) ⎯ ⎯→ C ( g ) + 4 H ( g ) ΔH = 1665.2 KJ

Ee C − H =

1665.2 KJ

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4

mol = 416.3 KJ

mol

mol

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21. Las entalpías de formación de los átomos gaseosos H(g) y O(g) son 218 KJ/mol y 247 KJ/mol respectivamente. Determinar la energía de enlace O-H en el agua sabiendo que la entalpía de formación del H2O(g) es ΔHof = 241.8 KJ/mol. H (g) ΔHof = 218 KJ/mol O (g) ΔHof = 247 KJ/mol H20 (g) ΔHof = -241.8 KJ/mol De la unión de estos átomos sacamos la siguiente reacción: H2O (g) Æ 2H (g) + O (g) ΔHo = 247 + 2·(218) – (-241.8) = 924.8 KJ/mol

Hay 2 enlaces O-H Æ Ee O-H = 462.8 KJ/mol

E(enlace) =

= 462.8 KJ/mol

22- Utilizando los valores de energía de enlace que aparecen en la tabla 3. Calcular la variación de entalpía aproximada que se produce en las siguientes reacciones químicas. a)CH 3 − CH 3 ( g ) + Cl 2 ( g ) → CH 3 − CH 2Cl ( g ) + HCL( g ) Ahora tenemos que ver cuantos enlaces hay de cada y ver sus energías medias de enlace en kJ/mol en la tabla de la pagina 49 C-C Æ 347 Æ 1 enlace roto y un enlace de formación C -H Æ 413 Æ 6 enlaces rotos y 5 de formación Cl – Cl Æ 243 Æ 1 enlace roto C – Cl Æ 326 Æ 1 enlace de formación H – ClÆ 432 Æ 1 enlace de formación Ahora sabiendo esto tenemos que realizar la formula : ΔH º=

∑ Ee (enlaces _ rotos) − ∑ E e (enlaces _ formados)

Sustituimos: ΔH º =347 + 6(413) + 243 − [347 + 5(413) + 326 + 432] ΔH º = −102kJ b)CH 2 = CH 2 ( g ) + H 2O → CH 3 − CH 2OH ( g )

C – C Æ 347 Æ1 enlace de formación C=C Æ 611 Æ 1 enlace roto C – H Æ 413 Æ 4 enlaces rotos y 5 enlaces de formación O – H Æ 463 Æ 2 enlaces rotos y 1 enlace de formación C – O Æ 360 Æ 1 enlace de formación ΔH º = 611 + 4(413) + 2(463) − [5(413 + 463 + 347 + 360] ΔH º = −46kJ (Los pasos son los mismos citados en el ejemplo a)

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Los otros dos no me salen….

22. Utilizando los valores de energía de enlace que aparecen en la tabla 3, calcular la variación de entalpía aproximada que se produce en las siguientes reacciones químicas: a) CH3 – CH3 (g) + Cl2 (g) Æ CH3 – CH2Cl (g) + HCl (g) 1C-C ; 6C-H 1Cl-Cl 3C-H ; 1C-C ; 2C-H ; 1C-Cl 347 413 243 413 347 413 326 347 + 6 (413) + 243 – 3 (413) – 347 – 2 (413) – 326 – 432= -102 kJ b) CH2 = CH2 (g) +H2O (g) Æ CH3 - CH2OH (g) 1C=C ; 4C-H 2O-H 5C-H ; 1C-C ; 1C-O ; 1O-H 611 413 463 413 347 360

1H-Cl 432

463

611 + 4 (413) + 2 (463) – 5 (413) – 347 – 360 – 463 = -46 kJ c) N2 (g) + 3H2 (g) Æ 2NH3 (g) 1N≡N 3H-H 2 (3N-H) 941 436 389 941 + 3 (436) – 6 (389) = -85 kJ d) 2H2 (g) + O2 (g) Æ 2H2O (g) 2H-H O=O 2 (2H-O) 436 494 463 2 (436) + 494 – 4 (463) = -486 kJ

