QUÍMICA 2n BAT

TEMA 1. CANVI D’ENERGIA EN LES REACCIONS QUÍMIQUES

1.- Calcula el treball efectuat quan es comprimeix un gas des d’un volum V1 = 10 dm3

fins a V2 = 3,0 dm3, sota una pressió constant de 105 Pa. (R – 700 J)

2.- Quan 1,000 kg d’aigua líquida, a la seva temperatura d’ebullició, es converteix en vapor a temperatura igual i a la pressió exterior constant de 1,013·105 Pa, absorbeix 2.283,5 kJ d’energia en forma de calor. Calcula:a) El calor d’expansió fet pel sistema.b) La variació d’energia interna del sistema.c) Quin tant per cent de la calor subministrada s’utilitza en el treball d’expansió?DADES: Densitat de l’aigua líquida a 100 ºC ρ = 973 kg/m3. Suposa que el vapor d’aigua es comporta com un gas ideal. (R – a) -1,72 · 105 J ; b) 2.111,5 kJ ; c) 7,53%)

3.- A 400 ºC el dinitrogen reacciona amb el dihidrogen i s’obté amoníac (gas). La reacció és exotèrmica i, feta dintre d’un recipient tancat (volum constant), s’obtenen 2,5 kJ d’energia, en forma de calor, per cada gram d’amoníac obtingut. Calcula la variació d’energia interna ΔU, del procés indicat, a l’esmentada temperatura, expressant el resultat en kJ per mol d’amoníac obtingut. Escriu l’equació termoquímica corresponent.(R – - 42,5 kJ/mol de NH3 ; N2(g) + 3 H2 (g) ---- 2 NH3 (g) ΔU = -85 kJ/mol)

4.- En la combustió d’un mol de propà a temperatura de 125,0ºC i pressió 1,013 · 105 Pa es desprenen 1.621 KJ d’energia en forma de calor.a) Escriu l’equació termoquímica corresponent al procés indicat.b) Calcula la variació d’energia interna per a aquesta reacció a 125 ºC. (R – -1.624,3 kJ)

5.- Donada l’equació termoquímica següent, realitzada a 25 ºC i 1,01 · 105 Pa:

C(grafit) + O2 (g) ------- CO2 (g) ΔH = -394 kJ/mol

Calcula la variació d’energia interna, sabent que el volum que ocupa un mol de C(grafit) (volum molar) és Vm = 5,30 · 10-6 m3/mol. (R – -394 kJ)

6.- L’equació termoquímica corresponent a la combustió d’un mol d’etanol en condicions estàndard és:

CH3–CH2OH (l) + 3 O2 (g) ---- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔHoc = -1.371 kJ/mol

Calcula la variació d’energia interna. (R – 1.368,52 kJ/mol)

7.- Calcula la variació d’energia interna a 25ºC del procés: C(grafit) + 2 Cl2(g) -- CCl4 (l) Dada: ΔHo

f [CCl4(l)] = -138,7 kJ/mol. (R – 133,75 kJ/mol)

8.- L’equació química corresponent a la combustió del benzè (C6H6) és:

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

Si aquesta reacció es fa a pressió constant i a 25 ºC, experimentalment es troba que es desprenen 42,32 kJ per cada gram de benzè cremat. Escriu l’equació termoquímica corresponent, de manera que hi intervingui ΔH. Calcula la ΔU per a aquesta mateixa reacció a 25 ºC. (R – ΔH = -3.301 kJ/mol ; ΔU = -3.297,3 kJ)

9.- En reaccionar 5,00 g de sodi amb la quantitat corresponent de clor (gas) per obtenir clorur de sodi (sòlid), es desprenen 89,3 kJ d’energia en forma de calor. Si la reacció s’ha fet a 25 ºC i 105 Pa, calcula l’entalpia estàndard de formació, ΔHo

f, del NaCl (s). (R – -410,8 kJ/mol de NaCl)

10.- L’entalpia molar estàndard de formació del SO3 (g) és de ΔHof = -394,8 kJ/mol.

