Ejer: nº 1 de la libreta

Calcula la entalpía estándar de la reacción de oxidación del cinc.

𝐙𝐧(𝐬) + 𝐎𝟐(𝐠) → 𝐙𝐧𝐎(𝐬)

Sabiendo:

𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) + 𝒁𝒏(𝒔) → 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) + 𝑯𝟐(𝒔) ∆𝑯𝒐= - 335'1 KJ

𝟐𝑯𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍) ∆𝑯𝒐= -517'6 KJ

𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) + 𝒁𝒏𝑶(𝒔) → 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒒) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) ∆𝑯𝒐= -211'4 KJ

Diagrama de Hess

𝐻2 𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑠)] ∆𝐻𝑜= - 335'1 KJ

½*(2𝐻2(𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙) ) ∆𝐻𝑜= -285,8 KJ

𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛𝑂(𝑠) ∆𝐻𝑜= +211'4 KJ

Zn(s) +12

O2(g) → ZnO(s) ∆𝐻𝑜 = 211,4 − 335′1 − 285,8

∆𝐻𝑜 = −409,5𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

EEjjeerrcciicciioo nnºº 4477))

CCaallccuullaa aa qquuee tteemmppeerraattuurraa eess tteerrmmooddiinnáámmiiccaammeennttee ppoossiibbllee qquuee eell ccaarrbboonnoo rreedduuzzccaa aall óóxxiiddoo ddee hhiieerrrroo ((IIIIII)) mmeeddiiaannttee llaa rreeaacccciióónn..

𝟐𝟐𝑭𝒆𝑭𝒆𝟐𝟐𝑶𝑶𝟑𝟑 ((𝒔𝒔)) ++ 𝟑𝟑𝑪𝑪((𝒔𝒔))−−→→ 𝟒𝟒𝑭𝒆𝑭𝒆((𝒔𝒔)) ++ 𝟑𝟑𝑪𝑪𝑶𝑶𝟐𝟐((𝒈𝒈))

DDAATTOOSS::

∆∆𝑯𝑯𝒇𝒇𝟎𝟎 𝑭𝑭𝒆𝒆𝟐𝟐𝑶𝑶𝟑𝟑 == −−𝟖𝟐𝟒𝟖𝟐𝟒,, 𝟐𝟐

𝑲𝑱𝑲𝑱𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍

∆∆𝑯𝑯𝒇𝒇𝒐𝒐 𝑪𝑪𝑶𝑶𝟐𝟐 == −−𝟑𝟗𝟑𝟑𝟗𝟑,, 𝟓𝟓

𝑲𝑱𝑲𝑱𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍

∆∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑭𝒆𝑭𝒆 == 𝟐𝟕𝟐𝟕,, 𝟑𝟑𝑱𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍 == 𝟐𝟕𝟐𝟕,, 𝟑𝟑 𝒙𝒙 𝟏𝟏𝟎𝟎−−𝟑𝟑𝑲𝑱𝑲𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍

∆∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑭𝑭𝒆𝒆𝟐𝟐𝑶𝑶𝟑𝟑 == 𝟖𝟕𝟖𝟕,, 𝟒𝟒 𝑱𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍 == 𝟖𝟕𝟖𝟕,, 𝟒𝟒 𝒙𝒙 𝟏𝟏𝟎𝟎−−𝟑𝟑𝑲𝑱𝑲𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍

∆∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑪𝑪 == 𝟓𝟓,, 𝟕𝟕𝑱𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍 == 𝟓𝟓,, 𝟕𝟕 𝒙𝒙 𝟏𝟏𝟎𝟎−−𝟑𝟑𝑲𝑱𝑲𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍

∆∆𝑺𝑺𝒎𝒎𝒐𝒐 𝑪𝑪𝑶𝑶𝟐𝟐 == 𝟐𝟏𝟑𝟐𝟏𝟑,, 𝟕𝟕𝑱𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍 == 𝟐𝟏𝟑𝟐𝟏𝟑,, 𝟕𝟕 𝒙𝒙 𝟏𝟏𝟎𝟎−−𝟑𝟑𝑲𝑱𝑲𝑱

𝑲𝒙𝑲𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒎𝒐𝒍

DDEESSAARRRROOLLLLOO::

∆∆𝐺𝐺 == ∆∆ 𝐻𝐻 −− 𝑇𝑇∆∆𝑠𝑠 ∆∆𝐻𝐻 −− 𝑇𝑇∆∆𝑆𝑆 << 00

∆∆𝐺𝐺 << 00 −−𝑇𝑇∆∆𝑆𝑆 << −−∆∆𝐻𝐻

𝑇𝑇 >> ∆∆𝐻𝐻∆∆𝑆𝑆

∆∆𝐻𝐻𝑟𝑟00 == ∆∆ 𝐻𝐻𝑓𝑓 ((𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠))00 −− ∆∆𝐻𝐻𝑟𝑟 ((𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠))

