PAU Termodinamica

3.- Se tiene un tubo de ensayo que contiene agua, y se añaden unos gramos de nitrato depotasio. Se observa que la sal es disuelta, y que al mismo tiempo la temperaturadisminuye.

a) Clasificar el proceso de disolución de la sal como endotérmico o exotérmico.b) Razonar por qué motivo el proceso es espontaneo.

Solución:

a) Si la temperatura de la disolución disminuye, es porque absorbe calor del entorno, luego elproceso será endotérmico.

b) Un proceso resulta espontáneo si el valor de su energía libre de Gibbs es negativo.

DGº reacción = DGº productos - DGº reactivos

Y también se sabe que:

DGº = DHº - T · DSº

Como la reacción es endotérmica: DHº > 0

Y como se pasa de un sólido a una serie de iones disueltos, el desorden del sistema aumenta,siendo, por tanto, DSº > 0.

Para que el proceso resulte espontáneo, debe verificarse que: | T·DSº | > | DHº |

3.- Dada la reacción:

A(g) + B(g) > C(g) + D(s); H = - 85 kJ/mol; S = 85 J/K · mol

a) a) Indique, justificadamente, cuál será el signo de S.b) b) ¿A qué temperatura estará en equilibrio la reacción?.c) c) ¿A partir de qué temperatura será espontánea la reacción?.

Solución:

a) En la reacción dada hay dos sustancias gaseosas en el primer miembro y una gaseosa y otrasólida en el segundo miembro. Por esta razón, el desorden será menor en el segundo miembro, conlo que la entropía disminuirá en la reacción. ∆S < 0.

a) Cuando ∆G =0 , la reacción estará en equilibrio.Según la relación: ∆G = ∆S - T∆S ; ∆G = -85 – T· (-85·10-3) = 1000 K

c) Si T < 1000K , ∆G < 0 , y la reacción será espontánea.

ANDALUCIA / JUNIO 98.COU / QUIMICA / TERMOQUÍMICA / OPCION A / Nº 3




Solución:




3.- Dadas las entalpías normales de formación siguientes:DHf C4H10 (butano) = -126 kJ/mol; DHf CO2 = -394 kJ/mol; DHf H2O (l) = -286 kJ/mol,calcular el calor desprendido en la combustión de 1,5 kg de butano.Datos: Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0.

La reacción de combustión del butano es:

C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) " 4 CO2 (g) + 5 H2O (l) DH combustión = ?

Como conocemos la entalpía de formación del butano, del dióxido de carbono y del agua,aplicando la ley de Hess (donde el valor de la energía de la reacción es el mismo si éstatranscurre directamente o por etapas) podemos calcular la entalpía de combustión del butano,que la obtenemos al invertir el orden de la primera reacción, multiplicar por cuatro a lasegunda y multiplicando por cinco a la tercera.

- [ 4 C (s, grafito) + 5 H2 (g) " C4H10 (g) ] DHf = -126 kJ/mol

4 · [ C (s, grafito) + O2 (g) " CO2 (g) ] DHf = -394 kJ/mol

5 · [ H2 (g) + 1/2O2 (g) " H2O (l) ] DHf = -286 kJ/mol

C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) " 4 CO2 (g) + 5 H2O (l) DH combustión = -2880 Kj

DHcombustión = - (-126) + 4 · (-394) + 5 · (-286) = -2880 kJ/mol

Se desprende calor ya que es un proceso exotérmico.

El número de moles de butano es igual a la masa de butano entre su peso molecular, por lotanto:

n = m / Pm = 1500 / 58 = 25,86 moles

Si para un mol de butano, necesitamos 2880 kJ, para 25,86 moles necesitaremos:

DHcombustión (total) = 25,86 · (-2880 kJ )

DHcombustión (total) = 7,45 · 104 kJ

1.- Las entalpías de formación estándar del H2O(g) y del CO(g) son, respectivamente,-241,6 y -119,5 kJ/mol. Calcule el calor absorbido o cedido (especifique) al reaccionar1 kg de carbono con vapor de agua en exceso para formar monóxido de carbono ehidrógeno.DATOS: Masa atómica, C = 12

La reacción propuesta es:

C (s) + H2 O (g) à CO (g) + H2 (g)

El calor de esta reacción se puede determinar a partir de la relación:

∆Hºr = ∆Hf (prod) - ∆Hf (react) = ∆HfC (CO) - ∆Hf (H2O)

∆Hºr = -241,6 + 119,5 = -122,1 KJ/mol

El signo negativo indica que el calor se desprende, por lo que es una reacción exotérmica.

Calculemos el nº de moles de carbono que hay en 1 Kg:

n = m / M = 1000 / 12 = 83,3 moles

El calor total cedido por 1Kg de carbono será:

∆Hº total = 83,3 moles ⋅ (-122,1) kJ/mol = -10.175 KJ

Cuestión 3.- Considere la combustión de carbón, hidrógeno y metanol. a) Ajuste las reacciones de combustión de cada sustancia.b) Indique cuales de los reactivos o productos tienen entalpía de formación nula.c) Escriba las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías deformación que considere necesarias. d) Indique como calcular la entalpía de formación del metanol a partir únicamente de las entalpíasde combustión. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos

Apartado a)

Combustión del carbón (carbono): C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

Combustión del hidrógeno: H2 (g) + 21 O2 (g) → H2O (l)

Combustión del etanol: CH3OH (l) + 23 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)

Apartado b)

La entalpía de formación de una sustancia se define como la energía intercambiada en la formación de un mol de de dicha sustancia a partir de los elementos que la forman encontrándose estos en su estado natural. Puede ser una energía desprendida o consumida.

El carbono sólido: C(s), el hidrógeno gaseoso: H2 (g). y el oxígeno gaseoso: O2 (g), son ya elementos en su estado natural, por lo que su entalpía de formación es nula.

Apartado c)

Aplicamos para obtener las entalpías de las reacciones que nos piden, la relación:

∆Hreacción=Σ∆Hf[productos] - Σ∆Hf[reactivos]

Entalpía de combustión del carbón: ∆Hc [C(s)] = ∆Hf [CO2 (g)]- (∆Hf [C(s]+ ∆Hf [O2 (g)])= = ∆Hf [CO2 (g)]- (0+0) = ∆Hf [CO2 (g)]

∆Hc [C(s)] = ∆Hf [CO2 (g)]

Siguiendo el mismo procedimiento obtenemos:

Entalpía de combustión del hidrógeno: ∆Hc [H2 (g)] = ∆Hf [H2O (l)]

Entalpía de combustión del metanol: ∆Hc [CH3OH (l)] = ∆Hf [CO2 (g)] + 2·∆Hf [H2O (l)]

Apartado d)

La reacción de formación* del metanol es la siguiente:

C (s) + 21 O2 (g) + 2H2 (g) → CH3OH (l)

(* reacción de formación de una sustancia: reacción en la que se forma un mol de de dicha sustancia a partir de los elementos que la forman encontrándose éstos en su estado natural.). A esta reacción la denominaremos reacción R.

Vamos a intentar obtener la reacción R como combinación lineal de las reacciones que nos dan como datos:

Reacción A: Combustión del carbón (carbono): C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

Reacción B: Combustión del hidrógeno: H2 (g) + 21 O2 (g) → H2O (l)

Reacción C: Combustión del etanol: CH3OH (l) + 23 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)

Los compuestos marcados con color rojo aparecen en la reacción R y exclusivamente en cada una de las reacciones A, B y C. Modificaremos estas reacciones A, B, C de tal forma que dichas sustancias coincidan en posición y coeficiente con la reacción R. El O2 no lo tomamos como referencia a pesar de que también aparece en R ya que no es exclusivo de A, B o C. Se supone que al final de los cálculos se ajustará automáticamente.

A: C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

2B: 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (l)

-C: CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH3OH (l) + 23 O2 (g)

C (s) + 2O2 (g) + 2H2 (g) → CH3OH (l) + 23 O2 (g)

C (s) + 21 O2 (g) + 2H2 (g) → CH3OH (l) REACCIÓN R

Con lo cual la combinación lineal de A, B, C que permite obtener R es:

CB2AR −+=

Por lo tanto, según la ley de Hess, la misma combinación lineal se puede establecer entre las entalpías de reacción.

CBAR H2H ∆−∆Η+∆Η=∆

Conociendo los valores de las entalpías de reacción de A, B y C podríamos sustituirlas en esta expresión y obtener la entalpía de reacción de formación del metanol.

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2.- Teniendo en cuenta la gráfica adjunta, que deberá copiar en su hoja de contestaciones:a) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica.b) Represente el valor de H de reacción:c) Represente la curva de reacción al añadir un catalizador positivo.d) ¿Qué efectos produce el hecho de añadir un catalizador positivo?

Solución:a) Como se desprende energía en el paso de reactivos a productos, se trata de una reacciónexotérmica.b) La variación de entalpía para la reacción es negativa:

0HHH 12 <−=∆

E Complejo activado*

Ea

Reactivos ReacciónExotérmica

0H <∆ Productos

c) y d) La presencia de un catalizador positivo rebaja la Energía de Activación (Ea) del proceso, lacual es una magnitud cinética. Por ello, es más rápido el paso de reactivos a productos ya queaumenta el número de choques eficaces entre las moléculas reaccionantes. En ningún caso se veinfluida la entalpía, por ser esta una magnitud termodinámica.

Sin catalizador

E Ea1

Con catalizador

Ea2

Problema A 2.- La entalpía para la reacción de obtención de benceno líquido a partir de etino gaseoso:

3 C2H2 → C6H6, es -631 kJ/mol. En todo el proceso la temperatura es 25 °C y la presión 15 atm. Calcule:

a) Volumen de etino necesario para obtener 0,25 L de benceno líquido.b) Cantidad de calor que se desprende en dicho proceso.c) Densidad del etino en dichas condiciones.

