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Departamento de Fisica y Quimica del ”. SantiagoI.E.S. “San Clemente
Documento parcial
Para TEMA 3
Ejercicios sencillos decálculos termoquímicos
José Manuel Pereira Cordido
Doctor en Ciencias
Catedrático de Bachillerato del I.E.S. San Clemente.
Santiago de Compostela
Edición 2013 © Gráficos y dibujos: José M. Pereira Cordido © Fotografías: José M. Pereira Cordido © Vídeo: José M. Pereira Cordido
© Realización, edición y diseño: José M. Pereira Cordido
Registro General de la Propiedad Intelectual. Santiago: 03/2013/695
Licencia Creative Commons: Reconocimiento-NoComercial-SinObraDerivada.
Se permite la difusión del documento reconociendo su autoría
No se permite un uso comercial de la obra original ni la generación de obras derivadas
Ejercicios de cálculos en termoquímica. Ley de Hess.
Para elaborar estas notas, hemos extraído lo fundamental de los contenidos “teóricos” que se recogen en los documentos proporcionados para el aprendizaje, y se seleccionaron y resolvieron ejemplos sencillos de cálculos de entalpías.
Recordemos…
Si se desprende calor en la reacción
∆H < 0 ó Qp< 0. Reacción exotérmica.
(el subíndice p del símbolo Q indica que la reacción tiene lugar
manteniendo constante la presión)
Los productos tienen menos energía que los reactivos.
Si se absorbe calor en la reacción
∆H > 0 ó Qp> 0. Reacción endotérmica.
Los productos tienen más energía que los reactivos.
El calor que se desprende en una reacción se debe de incluir
en la ecuación química, en la parte de la derecha, con los productos.
El calor que se consume en una reacción se incluye en la
reacción química en la parte de la izquierda, con los reactivos.
Las reacciones químicas que incluyen el calor que interviene en el proceso se llaman ecuaciones termoquímicas.
JMPereiraCordido. Catedrático de Física y Química. IES San Clemente 1
Ejemplo:
CH4 + 2O2 CO2+ 2H2O + 894 KJ
La reacción nos dice que por cada mol de CH4 que reacciona
con O2, se desprenden 894KJ.
Y nos dice éso pues la reacción escrita expresa de forma clara y
concisa que si reacciona UN MOL de CH4 se liberan tantos …kilojulios.
Porque estamos hablando, es decir, nos estamos refiriendo, al CH4
Pero claro, si nos estamos refiriendo al oxígeno consumido, al
leearla tendríamos que hacerlo de otro modo y decir: Por cada DOS
MOLES de O2 que han reaccionado se liberaron …. (los mismos)
kilojulios.
Ejemplo:
Determine cuántos gr. de CH4 deben reaccionar para que se
desprendan 5000KJ.
1 mol CH4 son: 12 + 4 = 16 gr.
894KJ ________ 16gr. CH4
5000KJ _______ x gr de CH4
x = 5000 · 16 / 894 = 89,5 gr. de CH4
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Recordemos también ….
Que las reacciones químicas cumplen el principio de
conservación de la energía. Es decir:
Una reacción que tiene lugar en un sentido desprende calor, por
ejemplo:
N2(g) + 3 H2(g) → 2NH3(g) + 92,2KJ.
La leeríamos así:
Por cada 2 moles que se formen de NH3se desprenden 92,2KJ.
Pero, si esta reacción se produce en sentido contrario requiere
el aporte de la misma cantidad de calor que se desprendió en el
sentido inicial.
Escribiríamos la misma ecuación termoquímica en sentido
contrario:
2NH3(g) + 92,2KJ. → N2(g) + 3 H2(g)
La leeríamos así:
Por cada dos moles de NH3que se descomponen se requiere el
aporte de la misma cantidad de calor 92,2KJ.
Cuando una reacción desprende energía, la reacción opuesta consume esa misma cantidad de energía.