00

∆∆𝐻𝐻𝑟𝑟00 == 33 ((−−393393,,55)) −− 22 ((−−824824,,22)) == 467467,,99𝐾𝐽𝐾𝐽𝑚𝑜𝑙𝑚𝑜𝑙

∆∆𝑆𝑆00 == 𝑆𝑆𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 −− 𝑆𝑆𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠

∆∆𝑆𝑆00 == ((44((273273,,33 𝑥𝑥 1100−−33)) ++ 33((213213,,77 𝑥𝑥 1100−−33)))) −− ((22((8787,,44 𝑥𝑥 1100−−33)) ++ 33((55,,77 𝑥𝑥 1100−−33))))

∆∆𝑆𝑆00 == 00,,55755575 𝐾𝐽𝐾𝐽𝐾𝑥𝐾𝑥 𝑚𝑜𝑙𝑚𝑜𝑙

𝑇𝑇 ==∆∆𝐻𝐻∆∆𝑆𝑆

;; 𝑇𝑇 == 839839 ºº𝐾𝐾 == 566566ºº𝐶𝐶

Ejercicio 15, Página 151

Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenización del acetileno (C2H2) para formar etano:

a) A partir de las energías medias de enlace: a. H-C = 415 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 b. 𝑪 ≡ 𝑪 = 825 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 c. H-H = 436 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 d. C-H = 415 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 e. C-C= 350 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍

b) A partir de las entalpías estándar de formación del etano (-85 kJ/mol) y del acetileno (227 kJ/mol)

C2H2 + 2 H2 C2H6

𝐻𝐶 ≡ 𝐶𝐻 H H

𝐻 − 𝐶 − 𝐶 − 𝐻

H H

a)

∆𝐻𝑟 = Σ∆H Enlaces rotos − Σ∆HEnlaces formados

∆𝐻𝑟 = [2 (∆𝐻𝐻−𝐶) + (∆𝐻𝐶≡𝐶) + 2(∆𝐻𝐻−𝐻)] − [6 (∆𝐻𝐶−𝐻) + (∆𝐻𝐶−𝐶)] =

∆𝐻𝑟 = (2 × 415 + 825 + 2 × 436 ) − (6 × 415 + 350)=

∆𝐻𝑟 = −313 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

b) ∆𝐻𝑟 = Σ∆Hfp − Σ∆Hfr

∆𝐻𝑟 = �∆𝐻𝑓𝐶2𝐻2 + 2 × ∆𝐻𝑓𝐻2� − �∆𝐻𝑓𝐶2𝐻6� =

∆𝐻𝑟 = (−85 + 2 × 0) − (227) = ∆𝐻𝑟 = −312 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Laura Fernández Pérez N0 10; 20 Bachillerato A

Ejercicios Dictados

2.- Calcula la entalpía estándar de la síntesis del disulfuro de carbono CS2 (l) a partir de sus elementos: Carbono C(s) y Azufre S (s). Sabiendo:

∆𝑯°𝒇𝒄𝒐𝟐(𝒈) = −𝟑𝟗𝟑,𝟓 𝑲𝒋 𝒎𝒐𝒍�

∆𝑯°𝒇𝒔𝒐𝟐(𝒈) = −𝟐𝟗𝟔,𝟏 𝑲𝒋 𝒎𝒐𝒍�

𝑪𝑺𝟐(𝒍) + 𝟑𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝑺𝑶𝟐(𝒈) ∆𝑯° = −𝟏𝟎𝟕𝟐 𝑲𝒋

La reacción de síntesis de cualquier compuesto es la reacción de formación:

C(s) +2 S(s) → CS2(l)

En relación a los datos conocidos, para la resolución este problema podemos aplicar la Ley de Hess, o usar la ecuación de la entalpía estándar de una reacción, ya que tenemos como datos las entalpías de formación del CO2 y del SO2. Además al ser la entalpía de la reacción negativa, se está desprendiendo energía, siendo así una reacción exotérmica. A continuación resolveré el problema aplicando la segunda opción:

CS2(l) + 3O2 (g) → CO2(g) + 2SO2(g) ∆H° = −1072 Kj

∆H°fso2(g) = −296,1 Kjmol�

∆H°fco2(g) = −393,5 Kjmol�

∆HCS2 =? ?

∆Hr = �∆Hproductos −�∆Hreactivos

∆Hr = (2∆HSO2 + ∆HCO2) − (∆HCS2 + 3∆HO2)

−1072 = �2 ⋅ (−296,1) + (−393,5)� − (X + 3 ∙ (0))

−1072 = −985,7 − X

−1072 + 985,7 = −X

−86,3 = −X

X = 86,3 Kjmol�

O K

Ejercicio 33 pág. 153

Calcula las entalpías estándar de las siguientes reacciones a partir de las entalpías de formación de reactivos y productos.