22-

Utilizando los valores de enlace que aparecen en la tabla 3, calcular la variación de entalpía aproximada que se produce en las siguientes reacciones químicas: a) CH3 – CH3 (g) + Cl2 (g) CH3 – CH2Cl (g) + HCl (g)

1C-C ; 6C-H 1Cl-Cl 3C-H ; 1C-C ; 2C-H; 1C-Cl 1H-Cl 347 413 243 413 347 413 326 432 347 + 6 (413) + 243 – 3 (413) – 347 – 2 (413) – 326 – 432= -102 kJ b) CH2 = CH2 (g) +H2O (g) CH3 - CH2OH (g) 1C=C; 4C-H 2O-H 5C-H; 1C-C ; 1C-O ; 1O-H 611 413 463 413 347 360 463 611 + 4 (413) + 2 (463) – 5 (413) – 347 – 360 – 463 = -46 kJ c) N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) 1N=N 3H-H 2 (3N-H) 941 436 389 941 + 3 (436) – 6 (389) = -85 kJ d) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g) 2H-H O=O 2 (2H-O) 436 494 463 2 (436) + 494 – 4 (463) = -486 kJ

25. El proceso de formación de estalactitas y estalagmitas en zonas calcáreas se representa en la siguiente ecuación: Ca 2+ (ac) + 2 HCO3− (ac) → CaCO3 ( s ) + CO2 ( g ) + H 2 O(l )

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Calcular ΔG para este proceso sabiendo que ΔH =39 KJ y ΔS =241 J/K. Comprobar que se trata de un proceso espontáneo a 25ºC. Datos: º

º

º

(entalpía estándar de reacción) ΔH =39 KJ º

(entropía o desorden) ΔS =241 J/K = 0,241 KJ/K Tª = 25ºC = 298 K º

Solución: Según la fórmula de la energía libre de Gibas: (Energía libre) ΔG º = ΔH º −TΔS

ΔG º = 39 KJ − 298K × 0,241KJ / K = -32,8 KJ ΔG º = −32,8KJ

Como ΔG menor que 0 la reacción es espontánea

33.

El alcohol etílico, , tiene un valor energético similar al de los hidratos de carbono. Si la entalpía de combustión del etanol es -1362,6 KJ/mol, calcular el contenido energético del alcohol que se ingiere al tomar un vaso de vino de 120 ml de 12,5 º (12,5 % en volumen). La densidad del alcohol etílico es de 0,79 g/ml.

En primer lugar, hacemos la reacción y la ajustamos. +3 --------> + AH = -1362,6 KJ/mol Una vez hecho esto, a partir de los datos que nos dan, calcularemos a través de factores de conversión varias cosas hasta llegar a obtener el contenido energético que se nos pregunta. En el primer paso de los factores obtenemos los ml de que hay en un vaso de vino; en segundo lugar, esos ml los transformamos en gramos; luego esos gramos los pasamos a moles; y finalmente, el último paso, con AH obtendremos ya el valor energético.

35.- El octano, C8H18, es un componente de las gasolinas comerciales. Calcular la cantidad de calor desprendido en la combustión completa de un litro de octano liquido de densidad 0,8 g⁄ml. En la práctica, la combustión de las gasolinas es incompleta produciéndose también gases tóxicos, como el monóxido de carbono, CO, que se eliminan por el tubo de escape. Calcular el calor desprendido en la combustión incompleta de un litro de octano si la ecuación puede representarse como: a) C8H18 (l) + 12’5 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 9 H2O (l) ∆Hº = 8 ( - 393’5 ) + 9 ( - 285’8 ) + 250 = - 5470’2 KJ se liberan 0’8 g⁄ml x 1000 ml x (1 mol/114 g) x (5470’2 KJ/mol) = 38.387’4 KJ se liberan b)C8H18 (l) + 10 O2 (g) → C (s) + 3 CO (g) + 4 CO2 (g) + 9 H2O (l) ∆Hº = 3 ( - 110’5 ) + 4 ( - 393’5 ) + 9 ( -285’8 ) + 250 = - 4227’7 KJ 0’8 g⁄ml x 1000 ml x (1 mol/114 g) x (4227’7 KJ/mol) = 29.668’1 KJ se liberan

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