6 Energia de Les Reaccions Quimiques 0745737

8/16/2019 6 Energia de Les Reaccions Quimiques 0745737

1/25

6

BEGUDES

AUTOESCALFABLES

E l control del foc a la prehistòriava suposar un gran avenç per ala humanitat. Va permetre cuinarels aliments que anteriorment s’ha-vien de menjar crus i així, alhora quees tornaven més mengívols, es desin-

fectaven, cosa que va repercutir direc-tament en un augment de l’esperançade vida.

Al llarg de la història s’ha cuinat oescalfat el menjar amb fusta, carbó ialtres combustibles fòssils com arael gas butà o el gas metà (gas ciutat).En darrer mig segle s’ha estès l’ús del’electricitat en forma de forns micro-ones, cuines vitroceràmiques, cuinesd’inducció, torradores, fregidores, etc.

Actualment hi ha més opcions quepermeten escalfar el menjar i estanbasades en reaccions químiques que

emeten energia en forma de calor capa l’entorn.

És un mètode conegut des de principisdels segle XX però la seva utilització es-tava limitada a l’alpinisme i a l’àmbitmilitar. El primer que va patentar unsistema comercial fou l’enginyer italiàFrancesco Guida, l’any 1980. Avui endia se n’ha generalitzat l’ús i ens per-met prendre una beguda o una sopa

calenta en qualsevol moment, sense lanecessitat de dependre de cap aparell.

La beguda està continguda en un re-cipient dividit en tres compartimentsindependents. El primer conté el líquidque es vol escalfar, el segon sals decalci (generalment, clorur de calci,CaCl

2o òxid de calci, CaO) i el tercer,

aigua. Els reactius, les sals de calci il’aigua, es mantenen separats fins quees requereix que es produeixi la reac-ció química. Quan es pressiona ambsuavitat el fons del recipient, unes va-retes trenquen la membrana que elssepara i en aquest moment començala reacció química exotèrmica. Cal queels reactius estiguin en un espai total-ment hermètic, ja que en cap cas ellso els productes de la reacció poden

Energia

de les reaccionsquímiques Competència comunicativa. Descriure fets, explicar-los i justificar-los utilitzant models

termodinàmics.

Competència personal i interpersonal. Reflexió sobre les dimensions socials i ètiques deles aplicacions de la química.

Competència en el coneixement i interacció amb el món. Apropiació dels modelsquímics que permeten comprendre els canvis energètics que tenen lloc en les reaccionsquímiques quotidianes.

AVALUACIÓ DIAGNÒSTICA

1. Planteja i iguala la reacció químicaque es descriu en el text.

2. Què es podria fer si es volgués es-calfar molt més líquid que el queconté un got de brou, per exemple.

3. Explica què passaria si la quantitatde líquid que es vol escalfar fos mésgran mentre que la quantitat d’òxid

de calci fos la mateixa.

4. Raona si un aliment escalfat ambaquest mètode arribarà a la mateixatemperatura tant si és estiu com siés hivern.

5. Les bosses de fred funcionen a par-tir d’un procés similar però amb unresultat invers. Busca informació iexplica’n el funcionament.

entrar en contacte amb l’aliment o ves-sar a l’exterior.

Al cap d’una estona el contingut delvas pot haver assolit temperatures finsi tot superiors als 70 °C, suficient perescalfar un cafè, una sopa o fins i totun biberó, i que es mantinguin tebis du-rant uns 20 minuts.

Si la sal és òxid de calci, es combinaamb l’aigua per donar lloc a l’hidròxidde calci. En aquesta reacció s’allibera

força energia calorífica, concretament82 kJ/mol.

Recipient

d’alumini

Cambra

amb salsde calci

Beguda

Aigua

Membrana

d’alumini

Recipient de

polipropilè

1. Competències . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 146

2. Recursos digitals . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1463. Orientacions didàctiques i programació d’aula. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 146

4. Avaluació . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 148

5. Solucionari . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151


2/25146

Unitat 6 • Energia de les reaccions químiques

1 Competències bàsiques

COMPETÈNCIES ESPECÍFIQUES DE LA QUÍMICA

Competènciaen la comprensióde la naturalesa de laciència i de la químicaen particular

Els químics han anat aplicant metodologies cientíques per tal de conèixer l’intercanvid’energia durant una reacció química. Tant les metodologies, com les propietats s’estudienen aquesta unitat.

COMPETÈNCIES GENERLS DEL BATXILLERT

Competènciacomunicativa

Descripció, explicació i justicació de fets utilitzant models termodinàmics.

Competència personali interpersonal

Reexió sobre les dimensions socials i ètiques de les aplicacions de la química.

Competència

en el coneixementi interacció amb el món

Apropiació dels models químics que permeten comprendre els canvis energètics que tenen

lloc en les reaccions químiques quotidianes.

2 Recursos digitals

Llibre de

l’alumne

Descripció: Beguda autoescalfable.Finalitat: Observar una aplicació comercial d’una reacció exotèrmica. 175

Descripció: Reacció exotèrmica.Finalitat: Veure els efectes d’una reacció exotèrmica. 176

Descripció: Reacció endotèrmica.Finalitat: Veure els efectes d’una reacció endotèrmica. 176

Descripció: Electròlisi de l’aigua.Finalitat: Observar l’electròlisi de l’aigua. 177

Descripció: Entropia i desordre.Finalitat: Entendre la relació entre entropia i desordre. 199

Descripció: Causa de la mort: l’entropia.Finalitat: Observar un cas pràctic d’entropia. 199

3 Orientacions didàctiques i programació d’aula

Totes les reaccions químiques alliberen energia o n’absorbeixen. S’ha comprovat experimentalment que en les reaccions nos’allibera o s’absorbeix una quantitat qualsevol d’energia, sinó que depèn de la classe de reactius i dels productes de la reacció,de les quantitats utilitzades i també de la temperatura i de la pressió.La part de la química que estudia les reaccions químiques associades amb els intercanvis d’energia s’anomena termodinàmicaquímica.En aquesta unitat s’estudia fonamentalment la termoquímica química, denominació clàssica de la part de la termodinàmicaque tracta de l’energia en forma de calor que acompanya un procés químic.producte determinat, i relacionar aquesta substància amb qualsevol de les altres substàncies que estigui implicada en la reacció.


3/25


4/25148

E d i t o r i a l C a

s a l s • M a t e r i a l f o t o c o p i a b l e


4 Avaluació

6. ENERGIA DE LES REACCIONS QUÍMIQUES

Digues si són verdaderes o falses les armacions següents:

V F

1. En una reacció química sempre s’allibera d’energia que es pot aprotar, com passa, per exemple, en el casde les combustions.

2. La termodinàmica química i la cinètica química són el mateix.

3. En una reacció química exotèrmica es desprèn energia en forma de calor.

4. L’energia interna només té en compte l’energia cinètica de les partícules que formen la matèria.

5. La variació de l’energia interna d’un sistema depèn de l’energia en forma de calor donada al sistemai del treball fet sobre el mateix sistema.

6. L’entalpia és l’energia absorbida o alliberada a pressió constant en una reacció química.

7. La temperatura és l’únic factor que afecta la velocitat d’una reacció.

8. Una reacció de combustió és sempre exotèrmica.

9. L’entalpia estàndard de formació pot tenir valors positius i negatius.

10. Cada element té una única forma al·lotròpica que és la que li dóna les característiques físiques i químiques.

11. La llei de Hess és una conseqüència del primer principi de la termodinàmica.

12. L’entalpia de combustió ΔH c

θ és la variació d’entalpia per mol de substància cremada.

13. L’energia reticular té sempre valors negatius.

14. L’energia reticular està relacionada tant amb compostos moleculars com amb compostos iònics.

15. Les reaccions que es donen en un sol sentit s’anomenen reaccions reversibles.

16. L’entropia és la mesura quantitativa del grau de desordre microscòpic d’un sistema.

17. Un gas sempre té una entropia molt menor que la del sòlid corresponent.

18. L’energia de Gibbs és la que ens marca, en denitiva, si una reacció és espontània o no és.

19. Una reacció en la qual augmenti el grau d’ordre mai no serà espontània.

20. La temperatura no afecta de cap manera a l’hora de determinar si una reacció és espontània o no ho és.


5/25 149




4 Avaluació

1. La termodinàmica és la part de la química que estudia: a) La relació quantitativa entre els reactius i els pro-

ductes i permet fer una previsió dels reactius que esconsumiran o bé dels productes que s’obtindran.

b) La velocitat en la qual es donen les reaccions quí-miques.

c) Les relacions entre reacció química i energia. d) Cap de les respostes anteriors és correcta.