DATOS : ∆Ho f (CO) = - 110,5 KJ/mol ; ∆Ho

f (CH3OH ) = - 238,9 KJ/mol ; ∆Ho f (NH3)

= - 46,1 KJ/mol ; ∆Ho f (HCl) = - 92,3 KJ/mol ; ∆Ho

f (NH4Cl) = - 315,4 KJ/mol ; ∆Ho f

(H20) = - 285,8 KJ/mol ; ∆Ho f (CO2) = -393 KJ/mol

a) CO (g) + 2H2 (g) CH3OH (l) ∆Ho = (c∆Ho

f C) – (a∆Hof A + b∆Ho

f B) ∆Ho = (1∆Ho

f CH3OH) – (1∆Hof CO+ 2∆Ho

f H2) ∆Ho = (1∙ (-238,9)) – (1∙ (-110,5) + 2 ∙ 0 ) SOLUCIÓN b) NH3 (g) + HCl (g) NH4Cl (s)

∆Ho = (c∆Ho

f C) – (a∆Hof A + b∆Ho

f B) ∆Ho = (1∙ ∆Ho

f NH4Cl) – (1 ∙ ∆Hof NH3+ 1 ∙ ∆Ho

f HCl) ∆Ho = ( 1 ∙ (-315,4 ) – (1 ∙ (-46,1) + 1 ∙ (-92,3)) SOLUCIÓN c) CO (g) + H2O (l) CO2 (g) + H2 (g)

∆Ho = (c∆Hof C + d∆Ho

f D) – (a∆Hof A + b∆Ho

f B)

∆Ho = (1∙ ∆Hof CO2 + 1 ∙ ∆Ho

f H2) – (1 ∙ ∆Hof CO + 1 ∙ ∆Ho

f H20)

∆Ho = ( 1 ∙ ( - 393,5) + 2 ∙ 0) – ( 1 ∙ (-110,5) + 1 ∙ (-285,8))

SOLUCIÓN

aA + bB cC + dD ∆Ho = ∑∆Ho

f productos - ∑∆Hof reactivos

∆Ho = (c∆Hof C + d∆Ho

f D) – (a∆Hof A + b∆Ho

f B)

Saque la entalpía de formación del NH4Cl (s) de internet, porque no salía en los datos del libro.

∆Ho = -128,4 KJ/mol

∆Ho = -177 KJ/mol

∆Ho = 2,8 KJ/mol

Ejercicio 42 página 154. Química La formación del formaldehido H2 (g) + CO (g) ------> HCHO (g) transcurre con ΔH= 1,96 kJ/mol y ΔSm= -109,6 J/K·mol. Calcula el cambio de entropía del entorno y el cambio de entropía total a 25 grados centígrados, y predice la espontaneidad de la reacción a esta temperatura.

H2 (g) + CO (g) ------> HCHO (g)

ΔH= 1,96 kJ/mol ΔSm= -109,6 J/K·mol

ΔSe= -(-1,96)/298= 0,00658 KJ/K·mol × 1000= 6,58 J/K·mol

ΔSt= -109,6 + 6,58 = -103 J/K·mol

Al ser la ΔH positiva al igual que la T, pero siendo la ΔSs negativa la ΔG va a ser positiva de manera que la reacción no será espontánea. (Una reacción que absorbe energía y se ordena nunca será espontánea)

Ejercicios dictados el día 17/10/11:

4. En la reacción de tostación del sulfuro de mercurio (II): 𝐇𝐠𝐒 (𝐬) + 𝐎𝟐 → 𝐇𝐠 (𝐥) + 𝐒𝐎𝟐 (𝐠), se sabe que ∆𝐇° = −𝟐𝟑𝟖′𝟔 𝐊𝐉 y ∆𝐒° = 𝟑𝟔′𝟕 𝐉/𝐊. ¿A partir de qué temperatura la reacción es espontánea?

HgS (s) + O2 → Hg (l) + SO2 (g)

∆H° = −238′6 KJ

∆S° = 36′7JK

= 3′67 · 10−2KJK

Una reacción es espontánea si la energía libre de Gibbs es negativa, por tanto si tomamos como ∆G° el 0, la temperatura obtenida será el umbral a partir del cual la reacción será espontánea.

∆G° = ∆H°− T∆S°

0 = −238′6 − T(3′67 · 10−2)

T = 238′6

−3′67 · 10−2

T = – 6501 K

Este resultado no tiene sentido puesto que el cero absoluto es un límite físico (no existen temperaturas absolutas negativas). Si analizamos los datos que se nos dan, observamos que es una reacción exotérmica ∆𝐇°<0 y que se desordena ∆𝐒° >0, las cuales son las condiciones necesarias para que una reacción siempre sea espontánea. Por tanto se concluye que esta reacción será espontánea para cualquier temperatura.