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Ejemplos de resolución en casos sencillos
La Ley de Hess nos permite “calcular” el valor de un calor de
reacción, conociendo los calores de reacción de otras reacciones. La
entalpía es una función del estado del sistema al igual que la energía
potencial también lo era. Quiere ello decir que quien determina los
cambios que tiene lugar en estas magnitudes son sólo los estados
inical y final. ¿Recuerda el alumno que cuando queríamos saber las
diferencias de contenidos en energía potencial restábamos Ep1
y Ep2
? .
No importaba el “camino” que siguiésemos para ir del punto1 al 2.
Ejemplos
Ejemplo (a)
Calcule el calor de la reacción 1, conociendo los calores de
reacción de otras dos reacciones (2 y 3):
( Es decir que, sin realizar la reacción, se llegue a conocer el
calor de reacción mediante lápiz y papel)
(1) N2+ 2O2 → 2NO2,
si conocemos:
(2) 9,16KJ + N2+ 2O2 → N2O4
y
(3) 57,20KJ + N2O4 → 2NO2.
Es obvio que la reacción 1ª es la suma de las reacciones 2 y 3.
En efecto:
9,16KJ + N2+ 2O2 → N2O4
57,20KJ + N2O4 → 2NO2.
_____________________________________
66,36KJ + N2+ 2O2 → 2 NO2.
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Si las sumamos, hemos obtenido la ecuación de arriba. Es decir,
que tenemos que suministrar 66,36KJ.
O si expresamos refiriéndonos solamente a las entalpías (son
procesos endotérmicos y por tanto positivas):
∆H2= 9,16KJ;
∆H3= 57,20KJ.
∆ H1 = ∆ H2 + ∆ H3 = 9,16 + 57,20 = 66,36KJ
Ejemplo (b)
2. Calcule la variación de entalpía ∆H para la reacción de
fermentación de la glucosa:
C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2
Si conocemos las entalpías de las reacciones de combustión de
la glucosa y del etanol:
(1) C6H12O6+ 6 O2 → 6 CO2+ 6 H2O ∆H1= 2815 KJ.
(2) C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2+ 3 H2O ∆H2= 1372 KJ.
La reacción de fermentación de la glucosa no se obtiene de
forma tan sencilla como en el ejemplo precedente, es necesario hacer
algo más. Tenemos que combinar matemáticamente ambas reacciones.
¿Combinar? ¿Qué? ¿Cómo?
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Pues muy sencillo:
Por ejemplo, si escribimos multiplicada por 2 la segunda
reacción cambiada de signo, y la sumamos con la primera,
obtenemos:
C6H12O6+ 6 O2 → 6 CO2+ 6 H2O
4 CO2+ 6 H2O → 2C2H5OH + 6 O2
_________________________________
C6H12O6 → 2C2H5OH + 2 CO2
Pues bien, los cálculos entálpicos se hacen de la misma
manera. Los “combinamos” igual.
Así.
Recordemos que los valores de las entalpías eran :
∆H1= 2815 KJ.
∆H2= 1372 KJ.
Si a la reacción (1) le restamos la reacción (2) multiplicada por
dos, obtenemos la reacción de fermentación de la glucosa.
∆H = 2815 + 2 (- 1372) = 2815 - 2744 = 71 KJ
La fermentación de la glucosa es, pues, una reacción exotérmica
en la que se desprenden 71KJ/mol.
Y hemos llegado a esta conclusión sin otra cosa que, tomar de
una tabla de un libro los valores de los calores de combustión de
reacciones (que otro hizo) y combinándolas matemáticamente obtener
el calor de combustión de otra reacción….sin tener que realizarla.