2. El primer principi de la termodinàmica diu: a) En una reacció química l’energia no es crea ni es

destrueix, només es transforma. b) En una reacció química sempre es desprèn energia

en forma de calor. c) L’energia sempre és present a les reaccions quími-

ques. d) El desordre sempre augmenta en qualsevol reacció

química.

3. En una reacció exotèrmica: a) La variació d’entalpia és positiva. b) La variació d’entalpia és negativa. c) Quan hi intervenen gasos, la variació d’entalpia

d’una reacció química coincideix amb la variaciód’energia interna.

d) La temperatura es manté constant durant tot elprocés.

4. L’entalpia estàndard de formació és: a) La variació d’entalpia que acompanya la formació

d’un gram d’un compost determinat. b) La variació d’entalpia que acompanya la formació

d’un mol d’un compost determinat a temperaturaconstant. c) La variació d’entalpia que acompanya la formació

d’un mol d’un compost determinat quan els ele-ments i els compostos es troben en estat estàndard.

d) Positiva per a tots els compostos binaris.

5. L’entalpia estàndard de formació del dioxigen, O2 , en

estat estàndard: a) Arbitràriament s’ha convingut que sigui un valor

de zero. b) Té un valor negatiu, ja que és un compost molt es-

table. c) Té un valor negatiu perquè de forma natural es troba en estat gasós.

d) No es pot determinar de forma exacta.

6. Els compostos amb entalpies estàndard de formaciónegatives són compostos:

a) Molt inestables i amb una gran tendència adescompondre’s si hi ha un subministramentd’energia en forma de calor.

b) Molt estables, i aquesta estabilitat augmenta a me-sura que el valor es fa més negatiu.

c) Aquests compostos no existeixen, ja que per deni-ció totes les entalpies de formació han de ser positi-

ves. d) Totes les armacions anteriors són falses.

7. La llei de Hess: a) Només treballa amb les entalpies de formació. b) Es basa amb la variació de les variacions d’energia

interna. c) Només és vàlida quan la reacció és exotèrmica. d) Cap de les respostes anteriors és certa.

8. A la llei de Hess suposem que:

a) Totes les reaccions alliberen gasos. b) Totes les reaccions es poden donar per etapes. c) La variació d’entalpia es pot calcular directament o

suposant les etapes amb les quals es pot donar unareacció determinada.

d) Les armacions b i c són certes.

9. L’energia o entalpia d’enllaç: a) És impossible de calcular, ja que si es trenca l’enllaç

es trenca la molècula. b) Són totes negatives ja que si no fos així l’enllaç no es

formaria. c) Té un valor constant si els elements que enllacen

són els mateixos, és a dir que l’energia d’enllaç entreàtoms de carboni sempre tindrà el mateix valor.

d) Estan calculades i tabulades a temperatura de 0 ºC.

10. La longitud d’enllaç i l’entalpia d’enllaç: a) Són dues magnituds que no estan relacionades. b) Com més negativa és l’entalpia d’enllaç menor és la

longitud d’enllaç, independentment dels elementsque enllacin.

c) Com més negativa és l’entalpia d’enllaç, menor ésla longitud d’enllaç, sempre i quan comparem elsenllaços dels mateixos elements.

d) Són magnituds directament proporcionals.


6/25150




16. La fórmula per calcular l’entalpia lliure és: a) G = H – T S b) G = H + T S c) H =S + T G d) G = S – T H

17. Quan l’energia de Gibbs és positiva ens indica que: a) La reacció a la qual fa referència és espontània. b) La reacció a la qual fa referència no és espontània. c) Augmenta quantitativament el desordre en aquest

procés. d) Si augmentem la temperatura aquesta reacció és se-

gur que passarà a ser espontània.

18. Indica quina de les armacions següents és correcta: a) Quan escalfem una substància, sempre n’augmenta

l’entropia. b) Quan provoquem la fusió d’un sòlid, disminueix

l’entropia del sistema. c) Quan un gas es difon en disminueix la temperaturai, per tant, també l’entropia.

d) L’entalpia de formació d’una substància mai no serànegativa.

19. Tenim un sistema gasós i el volem mantenir a pressióconstant. Si n’augmentem la temperatura…

a) …haurem d’augmentar-ne el volum. b) …n’augmentarà l’entropia. c) …la pressió es mantindrà constant ja que són mag-

nituds independents.

d) Les armacions a) i b) són correctes. 20. Un sistema aïllat és: a) Un sistema que no intercanvia ni matèria ni energia

amb l’exterior. b) El mateix que un sistema tancat. c) El que es dóna quan una reacció té lloc en un reci-

pient hermètic. d) És un sistema que manté constant la temperatura al

llarg del temps.

11. L’energia reticular és una energia: a) Positiva, siguin quins siguin els ions que enllacen. b) Que està lligada a la formació de compostos mole-

culars i a les molècules. c) Que es calcula a partir dels elements en estat sòlid. d) Que es fa cada cop més negativa a mesura que aug-

menta la càrrega dels ions.

12. El valor de l’entropia: a) Augmenta sempre en qualsevol reacció, siguin

quins siguin els reactius. b) Quantica el desordre microscòpic d’un sistema. c) Està íntimament relacionat amb el valor de l’ental-

pia. d) És el que determinarà si una reacció es donarà o no

de manera espontània.

13. Per a una mateixa substància:

a) L’entropia de l’estat gasós és més gran que l’entropiade l’estat líquid. b) L’entropia de l’estat sòlid és més gran que l’entropia

de l’estat líquid. c) L’entropia de l’estat líquid és més gran que l’entropia

de l’estat gasós. d) El valor de l’entropia no depèn gens de quin sigui el

seu estat físic sinó de la naturalesa de la substància.

14. El valor de l’entalpia i de l’entropia depèn de: a) La naturalesa de la substància amb la qual treba-

llem.

b) La temperatura a la qual treballem. c) La quantitat de matèria amb la qual treballem. d) Totes les armacions anteriors són certes.

15. L’energia de Gibbs: a) Coincideix amb l’energia d’activació d’una reacció

química determinada. b) El seu valor ens marca si la reacció serà espontània

o no. c) Té un valor independent a la temperatura a la qual

està el nostre sistema. d) Coincideix amb el valor de la variació d’entalpia

quan tots els elements es troben en estat gasós.


7/25 151




5 Solucionari

Solucionari del llibre de l’alumne

I INTRODUCCIÓ A LA TERMODINÀMICA

1. Segons el principi de conservació de l’energia, es compleix:

U = q + w

Com que el sistema experimenta una compressió, w és positiu i, com que allibera energia, q és negatiu. Per tant:

U = q + w = −2,5 kJ + 3 kJ = 0,5 kJ

2. Calculem el treball d’expansió:

V = 10 cm × 200 cm2 = 2 000 cm3 = 2 × 10−3 m3

w = − pext

V = −0,9 × 105 Pa × 2 × 10−3 m3 = −180 J

A partir de l’equació de l’energia interna que relaciona la calor amb el treball d’expansió: U = q − p

ext V = −200 J − 180 J = −380 J

3. a) Com que el treball d’expansió té lloc a pressió constant, es compleix:

w = −pext

S x

Substituint per les dades donades, el treball d’expansió del gas és:

w = −105 N m−2 × 0,01 m2 × 0,15 m = −150 kJ

I, com que absorbeix 100 kJ d’energia, q és positiu, la variació de la seva energia interna és:

U = q + w = 100 000 J − 150 J = 99 850 J

b) L’energia interna del gas ha augmentat , ja que el sistema ha absorbit molta més energia en forma de calor (que serveixper augmentar l’energia interna del sistema) que l’energia que ha perdut amb el treball d’expansió (amb la qual cosa endisminuiria l’energia interna).

4. Calculem el volum del bloc d’alumini a 293 K:

= × = ×

−V 2,00kg1 m

2700kg7,41 10 m293K

34 3

Calculem el volum del bloc a 934 K:

= × = × −V 2,00 kg

1 m

2380kg8,40 10 m934K

34 3

Calculem V :

V = V 934 K − V 293 K = 8,40 × 10−4 m3 − 7,41 × 10−4 m3 = 0,99 × 10−4 m3

Per tant, el treball d’expansió és:

w = − pext

V = −1 × 105 Pa × 0,99 × 10−4 m3 = −9,9 J

5. El treball d’expansió és:

w = − pext

V = −105 N m−2 × 100 × 10−6 m3 = −10 J

6. a) Escrivim la reacció d’oxidació de l’acetilè.