Datos.- R = 0,082 atm.L/mol-1K-1; d (benceno) = 0,874 g.cm-3; Masas atómicas: H = l, C = 12.

a) moles de benceno, P.Vn=

R.T

15atm.0,25Ln=

mol.L0,082 .(273 25)Katm.K +; n = 0,15 moles

La estequiometría de la reacción nos indica que para obtener 0,015 moles de benceno, necesitamos:

2 2

6 6 6 6

3molesC H X=

1molesC H 0,15molesC H; X = 0,46 moles C2H2

Que ocupan en las condiciones indicadas: nRTV=

P;

atm.L0,46 moles.298K.0,082 mol.KV=15atm

; V =0,75L

b) - 631 Kj/mol . 0,15 moles = -94,65 Kj

c) d = m/V ,

m = n . Pm; luego la masa de C2H2 es:

0,42 moles . 26 g/mol = 11,96g

d = 11,96g/0,75L; d=15,9 g/L; d = 0,016 g/cm3

2.- La reacción de una mezcla de aluminio en polvo con oxido de hierro (III) genera hierro y óxido de aluminio. La reacción es tan exotérmica que el calor liberado es suficiente para fundir el hierro que se produce.

a) Calcular el cambio de entalpía que tiene lugar cuando reaccionan completamente53,96 gramos de aluminio con un exceso de óxido de hierro (IlI) a temperatura ambiente.

b) ¿Cuántos gramos de hierro se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 85 %?

Datos: DDHºf (Fe2O3) = - 822,2 KJ; DDHºf (AI2O3) = - 1676 KJ.

La reacción principal es:

2 Al + Fe2O3 τ 2 Fe + Al2O3

Las reacciones parciales, de las que se tienen datos termodinámicos son las siguientes:

2 Fe + 3/2 O2 τ Fe2O3

2 Al + 3/2 O2 τ Al2O3

Si a la segunda se le resta la primera, se tiene la reacción principal; por ello, luego se procede de igual modo con sus entalpías:

Hº r = - 1676 – (-822,2) = - 853,8 KJ

a) Se sabe que:

53,96 g de Al = 53,96 / 26,97 = 2 moles de Al

Luego 2 moles de Al desprenden 853,8 KJ de energía.

b) Por cada 2 moles de Al que reaccionan, se forman 2 moles de Fe, si la operacióntranscurriera con un rendimiento del 100 %, si el rendimiento es sólo del 85%, se obtendrá menos Fe:

moles de Fe con rendimiento del 85 % = 2 · 0,85 = 1,7 moles

masa de Fe = n · M at = 1,7 · 55,8 = 94,94 g Fe

6.- Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C12H22O11. Cuando reacciona conoxígeno, se transforma en dióxido de carbono y agua, desprendiendo 348,9 KJ / mol, a lapresión de una atmósfera. El torrente sanguíneo, absorbe por término medio, 26 molesde O2 en 24 horas. Con esta cantidad de oxígeno:

a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día?b) ¿Cuántos KJ se producirán en la combustión?

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

Se escribe la reacción de combustión de un mol de sacarosa, y se ajusta:

C12H22O11 + 12 O2 t 12 CO2 + 11 H2O

a) Se sabe, por la estequiometría de la reacción:

12 moles de O2 se consumen con 1 mol de sacarosa

26 moles x

De donde:

x = 2,16 moles de sacarosa se queman en un día.

Para pasar de moles a masa, basta con multiplicar por la masa molecular de la sacarosa:

Masa de sacarosa quemada en un día = 2,16 · 342 = 738,7 g

b) Si por cada mol de sacarosa quemado, se consumen 12 moles de oxígeno, acompañados dela liberación de 348,9 KJ; cuando pasan 24 horas, se habrán consumido 26 moles de oxígeno,lo que implica que se liberan:

Energía liberada en un día = 348,9 · (26 / 12) = 755,95 KJ / día

5.- Las variaciones de entalpías estándar de formación del CH4 (g) , CO2 (g) y H2O (l) son,respectivamente, -74,9 kJ/mol; -393,5 kJ/mol; -285,8 kJ/mol. Calcula:a) La variación de la entalpía de combustión del metano.b) El calor producido en la combustión completa de 1 m3 de metano medido en condicionesnormales.

Dato: R = 0,082 atm·L·K-1·mol –1

a) Para calcular la entalpía de combustión del metano hemos de escribir previamente su reacción:

CH4(g) + 2 O2(g) " CO2(g) + 2 H2O(l)

Sabiendo que: DH= DHproductos - DHreactivos; podemos calcular la entalpía de combustión delmetano:

DH = [-393,5 + 2·(-285,8)] – (-74,9) = -890,2 kJ/mol < 0 (reacción exotérmica)

b) Al ser el metano un gas y encontrarse en condiciones normales, le aplicamos la ley de los gasesideales:

P·V = n·R·T

1 · 1000 = n · 0,082 · 273

n = 44,67 moles de CH4

Como la entalpía depende de la cantidad de materia por ser una función termodinámica extensiva,relacionamos el número de moles que se encuentran en 1 metro cúbico con la entalpía decombustión de un mol, y lo hacemos de la siguiente forma:

DH total = 44,67 · (-890,2) = -39.765,23 kJ

4.- Discuta los siguientes enunciados, razonando la respuesta:a) En una reacción exotérmica la entalpía de los reactivos es siempre menor que la delos productos.b) Para que una reacción química sea espontánea, es suficiente con que sea exotérmica.

a) El enunciado es falso. Una reacción es exotérmica cuando ∆H<0.

∆H = ∑∆H (productos) - ∑∆H(reactivos) < 0

Entonces tiene que cumplirse que: ∆H (productos)< ∆H(reactivos)

b) Una reacción es espontanea cuando: ∆G < 0, sabiendo que ∆G = ∆H – T ∆S, y siendo ∆H< 0:

Si ∆H < 0 y T∆S > 0 la reacción será espontanea siempre que T∆S< ∆HSi ∆H < 0 y T∆S < 0 la reacción será espontanea siempre que T∆S>∆H

5.- Tanto la hidracina (N2H4) como el amoniaco se queman con oxígeno, produciéndoseagua líquida y nitrógeno gaseoso.a) Calcule el valor energético, en kJ/g , de ambos compuestos.b) Calcule la variación de entalpía de la reacción:

3 N2H4 (l) à 4 NH3 (g) + N2 (g)

Datos: ∆Hof(N2H4) = 50,4 kJ/mol ∆Ho

f(NH3 (g)) = -46,3 kJ/mol ∆Ho

f(CO2(g)) = -393,5 kJ/mol ∆Hof(H2O(l)) = - 285,5 kJ/mol

Masas atómicas: H=1 N=14

Solución:

a) Para calcular el valor energético en kJ/g se necesita el peso molecular de la hidracina y delamoniaco:

M(hidracina) = 32

50,4 kJ ------------ 32 gx ------------ 1g x = 1,575 kJ/g

M(amoniaco) = 17

- 46,3 kJ ---------- 17gx ------------ 1 g x = - 2,72 kJ/g

b) Para hallar la variación de entalpía de la reacción aplicamos la fórmula:

∆Hr = DHf productos – DHf reactivos

∆Hr = [4 · (-46,3) + 0] – [3 · (50,4)] = -185,2 – 151,2 = -336,4

1.- Explique razonadamente las siguientes cuestiones: a} Se sabe que la reacción: A (s) ττ B (s) + C (g), es espontánea. Si en esta reacción DDS es positivo, ¿podemos deducir que DDH debe ser negativo? b} ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse? c} Una determinada reacción de hidrogenación es exotérmica y espontánea pero muy lenta si se realiza a 25 °C y presión atmosférica. ¿Qué puede decir (magnitud o signo) acerca de los valores de DDH, DDG y Energía de activación? Si se añade un catalizador a la reacción ¿qué valores de los anteriores se modificarán?

Una reacción es exotérmica cuando la variación de su entalpía es negativa, en ese caso el estado energético de los productos es menor que el de los reactivos, se desprende energía al medio exterior.

Una reacción es espontánea en el sentido en que está formuladas cuando el signo de la variación de Energía libre de Gibbs es negativo, siendo ésta una función termodinámica de estado que relaciona entalpía y entropía:

DG = DH – T · DS

a) En este caso: DG < 0 y DS > 0

La variación de entalpía no tiene por qué ser un valor negativo, basta que se cumpla:

ξDH ξ < ξT · DSξ

b) Reacción endotérmica: DH > 0

Para que sea espontánea, es decir, DG < 0, se debe cumplir:

ξDH ξ < ξT · DSξ , siendo DS > 0

Si DS < 0 la reacción nunca sería espontánea.

c) Reacción exotérmica (DH < 0) y espontánea (DG < 0)

Si es muy lenta, es que la energía de activación (magnitud cinética) definida como la energía necesaria para pasar del estado de los reactivos al de complejo activado, es muy elevada:

Ea = muy alta

Los catalizadores sólo modifican la velocidad de la reacción, luego el único parámetro que variaría sería la energía de activación, aumentando si el catalizador fuese inhibidor, y disminuyendo en el caso de catalizador promotor.

2.- Si a una reacción le añadimos un catalizador, razona si las siguientes frases sonverdaderas o falsas.

a) La entalpía de la reacción disminuye.b) El orden de reacción disminuye.c) La velocidad de la reacción aumenta.

a) Falso. El catalizador sólo modifica la velocidad de reacción pero no influye en variablestermodinámicas como la entalpía.

b) Falso. El orden de reacción es un valor fijo, y resulta de calcular la suma de los exponentesde las concentraciones que aparecen en la ecuación de velocidad. Esta ecuación depende delmecanismo de reacción, en particular de la etapa lenta (controlante) y no de la presencia de uncatalizador.

c) Verdadero. El catalizador promotor ( o positivo) influye en la velocidad de reacción,aumentándola, ya que disminuye la energía de activación del proceso.

Si el catalizador fuera inhibidor se comporta de manera contraria a la expuesta.