Como puede verse, hay que tener mucho cuidado con los signos de las entalpías y emplear los mismos coeficientes que hemos utilizado para “combinar” las reacciones
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2 2Mg(sólido) + 2 HCl(gas) MgCl (sólido)+ H (gas)→
2 2Mg(s) + Cl (g) MgCl (s) H = - 153,2 kcal.→ Δ
2 21 1H (g) + Cl (g) HCl (g) H = - 22, 06 kcal.2 2
→ Δ
2 2H (g) + Cl (g) 2 HCl (g) H = - 44, 12 kcal.→ Δ
2 22 HCl (g) H (g) + Cl (g) H = + 44, 12 kcal.→ Δ
Más ejemplos
Ejemplo:
Supongamos que quisiéramos obtener mediante cálculo la
entalpía de la reacción de un ácido con un metal. Por ejemplo:
Es decir, la entalpía de la reacción entre el magnesio y el cloruro
de hidrógeno. Reacción que produce la sal correspondiente y
desprende hidrógeno
Pues bien, si conocemos las entalpías de las reacciones:
Es decir, si conocemos las entalpías de formación de los
productos de la reacción, combinándolos matemáticamente,
podemos obtener la entalpía de la reacción sin realizar la reacción.
Vamos a dar varios pasos muy sencillos para obtener la
ecuación “buscada”.
En primer lugar podemos multiplicar la segunda ecuación por 2
Obsérvese que hemos multiplicado ambos miembros y, que
la entalpía se ha hecho el doble (hubo también que multlicarla por
2)
Hora la escribimos al revés:
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2 2Mg(s) + Cl (g) MgCl (s) H = - 153,2 kcal.→ Δ
2 22 HCl (g) H (g) + Cl (g) H = + 44, 12 kcal.→ Δ
2 2Mg(s) + Cl (g) MgCl (s) H = - 153,2 kcal.→ Δ
2 2 2 22 HCl (g) + Mg(s) +Cl (g) MgCl (s) +H (g) + Cl (g) →
2 2 2 HCl (g) + Mg(s) MgCl (s) +H (g) →
H = - 153,2 + 44,12 = -109,1 kcal.Δ
Obsérvese que al invertir la reacción la entalpía ha cambiado
de signo
Y ahora la sumamos con la primera reacción, que era:
Finalmente, sumando ambas:
_______________________________________________________
Que reduciendo términos se convierte en:
Cuya entalpía es :
Lo que hemos explicado con tanto detalle podría resumirse
diciendo: La ecuación buscada se obtiene multiplicando la segunda
por dos, restándola luego de la primera.
Como plateamiento general diremos:
Si conocemos las entalpías de formación de los productos de la reacción; y al combinarlos entre sí matemáticamente, podemos obtener la reacción cuya entalpía deseamos obtener, podreamos sin realizar la reacción, obtener mediante cálculo la entalpía desconocida.
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→2 2C(sólido) + O (gas) CO (gas)
12
→2C(sólido) + O (gas) CO (gas)
→2 232 C(sólido) + O (gas) CO (gas)+ CO (gas)2
→2 2C(sólido) + O (gas) CO (gas)
12
→2C(sólido) + O (gas) CO (gas)
Un ejemplo más para terminar….
Reacciones a través de etapas
En este apartado vamos a reconsiderar muchos de los aspectos
ya tratados anteriormente. Nos centraremos inicialmente en la
combustión del carbono.
Recordemos. Decíamos al tratar de la combustión del
carbono
El carbono se combina con el oxígeno de forma espontánea
según las reacciones:
Siempre tienen lugar ambas, a la vez y de forma simultánea,
de tal suerte que el resultado de una combustión no es una u otra
rección, es la suma de las dos:
Pero…
Si operamos en el Laboratorio, en condiciones muy
concretas, es posible llevar a cabo la primera de ellas.
Ya hemos explicado que en
una bomba calorimétrica puede introducirse carbono y oxígeno para
determinar el calor de combustión con un dispositivo bien conocido.
Pero es imposible convertir completamente un mol de
carbono en monóxido de carbono sin que se formen importantes
cantidades de dióxido de carbono, es decir, es imposible la conversión
completa:
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12
→2C(sólido) + O (gas) CO (gas)
Así las cosas, y a pesar de lo dicho en los párrafoas
precedentes, es posible calcular (ojo, estamos diciendo calcular ) el
calor de reacción del proceso
¿Pero como calculamos el calor de esta reacción?