Nº3 (ejercicios pizarra):

Calcula la entalpía estándar de formación del acetileno, C2H2 (g), sabiendo que la de combustión de dicho gas es c = -1299’4 Kg/mol y se produce agua líquida. Realiza también, un diagrama de entalpías. Datos: f (CO2 (g)) = -393’ 5 Kg/mol

f(H2O (l)) = -285’8 Kg/mol

Partiendo de la reacción de combustión del acetileno, C2H2 (g): C2H2 (g) + O2(g)

2CO(g) + H2O(g); y de las de formación del CO2: 2C (grafito)+ 2O2(g) 2CO2(g); y H2O: H2(g) + O2(g) H2O(l); podremos aplicar la Ley de Hess de tal forma que:

2CO (g)+ H2O (g) C2H2 (g) + O2 (g) c (C2H2(g))= -1299’4 kj/mol

2C (grafito)+ 2O2 (g)2CO2 (g) f (CO2 (g)) = -393’ 5 kj/mol x 2

H2 (g)+ O2 (g) H2O (l) f(H2O (l)) = -285’8 kj/mol

____________________________________________________________________ C2 + H2 C2H2 f (C2H2(g)) = 226’6 kj/mol

También podríamos hacerlo:

f (C2H2(g)) = 2 f (CO2 (g)) + f(H2O (l)) - c (C2H2(g))

f (C2H2(g)) = 2 · (-393’5) + (-285’8) – (-1299’4) = 226’6 kj/mol

Diagrama entálpico

-1072’28 kj/mol

266’6 kj/mol

2CO2 + H2O

C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)

C(s)+H2 (g)+O2(g)

c (C2H2(g)) = -1299’4 kj/mol

0

H

Reacción

Carmen Megías Bringas nº 21 Página 155, ejercicios 6 y 7. -6) Las entalpías estándar de formación a 25 ºC del bromuro de hidrógeno y del vapor de agua son -36,4 kJ mol-1 y -242 kJ mol-1, respectivamente. La variación estándar de la entalpía de la reacción: 4HBr (g) + O2 (g) 2Br2 (l) + 2 H2O (g) A 25 ºC será:

a) -338,4 kJ mol-1 c) -383,2 kJ mol-1 b) -833,1 kJ mol-1 d) -138 kJ mol-1

( )

ºHBrfH∆ = -36,4 kJmol-1

2º ( 0)H f H∆ = -242 kJ mol-1 ¿ reacciónH º∆ ?

4HBr (g) + O2 (g) 2Br2 (l) + 2 H2O (g)

reacciónH º∆ = ∑∆ )(º productosfH - ∑∆ )(º reactivosfH rH º∆ = (2 x )2(º BrfH∆ + 2 x )20(º HfH∆ ) – (4 x )(º HBrfH∆ + )02(º fH∆ ) rH º∆ = (2 x (-242)) – (4 x (-36.4)) rH º∆ = -338,4 kJ mol-1 (respuesta a)

-7) Si las entalpías de combustión estándar a 25ºC del carbono, del hidrógeno y del etano son -394 kJ mol-1 , -286 kJ mol-1 y -1560 kJ mol.1 , respectivamente, la entalpía de formación estándar del etano a 25ºC será: a) -3206 kJ mol-1 c) -86 kJ mol-1 b) -1454 kJ mol-1 d) -2240 kJ mol-1

)(º CcombustiónH∆ = -394 kJ mol-1

2º ( )H combustión H∆ = -286 kJ mol-1

2 6º ( )H combustión C H∆ = -1560 kJ mol-1

¿ 2 6º ( )H f C H∆ ?

C + O2 CO2 )(º CcombustiónH∆ = -394 kJ mol-1

H2 + 21 O2 H2O )2(º HcombustiónH∆ = -286 kJ mol-1

C2H6+ 27 O2 2CO2 + 3 H2O )62(º HCcombustiónH∆ = -1560 kJ mol-1

2C + 2 O2 2 CO2 rH º∆ = 2 x (-394) kJ mol-1

3 H2 + 23 O2 3 H2O rH º∆ = 3 x (-286) kJ mol-1

2 CO2 + 3 H2O C2H6 + 27 O2 rH º∆ = 1560 kJ mol-1

2C + 3 H2 C2H6

( )

0fH∆

C H2 6= -86 kJ mol-1 (respuesta c)