1.- El amoniaco se obtiene mediante el método de Haber-Bosch que consiste en lareacción directa de los elementos:

N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) ∆H = - 92,4 kJ

Discuta los efectos de los cambios de presión y temperatura así como la influencia de lapresencia de un catalizador en el rendimiento en amoniaco. (1,5 puntos)

Teniendo en cuenta el principio de Le Chatelier, que afirma:

“Cuando en un sistema en equilibrio se varía algún factor externo, el equilibrio se desplaza enel sentido que tienda a contrarrestar dicha variación”.

Efectos de la presión:

Obsérvese que en la reacción Dn = 2 - 4 = -2.

Es una reacción con Dn < 0, es decir disminuye el número de moles. Si mantenemos todas lasdemás magnitudes constantes y aumentamos la presión, el equilibrio tenderá a desplazarsehacia el lado en el que exista el menor número de moles gaseosos, para compensar dichoaumento, en este caso se desplazará a la derecha, es decir hacia la formación de amoniaco. Sipor el contrario la presión disminuye, el equilibrio se desplazará hacia donde haya más molesgaseosos, es decir hacia la izquierda.

Efectos de la temperatura:

Al ser una reacción exotérmica, que desprende calor, al aumentar la temperatura le estamosproporcionando más energía por lo que el equilibrio se desplazará a la izquierda, absorbiendocalor para compensar dicho aumento. Si por el contrario descendemos la temperatura, elequilibrio se desplazará a la derecha, formación de amoniaco, desprendiendo más calor ycompensando así el descenso de temperatura.

Catalizador:

La presencia de un catalizador, lo que hace es aumentar la velocidad de la reacción deformación del amoniaco (si es un catalizador positivo). Sin embargo, los catalizadores noafectan al desplazamiento del equilibrio, por lo que no influyen sobre el rendimiento delproceso.

3.- a) Se tiene la reacción, no ajustada, CH3OH (l) + O2 (g) t H2O (l) + CO2 (g) , en la que, a presión constante, se desprenden 725,5 KJ por cada mol de metanol que reacciona. Calcule DH cuando: 1) en el proceso se obtienen 4 moles de CO2 (g) 2) la dirección de la reacción se invierte (los reactivos se convierten en productos yviceversa) y se obtienen 2 moles de CH3OH (l). b) ¿Cuál o cuáles de las siguientes sustancias tienen valor de entalpía de formaciónestándar distinta de cero a 25 °C y 1 atm de presión: Fe (s), Ne (g), H (g), CH4 (g) y Hg

(s)? Razone las respuestas.

a) Se ajusta la reacción:

CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) t 2 H2O (l) + CO2 (g)

1) Se conoce la entalpía de combustión (calor desprendido al quemarse un mol de metanol),luego por la estequiometría de la reacción se halla el calor desprendido si en vez de un mol de CO2 se obtienen 4 (o lo que es lo mismo, al quemar 4 moles de metanol):

Combustión de 1 mol metanol forma 1 mol CO2 desprende 725,5 KJ

" 4 moles metanol " 4 moles CO2 x

De donde:

x = 2902 KJ se desprenden

2) La reacción inversa a la combustión de metanol, será:

2 H2O (l) + CO2 (g) t CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)

Y si se obtienen dos moles de metanol, quedará:

2 · (2 H2O (l) + CO2 (g) t CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)) =

= 4 H2O (l) + 2 CO2 (g) t 2CH3OH (l) + 3 O2 (g)

Luego la entalpía de esta reacción, será el doble de la de combustión del metanol, y con signo contrario; es decir, será endo en vez de exotérmica:

DHº = -2 · (- 725,5) = 1450 KJ

b) La entalpía de formación se define como la energía desprendida o absorbida cuando seforma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo constituyen en sus estados de agregación más estables.

Por lo tanto, la entalpía de formación, será nula para todos los elementos químicos en su forma más estable y a 25 ºC y 1 atm de presión; por ello, de las especies dadas, tendrán entalpía de formación nula: Fe (s), Ne (g), H (g) y Hg (s).

Solamente el compuesto CH4 (g) tendrá un valor de entalpía de formación distinto de cero.

3.- Al quemar 1,35 g de glucosa (C6H12O6) (s), a presión constante de 1 atm y 298 K, seliberan 21,06 KJ en forma de calor.

a) Escriba la reacción de combustión de la glucosa.b) Calcule la entalpía de la reacción en condiciones estándar, e indique si es exotérmicao endotérmica.c) La variación de entropía estándar par la reacción de combustión de un mol de glucosaes 259 J / K. Justifique si la combustión de la glucosa en condiciones estándar es unproceso espontáneo.

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

a) Como en toda combustión, cuando la glucosa reacciona con oxígeno, se forman agua ydióxido de carbono.

C6H12O6 + 6 O2 τ 6 CO2 + 6 H2O

b) Se determinan los moles contenidos en los 1,35 g de glucosa:

n glucosa = m / Mm = 1,35 / 180 = 7,5·10-3 moles

La entalpía de combustión es la energía desprendida al quemar 1 mol de compuesto enpresencia de oxígeno, luego para los moles que se tienen realmente:

Energía liberada = 21,06 / 7,5·10-3 = 2808 KJ / mol

DHº c glucosa = -2808 KJ / mol

Como es energía liberada, la reacción será exotérmica, y el signo de DHº combustión esnegativo.

c)DSº combustión = 259 J / mol · K = 0,259 KJ / mol · K

Para evaluar la espontaneidad de una reacción basta con conocer el signo de la energía librede Gibbs, definida como:


DGº = (-2808) - (298 · 0,259) = -2885,18 KJ / mol

Es un valor negativo, luego la reacción será espontánea.

1.- Una de las reacciones más importantes en la industria química es la descomposición delcarbonato de calcio ( sólido ) en dióxido de carbono ( gas ) y óxido de calcio (sólido). Si el ∆S°de la reacción es 159J·K-1 y las entalpías estándar de formación del carbonato de calcio,dióxido de carbono y óxido de calcio son respectivamente:

-1.207 kJ⋅mol-1, -393 kJ⋅mol-1, y –635 kj⋅mol-1

a) Escribe la ecuación de la reacción. ( 0,25 ptos )b) Calcula el valor de ∆H° de la reacción. ( 0,75 ptos )c) Supón que ∆H° e ∆S° son constantes. Calcula la temperatura a partir de la cual la reacciónserá espontanea. Justifica tu respuesta. ( 1pto )

a) Ecuación química:

CaCO3 (s) " CaO (s) + CO2 ∆S° = 159 J/K

b) Teniendo en cuenta la relación siguiente podremos calcular ∆H° de la reacción:

∆H°reac = Σ∆H°f (productos) - Σ∆H°f (reactivos)

∆H°reac = - 635 - 393 - (-1207) = 179 kJ/mol

c) Sabiendo que en toda reacción espontanea se cumple que ∆G < 0 y teniendo en cuenta la relación ∆G = ∆H° - T∆S, para que ∆G = 0 la temperatura tiene que ser:

Por lo tanto a partir de esta temperatura la reacción será espontánea

KmolKkJ

molkJSH

T 126.1·/10·159

/1793

==∆∆

=−

4.– Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la siguiente reacción de fotosíntesis:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g); ∆ Hº = 2.813 kJ . mol-1

a) Calcula la energía necesaria para obtener 1 g de glucosa.b) Calcula la entalpía de formación de la glucosa y justifica su signo.

Datos: ∆ Hºf (CO2) = 393,5 kJ . mol-1; ∆ Hºf (H2O (l)) = - 285,5 kJ . mol-1;

Fotosíntesis:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ∆ Hº = 2.813 kJ . mol-1

a) Teniendo en cuenta la reacción química de fotosíntesis y la masa molar de la glucosa (180g/mol), la energía necesaria para obtener un mol de dicha sustancia, será:

1 mol C6H12O6 / 2.813 kJ = (1 · 180 g C6H12O6 ) / 2.813 kJ = 1 / x

x = 15,63 kJ

b) Por aplicación de la ley de Hess:

∆ Hº reac = Σ ∆ Hº f (productos) - Σ ∆ Hºf (reactivos)

Teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos:

∆ Hº reac = ∆ Hºf (C6H12O6) – 6 ∆ Hºf (CO2) – 6 ∆ Hºf (H2O)

2813 = ∆ Hºf (C6H12O6) – (6 · 393,59) – (6 · (-285,5))

∆ Hºf (C6H12O6) = - 1,261 kJ / mol

En la reacción de formación de la glucosa desprende esa cantidad de energía, es decir, se tratade un proceso exotérmico.

Se desprende calor en la reacción. Esto es debido a que el balance entre la energía necesariapara romper los enlaces de los reactivos y la energía que se desprende al formarse los nuevosenlaces es favorable a este último término.

∆ Hº reac = Σ E enlaces rotos - Σ E enlaces formados

Se desprende más energía al formarse los nuevos enlaces que la que se requiere para romperlos antiguos enlaces.

1.- a) Define entalpía estandar de formación de una sustancia.b) A partir de la definición que acaba de dar, razone si las entalpías de las reaccionessiguientes son iguales o no a la entalpía estandar de formación del dióxido de nitrógeno.

Reacción 1: NO (g) + ½ O2 (g) → NO2 (g)Reacción 2: NO2 (g) → ½ N2 (g) + O2 (g)Reacción 3: N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g)

a) Entalpía estandar de formación (DHf) de una sustancia, es el calor que se absorbe o sedesprende cuando se forma un mol de una sustancia a partir de los elementos que laconstituyen en estado estable y en condiciones estándar (T = 25º C y P = 1 atm).

b) Reacción 1: NO (g) + ½ O2 (g) → NO2 (g)

No, ya que aquí la obtención del dióxido de nitrógeno no es a partir de sus elementos.