Pues de una manera muy sencilla. Repetimos lo ya dicho:
La Ley de Hess nos permite “calcular” el valor de un calor de
reacción, conociendo los calores de reacción de otras reacciones. La
entalpía es una función del estado del sistema al igual que la energía
potencial también lo era. Quiere ello decir que quien determina los
cambios que tiene lugar en estas magnitudes son sólo los estados
inical y final. ¿Recuerda el alumno que cuando queríamos saber las
diferencias de contenidos en energía potencial restábamos Ep1
y Ep2
? .
No importaba el “camino” que siguiésemos para ir del punto1 al 2
Pues bien.
Los calores de reacción de los que estamos hablando ( a
presión constante) coinciden precisamente con las entalpías de
reacción. Y hemos dicho que las entalpías son función del estado
del sistema (no dependen del “camino”)
Entonces, podremos establecer diferentes “caminos” para llevar
a cabo la reacción.
Pudiera ser un ciclo, como el indicado en la figura :
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1 2 3Δ Δ + ΔH = H H
2 1 3Δ Δ − ΔH = H H
Refiriéndonos al ciclo (que repetimos de nuevo) afirmamos:
a):
Es posible, por vía
experimental, determinar la
entalpía ∆ H 1
b)
Es posible, por vía
experimental, determinar la
entalpía ∆ H 3
Estamos afirmando que se puede realizar la reacción de
combustión “completa” del carbono para producir solamente CO2 y
medir su entalpía de reacción.
Estamos afirmando que se puede realizar la reacción de
combustión “completa” del CO para producir solamente CO2 y medir
su entalpía de reacción.
Y dado que la entalpía es función del estado del sistema,
podemos escribir:
Estamos ecribiendo que, tanto que sigamos un camino directo y
necesitemos una entalpía como ∆H1, como sigamos un camino en dos
etapas ∆H2 y∆ H3, la entalpía solo depende de los estados inicial y
final.
Por lo tanto, la entalpía ∆H2 puede ser "calculada" aunque,
insistimos, no pueda llevarse a cabo la reacción.
En definitiva:
La entalpía de una reacción que sea imposible de realizar en
la práctica (es decir, no se puede medir experimentalmente), se
puede llegar a calcular “aprovechando” que la entalpía es función
de estado.
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1ΔH = - 94.05 kcal.2 2C(sólido) + O (gas) CO (gas)→
2 31 ΔH = - 67,64 kcal.2 2C(sólido) + O (gas) CO (gas)→
2ΔH = imposible experimentalmen .12
te2C(sólido) + O (gas) CO (gas)→
1 2 3Δ Δ + ΔH = H H
2 1 3 - 94,05 - ( - 67,64) = - 26,41 kcal.H = H HΔ Δ − Δ =
Ejemplo:
Por lo que ya sabemos del apartado anterior, no es posible de
determinar por vía experimental la entalpía de la reacción:
Pero sí que es posible determinar por vía experimental las
entalpías de las reacciones:
Como la entalpía es función de estado:
En consecuencia:
Por tanto, a través de un cálculo, y gracias a que la entalpía es
función de estado, se puede conocer la entalpía de la reacción que
es imposible de llevar a cabo por vía experimental.
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Queremos dejar constancia que, uno de los grandes aciertos de
la termodinámica, es el poder realizar este tipo de cálculos.
Ello nos permite “predecir” entalpías de reacción sin que tales
reacciones se hubiesen llevado a cabo.
Una observación importante al respecto del cálculo que hemos realizado:
Si se fija el lector, lo único que hemos hecho ha sido
combinar matemáticamente las entalpías de las dos combustiones.
Hemos escrito el valor de la entalpía a lo largo de un camino (de dos
etapas) y la entalpía por un camino “directo”.
Dicho de otra manera.
Cuando disponemos de un conjunto de reacciones cuyas entalpías conocemos, al combinar matemáticamente dichas reacciones para obtener la entalpía de una nueva reacción; la entalpía de esta nueva reacción puede ser “calculada” a partir de las entalpías de las otras.
La Termodinámica puede permitir predecir (queremos decir obtener mediante cálculo) la entalpía de una reacción sin necesidad de realizarla.
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