C2H

2(g) + 5/2 O

2(g) .. ..2 CO

2(g) + H

2O

(g)

Si la reacció és exotèrmica,H és negativa.=

−× = −H 1304 kJ mol

50,16 kJ

1 g de C H

26 g C H

1 mol C H/

2 2

2 2

2 2


8/25


9/25 153




9. a) L’entalpia estàndard de formació és la variació d’entalpia que acompanya la formació d’un mol de compost i, com quela reacció és exotèrmica, aquesta serà negativa. Com que coneixem l’energia que es desprèn per cada gram de Cu, po-dem calcular la que es desprèn per cada mol:

( )ν =

−× × = −

θH CuO 146 kJ mol2,3kJ

1 g d eC u

63,5gCu

1molCu

1molCu

1molCuO/f

b) Cu(s) + 1/2 O2(g) → CuO(s) H f θ = −146 kJ/mol

10. Com que el procés de formació del clorur de potassi és exotèrmic,H f θ serà negativa. Escrivim la reacció de formació del

clorur de potassi.

K (s)

+ 1/2 Cl2(g)

KCl(s)

Per cada mol de K (s)

que reacciona s’obté 1 mol de KCl(s)

, i la variació d’entalpia corresponent a la reacció serà l’entalpia deformació estàndard del clorur de potassi, H

f θ (KCl

(s)). Per tant,

( ) = −

× × = −θH KCl 437 1 kJ mol

55,9 kJ

5 ,0 0 g d eK

39,1gdeK

1molK

1 molK

1molKCl , /f (s)

11. La variació de l’energia interna es deneix:

U =H − pV

Com que el volum ocupat per un mol d’una substància líquida (CCl4) és negligible comparat amb el volum ocupat per un

mol de gas, podem aproximar que la V de la reacció ha estat deguda a la variació del nombre de mols gasosos, n.

En aquesta reacció:

n = (0 − 2) mol de gasos = −2 mol de gasos

Si la temperatura i la pressió dels gasos es mantenen constants, la causa de l’increment de volum és un augment del nombre de mols gasosos:

p V = nR T

pV =nR T

Per tant,

U =H −nR T

Substituint:

U = −138,7 kJ mol−1 − (−2 mol × 8,3 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K) = 133,8 kJ/mol

12. Sabem que

H = U + pV (1)

El volum que ocupa un líquid és pràcticament negligible davant del volum ocupat per un gas; molt aproximadament, laV de la reacció ha estat deguda a la variació del nombre de mols gasos.

n = 2 mol de CO2 − 3 mol de O

2 = −1 mol de gas

Si la temperatura i la pressió del gas es mantenen constants, un increment de volum ve provocat per un increment delnombre de mols gasosos. Per tant:

pV = nR T

Substituint els valors expressats en (1):

U =H − pV =H −nR T

U = −1 371 kJ mol−1 − (−1 mol × 8,31 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K) = −1 369 kJ


10/25154




13. L’entalpia estàndard de formació és la variació d’entalpia que acompanya la formació d’un mol de compost i, com que lareacció és exotèrmica, aquesta serà negativa. Com que coneixem l’energia que es desprèn per cada gram de HCl, podemcalcular la que es desprèn per cada mol:

( ) = −

× × = −θ H HCl 91 9 kJ mol

2519J

1gdeHCl

36,5 g HCl

1 mol HCl

1 kJ

1000J , /f

L’equació termoquímica corresponent és:

1/2 Cl2(g)

+ 1/2 H2(g)

→ HCl(g)

H f θ = −91,9 kJ/mol

14. En condicions estàndard i 25 ºC, un mol de gas ocupa 24,8 dm3. Calculem els mols de NO en 100 dm3.

( ) = × =n NO 100 dm1moldegas

24,8 dm 4, 03 mol3

3

Coneixem la H f θ per a un mol de NO i sabent que a pressió constant

H f θ

= qp per tant:

qmin

= 90,2 kJ mol−1 × 4,03 mol = 363,5 kJ

15. a) Coneixem l’energia alliberada en formar-se un mol d’aigua. Calculem el nombre de mols d’aigua que es formen enreaccionar els 100 g d’hidrogen:

( ) = × × =n H O 100 g H

1molH

2 g H

1 mol H O

1molH50 mol2 2

2

2

2

2

Per tant, l’energia alliberada és:

× =14275 kJ285,5 kJmol H O

50 mol H O2

2

b) Sabent que:

U =H −nR T

En aquesta reacció:

n = 0 mol gas nal − (1 + 1/2) mol de gasos inicials = −3/2 mol de gasos

Substituint les dades:

U = −285,5 kJ mol−1 − (−3/2 mol × 8,3 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K) = −281,8 kJ/mol

16. Escrivim la reacció de combustió de l’etanol:

CH3CH

2OH

(l) + 3 O

2(g) 2 CO

2(g) + 3 H

2O

(l)

Busquem a la taula 1 les entalpies de formació de cada compost.

H f θ (CH

3CH

2OH

(l)) = −277,7 kJ/mol

H f θ (CO

2(g)) = −393,5 kJ/mol

H f θ (H

2O

(l)) = −285,5 kJ/mol

La H c

θ de la reacció serà:

H rθ = ΣH

f θ

(productes) − ΣH

f θ

(reactius)

H c

θ = 2 × H f θ (CO

(g)) + 3 × H

f θ (H

2O

(l)) −H

f θ (CH

3CH

2OH

(l))

H c

θ = 2 × (−393,5 kJ mol−1) + 3 × (−285,5 kJ mol−1) − (−277,7 kJ mol−1) = −1 365,8 kJ/mol


11/25


12/25156




Com que volem saber l’energia de combustió d’1 m3 de metà i sabent que a pressió constant:

H rθ = q

p

Per tant:

( ) = × × =n CH 1 m10 dm

1 m

1moldegas

24,8 dm40,98 mol4

33 3

3 3

La calor alliberada en la combustió és:

q = 889,7 kJ mol−1 × 40,98 mols = 36 460 kJ

Calculem l’energia en forma de calor obtinguda per 1 m3 de propà.

CH3CH

2CH

3(g) + 5 O

2(g) 3 CO

2(g) + 4 H

2O

(l)

La H f θ de la reacció serà:

H rθ = ΣH

f θ

(productes) − ΣH

f θ

(reactius)

H rθ = 3 × H

f θ (CO

2(g)) + 4 × H

f θ (H

2O

(l)) −H

f θ (CH

3CH

2CH

3(g))

H rθ = 3 × (−393,5 kJ mol−1) + 4 × (−285,5 kJ mol−1) − (−103,8 kJ mol−1) = −2 218,7 kJ/mol

Com que volem saber l’energia de combustió d’1 m3 de metà i sabent que a pressió constant: H

rθ = q

p

Per tant:

( ) = × × =n CH CH CH 1 m

10 dm

1 m

1moldegas

24,8 dm40,32 mol3 2 3

33 3

3 3

La calor alliberada en la combustió és:

q = 2 218,7 kJ mol−1 × 40,98 mol = 90 922 kJ

b) El propà té més poder caloríc atès que desprèn més calor per un mateix volum de gas.

21. L’entalpia de la reacció d’obtenció de l’àcid acètic es pot expressar en funció de les entalpies de formació dels productes ireactius de la reacció:

H rθ = ΣH

f θ

(productes) − ΣH

f θ

(reactius)

H rθ =H

f θ (CH

3COOH) − (H

f θ (CH

3OH)+ H

f θ (CO)) = (−485 − (−238 − 110)) kJ mol–1 = −137 kJ/mol

Com que l’entalpia de la reacció és negativa, l’obtenció industrial de l’àcid acètic és un procés exotèrmic.