Reacción 2: NO2 (g) → ½ N2 (g) + O2 (g)

No, la entalpía en este caso tendría signo contrario, ya que se trata de la disociación y no de laformación del dióxido de nitrógeno.

Reacción 3: N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g)

No , en este caso se forman 2 moles de sustancia y no uno, la entalpía de esta reacción será eldoble que la de formación estándar del dióxido de nitrógeno.

4.A.-Se dispone de un combustible formado por metano a 25ºC y 1 atm.a)¿Cuál será el volumen de aire necesario medido en las mismas condiciones de presión ytemperatura para quemar 1 m3 de combustible?.b) Calcular el calor que se desprende por m3 de combustible.

Datos: ∆Hf0 H2O (g) = -241,8 kJ/mol; ∆Hf

0 CO2 (g) = -393,5 kJ/mol∆H metano (g) = -74,8 KJ/mol; R=8,314 J/Kmol; 1 atm = 101325 Pa; Aire 21% de O2

Solución:

a) Reacción de combustión del metano: CH4 + 2 O2 " CO2 + 2 H2O

Tenemos 1 m3 de metano = 1000 L

Aplicando la ley de los gases ideales: P·V = n·R·T

n / V = P / R·T = 1 / 0,082 · 298 = 0,041 mol / L

n metano = 0,041 · 1000 = 41 moles

Por la estequiometría de la reacción, 1 mol de metano necesita para su combustión 2 moles deoxígeno, por lo que para la combustión de 41 moles de metano serán necesarios:

2 · 41 = 82 moles de oxígeno

V (O2) = n·R·T / P = 82 · 0,082 · 298 / 1 = 2003,7 L = 2,003 m3 de O2

Vaire = (2,003 / 21 ) · 100

Vaire = 9,54 m3 de aire son necesarios para la combustión de 1 m3 de metano.

b) Reacción de combustión : CH4 + 2 O2 → CO2 + H2O

CH4 D C (s) + 2 H2 (g) -∆H0f CH4(g) = 74,8 kJ/ mol

C(s) + O2 (g) D CO2 (g) ∆H0f CO2 (g) = -393,5 kJ / mol

Hs (g) + ½ O2 (g) D H2O (g) 2·∆H0f H2O (g) = 2·(-241,8) kJ/mol

Aplicando la ley de Hess:

∆Hr = 74,8 – 393,5 – 483,6 = -802,3 kJ / mol (exotérmica)

Cuando la combustión es de 1 m3 de metano = 41 moles

H = - 802,3 · 41 = - 32.894,3 kJ

2.- Una de las formas de eliminar el dióxido de azufre del gas de combustión consiste enhacerlo pasar a través de óxido de calcio para convertirlo en sulfito de calcio.De acuerdo con los datos termodinámicos siguientes a 25ºC

Sustancia ∆Hf0 (kJ/mol) S0 (J/Kmol)

SO2 (g) -297 +284,2CaO -635 +40CaSO3 -1020 +127,5

a) Calcular el valor de ∆H0, ∆S0, ∆G0 para la mencionada reacción a 25ºC.b) Indicar la temperatura máxima a que se puede trabajar para evitar la descomposicióndel sulfito de calcio, supóngase que ∆H0 y ∆S0 siguen constantes.

a) Reacción : SO2 (g) + CaO (s) D CaSO3 (s)

Aplicando la Ley de Hess, calculamos de la entalpía de reacción:

∆Hr0 = Σ∆Hf

0 (productos) - Σ∆Hf0(reactivos)

∆Hr0 = ∆Hf

0 (CaSO3) – ( ∆Hf0 (CaO) + ∆Hf

0 (SO2) )

∆Hr0 = -1020 – ( -635 – 297 ) = -88 kJ/mol

Cálculo de la entropía de la reacción:

∆Sr0 = ΣS0 (productoes) - ΣS0 (reactivos)

∆Sr0 = S0 (CaSO3) – ( S0 (SO2) + S0 (CaO) )

∆Sr0 = 127,5 – ( 40 + 248,2 )

∆Sr0 = - 160,7 J/K·mol = - 0,1607 kJ/K·mol

A partir de la ecuación de la energía libre de Gibbs:

∆G = ∆H - T∆S

∆Gr0 = ∆Hr

0 - T∆Sr0

∆Gr0 = -88 kJ/mol – 298K(-0,1607 kJ/K·mol) = -40,1 kJ/mol

Es un proceso espontaneo, ya que el valor de la energía libre de Gibbs es negativo.

b) Suponiende que ∆H y ∆S permanecen constantes con T, es decir ∆H = -88 kJ/mol y∆S = -0,1607 kJ/K·mol

Para evitar la descomposición del sulfito de calcio: CaSO3 (S) D SO2 (g) + CaO (s)

Tendremos que tener una temperatura para la cual el proceso de descomposición no seaespontaneo.

∆Hd0 = ∆Hf

0 (SO2) + ∆Hf0 (CaO) - ∆Hf

0 (CaSO3)

∆Hd0 = -297 – 635 – (-1020) = 88 kJ/mol,

∆Sd0 = Sf

0 (SO2) + Sf0 (CaO) – Sf

0 (CaSO3)

∆Sd0 = 248,2 + 40 – 127,5 = 160,7 J/K·mol = 0,1607 kJ/K·mol

Como era de esperar salen los mismos valores pero con signo contrario que en el apartado anterior,ya que se trata de la reacción inversa.

Si queremos evitar el proceso de descomposición, es decir que no sea espontaneo, ∆Gd0 > 0

∆Gd0 = ∆Hd

0 - T∆Sd0 > 0

∆Gd0 = 88 kJ/mol – T(0,1607 kJ/K·mol) > 0, de donde despejando la temperatura,

T < 88 / 0,1607

T < 547,6 K

La temperatura máxima por lo tanto es: T = 547,6 K = 274,6 ºC

1.- En la combustión de 1 mol de propano a temperatura de 298 K y presión de1,01 · 105 Pa se desprenden 2220 kJ de energía en forma de calor.a) Escribir y ajustar la reacción correspondiente e indicar la cantidad de energía en formade calor que se obtendrá en la combustión de 154 g de propano.b) Calcular la masa de agua sólida (hielo) a –10ºC que se puede fundir hasta unatemperatura de 80ºC, si se queman 154 g de propano.

Datos: masas atómicas: C = 12; H = 1; calor de fusión del hielo = 334 kJ / kg;

ce (hielo) = 2090 J / kg · K ; ce (agua) = 4180 J / kg · K

a) Reacción de combustión del propano: C3H8 + 5 O2 " 3 CO2 + H2O

Sabemos que se desprenden 2220 kJ/mol, es una reacción exotérmica.

Si la combustión es de 154 g de propano, hay que saber cuantos moles de propano hay paraconocer exactamente los kJ de energía que se desprenden.

Moles de propano = m / Pm = 154 / 44 = 3,5 moles.

De modo que resulta:

∆H = -2220 kJ/mol · 3,5 mol = -7770 kJ (desprendidos)

b) Transformaciones que sufre el agua:

H2O (hielo) T = - 10ºC " H2O (hielo) T = 0 ºC " H2O (liq) T = 0ºC " H2O (liq) T = 80ºCQ1 Q2 Q3

Q1 = m · Ce (gel) · ∆T Q2 = m · Lf (cambio de estado) Q3 = m · Ce(liq) · ∆T

Qt = Q1 + Q2 + Q3 = m· Ce(gel) · ∆T + m · Lf + m · Ce(liq) ·∆T

Qt = m · [ (Ce(hielo) · ( 273 - 263 ) + Lf + Ce(liq) · (353 - 273) ]

Qt = m · [ ( 2090 · 10 + 334 + 4180 · 80 ] = m · ( 20900 + 334 + 334400 ) = m · 355634

Qt = 355,634 · magua kJ

Al quemar 154 g de propano se desprenden 7770kJ, por lo tanto:

m = 7770 / 355,634 = 21,84 kg

Esta cantidad de agua pasarán de estado hielo (T = -10ºC) a estado líquido (T = 80 ºC)

3.- A 1,013 · 10-5 Pa y 25ºC el calor de combustión a presión constante del etano es de1559,8 kJ /mol y el del eteno es de 1410,8 kJ/mol. La entalpía de formación del agua es -285,8 kJ/mol.a) Determinar ∆H0 para la reacción C2H4 + H2 " C2H6

b) Determine la variación de energía interna de la reacción.

Datos: R = 8,31 J /K mol

a) Reacción : C2H4 + H2 " C2H6

Datos:

(A) C2H6 + 7/2 O2 " 3 H2O + 2 CO2 DH0c =1559,8 kJ/mol

(B) C2H4 + 3 O2 " 2 H2O + 2 CO2 DH0c = 1410,8 kJ/mol

(C) H2 + ½ O2 " H2O DH0f = -285,8 kJ/mol

Mediante la ley de Hess, con los datos anteriores:

(B) + (C) – (A) = 1410,8 kJ/mol + (-285,8 kJ/mol) –1559,8 kJ/mol = - 565,2 kJ/mol

b) Por el primer principio de la termodinámica: ∆U = q – W

Como estamos a p = cte, podemos decir que W = p·∆V, por lo tanto quedaría: ∆U = q - p∆V

qp = ∆U + p∆V = U2 – U1 + p (V2 – V1) = (U2 + pV2) – (U1 + pV1) = H2 – H1 = ∆H

Cuando tenemos un sistema gaseoso el término p∆V, puede escribirse como: p∆V = ∆nRT

Por lo que finalmente:

∆H = ∆U + ∆nRT

∆U = ∆H - ∆nRT

∆U = -565,2 ·103 J/mol – (-1)· 8,31 J/Kmol · 298 K = - 562,72 kJ/mol

1.- a) Escriba la reacción ajustada de hidrogenación del etino (acetileno) para obtenereteno y la reacción de hidrogenación del eteno para obtener etano, ambas a 25ºC.b) La entalpía de hidrogenación del etino a eteno es de –174,5 kJ/mol, y la entalpía dehidrogenación del eteno a etano es de –137,3 kJ/mol. Calcule la entalpía dedeshidrogenación del etano para obtener etino a 25ºC.c) Calcule la entalpía correspondiente a la reacción de deshidrogenación de 1,0 gramosde etano para obtener eteno a 25ºCDatos: Ma (H) = 1; Ma (C) = 12

a) Las reacciones de hidrogenación son por vía catalítica con Pt o Pd como catalizadores, puessi no es así son extremadamente lentas:

CH ≡ CH + H2 " CH2 = CH2

CH2 = CH2 + H2 " CH3 – CH3

b) Reacción de deshidrogenación del etano para obtener etino:

CH ≡ CH + H2 " CH2 = CH2 ∆H1 = - 174,5 kJ/mol

CH2 = CH2 + H2 " CH3 – CH3 ∆H2 = -137,3 kJ/mol

Aplicando la ley de Hess a la deshidrogenación del etano se tiene:

CH3 – CH3 " CH ≡ CH + 2 H2

∆H (deshidrogenación) = - ∆H2 + (-∆H1)

∆H (deshidrogenación) = - (-137,3) – (- 174,5) = 311,8 kJ/mol

c) A partir de la entalpía para la hidrogenación de eteno a etano se obtiene la de ladeshidrogenación de etano a eteno (reacción inversa):

CH3 – CH3 " CH2 = CH2 + H2 ∆H3 = 137,3 kJ/mol

Calculando el nº de moles de etano que hay en 1,0 g:

nº de moles = m (g) / Mm

nº de moles = 1 / 30 = 0,033 moles

∆H = 0,033 · 137,3 = 4,5 kJ

3.- En la combustión en condiciones estándar de 1 g de etanol, CH3 – CH2 – OH, sedesprenden 29,8 kJ. Por otra parte, en la combustión de 1 g de ácido acético,CH3 – COOH, se desprenden 14,5 kJ. Con estos datos, calcule la entalpía estándar de lareacción siguiente:

CH3 – CH2 – OH + O2 " CH3 – COOH + H2O

Se escriben las reacciones de combustión para un mol de etanol y de ácido acético, de las que

se tienen los datos termodinámicos:

1) CH3 – CH2 – OH + 3 O2 " 2 CO2 + 3 H2O DH1 = -29,8 kJ/g

2) CH3 – COOH + 2 O2 " 2 CO2 + 2 H2O DH2 = -14,5 kJ/g

Como se puede calcular la masa molecular de cada uno de los 2 compuestos orgánicos, sepuede conocer la entalpía de combustión para un mol de cada uno de ellos:

Mm etanol = 46 g/mol

Mm ácido acético = 60 g/mol

DH1 = -29,8 kJ/g · 46 g/mol = -1370,8 kJ/mol

DH2 = -14,5 kJ/g · 60 g/mol = -870 kJ/mol

Se pide la entalpía de la reacción: CH3 – CH2 – OH + O2 " CH3 – COOH + H2O

Se dispone de datos para las reacciones de combustión de etanol y ácido acético, y se observaque combinando adecuadamente ambas, se obtiene la reacción pedida:

CH3 – CH2 – OH + 3 O2 " 2 CO2 + 3 H2O

(-1) · [ CH3 – COOH + 2 O2 " 2 CO2 + 2 H2O ]

CH3 – CH2 – OH + O2 " CH3 – COOH + H2O

Luego, según la Ley de Hess, como la entalpía es una función de estado, se puede escribircomo la suma algebraica de las entalpías de las reacciones parciales:

DHºr = DH1 - DH2 = -1370,8 - (-870) = -500,8 kJ/mol

4.- Considere la reacción CaCO3 (s) " CaO (s) + CO2 (g), para la que se tiene queDHº > 0 y DSº > 0.a) Discuta la espontaneidad de la reacción en función de la temperatura. Nota: puede

considerar que DH y DS no varían con la temperatura.b) ¿Por qué es DSº > 0 en esta reacción?.

La reacción que se debe estudiar es: CaCO3 (s) " CaO (s) + CO2 (g),

Y tiene signos de variación de entalpía: DHº > 0, lo que indica que es una reacciónendotérmica (absorbe energía del exterior) y de entropía DSº > 0, lo que significa que eldesorden aumenta.

a) Un proceso es espontáneo si el valor de la Energía libre de Gibbs es negativo, siendo:

DGº = DHº - T·DSº

Como DHº y DSº son valores positivos, se estudia el signo de DGº según la temperatura detrabajo:

- A bajas temperaturas, xDHºx > x -T·DSºx, por lo que DGº > 0, y el proceso resulta noespontáneo.

- Por el contrario, a temperaturas elevadas, xDHºx < x-T·DSºx, y DGº < 0, luego el procesosí es espontáneo.

b) El signo positivo de DSº nos indica que el desorden del sistema aumenta al pasar dereactivos a productos, lo cual se verifica comprobando que se pasa de una molécula de sólidoCaCO3 (poco desordenado), a una molécula de sólido CaO más otra del gas CO2 , que estarámuy desordenado.

3.- Conteste razonadamente:a) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica?. En caso afirmativo, ¿en quécondiciones?b) Ordene según su entropía, de forma razonada: 1 g de hielo, 1 g de vapor de agua, 1 gde agua líquida.

a) La espontaneidad de una reacción la marca el signo de la variación de la energía libre deGibbs, cuando ésta sea un valor negativo, la reacción será espontánea. La expresión de dichavariación es:

DG = DH – T · DS

Siendo:

DH = entalpía.DS = entropía.T = temperatura del proceso en grados Kelvin.

Para una reacción endotérmica se cumple que DH > 0, puesto que el sistema absorbe calordel entorno; luego si el valor de entropía es positivo y en valor absoluto se cumple que:

T· DS > DH

El signo de DG será negativo, y la reacción es espontánea. Por consiguiente muchasreacciones endotérmicas son espontáneas a altas temperaturas.

b) La entropía es una función termodinámica de estado que mide el desorden del sistema,siendo este desorden mayor cuanto mayor grado de libertad tengan las partículas de lasustancia:

DS sólido < DS líquido < DS gas

Ya que en un sólido las partículas ocupan posiciones fijas, y sólo pueden vibrar en torno aellas, en un líquido el movimiento de partículas es más libre, y en un gas hay gran agitación.

DS hielo < DS agua < DS vapor

3.- a) Calcule la variación de entalpía estándar correspondiente a la disolución del carbonato de calcio (*) sólido en óxido de calcio sólido y dióxido de carbono gaseoso. ¿Es un proceso exotérmico o endotérmico?. Razone la respuesta.

Datos: DDHfº CaCO3 = - 1206,9 KJ /mol; DDHºf CO2 = - 393,13 KJ /mol;DDHºf CaO = - 635,1 KJ /mol. Nota: escriba todas las reacciones implicadas.

b) ¿Qué volumen de CO2 en condiciones normales, se produce al descomponerse 750 gde CaCO3?

a) La reacción principal es la descomposición del carbonato:

CaCO3 τ CaO + CO2

Las reacciones parciales, de las que se tienen datos temodinámicos son:

C + O2 τCO2 DHºf = - 393,13 KJ / mol

Ca + C + 3/2 O2 τ CaCO3 DHºf = - 1206,9 KJ / mol

Ca + 1/2 O2 τ CaO DHºf = - 635,1 KJ / mol

Si se combinan las reacciones parciales , por medio de operaciones algebraicas, de modo que se obtenga la reacción principal, se pueden combinar del mismo modo sus valores de entalpías, obteniendo el dato pedido (Ley de Hess):

En este caso:

Reacción principal = Reacción 1 - reacción 2 + reacción 3

Luego:

DHºd = - 393,13 - (- 1206,9) + (- 635,1) = 178,7 KJ / mol

Se consume calor durante la reacción, luego es endotérmica.

b) Se determinan los moles de carbonato contenidos en los 750 g dados:

Moles carbonato = 750 / 100 = 7,5 moles

Por la relación estequiométrica se tiene:

1 mol CaCO3 1 mol CO2

7,5 x

De donde se deduce que se formarán 7,5 moles de CO2, que al ser un gas, ocupará un volumen que se determina con la ecuación de los gases ideales (con los valores de T y de las condiciones dadas: T = 273 k; P = 1 atm):

P · V = n · R T

V = (7,5 · 0,082 · 273) / 1 = 167,8 L de CO2

3.- La entalpía estandar de formación del dióxido de carbono gaseoso es –393,5 kJ/mol,la del agua líquida –285,8 kJ/mol y la del metano gaseoso –748,0 kJ/mol.a) ¿Cuál es la entalpía estandar de combustión del gas metano?b) ¿Cuántas calorías se intercambian al quemar 10 g de metano?¿Se absorben o se

desprenden? 1 Julio equivale a 0,239 calorías.

a) Reacción de combustión:

CH4 (g) + 2 O2 → CO2 (g) + 2 H2O (l)

Aplicando la ley de Hess a los datos del problema:

∆H0comb. = Σ∆Hfreact. - Σ∆Hfprod.

∆H0comb. = 2·∆Hf0 (H2O) + ∆Hf0 (CO2) – ∆Hf0 (CH4)

∆H0comb. = 2·(-285,8) –393,5 – (-748,0) = - 217,1 kJ/mol.

b) Teniendo en cuenta que la masa molar del metano 16 g/mol :

moles de CH4 = 10 / 16,0 = 0,625 moles

Como la reacción es exotérmica, se desprenderán: 0,625 · 217,1 = 135,7 kJ.

Pasando este resultado a kcal se obtiene:

135,7 kJ · 0,239 kcal / kJ = 32,4 kcal.