Tienes que editar mejor los trabajos

2C + 3 H2 C2H6

Pág. 154 Ejercicio 41 Calcula las entropías molares estándar de las reacciones del ejercicio 40, y comprueba las predicciones hechas. DATOS: S0 [NH4Cl (s)] = 94,6 JK-1 mol-1; S0 [NH3 (g)] = 192,4 JK-1 mol-1; S0 [HCl (g)] = 186,8 JK-1 mol-1; S0 [CH4 (g)] = 187,9 JK-1 mol-1; S0 [O2(g)] = 205,1 JK-1 mol-1; S0 [CO2 (g)] = 213,7 JK-1 mol-1; S0 [H2O (g)] = 188,8 JK-1 mol-1; S0 [C3H8 (g)] = 269,9 JK-1 mol-1; S0 [H2 (g)] = 130,7 JK-1 mol-1; S0 [I2 (g)] = 260,6 JK-1 mol-1; S0 [HI (g)] = 206,6 JK-1 mol-1

a) NH4Cl (s) NH3 (g) + HCl (g) b) CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) c) C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) d) H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

∑ ∑∆−∆=∆ reactivosreaccion SS productosS a) 116,284)6,94()8,1864,192( −−=−+=∆ molJKS b) 118,6)1,20529,187()8,1882(7,213( −−−=⋅+−⋅+=∆ molJKS c) 119,100)1,20559,269()7,21338,1884( −−=⋅+−⋅+⋅=∆ molJKS d) 119,21)6,2607,130()6,2062( −−=+−⋅=∆ molJKS

Página 151 ejercicio 16 16. El carbono reacciona con el vapor de agua para producir monóxido de carbono e hidrógeno, ambos gaseosos. Las entalpías estándar de formación del monóxido de carbono gaseoso y del vapor de agua son, respectivamente − 110,52 kJ ∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏 y −241,82 kJ∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏. Las entropías estándar del hidrógeno gas, monóxido de carbono gas, carbono grafito y agua vapor son, respectivamente, 130,68 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏 ∙ 𝐊−𝟏; 197,67 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏 ∙ 𝐊−𝟏; 574 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏 ∙ 𝐊−𝟏; 188,82 J∙ 𝐦𝐨𝐥−𝟏 ∙ 𝐊−𝟏. Con estos datos: a) Calcula ∆𝐇𝐦

𝟎 y ∆𝐒𝐦𝟎 para la reacción citada. b) Calcula ∆𝐆𝐦𝟎 a 25 ºC e indica si la reacción será o no espontánea en

condiciones estándar y a esa temperatura. c) ¿A partir de qué temperatura es espontánea la reacción?

SOLUCIÓN: a)

Reacción: 𝐶(𝑔𝑟𝑎𝑓𝑖𝑡𝑜) + 𝐻2𝑂(𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐻2(𝑔)

∆𝑯𝒎𝟎 = 𝚺∆𝑯𝒇

𝟎[𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔] − 𝚺∆𝑯𝒇𝟎[𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔]

∆𝐻𝑚0 = (∆𝐻𝑓0[𝐶𝑂] + ∆𝐻𝑓0[𝐻2] ) − (∆𝐻𝑓0[𝐶] + ∆𝐻𝑓0[𝐻2𝑂] )

*Tanto la entalpía de formación del 𝐻2 como del C(grafito) valen 0.

∆𝐻𝑚0 = −110,52 + 241,82 ∆𝐻𝑚0 = 131,3 kJ ∙ 𝑚𝑜𝑙−1

∆𝑺𝒎𝟎 = 𝚺𝚫𝑺[𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔] − 𝚺𝚫𝑺[𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔]

∆𝑆𝑚𝑜 = (𝑆𝑚0 [𝐶𝑂] + 𝑆𝑚0 [𝐻2] ) − (𝑆𝑚0 [𝐶] + 𝑆𝑚0 [𝐻2𝑂] )

∆𝑆𝑚𝑜 = (197,67 + 130,68) − (574 + 188,82) ∆𝑆𝑚𝑜 = −434,47 J ∙ mol−1 ∙ K−1 = −0,43447 𝑘 J ∙ mol−1 ∙ K−1

b)

∆𝐺𝑚0 a 298 K

∆𝑮𝒎𝟎 = ∆𝑯𝒎𝟎 − 𝑻∆𝑺𝒎𝒐

∆𝐺𝑚0 = 131,3 − 298 ∙ (−0,43447)