Calcula la variació d’energia interna corresponent. (R – ΔU = -393,6 kJ)

11.- Si en la combustió d’un mol de gas propà mesurat a 298 ºK i 1’01 · 10 5 Pa es desprenen 2.220 kJ d’energia en forma de calor, calculeu la massa d’aigua que es pot escalfar des de la temperatura de 15ºC fins a 85ºC si es cremen 55 g de propà, suposant que tota la calor sigui aprofitable. DADA: ce [H2O(l)] = 4,18 kJ/kg ºK (R–9,48 kg)

12.- Donada l’equació termoquímica:

½ N2 (g) + ½ O2 (g) ---- NO (g) ΔHof = 90,2 kJ/mol

Calcula l’energia mínima necessària per obtenir, segons la reacció indicada, 100 dm3 de monòxid de nitrogen mesurat a 25 ºC i 105 Pa. (R – 364,2 kJ)

13.- Les entalpies de combustió del metà i el butà són -890 kJ/mol i -2.876 kJ/mol respectivament. Si els fem servir com a combustibles, a) quin generarà més calor per a la mateixa massa de gas, el metà o el butà? b) Quin generarà més calor per al mateix volum de gas? c) Calcula la diferencia de calor emesa en cremar 10 g de cadascun d’ells, així com la diferència en cremar 10 litres mesurats a 0ºC i 1 atm.(R – a) metà ; b) butà ; c) 60,4 kJ ; 887,2 kJ)

14.- En reaccionar diclor (gas) amb dihidrogen (gas) a 25 ºC i 105 Pa alliberen 2.519 J per cada gram de clorur d’hidrogen (gas) format. Calcula l’entalpia estàndard de formació del clorur d’hidrogen i escriu l’equació termoquímica corresponent. (R – -91,94 kJ/mol ; ½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) ---- HCl (g) ΔHo

f = -91,94 kJ/mol)

15.- Calcula la ΔHof de l’etanol: CH3–CH2OH (l), coneixent les entalpies estàndard de

combustió corresponents a les reaccions:

CH3–CH2OH (l) + 3 O2 (g) ---- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔHo1 = -1.367 kJ/mol

C(grafit) + O2 (g) ------- CO2 (g) ΔH o2 = -393,5 kJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) ------ H2O (l) ΔH o3 = -285,9 kJ/mol

(R – ΔHof = -277,7 kJ/mol)

16.- La combustió del butà és expressada per l’equació química general següent:

2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) ---- 8 CO2 (g) + 10 H2O (l)

Calcula l’entalpia estàndard d’aquesta reacció sabent que ΔHof [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ;

ΔHof [H2O(l)] = -285,5 kJ/mol ; ΔHo

f [C4H10(g)] = -124,7 kJ/mol (R – ΔHor = -5.754 kJ)

17.- Calcula l’energia, en forma de calor, obtinguda en la combustió de 200,0 cm3 de benzè en condicions estàndard i 25 ºC. DADES: Densitat del benzè a 298 K= 879 kg/m3

ΔHof [C6H6(l)] = 82,8 kJ/mol ; ΔHo

f [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ; ΔHof [H2O(l)] = -285,5 kJ/mol

(R – 7.438,4 kJ)

18.- Conegudes les equacions termoquímiques següents:

H2 (g) + Cl2 (g) ------ 2 HCl (g) ΔH o1 = -185 kJ

2 H2 (g) + O2 (g) ------ 2 H2O (g) ΔH o2 = -484 kJ

Calcula ΔH per a la reacció: 2 HCl (g) + ½ O2 (g) ------ Cl2 (g) + H2O (g)(R – -57 kJ)

19.- La urea, H2N – CO – NH2 , és una substància soluble en aigua que sintetitzen molts organismes vius, com per exemple els éssers humans, per eliminar l’excés de nitrogen. Escriu i ajusta la reacció de formació de la urea H2N – CO – NH2 (s), a partir de l’amoníac NH3 (g), i del diòxid de carboni, CO2 (g), si saps que en ella també es produeix aigua, H2O (aq). a) Calcula l’entalpia de formació de la urea.b) Calcula l’entalpia del procés de dissolució de la urea en aigua.DADES: ΔHo

f [NH3(g)] = -46,11 kJ/mol ; ΔHof [Urea(s)] = -333,19 kJ/mol ; ΔHo

f [Urea(aq)] = -319,2 kJ/mol ; ΔHo

f [CO2(g)] = -393,51 kJ/mol ; ΔHof [H2O(l)] = -285,83 kJ/mol

(R – a) -133,29 kJ/mol ; b) 13,99 kJ/mol)

20.- Determina l’entalpia de reacció per al procés: C3H4 (g) + 2 H2 (g) --- C3H8 (g), a partir de les dades següents: ΔHo

combustió [C3H4(g)] = -1.937 kJ/mol ;ΔHo

combustió [C3H8(g)] = -2.219 kJ/mol ; ΔHof [H2O(l)] = -286 kJ/mol (R – -290 kJ/mol)