3.- Para la reacción de formación de agua se sabe que:

DHº = -241,8 KJ·mol-1, y DSº = -44,4·10-3 KJ·K-1·mol-1.

a) ¿Cuál es la energía libre de formación del agua en condiciones estándar (25ºC y1 atm)?.

b) Razone a qué temperaturas será espontánea la formación del agua, y a cuáles no loserá, suponiendo que DH y DS no varían con la temperatura.

a) La expresión con la que se calcula la energía libre es:

DGº = DHº - T·DSº

Luego, en este caso, como las magnitudes termodinámicas están expresadas en kJ, basta consustituir sus valores, y pasar la temperatura a grados Kelvin, obteniendose:

DGº = (-241,8) - 298· (-44,4·10-3) = -288,56 KJ/mol

El valor de DGº obtenido es menor que cero, lo que indica que la reacción es espontánea enlas condiciones especificadas.

b) De nuevo se utiliza la expresión de la energía libre, pero en este caso, se calcula latemperatura para la cual DGº = 0, es decir, cuando se alcanza el equilibrio.

Pudiéndose estudiar después la espontaneidad, o no, de la reacción, en función de latemperatura, que marcará el signo de DGº.

DGº = 0

0 = -241,8 - T· (-44,4·10-3)

T = 5445,94 K = 5172,94º C

Por tanto:

Si T > 5172,94ºC " DGº > 0, y la reacción no es espontánea.

Si T < 5172,94ºC " DGº < 0, y la reacción si es espontánea.

4.- A partir de las entalpías de combustión estándar siguientes:

DHºc (eteno) = -1409 KJ/molDHºc (carbono) = -394 KJ/molDHºc (hidrógeno) = -286 KJ/mol

Calcule el calor de formación estándar del eteno (CH2 = CH2), y comente el significadotermodinámico del signo de la entalpía calculada. Nota: escriba todas las reaccionesquímicas implicadas.

La fórmula empírica del eteno (etileno) es C2H4

Se escriben todas las reacciones implicadas:

La reacción principal, de la que se quiere calcular la entalpía de formación:

2 C + 2 H2 " C2H4 DHºf ?

Las reacciones de cuyas entalpías de combustión son conocidas son las que se debencombinar algebraicamente para obtener la reacción principal:

C2H4 + 3 O2 " 2 CO2 + 2 H2O DHºc (eteno) = -1409 KJ/mol

C + O2 " CO2 DHºc (carbono) = -394 KJ/mol

H2 + ½ O2 " H2O DHºc (hidrógeno) = -286 KJ/mol

Si la primera se invierte, y se la suman las otras dos, multiplicadas previamente por dos, seobtiene la reacción de formación del eteno.

Como la entalpía es una función de estado, sólo depende de los estados inicial y final; por loque podemos combinar los valores de las entalpías de combustión de las tres reaccionesparciales del mismo modo que ellas fueron combinadas entre sí, obteniendose:

DHºf = - DHºc (eteno) + 2· DHºc (carbono) + 2· DHºc (hidrógeno) =

DHºf = - (-1409) + 2·(-394) + 2·(-286) = 49 KJ/mol

El valor de entalpía de formación del eteno obtenido es mayor que cero, lo que indica que laenergía de los productos de la reacción es superior a la de los reactivos; y para que la reaccióntenga lugar, se debe absorber energía del medio, siendo, por tanto, una reacción endotérmica.

2.- El octano C8H18 es uno de los componentes de las gasolinas comerciales. Su densidad es 0,70 g /mL

a) Calcule la entalpía de combustión estándar del octano (líquido), sabiendo que lasentalpías de formación estándar del dióxido de carbono (gas), agua (líquida) y octano (líquido) son, respectivamente, - 393, - 294 y – 264 kJ /mol. Escriba las reacciones implicadas. b) Calcule la energía desprendida en la combustión de 10 mL de octano.

a) La reacción principal es la combustión del octano:

C8H18 + 25 / 2 O2 τ 9 H2O + 8 CO2

Las reacciones parciales, de las que se tienen datos temodinámicos son:

C + O2 τ CO2 DHºf = - 393,13 KJ / mol

8 C + 9 H2 τ C8H18 DHºf = - 264 KJ / mol

H2 + 1/2 O2 τ H2O DHºf = - 294 KJ / mol

Si se combinan las reacciones parciales , por medio de operaciones algebraicas, de modo que se obtenga la reacción principal, se pueden combinar del mismo modo sus valores de entalpías, obteniendo el dato pedido (Ley de Hess):

En este caso:

Reacción principal = 8 · Reacción 1 + 9 · reacción 2 - reacción 3

Luego:

DHºc = 8 · (- 393,13) + 9 · (- 294) - (- 264) = - 5526 KJ / mol

Se libera calor durante la reacción, luego es exotérmica.

b) Se determinan los gramos de octano contenidos en los 10 mL dados, utilizando el dato dedensidad:

1 mL contiene 0,7 g de octano

10 mL x

Luego:

x = 7 g de octano en los 10 mL dados.

Los moles de octano en esta masa serán:

Moles octano = 7 / 114 = 0,06 moles

Como se ha determinado el calor liberado en la combustión de 1 mol, se halla el liberado con sólo 0,06 moles:

Calor = 0,06 · 5526 = 339,3 KJ libera el octano de 10 mL en su combustión.

3.- Las entalpías estándar de formación del butano (g), dióxido de carbono (g) y agua (l)son, respectivamente, -126,1 KJ/mol; -393,7 KJ/mol y –285,9 KJ/mol. Calcular: A) Elcalor de combustión del butano (g) (1 punto). B) el calor desprendido, en calorías, en lacombustión de 2 Kg de butano (g) (1 punto).

A) Reacción de combustión del butano

C4H10 + 2 O2 D CO2 + H2O

A partir de la ley de Hess: ∆Hreacción = ∑ ∆H0 (f )productos - ∑ ∆H0 (f)reactivos

Sustituyendo los datos del problema, se obtiene la entalpía de combustión del metano

∆H reacción = (-393,7) + (-285,9) – (-126,1) = -553,5 KJ/mol

B) Tenemos 2 Kg de butano, este dato hay que transformarlo en moles.

Moles de butano = m (g) / Pm = 2000 / 58 = 34,48 moles

Qcombustión = 34,48 moles · 553,5 KJ/mol = 19084,68 KJ

1 Julio = 0,239 cal

Por lo tanto : 19084,68· 0,239 = 4.580,3 Kcal

2.- Utilizando los valores que aparecen en la tabla, todos obtenidos a la temperatura de25ºC, y considerando la reacción CO (g) + Cl2 (g) �� COCl2 (g)

Compuesto Sº (J · mol-1 · K-1) DDHº (KJ · mol-1)

CO (g) 197,7 - 110,4Cl2 (g) 222,8 0,0CO Cl2 (g) 288,8 - 222,8

a) Calcule DDSº de la reacción.b) Calcule DDHº de la reacción.c) Calcule DDGº de la reacción.d) Razone si la reacción es o no espontánea.

Tanto entropía DSº, como entalpía DHº y energía libre de Gibbs DGº, son funciones

termodinámicas de estado, que dependen sólo de los estados inicial y final.

a) DSº reacción = S(n · Sº productos) - S(n · Sº reactivos)

DSº reacción = 288,8 - (197,7 + 222,8) = -131,7 J / mol · K

Este valor negativo indica que disminuye el grado de desorden del sistema, puesto que se pasade dos moléculas de gas a una sola..

b) DHº reacción = S(n · DHº productos) - S(n · DHº reactivos)

DHº reacción = (-222,8) - (- 110,4) = -112,4 KJ / mol

c) DGº reacción = DHº - T· DSº

Se conoce la temperatura, que en grados Kelvin sería: T = 298 K

Se deben poner todas las magnitudes en las mismas unidades, por ello se pasa a KJ / mol · K,el valor de DSº.

DGº reacción = (- 112,4) - (-131,7 ·10-3 · 298) = -73,15 KJ /mol

d) Una reacción es espontánea si el valor de su variación de energía libre de Gibbs esnegativo, luego en este caso sí resulta una reacción espontánea en el sentido directo.

4.- Detemine la energía libre de Gibbs a 25ºC para la reacción de combustión de 1 molde monóxido de carbono, e indique si es o no un proceso espontáneo.Datos: DHf

º CO2(g) = -393,5 kJ·mol-1

DHfº CO(g) =-110,5 kJ·mol-1

Sº CO2(g) = 213,6 J·mol-1·K-1

Sº CO(g) = 197,9 J·mol-1·K-1

Sº O2 (g) = 205,0 J·mol-1·K-1


CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)

∆Hºr = ∑ ∆Hºf productos - ∑ ∆Hºf reactivos

∆Hºr = ∆Hºf CO2 - ∆Hºf CO = -393,5 + 110,5 = -283 kJ/

mol

∆Sºr = ∑ Sº productos - ∑ Sº reactivos

∆Sºr =Sº CO2 – Sº CO – ½ Sº O2 = 213,6 – 197,9 – 1/2 (205) = -86, J/molK = -0,086 kJ/mol·K

La energía libre de Gibbs se obtiene mediante la siguiente ecuación:

∆ Gºr = ∆Hºr - T∆Sºr

∆ Gºr = -283 – 298 (-0,086) = -257,37 kJ/mol

Como ∆ Gºr < 0, la reacción si es espontánea

4.- a- Utilizando diagramas Energía / Coordenada de reacción, represente los perfiles deuna reacción endotérmica y de otra exotérmica, partiendo de reactivos (R) para darproductos (P) y establezca, al mismo tiempo, el signo de la variación de entalpía (∆H)para ambas reacciones.b- En uno de los diagramas, represente el perfil de la reacción al añadir un catalizadoral medio de reacción y comente que efecto tiene sobre:b-1- la entalpía de reacción, yb-2-la constante cinética de la reacción directa.

a) Reacción exotérmica, desprende calor, los productos tienen menor energía que losreactivos.