∆𝐺𝑚0 = 260, 77 𝑘 J ∙ mol−1

∆G > 0 𝑝𝑜𝑟 𝑙𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑛𝑜 𝑠𝑒𝑟á 𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡á𝑛𝑒𝑎 𝑒𝑛 𝑙𝑎𝑠 𝑐𝑜𝑛𝑑𝑖𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑠𝑐𝑟𝑖𝑡𝑎𝑠

c) ∆𝑮𝒎𝟎 = ∆𝑯𝒎

𝟎 − 𝑻∆𝑺𝒎𝒐

∆𝐻𝑚0 − 𝑇∆𝑆𝑚𝑜 = 0 131,3 − (−0.43447) ∙ 𝑇 = 0

𝑇 = −302,2 𝐾 Este resultado no tiene sentido puesto que el cero absoluto es un límite físico (no existen temperaturas absolutas negativas). Si analizamos los datos que se nos dan, observamos que es una reacción endotérmica ∆𝐇°>0 y que se ordena ∆𝐒° <0, las cuales son las condiciones necesarias para que una reacción siempre sea NO espontánea. Por tanto se concluye que esta reacción NO será espontánea para ninguna temperatura. Como bien hiciste el libro presenta un significativo error de cálculo en la entropía de la reacción

2C + 3H2

∆H > 0 (reacción endotérmica).

Reacción

CH3CH3

H

Página 136, ejercicio número 8: La entalpía estándar de formación del etano, CH3CH3 (g), es 226’9 kJ/mol.

a.) Escribe la ecuación de la reacción de formación del etano a partir de sus elementos.

b.) Representa, en un diagrama de niveles de entalpía, la entalpía de formación del etano.

a.) 2C + 3H2 CH3CH3 ∆H= 226,9 kJ/mol b.)

Página 150, ejercicio 13. 13 – En algunos países, se utiliza el etanol como alternativa a la gasolina en los motores de los automóviles. Suponiendo que la gasolina es un octano puro: a) Escribe, las reacciones de combustión ajustadas, de ambas sustancias. b) Determina qué combustible tiene mayor poder calorífico (calor producido por cada kg quemado). Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12 y O =16.

Etanol (l) Octano (l) Dióxido de carbono (g) Agua (l)

∆ H

fº (Kjmol

−1) - 278 - 208 - 394 - 286 M

r (etanol) = 46,1 ; M

r (octano) = 114,2 a) Las ecuaciones de las reacciones de combustión son: Etanol:

CH3CH2OH(l) + 3O2(g) →2CO2(g) + 3H2O(l)

Gasolina (octano):

C8H18(l) +252

O2(g) →8CO2(g) + 9H2O(l)

b) ¿Qué combustible tiene mayor poder calorífico? - Para hallar el poder calorífico de cada uno, para después compararlos, utilizamos la siguiente fórmula:

Poder calorífico del etanol: - Para hallar el poder calorífico necesito la

∆Hcº del etanol:

∆HCº = ∆H fp

º − ∆H frº∑∑

∆Hc(CH3CH 2OH ( l ))º = (2∆H f (CO2 (g ))

º + 3∆H f ( H2O( l ))º ) − (∆H f (CH3CH 2OH ( l ))

º ) =

= (3.− 286) + (2.− 394) + 278 = −1368Kjmol−1

- M

r (etanol) = 46,1

Poder

calorífico =−∆Hc

º

Mm=

−(−1368)46,1

= 29,7Kjg−1 →29,7.103KjKg−1

Poder

calorífico =−∆Hc

º

Mm

Poder calorífico de la gasolina (octano): - Para hallar el poder calorífico necesito la

∆Hcº de la gasolina (octano):

∆HCº = ∆H fp

º − ∆H frº∑∑

∆Hc(C8 H18 (l ))º = (8∆H f (CO2 (g ))

º + 9∆H f ( H2O( l ))º ) − (∆H f (C8 H18 (l ))

º ) =

= (8.− 394) + (9.− 286) + 208 = −5518Kjmol−1

- M

r de la gasolina (octano) = 114,2

Poder

calorífico =−∆Hc

º

Mm=

−(−5518)114,2

= 48,3Kjg−1 →48,3.103KjKg−1

SOLUCIÓN:

- Poder calorífico del etanol: 29,7 . 10

3 Kj/Kg - Poder calorífico de la gasolina (octano): 48,3 . 10

3 Kj/Kg

El poder calorífico de la gasolina (octano) es mayor que el del etanol.

Página 153 ejercicio nº30.

El etanol (CH3CH2OH (l)) no se puede preparar directamente a partir de sus elementos; por tanto, su entalpía estándar de formación se ha de obtener indirectamente a través de las entalpías de combustión del etanol y de sus elementos constituyentes.

Datos: ∆Hᵒc (C (s)) = -393 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙� ∆Hᵒc (H2 (g)) = -286 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙� ∆Hᵒc (C2 H6 O (l)) = -1368 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

a) Escribe la ecuación de la reacción de formación del etanol.

2C (s) + 3H2 (g) + 12 O2 (g) C2H6O (l)

b) Dibuja el diagrama de niveles de entalpía que muestre cómo se puede obtener la entalpía de formación del etanol a partir de las entalpías de combustión.

c) Calcula la entalpía estándar de formación del etanol.