21.- Les plantes verdes, mitjançant el procés de la fotosíntesi, sintetitzen els hidrats de carboni necessaris per al seu desenvolupament, com la glucosa segons la reacció:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ----- C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ΔHº = 2.813 kJ/mol

a) Calcula, mitjançant l’aplicació de la llei de Hess, l’entalpia de formació de la glucosa. Raona si la reacció és exotèrmica o endotèrmica.b) Calcula l’energia que es necessita per obtenir 5 g de glucosa mitjançant la fotosíntesi.DADES : ΔHo

f [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ; ΔHof [H2O(l)] = -285,5 kJ/mol

(R – a) -1261 kJ/mol ; b) 78,14 kJ)

22.- Calcula l’entalpia estàndard de la reacció que té lloc en l’etapa final de la producció d’àcid nítric: 3 NO2 (g) + H2O (l) ---- 2 HNO3 (aq) + NO (g)

En aquesta reacció el diòxid de nitrogen gas es dissol en aigua (líquida) per formar àcid nítric (aq) i monòxid de nitrogen (g). DADES: ΔHo

f [NO2(g)] = +33,2 kJ/mol ; ΔHof [NO(g)]

= +90,25 kJ/mol ; ΔHof [HNO3(aq)] = -207,4 kJ/mol ; ΔHo

f [H2O(l)] = -285,5 kJ/mol(R – -138,65 kJ)

23.- A partir de les equacions termoquímiques següents:

C(grafit) + O2 (g) ------- CO2 (g) ΔH o1 = -393,5 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) ------ H2O (l) ΔH o2 = -285,8 kJ

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) ---- 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) ΔHo3 = -3.119,6 kJ

Calcula: a) L’entalpia de formació estàndard de l’età.b) La quantitat de calor, a pressió constant, que s’allibera en la combustió de 100 g d’età. (R – a) -84,6 kJ/mol ; b) 5.199,3 kJ)

24.- Sabem que en la combustió d’1 kg de TNT (trinitrotoluè) s’alliberen 4.600 kJ. Tenint en compte les dades, calcula: a) L’entalpia estàndard de combustió del metà.b) El volum de metà mesurat a 2 ºC i 1 atm de pressió que cal per produir la mateixa energia que 1 kg de TNT. DADES: ΔHo

f [CH4(g)] = -75 kJ/mol ; ΔHof [CO2(g)] = -394

kJ/mol ; ΔHof [H2O(l)] = -285,5 kJ/mol (R – a) -890 kJ/mol ; b) 116,55 litres CH4)

25.- La reacció d’hidrogenació de l’etè per obtenir età és:

C2H4 (g) + H2 (g) ---- C2H6 (g)

a) Calcula, aplicant la llei de Hess, l’entalpia d’aquesta reacció a partir de les entalpies de combustió de l’etè i de l’età, i de l’entalpia de formació de l’aigua.b) Calcula la quantitat de calor que acompanya la reacció d’hidrogenació quan es consumeix 11,3 litres de H2 a 1 atm de pressió i 0ºC de temperatura.DADES: ΔHo

combustió [C2H4(g)] = -1.386,1 kJ/mol ; ΔHocombustió [C2H6(g)] = -1.539,9 kJ/mol ;

ΔHof [H2O(l)] = -286 kJ/mol (R – a) -132,2 kJ/mol ; b) 66,7 kJ)

26.- La sacarosa (C12H22O11) és un sucre que s’obté de la canya de sucre. Sabem que ΔHºf [C12H22O11(s)] = -2221,8 kJ/mol, ΔHo

f [CO2(g)] = -393 kJ/mol ; ΔHof [H2O(l)] = -285,8

kJ/mol. a) Aplicant la llei de Hess, calcula el valor de l’entalpia de combustió de la sacarosa i el calor que es desprèn en la combustió de 100 g de sacarosa.(R – a) -5.644 kJ/mol ; b) 1.650,3 kJ)

27.- Les entalpies de formació: ΔHºf [C3H8 (g)] = -103,8 kJ/mol, ΔHof [CO2(g)] = -393,5

kJ/mol ; ΔHof [H2O(l)] = -285,8 kJ/mol. a) Calcula ΔHo

combustió del propà.b)Determina la massa de gas propà necessària per obtenir 1.000 kg d’òxid de calci per descomposició tèrmica del carbonat de calci, si:

CaCO3 (s) --- CaO (s) + CO2 (g) ΔHo = 178,1 kJ (R – a)-2.219,9 kJ/mol ; b)63,04 kg)

28.- L’àcid acètic, CH3 – COOH, s’obté actualment en la indústria per reacció del metanol amb el monòxid de carboni:

CH3OH (l) + CO (g) --- CH3 – COOH (l)

Indica si l’obtenció industrial de l’àcid acètic és un procés exotèrmic o endotèrmic.DADES: ΔHºf [CH3OH (l)] = -238 kJ/mol ; ΔHo

f [CH3 – COOH (l)] = -485 kJ/mol ;ΔHo

f [CO(g)] = -110 kJ/mol (R – Exotèrmic)

29.- A partir de les dades experimentals següents:

2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) ---- 12 CO2 (g) + 6 H2O (l) ΔHo1 = -6.603 kJ

C6H12 (l) + 9 O2 (g) ---- 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ΔHo2 = -3.951 kJ

2 H2 (g) + O2 (g) ------ 2 H2O (l) ΔH o3 = -571,7 kJ

Calcula: a) L’entalpia estàndard del procés: C6H6 (l) + 3 H2 (g) ---- C6H12 (l)b) La variació d’energia interna per al procés (1) a 298 ºK.c) L’energia en forma de calor obtinguda en la combustió d’1 dm3 de benzè, C6H6 (l), de densitat 0,8 g/cm3, si el procés es realitza a pressió constant i a 25 ºC.d) La massa de C6H12 (ciclohexà) que caldrà cremar, a pressió constant i 25 ºC, per escalfar 100 l d’aigua a 10ºC fins a 60 ºC, si suposem que el rendiment tèrmic és del 80%. DADA: ce [H2O(l)] = 4,18 kJ/kg ºK(R – a) -208,05 kJ/mol ; b) -6.595,6 kJ/mol ; c) 33.861,5 kJ ; d) 555,4 g)

30.- El metanol s’obté industrialment a partir de monòxid de carboni i hidrogen segons la reacció : CO (g) + 2 H2 (g) ---- CH3OH (g)Si tenim en compte les reaccions termodinàmiques següents:CO (g) + ½ O2 (g) ---- CO2 (g) ΔHo

1 = -283,0 kJ

CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) ---- CO2 (g) + 2 H2O (g) ΔHo2 = -764,4 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) ------ H2O (g) ΔH o3 = -242 kJ

Calculeu: a) La variació d’entalpia de la reacció de síntesi industrial del metanol. Indiqueu si la reacció és exotèrmica o endotèrmica.b) L’energia calorífica implicada en la síntesi industrial d’1 kg de metanol. Indica si és calor absorbida o emesa per la reacció. (R – a) -2,6 kJ exotèrmica ;b) -84,4 kJ calor emès)

31.- L’entalpia de combustió del butà és de ΔHoc = -264 kJ/mol. Si tot el procés té lloc en

fase gasosa, calculeu el nombre de bombones de butà (6 kg de butà/bombona) que fan falta per escalfar l’aigua d’una piscina de 50 m3 de 14ºC fins a 27ºC. (R–99,5 bombones)

32.- L’octà, C8H18(l) és un hidrocarbur líquid de densitat 790 kg/m3 i el component majoritari de la gasolina. Si tenim en compte les entalpies estàndard de formació:ΔHºf [C8H18(l)]= -249,9 kJ/mol; ΔHo

f [H2O(l)]= -285,8 kJ/mol; ΔHof [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol,

a) Calcula l’entalpia molar estàndard de combustió del octà.b) Si 1 litre d’octà val 0,87 €, quin serà el preu del combustible necessari per produir 106kJ d’energia en forma de calor?c) Quin serà el volum d’octà (l) que s’haurà de cremar per fondre 1 kg de gel a 0ºC si l’entalpia de fusió del gel és 6,01 kJ/mol? (R – a) -5.470,3 kJ/mol ; b) 1,92 € ; c) 8,81 L)

33.- L’acetilè (C2H2) s’obté fent reaccionar el carbur de calci (CaC2) amb aigua:CaC2 (s) + 2 H2O (l) ---- C2H2 (g) + Ca(OH)2 (s)