Complejo activado*

Energía

Ea

Reactivos ∆H < 0

Productos

Coordenada de reacción

Reacción endotérmica, los productos tienen mayor energía que los reactivos

Complejo activado*

EnergíaEa

Productos

∆H > 0

Reactivos


b) Al añadir un catalizador, la velocidad de reacción se ve modificada, y por lo tanto varía laenergía de activación del proceso:

Vía no catalítica:

C.A*

Energía

Ea

Reactivos ∆H < 0

Productos


Vía catalítica promotora:

EnergíaC.A* catal.

Ea

Reactivos ∆H < 0

Productos


b-1 - La entalpía de la reacción no varía al añadir un catalizador, pues es una magnitudtermodinámica que es independiente de la magnitud cinética Ea.

b-2 – Un catalizador promotor acelera tanto la reacción directa como la indirecta, no modificanada el equilibrio, unicamente hace que este se alcanze antes.

Según la ecuación de Arrhenius: k = A e- Ea/RT

El catalizador promotor disminuye Ea, de modo que la constante cinética k aumenta,aumentando por tanto la velocidad de reacción, según se observa en la ecuación de velocidad:Vr = K [Reactivos]a

Si el catalizador es inhibidor éste aumenta la Ea, por lo que k disminuye, decreciendo así lavelocidad de reacción.

OPCIÓN A

1.- Para la reacción de combustión del etanol, C2H5OH, que es un líquido a 25 ºC, conteste a las siguientes preguntas con ayuda de los datos de la tabla que se adjunta:

a) Escriba la reacción y calcule su DG a 25 ºC.b) Calcule la variación de la energía interna a 25 ºC.c) Explique si la reacción sería o no espontánea a 727 ºC (supóngase que H y S sonindependientes de la temperatura).

C2H5OH (l) O2 (g) CO2 (g) H2O (l) DHºf

(KJ ·mol-1) -277,3 0,0 -393,5 -285,8

Sº (J·mol-1·K-1) 160,5 205,0 213,6 69,9

Dato: R = 8,31 J·mol-1·K-1

a) La reacción de combustión pedida es:

C2H5OH + 3 O2 t 2 CO2 + 3 H2O

La expresión de DG es:


Lugo se deben determinar los valores de DHº y DSº de la reacción:

DHº se determina por el método directo (entalpías de productos - entalpías de reactivos, con los coeficientes estequiométricos correspondientes), pues los datos dados son entalpías de formación:

DHº = 3 · (- 285,8) + 2 · (- 393,5) - (- 277,3) = - 1367,1 KJ / mol

DSº siempre se calcula directamente:

DSº = 3 · 69,9 + 2 · 213,6 - (160,5 + 3 · 205,0) = - 138,6 J / mol · K = - 0,138 KJ / mol · K

Luego ya se halla el dato pedido:

DGº = - 1367,1 - 298 · ( - 0,138) = - 1325,8 KJ / mol

b) La expresión en la que aparece la variación de energía interna (DU) es:

DH = DU + D(P · V) = DU + R · T ·Dn

Luego se despeja DU, y se sustituyen los datos:

DU = DH - R · T ·Dn

DU = - 1367,1 - 8,31 · 298 · (5 - 4) = - 3843,5 KJ / mol

c) Si el valor de DG es negativo, la reacción será espontánea en el sentido en que está escrita.

DGº = - 1367,1 - 1000 · ( - 0,138) = - 1229,1 KJ / mol

luego la combustión sí es espontánea.

CUESTIÓN 2

Razone si son correctas o incorrectas las siguientes afirmaciones:

a) En una reacción química no puede ser nunca DG = 0.b) DG es independiente de la temperatura.c) La reacción no es espontánea si DG > 0.d) La reacción es muy rápida si DG <0.

a) Falso, si en una reacción química la energía libre de Gibbs es nula, es porque se halla enequilibrio, es decir, la reacción es reversible.

b) Falso, la expresión de la energía libre de Gibbs es:

DG = DH - T · DS

Luego sí depende de la temperatura.

c) Verdadero, si el valor de DG es negativo, la reacción será espontánea en el sentido en queestá escrita.

d) Falso, el signo de DG, sólo se relaciona con la espontaneidad de las reacciones, no con sucinética (o velocidad)

Problema 1.- En una fabrica de cemento es necesario aportar al horno 3300 KJ porcada Kilogramo de producto. La energía se obtiene por combustión de gas natural (quepuede considerarse que es metano puro) con aire.Se pide:a) Formule y ajuste la reacción de combustión de gas natural.b) Determine el calor de la combustión completa del gas natural.c) Calcule, por tonelada de cemento producido, la cantidad necesaria de gas naturalexpresada en kilogramos.d) ¿Cuántos metros cúbicos de aire, medidos a 1 atm y 25ºC, serán necesarios para lacombustión completa de la cantidad de gas natural del apartado c)?

Considere que la combustión de gas natural se realiza en condiciones estándar y que elaire contiene un 21% en volumen de oxigeno.

Entalpias estándar de formación (AHºf):Metano (g): -74,8 KJ· mol-1

CO2 (g): -393,5 KJ· mol-1

H2O (l): -285,8 KJ ·mol-1

Constante R = 0,082 atm·l · mol-1 · k-1

Masas atomicas : C =12,0 ; H =1,0 ; O =16,0.

a) CH4 + 3/2 O2 " CO2 + 2 H2O

b) El calor de combustion es el que se desprende en la combustion completa de un mol decualquier sustancia en una atmosfera de oxigeno, y conocidas las entalpias de formacion delos reactivos y de los productos aplicamos:

DHºr = Σ DHf productos –Σ DHf reactivos

DHºc = DHf CO2 + 2·DHf H2O – (DHf CH4 + 3/2 DHf O2 )

Como la DHºf del O2 = 0:

DHºc = ( -393,5 ) + 2 · ( -285,8 ) – ( - 74,8 )

DHºc = - 890,3 KJ/mol

El calor de combustión es de –890,3 KJ/mol.

c) Si por cada Kg de cemento es necesario aportar 3300 KJ, mediante una proporciónobtenemos la cantidad de energía necesaria:

3300 kJ ----- 1 Kg X ----- 1000 Kg X = 3,3·106 kJ / Tm cemento

Pero si por cada mol de metano de combustión se desprenden 890,3 kJ:

1 mol ------- 890,3 kJn moles ------ 3,3·106 kJ n = 3706,6 moles de CH4

m = n · Pm = 3706,6 · 16 = 59.305,85 g = 59,30 Kg gas natural

d) n O2 = 3/2 · 3706,6 = 5.559,9 moles oxígeno

Aplicando la ecuación de los gases ideales:

P·V = n · R · T

1 · V = 5.559,9 · 0,082 · 298

V O2 = 135.861 L = 135,8 m3

Como el aire contiene un 21% en volumen de oxigeno:

V aire = 135,8 · (100/21) = 646,96 m3 aire

3.- a) Las energías de los enlaces C-C, C=C; C≡C son respectivamente, 347,0; 611,0;833,0 Kj-1.Justifique el porque de estas diferencias.b) Si la energía libre de Gibbs de formación de carbono (grafito)es nula y la del carbono(diamante) vale 2,87 KJ mol-1ª 1atm y 25ºC, razone si puede convertirse el grafito endiamante en esas condiciones.

a) C-C Ee=374,0 KJ/mol

C=C Ee=611,0 KJ/mol

C≡C Ee=833,0 KJ/mol

Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper un mol de dichos enlace. Cuantomás elevada sea la Ee de un compuesto, mas fuerte y más estable será dicho enlace, por lo queaplicando este razonamiento a los casos anteriores, podemos afirmar que:

- Romper el enlace simple es mucho más fácil que el doble, y mucho fácil romper éste queel triple. Esto se debe a que, por ejemplo en un enlace doble se superponen elsolapamiento de tipo d y el de tipo o.

- Cuanto más difícil sea romper los enlaces, mas alta será la Ee.

b) La energía libre de Gibbs de formación esla variación de G que se necesita para formar unmol de compuesto a partir de sus correspondientes elementos en estado estable. Por tanto, lavariación de G de cualquier reacción se calcula así:

DGº reacción = Σ DGºf productos – Σ DGºf reactivos

En nuestro caso el estado más estable del carbono es el grafito (s):

C (s) grafito " C (s) diamante D Gºf = 0

C (s) grafito " C (s) diamante D Gºf = 2,87 (no estable)

Esta última reacción es no espontanea, ya que DG > 0, por lo que es imposible que seproduzca en esas condiciones. Para que se realice el proceso es necesario que sobre lareacción actúe algún agente externo ya que en las citadas condiciones presión y temperaturason constantes

3.- Consultando una tabla de datos termodinámicos a 298 K, encontramos lossiguientes valores:

Justifique si para dicha temperatura las siguientes proposiciones son verdaderas ofalsas:a) La formación de NO a partir de nitrógeno y oxígeno, en condiciones estándar, es un

proceso endotérmico.b) El NO es una sustancia más estable que el NO2.

c) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO2 es exotérmica.d) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO2 es espontánea.

a) Verdadera. La formación de NO a partir de sus elementos es una reacción endotérmicapuesto que en ella se produce una absorción de calor ( DHºf > 0 ).

b) Falsa. Cuanto mayor sea el valor relativo de la energía libre de formación del compuesto,menos espontanea es su formación y más inestable es dicha sustancia. Por tanto, el NO2es más estable que el NO.

c) Verdadera. La reacción propuesta será la siguiente:

NO + ½ O2 à NO2

El calor de esta reacción se puede calcular aplicando la ley de Hess:

∆Hºr = ∆HºNO2 - ∆HºNO = 33,18 – 90,25 = - 57,07 KJ/mol

Así, esta reacción será exotérmica porque ∆Hºr < 0.

d) Verdadera. Para que una reacción sea espontánea tiene que cumplirse que ∆Gº < 0.

A partir de los datos de la tabla tenemos que :

∆Gºr = ∆GºNO2 - ∆GºNO = 51,30 – 86,57 = - 35,27 KJ/mol

Por tanto la reacción será espontánea.