C2H6O (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆Hᵒc (C2 H6 O) = -1368 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

C (s) + O2 (g) 2 CO2 (g) ∆Hᵒc (C) = -393 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

H2 (g) + 12 O2 (g) H2O (l) ∆Hᵒc (H2) = -286 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

2 CO2 (g) + 3 H2O (l) C2H6O (l) + 3 O2 (g) ∆Hᵒc (C2 H6 O) = 1368 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

2C (s) + 2O2 (g) 2 CO2 (g) ∆Hᵒc (C) = 2·(-393)= -786 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

3H2 (g) + 32 O2 (g) 3H2O (l) ∆Hᵒc (H2) = 3·(-286) = -858 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

2C (s) + 3H2 (g) + 12 O2 (g) C2H6O (l) ∆Hᵒf (C2 H6 O) = -276 𝐾𝐽 𝑚𝑜𝑙�

Elena Domínguez Guerra nº8 2ºBACH A

0

∆H

C (s) + H2 (g) + O2 (g)

C2H6O (l) + 3 O2 (g)

∆Hᵒf (C2 H6 O)

∆Hᵒc (C2 H6 O)

-1368 kJ/mol 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)

∆Hᵒc (C) ∆Hᵒc (H2)

-1644 kJ/mol

-276 kJ/mol

Pág. 153

35. Para calcular la entalpía del enlace P-H en el PH3 (g) hay que conocer la entalpía de atomización del PH3 (g).

Datos: ∆HofP(g) = 314,5 KJ/mol, ∆Ho

fH(g) = 217,9 KJ/mol, ∆Hof PH3(g) = - 9,2 KJ/mol.

a) Escribe la ecuación de la reacción de atomización del PH3 (g).

PH3 (g) → P (g) + 3H (g)

b) Dibuja el diagrama de niveles de entalpía que permita calcular la entalpía de atomización del PH3 (g) a partir de ese diagrama.

c) Calcula la entalpía de atomización del PH3 (g) a partir de las ∆Hof de cada

sustancia .

∆HoR = ∑ ∆Ho

fp – ∑ ∆Hofr

∆HoR = (314,5 + 3·217,9) – (–9,2) = 977,4 KJ/mol

d) Calcula la entalpía estándar de disociación del enlace P-H.

¿ ∆HoP-H?

∆HoR = ∑ ∆Ho

e.rotos – ∑ ∆Hoe.formados

977,4 = 3· ∆HoP-H ∆Ho

P-H = 325,8 KJ/mol

P(s)+ H2

PH3 (g)

P (g) + 3H (g)

977,4 kJ/mol

-9,2

968,2

0

43. Calcula la energía libre de Gibbs estándar de la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2NH3 (g) Teniendo en cuenta que ΔHo

m=-92,0 kJ· mol-1 y ΔSom = -198,7 J· mol-1·K-1 a 25 oC.

Predice si la reacción será espontánea a 25 oC en condiciones estándar.

Una introducción al ejercicio hubiera venido bien. El cambio de unidades, etc…

ΔG= ΔH – TΔS

ΔG = –92 – (298 · – 0’1987) = – 32’78 kJ· mol-1

Página 155 número 4 y 5

4) Indica la relación entre la variación de entalpía, ΔH, y la variación de la energía interna, ΔU, de la reacción:

N2 (g) + 3H2 (g) --------> 2NH3 (g)

a) ΔH= ΔU + RT b) Son iguales c) ΔH= ΔU-2RT d) ΔH= ΔU+2RT

ΔH = ΔU + ΔnRT Δn= -2 c) ΔH = ΔU -2RT Ya que la variación de los moles es “-2” 5) ¿Cuál de las siguientes reacciones no es una reacción de formación? a) 2C (grafito) + 3H2 (g) --------> C2H6 (g) b) 2C (grafito) + H2 (g) ---------> C2H2 (g) c) C2H2 (g) + H2 (g) ----------> C2H4 (g) d) 2C (g) + 2H2 (g) ----------> C2H4 (g)

c) C2H2 (g) + H2 (g) ---------> C2H4 (G)

Ya que las reacciones de formación presentan los elementos primarios en los reactivos a partir de los cuáles se forma el compuesto o producto final.

Página 155, ejercicio número 17

¿Cuáles de las siguientes reacciones serán espontáneas en condiciones estándar a 298 K?