En la qual es desprenen 270,7 kJ per mol de CaC2.a) Calcula l’entalpia de formació de l’acetilè.b) Calcula l’entalpia de combustió de l’acetilè.c) Calcula la calor que es desprèn quan es crema l’acetilè obtingut a partir de 6,4 g de carbur de calci. DADES: ΔHo

f [Ca(OH)2(s)] = -986 kJ/mol ; ΔHof [CaC2(g)] = +83 kJ/mol ;

ΔHof [H2O(l)] = -286 kJ/mol ; ΔHo

f [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol(R – a) +226,3 kJ/mol ; b) -1.299,3 kJ/mol ; c) 129,93 kJ)

34.- Calcula l’entalpia de formació de l’aigua (g) a partir d’energies d’enllaç mitjanes i després calcula l’energia produïda en els motors d’un coet amb la combustió dels 150 m3 d’hidrogen en els seus dipòsits (200 atm i 10ºC). Suposem un comportament de gas ideal. DADES: Energies d’enllaç mitjanes en kJ/mol: O=O 498; O–H 463; H–H 436 (R - -241 kJ/mol ; 3,12 · 108 kJ)

35.- L’entalpia de la reacció d’hidrogenació de l’etilè (etè) per formar età és de -131 kJ. Calcula l’energia d’enllaç C–C si les energies dels enllaços C=C, C–H i H–H són de 610 kJ/mol, 415 kJ/mol i 436 kJ/mol, respectivament. (R – 347 kJ/mol)

36.- Tenim la reacció: CH4 (g) + Cl2 (g) ---- CH3Cl (g) + HCl (g)Calcula l’entalpia de la reacció estàndard. Fes servir: a) les entalpies d’enllaçb) les energies de formació estàndard.DADES: entalpies d’enllaç en kJ/mol: C–H 414; Cl–Cl 243; H–Cl 432; C–Cl 339ΔHo

f [CH4(g)] = -74,9 kJ/mol ; ΔHof [CH3Cl(g)] = -82,0 kJ/mol ; ΔHo

f [HCl(g)] = -92,3 kJ/mol(R – a) -114 kJ ; b) -99,4 kJ)

37.- Calcula el valor aproximat de l’entalpia estàndard de formació del NH3(g) a partir de les energies d’enllaç mitjanes. DADES: Energies d’enllaç mitjanes en kJ/mol: NΞN 954; N–H 388; H–H 436. (R – -33,0 kJ/mol)

38.- Preveu la variació d’entalpia estàndard (aproximada) a partir de les entalpies d’enllaç de les reaccions següents:

a) CH2 = CH2 (g) + Cl2 (g) ----- CH2Cl – CH2Cl (g)

b) CH Ξ CH (g) + 2 Br2 (g) ------ CHBr2 – CHBr2 (g)

DADES: Energies d’enllaç mitjanes en kJ/mol: C=C 608; C–C 348; CΞC 837; C–H 412; Cl–Cl 242; C–Cl 328; Br–Br 193; C–Br 276 (R – -154 kJ/mol ; -229 kJ/mol)

39.- Tenim la reacció: 2 Ag2O (s) -- 4 Ag (s) + O2 (g)a) Determina el valor de ΔHo per aquesta reacció.b) Calcula la calor intercanviada quan es produeix la descomposició de 3,25 g de Ag2O en condicions normals. Raona si es desprèn o s’absorbeix calor durant el procés.c) En aquesta reacció, quin és el signe que té ΔSo? DADA: ΔHo

f [Ag2O(s)]= -92,3 kJ/mol(R – a) 184,6 kJ/mol ; b) s’absorbeixen 1,29 kJ ; c) ΔS > 0 )

40.- Calcula la variació d’entropia de la reacció: C (grafit) + O2 (g) ---- CO2 (g)DADES: Les entropies molars del grafit, del O2 i del CO2 en J/mol K : 5,68; 204,8; 213,8(R – 3,32 J/K)

41.- Indica raonadament si els processos següents representen un augment o una disminució de l’entropia del sistema:a) Sublimació del iode sòlid. (ΔS > 0)b) Dissolució del clorur sòdic en aigua. (ΔS > 0)c) Solidificació de l’aigua. (ΔS < 0)d) L’obtenció d’aigua a partir dels seus elements. (ΔS < 0)e) La reacció en solució aquosa els ions clorur amb ions plata per obtenir un precipitat de clorur de plata. (ΔS < 0)f) La formació de cristalls de sulfat de coure (II) (ΔS < 0)g) La reacció de descomposició de l’amoníac. (ΔS > 0)