22. Escrivim la reacció de combustió del butà.

CH3CH

2CH

2CH

3(g) + 13/2 O

2(g) 4 CO

2(g) + 5 H

2O

(l)

La H rθ de la reacció serà:

H rθ

= ΣH f θ

(productes) − ΣH f θ

(reactius)

H rθ = 4 × H

f θ(CO

2(g)) + 5 × H

f θ(H

2O

(l)) −H

f θ(CH

3CH

2CH

2CH

3(g))

H rθ = 4 × (−393,5 kJ mol−1) + 5 × (−285,5 kJ mol−1) − (−124,7 kJ mol−1) = −2 876,8 kJ/mol

Calculem l’energia caloríca que generarem a partir de 100 dm3 de butà sabent que a pressió constant:

H rθ = q

p

Per tant:

( ) = × =n CH CH CH CH 100 dm1moldegas

24,8 dm4,03mol3 2 2 3

33

q = 2 876,8 kJ mol−1 × 4,03 mol = 11 593,5 kJ

Com que el rendiment és del 70%, l’energia útil per escalfar l’aigua és:

= × =q 11593,5 kJ70

100 8115,4kJ


13/25 157




Aquesta energia caloríca s’aprota per escalfar l’aigua. Per tant:

q = mc(t 2 − t

1)

Si c = 4,18 kJ/kg K

tindrem:

( ) ( )= − = × − =− −mq

t t 27 73 kg c

8115,4 kJ

4,18 kJ kg K 363 K 293 K ,2 11 1

23. a) Busquem una combinació de les equacions termoquímiques 1, 2 i 3 que ens doni l’equació termoquímica d’aquestprocés.

Obtindrem aquesta última si dividim entre 2 l’equació 1, escrivim l’equació 2 a la inversa, multipliquem per 3/2l’equació 3 i després sumem les tres equacions termoquímiques:

C6H

6(l)+ 15/2 O

2(g) → 6 CO

2(g) + 3 H

2O

(l) H

1θ/2

6 CO2(g)

+ 6 H2O

(l) → C

6H

12(l)+ 9 O

2(g) −H

2θ

3 H2(g)

+ 3/2 O2(g)

→ 3 H2O

(l) 3/2 H

3θ

_____________________________________________________

C6H

6(l)+ 3 H

2(g) → C

6H

12(l) H

rθ =H

1θ/2 − H

2θ + 3/2 H

3θ

Substituint:

H rθ = (−6 603/2 + 3 951 − 3/2 × 571,7) kJ = −208,05 kJ/mol

b) Sabent que:

U =H − nR T

En el procés 1:

n= 12 mol de gas nals − 15 mol de gas inicials = −3 mol


U = −6 603 kJ mol−1 − (−3 mol × 8,3 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K) = −6 595,6 kJ/mol

c) A pressió constant, l’energia en forma de calor despresa, és igual a la variació de la seva entalpia:

H = qp

Així doncs, l’energia en forma de calor obtinguda en la combustió d’un mol de benzè és 3 301,5 kJ, ja que l’entalpia decombustió de la reacció 1 correspon a la combustió de dos mols de benzè.

Per tant, en la combustió d’1 dm3 de benzè s’obtindrà:

= × × × =

−q 33861 5 kJ1 dm C H

0,8 g C H

10 dm

1 mol C H

78 g C H

3301,5 kJ

1 mol C H ,p

36 6

6 63 3

6 6

6 6 6 6

d)

La capacitat caloríca especíca de l’aigua és c = 4 180 J/kg K. Sabem que la densitat de l’aigua és d’1 kg/dm

3

, per tant,100 dm3 d’aigua tenen una m = 100 kg. La quantitat de calor necessària per escalfar aquesta massa d’aigua de 10 a 60ºC (és a dir, de 283 a 333 K) és:

q = mc(t 2 − t

1) = 100 kg × 4 180 J kg−1 K −1 × (333 − 283) K = 2,09 × 107 J = 20 900 kJ

La massa de ciclohexà que produirà aquesta quantitat de calor és:

( ) = × × =m C H 20900 kJ1 mol C H

3951kJ

84 g C H

1 mol C H444,3g6 12

6 12 6 12

6 12

Com que el rendiment tèrmic és del 80 %, la quantitat necessària serà:

( ) = × =m C H 555 4 g 444 ,3 g C H100

80 ,6 12 6 12


14/25158




24. Escrivim la reacció de combustió del metà.

CH4(g)

+ 2 O2(g)

CO2(g)

+ 2 H2O

(l)

a) Calculem els mols de metà en 1 kg.

( ) = × × =n CH 1 kg10 g

1 kg

1molCH

16 g

62,5mol43

4

Sabem que a pressió constant:

H rθ = q

p

Per tant:

q = 889,50 kJ mol−1 × 62,5 mol = 55 593,75 kJ

b) Calculem l’energia caloríca que es desprèn en cremar 100 dm3 de metà.

( ) = × =n CH 100 dm

1moldegas

22,4 dm4,46mol4

33

q = 889,50 kJ mol−1 × 4,46 mols = 3 970 kJ

Aquesta energia caloríca s’aprota per fondre el gel. Si consultem la taula 3, veiem que calen 6,02 kJ per fondre 1 molde gel mantenint la temperatura a 0 ºC. Per tant:

= × × × =m

g 11 87 kg 3970 kJ

1 mol H O

6,02 kJ

18 g

1 mol H O

1 kg

10 ,2

23

c) Calculem els mols de metà en 2 kg.

( ) = × × =n CH 2 kg

10 g

1 kg

1molCH

16 g125 mol4

34

Segons la reacció, per cada mol de metà ens calen 2 mols de O2.

( )= × =n O 125 mols de CH

2molO

1molCH 250 mol

2 4

2

4

Calculem el volum que ocupa aquest gas.

( ) = × =V O 250 mols de O

24,8 dm

1moldeO6200 dm2 2

3

2

3

Com que l’aire conté només un 20% de O

2 , el volum d’aire és:

( )= × =V aire 6200 dm

100

203

31000 dm = 31 m3 3

25. a) L’entalpia d’aquesta reacció es pot expressar en funció de les entalpies de formació dels productes i reactius de la reac-ció multiplicades pels respectius coecients estequiomètrics:

H rθ = ΣH f θ(productes) − ΣH f θ(reactius) H

rθ = (H

f θ (CaOH

2) +H

f θ (C

2H

2) − (H

f θ (CaC

2)+ 2 ×H

f θ (H

2O)) =

=((−986 + 227) − (−59 + 2 × (−285,5))) kJ mol–1 = −129 kJ/mol

b) La reacció de combustió de l’etí és:

C2H

2(g) + 5/2 O

2(g) → 2 CO

2(g) + H

2O

(l)

Tenint en compte que l’energia de formació de l’oxigen és zero, ja que es troba en el seu estat estàndard, l’entalpiad’aquesta reacció és:

H rθ = (H

f θ (H

2O)+ 2 ×H

f θ (CO

2)) − (H

f θ (C

2H

2)) =

= (−285,5 + 2 × (−393)) − 227) kJ mol–1 = 1 298,5 kJ/mol

Si calculem els mols d’acetilè que hi ha en 100 dm3:

pV = nR T


15/25 159




( ) = = × ×

×=

−

− −n

pV

T C H

R

10 Pa 100 10 m

8,3 JK mol 298 K 4,04mol2 2

5 3 3

1 1

A pressió constant, l’energia en forma de calor despresa, és igual a la variació de la seva entalpia:

H = qp

Per tant, l’energia en forma de calor obtinguda en la combustió d’aquests mols és:

= × = 5 245 9 kJ4 ,04 mol C H1298,5 kJ

1 mol C H ,2 2

2 2

q

26. a) 1/2 N2(g)

+ 3/2 H2(g)

→ NH3(g)

H f θ = −46,2 kJ/mol

b) Calculem els mols de NH3 en 1 000 g.