I. Mg (g) + O2 (g) 2 MgO(s) II. 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)

III. NaClO3 (s) 2 NaCl (s) + 3 O2 (g) IV. F e2 O3 (s) + 3 C (grafito) 4 Fe (s) + 3 CO2

Solución:

a) I y III b) I y IV c) II y III d) III y IV

Resolución del ejercicio:

*Serán espontáneas aquellas en las que el resultado sea negativo. Se calcula mediante la ecuación de energía libre de Gibbs:

I. Mg (g) + O2 (g) 2 MgO(s)

(∆H0 = −1203,4 kJ/mol ∆S0= −216,4 J/K − 21 6,4 × 10-3 kJ/K)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G= (−1203,4) – (298 ·( −216,4 × 10-3))

∆G = −1138,9 kJ/mol

La reacción es espontánea

II. 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)

(∆H0 = 92,2 kj/mol ∆S0= 198,7 J/K 198,7 × 10-3 kJ/K)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G = (92,2) – (298 · 198,7 × 10-3)

∆G = 32,9 kJ/mol

La reacción NO es espontánea

∆G = ∆H0 - T∆S0

III. NaClO3 (s) 2 NaCl (s) + 3 O2 (g)

(∆H0 = −90,8 kJ/mol ∆S0= 512,9 J/K 512,9 × 10-3 kJ/k)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G= (−90,8) – (298 · 512,9 × 10-3)

∆G = −240,6 kJ/mol

La reacción es espontánea

IV. F e2 O3 (s) + 3 C (grafito) 4 Fe (s) + 3 CO2

(∆H0 = 467,9 kJ/mol ∆S0= 560,3 J/K 560,3 × 10-3 kJ/k)

∆G = ∆H0 - T∆S0

∆G= (467,9) – (298 · 560,3 × 10-3)

∆G = 330, 9 kJ/mol

La reacción NO es espontánea

La solución correcta es la:

a) I y III

Página 154; 44 ) Calcula la energía libre de Gibbs estándar de las siguientes reacciones a 25°C a partir de las energías libres estándar de formación y, predice si serán o no espontáneas:

a) C(s) + O₂ → CO₂ b) N₂(g) + 3H₂(g) →2NH₃(g) c) 2SO₂(g) + O₂(g) →2SO₃(g) d) 6CO₂(g) + 6H₂O (l) → C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g)

Datos: ∆G°[CO₂ (g)]= –694’4 KJ/mol ∆G°[NH₃ (g)]= –16’7 KJ/mol ∆G°[SO₃ (g)] = –370,4 KJ/mol ∆G°[CO₂ (g)] = –300,4 KJ/mol ∆G°[H₂o (l)] = –237,2 KJ/mol ∆G°[C₆H₁₂O₆ (g)] = –910 KJ/mol a) C(s) + O₂ → CO₂

∆G°= ∑∆G°p –∑∆G°r ∆G°= (∆G°CO₂) - (∆G°c + ∆G°O₂) ∆G°= –394’4 KJ/mol

b) N₂(g) + 3H₂(g) →2NH₃(g) ∆G°= ( 2∆G°NH₃) – (∆G°N₂ + ∆G°H₂)

∆G°= (–16’7∙ 2) = –33’4 KJ/mol c) 2SO₂(g) + O₂(g) →2SO₃(g)

= (–370,4∙2) – (–300,4∙2) = –740,8 – 600,8 = –140 KJ/mol ∆G°=–140 KJ/mol

d) 6CO₂(g) + 6H₂(l) → C₆ H₁₂ O₆ (s) + 6O₂(g) ∆G°=∑G°p – ∑G°r = = [(6 ∙ –394,4) + (6 ∙ –237,2)] – (–910) = –3790 –910= 2789 ∆G°=2789 KJ/mol

Pág. 155(ejercicio 16)

¿En cuál de las siguientes reacciones se cumple siempre ∆G > 0 ( no espontanea ), independientemente de la temperatura?

a) 2 NH3(g) → N2(g)+ 3H2(g) ∆H0= 92,2 KJ/mol El número de moles gaseosos de los productos es mayor que el de los reactivos, por tanto la entropía aumenta (∆So>0) . Si la entalpia es positiva y la entropía aumenta, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura

b) N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) ∆H0=67,6 KJ/mol El número de moles gaseosos de los productos es menor que el de los reactivos, por tanto la entropía bajara (∆So<0). Si la entalpia es positiva y la entropía baja, ∆G >0 y siempre será no espontánea.

c) 2Na(s) +Cl2(g) → 2NaCl(s) ∆H0=-822,0 KJ/mol Los reactivos son gaseosos (y tienen mayor número de moles) y el producto solido, por tanto la entropía desciende (∆So<0), si la entalpia es negativa y la entropía desciende, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura

d) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H0=-571,6 KJ/mol Los reactivos son gaseosos y el producto es líquido (y tiene menor número de moles), por tanto la entropía desciende (∆So<0), si la entalpia es negativa y la entropía desciende, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura

Solución: apartado b