1.- Las entalpías de formación estándar del H2O(g) y del CO(g) son, respectivamente,-241,6 y -119,5 kJ/mol. Calcule el calor absorbido o cedido (especifique) al reaccionar1 kg de carbono con vapor de agua en exceso para formar monóxido de carbono ehidrógeno.DATOS: Masa atómica, C = 12


C (s) + H2 O (g) à CO (g) + H2 (g)

El calor de esta reacción se puede determinar a partir de la relación:

∆Hºr = ∆Hf (prod) - ∆Hf (react) = ∆HfC (CO) - ∆Hf (H2O)

∆Hºr = -241,6 + 119,5 = -122,1 KJ/mol

El signo negativo indica que el calor se desprende, por lo que es una reacción exotérmica.

Calculemos el nº de moles de carbono que hay en 1 Kg:

n = m / M = 1000 / 12 = 83,3 moles

El calor total cedido por 1Kg de carbono será:

∆Hº total = 83,3 moles ⋅ (-122,1) kJ/mol = -10.175 KJ

5.-En un horno de preparación de cal, CaO, que utiliza propano como combustible, seproducen las siguientes reacciones:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H = 179 kJ

C3H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l) H = -2219 kJ¿Qué masa de propano se debe quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio, sisólo se aprovecha el 40% del calor desprendido?

Datos:Masa atómicas: H=1; C=12; O=16; Ca=40

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H=179 Kj/mol m(CaCO3)=105g

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆H= -2.219 kJ/mol m(C3H8)=?

)()(

)(3

33

CaCOMmCaCOm

CaCOn =

100010010

)3(5

==CaCOn moles (que hay que descomponer)

Para descomponer 1000 moles de CaCO3 se necesitarán 179.000kJ. Pero como sólo se aprovechael 40% del calor desprendido en la reacción de combustión del propano, se necesitarán en total:

179.000 / 0,4 = 447.500 kJ

661202219

447500 ′==n moles de C3H8

m = 201,66· 44 = 8.873,36 g = 8,87 kg de C3H8

3.- a) Determine la energía en forma de calor que se desprende en la combustión de unlitro de butano a 25ºC y 1 atm. de presión.b) Si el calor desprendido se aprovecha para calentar agua, determine la variación detemperatura de un litro de agua, inicialmente a 25ºC, si el rendimiento del proceso deintercambio de calor es del 80%.

Datos: HofH2O (l) = -285,5 KJ·mol-1 ; CO2(g) = -393,5 KJ mol-1 ;

butano (g) = -124,2KJ mol-1 ; R= 8,314 J·K-1·mol-1 ; 1 atm = 101.325 Pacp (H2O(l)) = 4,18 J·g-1·K-1

a) La reacción de combustión del metano, debidamente ajustada, es:

C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) à 4CO2 (g) + 5H2O (l)

Suponiendo un comportamiento de gas ideal para el butano:

P·V = n·R·T1 · 1 = n · 0,082 · 298n = 0,041 moles de C4H10

Según la ley de Hess: ∆Ho r = Σ∆Hof (productos) - Σ∆Ho

f (reactivos)

∆Ho r= 4 ·∆Hof (CO2) + 5·∆Ho

f (H2O) - ∆Hof (C4H10) - 13/2· ∆Ho

f(O2)

∆Ho r = 4 (-393,5) + 5 (-285,5) – ( -124,2) – ( 0) = -1574 – 1427,5 + 124,2 = -2877,3 KJ/mol

Se desprenden en total : ∆Ho total = 2877,3 · 0,041 = 118,0 KJ

b) Teniendo en cuenta el primer principio de la Termodinámica: el calor desprendido por lareacción de combustión se transforma en el calor absorbido por una cierta cantidad de agua, queaumentará así su temperatura (se supone que hay 80% de pérdidas de calor).

V H2O = 1 L , y por ello, m H2O = 1Kg ya que se supone que la densidad del agua es 1g /cc.Q = m · cp · ∆T

118 · 0,8 = 1000 · 4,18·10-3 · ∆T ∆T = 22,5 K = 22,5 ºC

Así que si inicialmente el agua estaba a 25ºC, después de haber utilizado el calor desprendido en la combustión del butano en calentar este agua, se llegará hasta 25 + 22,5 = 47,5 ºC.

1. Durante la década de los años cuarenta y debido a la escasez de gasolina se utilizócomo combustible para automóviles el monóxido de carbono obtenido a partir delcarbón en los “gasógenos”. Sabiendo que la combustión del CO (g) para dar CO2 (g)tiene una variación de entalpía de -283 kJ/mol a 25º C.a) Calcular la variación de entalpía de formación del monóxido de carbono.b) ¿Qué cantidad de calor se podría obtener al quemar 100 m3 de CO medidos a 25 ºCy 750 mm Hg?c) ¿Qué volumen ocuparía el O2 (g) necesario para la combustión del apartado

anterior, medido en las mismas condiciones de presión y temperatura que el CO?Datos: R = 0,082 atm·l/K·mol

Hfº CO2 (g) = -393,5 kJ/mol

a) CO (g) + _ O2 t CO2 (g) ∆Hº = -283 KJ/mol

El Calor de esta reacción es igual al calor de formación del CO2 menos el calor de formación delCO.

∆Hºr = ∆Hfº CO2 - ∆Hfº CO

Sustituyendo y despejando: ∆Hfº C0 = -393,5 + 283 = -110,5 KJ/mol.

b) Aplicando la ecuación de los gases ideales se obtiene que:

P·V=n·R·T ; sustituyendo y despejando n para calcular el número de moles obtenemos:

nco =

750 ⋅100 ⋅103

7600,082 ⋅ 298

= 4038,48moles

Al quemar un mol se desprenden 283 KJ, al quemar 4038,48 moles se desprenderán: ∆Hºr = –1,14.106 KJ

c) Recurriendo a la ecuación estequiométrica se observa que el número de moles de O2necesarios es la mitad del número de moles de CO.Por tanto, nO2 =2019,24 moles.Para hallar el volumen que ocupan esos moles aplicamos la ecuación de los gases ideales antescitada (P·V=n·R·T), despejando V y sustituyendo los valores obtenemos los siguiente:

V =2019,24 ⋅ 0,082 ⋅ 298

0,9850 ⋅103l = 50m3

3.-Indique si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: todas las reaccionesexotérmicas son espontáneas. Razone la respuesta. (Hasta dos puntos)

Esta afirmación no es verdadera puesto que para que una reacción sea espontánea se tiene que darque: ∆G < 0 , siendo ∆G = ∆H - T∆S.

La mayoría de las reacciones exotérmicas son espontáneas, pero esto no es una regla fija. Deacuerdo con esta ecuación, la espontaneidad no sólo depende de la entalpía de reacción, sino quetambién depende de la variación de entropía y de la temperatura.

De la relación termodinámica anterior, se deduce que, si ∆H < 0, será siempre ∆G < 0, si secumple que ∆S > 0. Sin embargo, si ∆S < 0, a elevadas temperaturas puede ocurrir que:xT∆Sx > x∆Hx, en cuyo caso ∆G > 0 y la reacción no sería espontánea.

3.- Conociendo los datos siguientes:Entalpía de combustión del etano(g): H = -1559 KJ/mol de hidrocarburo,

Entalpía de combustión del eteno(g): H = -1410,9 KJ/mol de hidrocarburo,

Entalpía de formación del agua(l): H = -285,8 KJ/mol y

Entalpía de formación del dióxido de carbono(g) H = -393,5 KJ/mol.a) Calcular la entalpía de formación del etano(g) y del eteno(g).b) Calcular la variación de entalpía, en condiciones estándar, en el proceso: C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)

c) Si la variación de entropía en este proceso es S = -110,6 J/K, ¿el proceso seráespontáneo en condiciones estándar?. Razone la respuesta.

(I) C2H6(g) + 7/2O2(g) à 2CO2(g) + 3H2O(l) DH° = -1559 KJ/mol(II) C2H4(g) + 3O2(g) à 2CO2(g) + 2H2O(l) DH°= -1410,9 KJ/mol(III) H2(g) + 1/2O2(g) à H2O(l) DH°= -285,8 KJ/mol(IV) C(s) + O2(g) à CO2(g) DH°= -393,5 KJ/mol

a) La reacción de formación del etano es la siguiente:

2C(s) + 3H2 à C2H6(g) (reacción problema)

Utilizamos las reacciones I, II y IV. Según la Ley de Hess se multiplica cada reacción por undeterminado coeficiente, obteniendo mediante suma algebraica de las reacciones dato la reacciónproblema. Estos coeficientes también se aplican a las entalpías para hallar la ∆H de la reacciónproblema.

DH°f = -(I) + 3(III) +2(IV) = -(-1559) + 3(-285,8) + 2(393,5) = -85,4 KJ/mol

La reacción de formación del eteno es:

2C(s) + 2H2(g) à C2H4(g)

En este caso utilizamos la II, III y la IV. Tenemos:

DH°f = -1(II) + 2(III) + 2(IV) = -(-1410,9) + 2(-285,8) + 2(-393,5) = 52,3 KJ/mol

b) La hidrogenación del eteno a etano es:

C2H4(g) + H2(g) à C2H6(g)

El cálculo de este calor de reacción se hace mediante las entalpías de formación de las especiesque intervienen en este proceso:

Sabemos que DH0f H2 = 0 KJ/mol . DH°r = Σ(npDH°p) - Σ(nrDH°r) = [(-85,4) – [52,3 + 0] = -33,4 KJ

c) DS° = -110,6 J/K en condiciones estándar: T = 25°C ; P = 1 atmDG° = DH° - TDS° (-33,4,1 KJ = -148100 J)DG° = -33400 – (298 · (-110,6)) = -33400 + 32958,8 = -441,2 JDG° = -0,441 KJ < 0

Luego la reacción es espontánea.

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