( ) = × =n NH 1000 g NH1molNH

17 g58,82mol3 3

3

Calculem l’energia caloríca alliberada:

q = 46,2 kJ mol−1 × 58,82 mol = 2 717 kJ

Calculem la variació d’energia interna:

U =H −nR T

Calculem n:

n = 1 mol NH3 − 1/2 mol N

2 − 3/2 mol H

2 = −1 mol de gas

Substituint en l’equació anterior i obtindremU per a 1 mol de NH3:

U = −46,2 kJ − (−1 mol) × 8,31 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K = −43,72 kJ

Com que tenim 58,82 mols de NH3:

U = −43,72 kJ × 58,82 mols NH3 = −2 572 kJ

27. Sabent que:

H rθ = ΣH

f θ

(productes) − ΣH

f θ

(reactius)

H rθ = (H

f θ (CaO)+H

f θ (CO

2)) − (H

f θ (CaCO

3)) = 178,1 kJ/mol

Aïllant l’entalpia de formació del CaCO3 i substituint les dades:

H f θ (CaCO

3) = ((−635,1 − 393,5) − 178,1) kJ mol–1 = −1 207 kJ/mol

28. Escrivim les reaccions corresponents als processos indicats.

C(g)

+ O2(g)

→ CO2(g)

H f θ (CO

2(g)) = −393,5 kJ mol−1 (1)

H2(g)

+ 1/2 O2(g)

→ H2O

(l) H

f θ (H

2O

(g)) = − 285,5 kJ mol−1 (2)

CH3CH2CH2CH3(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2 (g) + 5 H2O(l)H

cθ (C

4H

10(g)) = −2 876,8 kJ mol−1 (3)

Volem trobar l’entalpia estàndard de formació del butà i la seva reacció de formació a partir dels elements és:

4 C(g)

+ 5 H2(g)

→ CH3CH

2CH

2CH

3(g)(4)

Mitjançant les equacions termoquímiques anteriors hem de trobar la de formació de butà. Per fer-ho hem d’escriurel’equació (1) tal com està escrita, però multiplicada per 4; la (2) tal com està escrita, però multiplicada per 5; la (3) escritaa la inversa. Després, cal sumar les 3 equacions termoquímiques:

4 C(g)

+ 4 O2(g)

→ 4 CO2(g)

4 ×H f θ (CO

2(g))

5 H2(g)

+ 5/2 O2(g)

→ 5 H2O

(l)5 ×H

f θ (H

2O

(g))

4 CO2 (g) + 5 H2O(l) → CH3CH2CH2CH3(g) + 13/2 O2(g) −H cθ (C4H10(g)) ___________________________________________________________________

4 C(g)

+ 5 H2(g)

→ CH3CH

2CH

2CH

3(g)


16/25160




H f θ (C

4H

10(g)) = 4 × H

f θ (CO

2(g)) + 5 × H

f θ (H

2O

(g)) −H

cθ (C

4H

10(g))

H f θ (C

4H

10(g)) = 4 × (−393,5 kJ mol−1) + 5 × (−285,5 kJ mol−1) – (−2 876,8 kJ mol−1)

H f θ (C

4H

10(g)) = −124,7 kJ/mol

29. a) L’equació química per a l’obtenció de l’òxid de plom(II) es pot obtenir si es combinen aquestes tres equacions.

L’equació 1 la multipliquem per 6, escrivim la inversa de l’equació 2 i la inversa de l’equació 3 multiplicada per 2: 6 Pb

(s)+ 6 O

2(g) → 6 PbO

2(s) 6 ×H

1θ

2 Pb3O

4(s) → 6 PbO

(s)+ O

2(g) −H

2θ

6 PbO2(s)

→ 2 Pb3O

4(s) + 2 O

2 (g) −2 ×H

3θ

___________________________________________________________________

6 Pb(s)

+ 3 O2(g)

→ 6 PbO(s)

H rθ = 6 × H

1θ −H

2θ − 2 × H

3θ

Substituint:

H rθ = (6 × (−276,3) + 153,8 + 2 × 94,9) kJ = −1 314,2 kJ

Això és per a la formació de 6 mols, per tant, l’entalpia en kJ/mol és:

=−

= −θ H 219 0 kJ mol1314,2 kJ

6 mol , /r

b) Sabent que:

U =H −nR T

En el procés 3:

n = 0 mol de gas nals − 1 mol de gas inicials = −1 mol de gasos


U = −94,9 kJ mol−1 − (−1 mol × 8,3 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K) = −92,42 kJ/mol

c) Es tracta de la inversa de l’equació 1, per tant, l’energia caloríca necessària és:

= × × =115 5 kJ276,3 kJ1molPbO

1molPbO239,2 g PbO

100,0 g PbO ,2

2

22q

30. Mitjançant les equacions termoquímiques donades i invertint la primera:

XeF4(s)

→ Xe(g)

+ 2 F2(g)

−H f θ (XeF

4(s)) = −(−284,2 kJ mol−1)

Xe(g)

+ 3 F2(g)

→ XeF6(s)

H f θ (XeF

6(s)) = −401,3 kJ mol−1

________________________________________________________________

XeF4(s)

+ F2(g)

→ XeF6(s)

−H f θ = −H

f θ (XeF

4(s)) +H

f θ (XeF

6(s))

H f θ = −(−284,2 kJ mol−1) + (−401,3 kJ mol−1) = −117,1 kJ/mol

Calculem la variació d’energia interna:

U =H −nR T

Calculem n:

n = −1 mol F2 = −1 mol de gas

Substituint en l’equació anterior:

U = −117,1 kJ mol−1 − (−1 mol de gas) × 8,31 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K = −114,6 kJ/mol

31. La reacció de combustió de l’età és:

C2H

6(g) + 7/2 O

2(g) → 2 CO

2(g) + 3 H

2O

(l)

Tenint en compte que l’energia de formació de l’oxigen és zero, ja que es troba en el seu estat estàndard, l’entalpia d’aquesta

reacció és: H

rθ = (3 × H

f θ (H

2O) + 2 ×H

f θ (CO

2)) − (H

f θ (C

2H

6)) =

= ((3 × (−285,5) + 2 × (−393,5)) − (−84,4)) kJ mol–1 = −1 559,1 kJ/mol


17/25 161




Si calculem els mols d’età que hi ha en 150 g:

( ) = × =n C H 150 g C H1 mol C H

30 g C H5mol2 6 2 6

2 6

2 6

Per tant, l’energia en forma de calor obtinguda en la combustió d’aquests mols és:

= × = 7 795 5 kJ5 mol C H1559,1 kJ

1 mol C H ,2 6

2 6

q

Sabent que:

U =H −nR T

En el procés de combustió:

n= 2 mol de gas nals − 9/2 mol de gas inicials = −5/2 mol de gasos


U = −1 559,1 kJ − (−5/2 mol × 8,31 × 10−3 kJ K −1 mol−1 × 298 K) = −1 552,9 kJ

Com que s’han cremat 5 mols, la variació d’energia interna ha estat:

U = −1 552,9 kJ mol−1 × 5 mol = −7 764,6 kJ

32. a) Escrivim la reacció corresponent a l’oxidació de l’etanol.

CH3CH

2OH

(l) + O

2(g) CH

3COOH

(l) + H

2O

(l)

b) Escrivim les reaccions de combustió de l’etanol i l’àcid acètic.

CH3CH

2OH

(l) + 3 O

2(g) 2 CO

2(g) + 3 H

2O

(g)

CH3COOH

(l) + 2 O

2(g) 2 CO

2(g) + 2 H

2O

(g)

Calculem els mols d’etanol i d’àcid acètic que tenim:

( ) = × =n CH CH OH 1 g CH CH OH1 mol CH CH OH

46 g0,022mol3 2 3 2

3 2

( ) = × =n CH COOH 1 g CH COOH 1 mol CH COOH60 g 0,017mol3 33

Calculem l’entalpia de combustió per a les reaccions de combustió tenint en compte els mols que hi participen:

( ) =

−= −

θ H CH CH OH30 kJ

0,022 mols1363,6 kJ/molc 3 2

( ) =

−= −

θ H CH CH OH14 kJ

0,017 mols632,5 kJ/molc 3 2

Combinant les dues reaccions de combustió, però invertint la de l’àcid acètic:

CH3CH

2OH

(l) + 3 O

2 (g) 2 CO

2(g) + 3 H

2O

(g) H

cθ (CH

3CH

2OH)

2 CO2(g) + 2 H2O(g) CH3COOH(l) + 2 O2(g) −H cθ (CH3COOH)

CH3CH

2OH

(l) + O

2(g) CH

3COOH

(l) + H

2O

(l) H

rθ =H

cθ (CH

3CH

2OH) −H

cθ (CH

3COOH)

H rθ = −1 363,6 kJ mol−1 − (−823,5 kJ mol−1) = −540,1 kJ/mol

c) La reacció és exotèrmica atès que el símbol resultant de la suma d’entalpies de combustió és negatiu i, per tant la reac-ció d’oxidació de l’etanol a àcid acètic allibera energia.