42.- Per a una reacció determinada ΔH = 100 kJ i ΔS = 300 J/K. Suposem que ΔH i ΔS no varien amb la temperatura. Calcula i raona:a) Si la reacció serà espontània a una temperatura inferior a 25 ªC.b) La temperatura a la qual el sistema estarà en equilibri.c) Calcula la variació d’energia de Gibbs a 298 ºK.(R – a) no ; b) 333 ºK ; c) 10.600 J)

43.- Una reacció és espontània a 800 ºC, però no ho és a 25 ºC. Raona quin signe tindran ΔH i ΔS en aquesta reacció. (R – ΔH > 0 ; ΔS > 0)

44.- Tenim la reacció química: A (g) + B (g) --- C (g)Si : ΔH = -80 kJ i ΔS = -190 J/K.a) Calcula quin és el límit de temperatura a la qual es pot treballar perquè la reacció sigui espontània.b) Què volen dir en els apartats anteriors els signes de ΔH i ΔS?(R – T < 421 ºK)

45.- Per a les reaccions següents:

HCl (g) + NH3 (g) ---- NH4Cl (s) ΔHº < 0 ( ΔS < 0 ; lT·ΔSl < IΔHl )

CaCO3 (s) ----- CaO (s) + CO2 (g) ΔHº > 0 ( ΔS > 0) lT·ΔSl > IΔHl )

NH4NO2 (s) --- N2 (g) + 2 H2O (g) ΔHº < 0 ( ΔS > 0 ; ja és espontània)

C (s) + 2 Cl2 (g) --- CCl4 (l) ΔHº < 0 ( ΔS < 0) ; lT·ΔSl < IΔHl )

a) Indiqueu justificadament el signe de ΔS.b) Raoneu en quines condicions aquestes reaccions seran espontànies.

46.- A través de la fotosíntesi, els vegetals fabriquen glucosa a partir de l’aigua i del diòxid de carboni de l’aire, segons la reacció:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ----- C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

a)Calcula la ΔHº d’aquesta reacció.b) Calcula ΔSº d’aquesta reacció i justifica, a partir de criteris termodinàmics per què és impossible que els vegetals facin la fotosíntesi, en condicions estàndard a 25 ºC, sense cap aportació d’energia des d’una font externa.c) La combustió regulada de sucres és la font d’energia més important en els éssers vius. Calcula la ΔH corresponent a la combustió de 25,0 g de glucosa, en condicions estàndard a 25 ºC, i raona si la combustió de la glucosa serà un procés espontani o no des del punt de vista termodinàmic.

DADES a T 25ºC CO2(g) H2O (l) C6H12O6 (s) O2 (g)

ΔHof (kJ/mol) -393,5 -285,8 -1.274,4 0

Sº (J/K mol) 213,7 69,9 212,0 205,1(R – a) 2.801,4 kJ/mol ; b) -259 J/K mol ; c) -389,1 kJ)

47.- Tenim la reacció: SiO2 (s) + 3 C (grafit) ---- SiC (s) + 2 CO (g)a) Calcula l’entalpia de la reacció estàndard.b) Si suposem que ΔH i ΔS no varien amb la temperatura, calcula la temperatura mínima perquè la reacció es produeixi d’una manera espontània.DADES: ΔHo

f [SiC(s)] = -65,3 kJ/mol ; ΔHof [SiO2(s)] = -910,9 kJ/mol ; ΔHo

f [CO(g)] =-110,5 kJ/mol ; ΔSºreacció = 353 J/K (R – a) 624,6 kJ ; T > 1.769 ºK)

48.- En la fermentació acètica del vi, per l’acció dels bacteris del gènere Acetobacter, l’etanol reacciona amb l’oxigen de l’aire i es transforma en àcid acètic i aigua. Calcula la ΔHº d’aquesta reacció a 25 ºC i raona si és exotèrmica o endotèrmica.b) Calcula la ΔSº d’aquesta reacció a 25 ºC i justifica el caràcter positiu o negatiu d’aquesta variació a partir de les característiques de la reacció.c) Calcula la ΔGº d’aquesta reacció a 25º i raona si la reacció serà espontània en aquesta temperatura.

DADES a 25ºC C2H5OH (l) H2O (l) CH3COOH (l) O2 (g)

ΔHof (kJ/mol) -277,6 -285,8 -487,0 0

Sº (J/K mol) 160,7 70,0 159,8 205,0(R –a) -495,2 kJ/mol (exotèrmica) ; b) -135,9 J/k mol (més ordre) ; c) -454,7 kJ (espontània)