33. Tenint en compte que l’energia de formació de l’oxigen és zero, ja que es troba en el seu estat estàndard, l’entalpia d’aquestareacció és:

H rθ = (5 × H

f θ (B

2O

3) + 9 × H

f θ (H

2O)) − (2 × H

f θ (B

5H

9)) =

= (5 × (−1 273,5) + 9 × (−285,8)) − (2 × 73,2) kJ mol–1

= −9 086,1 kJ/mol La calor alliberada és:

= × ×− 14 410 9 kJ9086,1 kJmol

1mol

63,05 g100 g = ,1q


18/25162




34. a) Calculem l’entalpia de la reacció a partir de les entalpies de formació de SO2 i SO

3.

S(g)

+ O2(g)

→ SO2(g)

H f θ (SO

2(g)) = −296,9 kJ/mol

S(g)

+ 3/2 O2(g)

→ SO3(g)

H f θ (SO

3(g)) = −394,8 kJ/mol

Invertint la reacció de formació del diòxid de sofre i sumant les dues reaccions:

SO2(g) → S(g) + O2(g) −H f θ (SO2(g)) = −(−297 kJ mol−1) S

(g) + 3/2 O

2(g) → SO

3(g) H

f θ (SO

3(g)) = −395 kJ mol−1

______________________________________________________________

SO2(g)

+ 1/2 O2(g)

SO3(g)

H rθ = −H

f θ (SO

2(g)) +H

f θ (SO

3(g))

H rθ = −(−297 kJ mol−1) + (−395 kJ mol−1) = −98 kJ/mol

b) Calculem els mols de 10 litres de triòxid de sofre.

( ) = × =n SO 10 dm

1moldegas

24,8 dm0,40 mols de gas3

33

Calculem l’energia caloríca alliberada

q = 98 kJ mol−1 × 0,40 mols = 39,2 kJ

c) El diòxid de sofre s’oxida a triòxid de sofre a l’atmosfera. Aquesta reacció d’oxidació està catalitzada pels radicals hi-droxils que també es troben a l’atmosfera. La pluja àcida es forma quan la humitat de l’aire reacciona amb el triòxid desofre formant àcid sulfúric, segons la reacció:

H2O

(l) + SO

3(g) H

2SO

4(l)

Les principals conseqüències de la pluja àcida sobre el medi ambient són:

Acidificació de les aigües de llacs, rius i mars; això diculta la vida aquàtica augmentant la mortalitat de peixos, mi-croorganismes, etc.

Acidificació de les terres dicultant el creixement i desenvolupament d’ecosistemes vegetals i animals.

Oxidació de construccions i infraestructures. Sobretot se’n veuen afectades aquelles construccions que contenenCaCO3 , ja que l’àcid sulfúric és capaç de dissoldre’l.

35. a) CH3

–CO–CH3(l)

+ 4 O2(g)

→ 3 CO2(g)

+ 3 H2O

(l)

b) Tenint en compte que l’energia de formació de l’oxigen és zero, ja que es troba en el seu estat estàndard, l’entalpiad’aquesta reacció és:

H f θ = (3 × H

f θ (H

2O) + 3 ×H

f θ (CO2)) − (H

cθ (C

3H

6O)) =

= (3 × (−285,5) + 3 × (−393,5)) − (−1 790) kJ mol–1 = −247 kJ/mol

La propanona és més estable que els elements en estat estàndard que la formen, ja que el procés és exotèrmic.

c) Un isòmer serà qualsevol compost que tingui la mateixa fórmula molecular: C3H

6O. Per exemple, l’etanol,

CH3–CH2OH , que és un isòmer de funció.

36. Calculem el poder caloríc del metà, propà i butà per unitat de massa.

( ) = − × = −θ −H CH 74,8 kJ mol

1molCH

16 g4, 675 kJ/gf 4

1 4

( ) = − × = −θ −H CH CH CH 103,8 kJmol1 mol CH CH CH

44 g 2, 359 kJ/gf 3 2 3

1 3 2 3

( ) = − × = −θ −H H CH CH CH 124,7 kJmol

1 mol CH CH CH CH

58 g2,150 kJ/gf 3 2 2 3

1 3 2 2 3

El metà és el gas que té més capacitat caloríca per unitat de massa. Calculem el poder caloríc del metà, propà i butà perunitat de volum en condicions estàndard.

( ) = − × = −θ −H CH 74,8 kJmol1molCH

22,4 dm 3,339 kJ/dmf 4

1 43

3


19/25 163




( ) = − × = −θ −H CH CH CH 103,8 kJ mol

1 mol CH CH CH

22,4 g 4,634 kJ/dmf 3 2 3

1 3 2 3 3

( ) = − × = −θ −H CH CH CH CH 124,7 kJmol

1 mol CH CH CH CH

22,4 dm5,567 kJ/dmf 3 2 2 3

1 3 2 2 33

3

El butà és el gas que té més capacitat caloríca per unitat de volum.

37. a) En la reacció de formació del CH2ClCH

2Cl s’han trencat uns enllaços i se n’han format d’altres:

Mols d’enllaços trencats: 1 mol d’enllaços ClCl i 1 mol d’enllaços CC.

Mols d’enllaços formats: 2 mol d’enllaços ClC i 1 mol d’enllaços CC.

Com que als enllaços trencats corresponen H positives i als enllaços formats corresponen H negatives, podemescriure, d’acord amb les dades de la taula 2:

H f CH2ClCH2Cl( )= 242+608 2328+348( )( )

kJ

mol CH2ClCH2Cl=154 kJ/mol

b) En aquest cas tenim: Mols d’enllaços trencats: 1 mol d’enllaços CC i 2 mol d’enllaços BrBr.

Mols d’enllaços formats: 4 mol d’enllaços CBr i 1 mol d’enllaços CC.

Per tant:

H r CHBr2 CHBr2( )= 837+2193 4276+348( )( )

kJ

mol CHBr2 CHBr2229 kJ/mol

38. Escrivim la reacció de formació de l’età a partir dels seus elements.

2 C(grat)

+ 3 H2(g)

CH3CH

3(g)

Per obtenir l’entalpia de formació de l’età cal que 2 mols de C(grat)

sublimin a C(g)

, que 3 mols H2(g)

trenquin els seus enlla-ços, es formi un enllaç C–C i 6 enllaços C–H.

H f θ = 2 × H θ

sublimació (C) − 3 × H θ

H-H + H θ

C-C + 6 × H θ

C-H

H f θ = 2 × 717 kJ mol−1 − 3 × (−436 kJ mol−1) + (−348 kJ mol−1) + 6 × (−412 kJ mol−1)

H f θ = −78 kJ/mol

39. L’entalpia estàndard de formació del HCl(g)

és −92,3 kJ/mol. En la reacció de formació del HCl:

1/2 H2(g)

+ 1/2 Cl2(g)

→ HCl(g)

Tenim:

Mols d’enllaços trencats: 1/2 mol d’enllaços H–H i 1/2 mol d’enllaços Cl–Cl.

Mols d’enllaços formats: 1 mol d’enllaços H–Cl. D’acord amb les dades de la taula 2 i el valor de l’entalpia estàndard de formació del HCl

(g) , podem escriure:

H rθ (HCl) = ((1/2 E

H–H + 1/2 E

Cl–Cl) − E

H–Cl) kJ mol–1 = −92,3 kJ/mol

I d’aquesta equació aïllem l’energia d’enllaç H–Cl ( EH–Cl

) i substituïm les dades pels valors que apareixen a la taula 2:

EH–Cl

= ((1/2 EH–H

+ 1/2 ECl–Cl

) + 92,3 ) kJ mol−1 = (1/2 × 436 + 1/2 × 242 + 92,3) kJ mol−1 = 432,2 kJ/mol

40. Per tal que un procés sigui espontani, l’entalpia de formació del compost ha de ser negativa.

Considerarem la formació de CaCl i CaCl2 com la suma dels processos següents. Comencem amb la formació de CaCl.

1) Formació dels àtoms gasosos de calci i clor a partir dels elements reaccionants a temperatura ambient.

Ca(s)

Ca(g)

H 1 = 178 kJ/mol 1/2 Cl

2(g) Cl

(g) H

2 = 121 kJ/mol


20/25164




2) Ionització dels àtoms de calci (gas) i clor (gas).

Ca(g)

Ca+(g)

+ 1e

H 3 = 590 kJ/mol

Cl(g)

+ 1e Cl−(g)

H 4 = −349 kJ/mol

3) Els ions de Ca+(g)

i Cl−(g)

formats s’atreuen i s’aproximen per formar el CaCl.

Ca+(g) + Cl−(g) (Ca+Cl−)(s) H 5 = −717 kJ/mol L’energia posada en joc en el procés global és:

H = 178 kJ mol–1 + 121 kJ mol–1 + 590 kJ mol–1 − 349 kJ mol–1 − 717 kJ mol–1 = −177 kJ/mol

Per a la formació de CaCl2 les etapes són les següents:

1) Formació dels àtoms gasosos de calci i clor a partir dels elements reaccionants a temperatura ambient.

Ca(s) Ca

(g)H

1 = 178 kJ/mol

1/2 Cl2(g)

Cl(g)

H 2 = 121 kJ/mol

2) Ionització dels àtoms de calci (gas) i clor (gas).

Ca(g)

Ca+

(g) + 1e

H 3 = 590 kJ/mol Ca+

(g) Ca2+

(g) + 1e

H

4 = 1 137 kJ/mol

Cl(g)

+ 1 e Cl−(g)

H 5 = −349 kJ/mol

3) Els ions de Ca2+(g)

i Cl−(g)

formats s’atreuen i s’aproximen per formar el CaCl2.

Ca2+(g)

+ Cl−(g)

(Ca2+ 2 Cl−)(s)

H 6 = −2 255 kJ/mol

L’energia posada en joc en el procés global és:

H = 178 kJ mol–1 + 121 kJ mol–1 + 590 kJ mol–1 + 1 137 kJ mol–1 – 349 kJ mol–1 – 2 255 kJ mol–1 = −578 kJ/mol

La reacció de formació del CaCl2 allibera més energia que la de formació de CaCl. Per tant el compost CaCl

2 és més

estable energèticament.

L’energia reticular és el factor predominant. Com que l’energia reticular augmenta en augmentar la càrrega dels ions,així s’explica per què la sal de CaCl

2 és més estable que CaCl.

41. a) H2O

(g). L’entropia d’un gas és més elevada que la del líquid corresponent.

b) C4H

10(g). Considerant l’entropia molar estàndard i un mateix ordre de masses moleculars, té més entropia el compost

que té més àtoms per molècula.

c) És el mateix raonament que el donat a l’apartat b).

42. El grat té una entropia molar estàndard més gran ja que la molècula té una estructura menys ordenada i els seus enllaçossón més febles.

43. a) Disminució. Un sòlid té menys entropia que el líquid corresponent.

b) Disminució. Perquè a l’estat inicial hi ha un gas i un sòlid, i a l’estat nal només hi ha un sòlid.

c) Augment. En la descomposició de l’amoníac:

2 NH3(g)

→ N2(g)

+ 3 H2(g)

A l’estat nal hi ha més mols gasosos que a l’estat inicial.

d) Augment. Un gas té més entropia que el sòlid corresponent.

e) Disminució. La reacció que té lloc és:

I2(g)

+ H2(g)

→ 2 HI(g)

El nombre de molècules gasoses és el mateix al principi que al nal de la reacció però hi ha més desordre en una mesclade gasos.


21/25 165




f) Augment. La reacció que té lloc és:

NH4 + NO

2(g) → N

2(g) + 2 H

2O

(g)

Per cada mol de sòlid descompost s’obtenen tres mols de gasos.

g) Augment. Perquè en la dissolució els ions tenen llibertat de moviment.

44. Per tal que una reacció sigui espontània amb tota seguretat, cal que la reacció sigui exotèrmica (H < 0) i que hi hagi unaugment de l’entropia (S > 0). La reacció no serà espontània si H > 0 i S < 0.

a) Reacció endotèrmica. Hi ha una disminució de l’entropia, ja que hi ha més mols gasosos en els reactius que en els pro-ductes. No és espontània.

b) Reacció exotèrmica. Hi ha una disminució de l’entropia, ja que hi ha menys mols gasosos en els productes que en elsreactius. No es pot saber amb certesa, dependrà de la temperatura.

c) Reacció exotèrmica. Hi ha un augment de l’entropia ja que un dels reactius es troba en estat sòlid i a més a més es formaun gas com a producte de la reacció. És espontània.

d) Reacció endotèrmica. Hi ha un augment de l’entropia ja que apareix un gas com a producte de la reacció. No es potsaber amb certesa, dependrà de la temperatura.

e) Reacció exotèrmica. Pràcticament no hi ha variació de l’entropia, el nombre de mols gasosos en reactius i productes ésel mateix. No es pot saber amb certesa, dependrà de la temperatura. (En realitat la reacció és espontània ja que ladisminució de l’entropia és petita i la reacció és exotèrmica)

f) Reacció exotèrmica. Hi ha una disminució de l’entropia, ja que es forma un sòlid com a producte de la reacció. No espot saber amb certesa, dependrà de la temperatura. (En realitat la reacció és espontània ja que la disminució del’entropia és petita i la reacció és exotèrmica)

g) Reacció endotèrmica. Hi ha una disminució de l’entropia, ja que hi ha més mols gasosos en els reactius que en els pro-ductes. No és espontània.

45. Aquesta reacció necessita una certa energia d’activació. Una vegada iniciada, continuarà “per si mateixa” sense aportació

d’energia exterior, ns que pràcticament s’hagin esgotat els reactius o el reactiu que hi estigui en defecte. Ara bé, inicial-ment necessita energia per activar-se, per això no reaccionen l’oxigen i el carboni encara que estiguin en contacte.

46. C(s)

+ H2O

(g) → CO

(g) + H

2(g)

H és positiu. La reacció és endotèrmica, ja que cal comunicar energia per mantenir el carbó roent.

S és positiu. Augmenten el nombre de mols gasosos.

G pot ser positiu o negatiu, depèn de la temperatura.

47. La reacció és:

PCl5(g)

→ PCl3(g)

+ Cl2(g)

H és positiu. Cal comunicar energia per descompondre el pentaclorur de fòsfor, s’ha d’escalfar. S és positiu, ja que augmenten el nombre de mols gasosos.

G pot ser positiu o negatiu, segons quina sigui la temperatura.

48. Si(s)

+ 2 Cl2(g)

→ SiCl4(l)

H és negatiu. Reacció exotèrmica.

S és negatiu, ja que l’entropia d’un gas és més gran que la d’un líquid.

Si |T S| < |H |, G serà negatiu.

Si |T S| > |H |, G serà positiu.


22/25166




49. HCl(g)

+ NH3(g)

→ NH4Cl

(s)

Perquè la reacció és molt exotèrmica i a temperatura ambient |T S | < |H |.

50. Espontània siG < 0, G = H − T S.

a) SiH < 0 i S < 0, la reacció serà espontània si |T S| < |H |; per tant el signe de G depèn de la temperatura.

Exemple:

N2(g)

+ 3 H2(g)

→ NH3(g)

A temperatura baixa serà termodinàmicament espontània.

b) SiH > 0 i S > 0, la reacció serà espontània si |T S| > |H |.

Exemple:

C(s)

+ H2O

(g)→ CO

(g) + H

2(g)

La reacció serà termodinàmicament espontània a temperatura elevada.

51. 2 Cu(s)

+ O2(g)

→ 2 CuO(s)

H és negatiu perquè la reacció és exotèrmica.

S és negatiu perquè hi ha menys desordre a l’estat nal que a l’inicial.

G pot ser negatiu o positiu, depèn de la temperatura.

52. Termodinàmicament la reacció és espontània, ja que H < 0 i S > 0 i, per tant G < 0.

La reacció necessita, des del punt de vista cinètic, una energia d’activació.

L’energia aportada pel llumí o per una guspira fa que unes quantes molècules de butà i oxigen adquireixin l’energia su-cient perquè els xocs siguin ecaços i així comenci la reacció en un punt. Com que la reacció és molt exotèrmica, una

vegada iniciada desprèn energia que serveix per escalfar les molècules contigües que llavors adquireixen l’energia cinètica

sucient per entrar en reacció. La reacció esdevé llavors molt ràpida i termodinàmicament espontània.

53. a) L’entropia d’una reacció ve donada per:

Sθ = ΣSθ productes − ΣSθ reactius

El nombre de mols que hi ha en 1 kg d’aigua és:

( ) = × =n H O 1000 g H O1mol

18 g H O55,55 mol H O2 2

22

Per a la reacció a 100 ºC:

H2O

(l) → H

2O

(g)

Sθ = 55,55 mol (197 J K −1 mol−1 − 86,8 J K −1 mol−1) = 6 122 J/K

I per a la reacció a 0 ºC:

H2O

(s) → H

2O

(l)

Sθ = 55,55 mol (65 J K −1 mol−1 − 43 J K −1 mol−1) = 1 222 J/K

b) Es pot observar que el canvi d’estat líquid-gas comporta un gran augment d’entropia. En el canvi d’estat sòlid-líquid,l’augment d’entropia és molt menys pronunciat. Això és degut al fet que l’augment del desordre és molt més gran quanpassem a un gas. En canvi, el sòlid i el líquid són sistemes més ordenats, per això en passar de l’un a l’altre no hi ha ungran canvi en el valor de l’entropia.

54. Gr

θ =H r

θ − T Sr

θ

Atesa la reacció:

a A + bB = cC + dD


23/25 167




es pot calcularGrθ mitjançant

Grθ = cG

rθC + dG

rθD − aG

rθ A + bG

rθB

55. a) Segons la taula:

Sm

θ [NO(g)

] = 210,6 J K −1 mol−1

Sm

θ [O2(g)

] = 205,0 J K −1 mol−1

Sm

θ [NO2(g)

] = 240,5 J K −1 mol−1

Sθ = (2 × 240,5 − 205,0 − 2 × 210,6) J K −1 = −145,2 J/K

El signe negatiu deSθ indica, com podíem preveure qualitativament, que el procés de formació de NO2(g)

té lloc ambdisminució d’entropia.

b) Segons la taula:

Sm

θ [MgCO3(s)

] = 65,7 J K −1 mol−1

Sm

θ [MgO(s)

] = 26,9 J K −1 mol−1

Smθ

[CO2(g)] = 213,6 J K −1

mol−1

Sθ = (26,9 + 213,6 − 65,7) J K −1 = 174,8 J/K

El signe positiu deSθ indica, com podíem preveure qualitativament, que el procés de formació de MgO(s)

té lloc ambun augment d’entropia, ja que es forma un gas que té un estat molt més desordenat que el sòlid inicial.

56. Calculem Gθ

Gθ =H θ − T Sθ

Cal que calculem l’increment d’entalpia i d’entropia separadament.

Calculem H θ:

H

θ

= 2

H f θ

(H2O) + 2

H f θ

(Cl2) − 4

H f θ

(HCl) −

H f θ

(O2) H θ = 2 × (−241,6 kJ mol−1) + 2 × (0 kJ mol−1) − 4 × (−92,3 kJ mol−1) − (0 kJ mol−1)

H θ = −114 kJ/mol

Calculem Sθ:

Sθ = 2Sm

θ (H2O) + 2S

mθ (Cl

2) − 4 S

mθ (HCl) −S

mθ (O

2)

Sθ = 2 × (188,7 J mol−1) + 2 × (223 J mol−1) − 4 × (186,9 J mol−1) − (205 J mol−1)

Sθ = −129,2 J/mol

Calculem Gθ:

Gθ =H θ − T Sθ

Gθ = −114 kJ mol−1 − 298 K × (−129,2 × 10−3 kJ mol−1) = −75,50 kJ/mol

Com queGθ és negativa, ens indica que la reacció és espontània a 25 °C i 105 Pa.

57. Calculem Gθ per al procés:

Gθ = 2 × Gf θ [HI

(g)] −G

f θ [I

2(g)] −G

f θ [H

2(g)]

Segons la taula:

Gf θ [HI

(g)] = 1,7 kJ mol−1

Gf θ [I

2(g)] = 19,33 kJ mol−1

Gf θ

[H2(g)] = 0,00 kJ mol−1

Substituint aquests valors tindrem:

Gθ = [2 × 1,7 − 19,33 − 0] kJ mol−1 = −15,93 kJ/mol

Com queGθ és negativa, ens indica que la reacció és espontània a 25 °C i 105 Pa.


24/25168




58. a) Calculem Gθ

Gθ = 12Gf θ(CO

2) + 6G

f θ(H

2O) − 2G

f θ(C

6H

6) − 15G

f θ(O

2)

Gθ = 12 × (−394,3 kJ mol−1) + 6 × (−228,5 kJ mol−1) − 2 × (124,3 kJ mol−1) − 15 × 0 kJ mol−1

Gθ = − 6 351,2 kJ/mol

b) Atès queGθ < 0, el procés és espontani.

59. Calculem Gθ per al procés:

Gθ = 2 × Gf θ [NO

2(g)] −G

f θ [N

2O

4(g)] = (2 × 51,79 − 98,61) kJ mol−1 = 4,97 kJ mol−1

Hi ha una relació quantitativa entre la constant d’equilibri iGθ del sistema:

Gθ = −R T ln K

Aïllant K i substituint les dades:

−=

− ×

×= −

θ

− −

G

T lnK=

R

4,97 10 J

8,3 JK mol 298 K 2,009

3

1 1

K p = 0,134

60. Calculem el valor de l’entalpia estàndard de la reacció.

H θ =H f θ (CaO) +H

f θ (CO

2) −H

f θ (CaCO

3)

H θ = (−635,1 kJ mol−1) + (−383,5 kJ mol−1) − (−1 206 kJ mol−1) = 187,4 kJ/mol−1

Calculem el valor de l’entropia estàndard de la reacció.

Sθ =Sf θ (CaO) +S

f θ (CO

2) −S

f θ (CaCO

3)

Sθ = (39,8 J K −1 mol−1) + (213,6 J K −1 mol−1) − (92,9 J K −1 mol−1) = 160,5 J/K mol

Per tal que la reacció sigui espontània cal queGθ

< 0, si en l’equació següent posemGθ

= 0, trobarem la temperaturamínima a la qual s’ha de treballar perquè la reacció sigui espontània.

Gθ =H θ − T Sθ

Aïllem T :

= −

= − ×

=

θ θ

θ

−

− −T

G H

S

0 187,4 10 J mol

160,5 JK mol

3 1

1 11168 K = 895 ºC


25/25

Solucionari de la proposta didàctica

Avaluació

1. F

2. F 3. V

4. F

5. V

6. V

7. F

8. V

9. V

10. F

11. V

12. V

13. V

14. F

15. F

16. V

17. F

18. V

19. F

20. F

Avaluació1 c); 2 a); 3 b); 4 c); 5 a); 6 b); 7 d); 8 d); 9 X ); 10 b); 11 d);12 b); 13 a); 14 d); 15 b); 16 a); 17 b); 18 a); 19 X); 20 a).


Avaluació diagnòstica. Begudesautoescalfables

1. CaO + H2O → Ca(OH)

2 2. Si se’n volgués escalfar més quantitat caldria tenir més

òxid de calci i més aigua. Si tot i això no n’hi hagués

prou, caldria buscar altres mètodes per escalfar lamostra. 3. Si la quantitat d’òxid de calci fos la mateixa, la reac-

ció que es produiria alliberaria la mateixa quantitatd’energia, amb la qual cosa el líquid s’escalfaria menys.

4. Aquesta transferència d’energia en forma de calor esmanifestarà amb un augment de la temperatura. Si esparteix d’una temperatura superior, la temperaturanal també serà superior. Per tant, a l’estiu podremarribar a temperatures més altes.

5. Aquestes bosses contenen aigua i un sobret amb nitratd’amoni. Quan es prem la bossa, es trenca el sobret i

es produeix una reacció química molt endotèrmicaque absorbeix energia caloríca del medi i refreda elseu entorn.

Entendre la ciència. L’amoníac

1. a) L’olor de l’amoníac és desagradable i irritant, aixídoncs probablement tindríem una irritació de lesfoses nassals.

b) El pictograma SGH07. 2. El nitrogen s’extreu directament de l’aire i l’hidrogen

dels hidrocarburs o de l’aigua a partir de processosquímics.

3. Majoritàriament per fabricar adobs, però també perproduir àcid nítric, urea i sals amòniques.

4. Hi ha diferents possibilitats per obtenir de maneranatural una substància rica en amoníac. L’orina, perexemple, en conté i tradicionalment s’utilitza barreja-da amb fang per fer un cataplasma.

5. Aquests dos productes contraresten els seus efectesquan es barregen, ja que el primer és àcid i l’altre és

bàsic. A més, en barrejar-los es dóna un reacció en laqual s’allibera clor, un gas molt tòxic.

6 Energia de Les Reaccions Quimiques 0745737

Documents

Transcript of 6 Energia de Les Reaccions Quimiques 0745737