Problemas

Serie 1

Para empezar a practicar

6 Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) H = –2219,8 kJ

nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3 n = – 3

Despejando en U = H – n · R · T =

– 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ

U = – 2212 kJ

7 Indica qué relación existe entre Qv y Qp para las

reacciones de combustión de la glucosa, del butano y del etanol.

Qp = Qv + n · R · T

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

n es la variación en el nº de moles gaseosos, es decir, nº de moles gaseosos en los productos menos nº de moles gaseosos en los reactivos.

En este caso n =0 por lo que Qp = Qv

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

Qp = Qv + (4-15/2)·R.T

8.- Un mol de nitrógeno reacciona a volumen constante y a

25ºC con el hidrógeno según la reacción

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

El calor producido es de 41 kJ. Calcula el valor del calor de combustión molar si esta reacción sucede a la misma temperatura y a la presión constante de 1 atm.

Qp = Qv + n · R · T

8,3 .10-3 kJ/mol.K

298K -2 mol

- 41kJ

(Sol: -45,95 kJ/mol)

10 Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.

La reacción de combustión del butano es:

C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb= ?

H0 = npHf0(product.) – nrHf

0(reactivos) = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ

Luego la entalpía estándar de combustión será:

H0combustión = – 2878’3 kJ/mol

Por la combustión de cada mol de butano (que son 58 g) se desprenden 2878,3 kJ

10 Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.

Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:

(4) C4H10(g) +13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb=?

Puede obtenerse a partir de:

(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H10 = – 285’8 kJ

(2) C(s) + O2(g) CO2(g) H20 = – 393’5 kJ

(3) 4 C(s) + 5 H2(g) C4H10(g) H30 = – 124’7 kJ

(4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3)

4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)

H04 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(–

124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ

11 Dadas las reacciones

(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H10 = – 241’8 kJ

(2) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H20 = – 285’8 kJ

calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

La reacción de vaporización es...

(3) H2O(l) H2O(g) H03 = ?

(3) puede expresarse como (1) – (2), luego

H03 = H0

1 – H02 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ

H0vaporización = 44 kJ /mol

Para vaporizar un mol de agua líquida (18 g) hacen falta 44 kJ.

Recuerda que los cambios de estado de SLG son endotérmicos y sus contrarios exotérmicos

13 Determinar Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de

reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H1

0 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g) CO2(g) H2

0 = – 393’13 kJ (3) C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2 H2O(l) H3

0 = – 1422 kJ

La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es:

(4) 2 C(s) + 2 H2(g) C2H4(g)

(4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)

13 Determinar Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de

reacción de las siguientes reacciones químicas:

(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H10 = – 285’8 kJ

(2) C(s) + O2(g) CO2(g) H20 = – 393’13 kJ

(3) C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2 H2O(l) H30 = – 1422 kJ

(4) 2 C(s) + 2 H2(g) C2H4(g)

Aplicando la Ley de Hess, la reacción (4) se puede expresar como:

(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3) Por lo que

H40 = 2·H2

0 + 2·H10 – H3

0

H40 = 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) = 64’14 kJ

Hf0 (eteno) = 64’14 kJ/mol

Se trata, pues, de una reacción endotérmica. Cuando se forma un mol de eteno a partir de sus elementos se absorben 64,14 kJ

14 Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la reacción?

Las reacciones de combustión son, respectivamente:

(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 es: (3) C6H12O6 2 C2H5OH +2 CO2 H3 = ?

(3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luego

H3 = H1 – 2·H2 = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = – 71 kJ

y la reacción es exotérmica.

La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías de enlace:

Hr = Energía enlaces rotos - Energía enlaces formados

Hr > 0 Los enlaces que hay que romper son más fuertes que los que se forman

Reacción endotérmica

Hr < 0 Los enlaces que hay que romper son más débiles que los que se forman

Reacción exotérmica

A partir de entalpías de enlace se puede estimar la entalpía de reacción

Reacción química:: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos.

Puesto que la entalpía de enlace depende de la molécula se tabulan valores promedio

¡Ojo! * Método aproximado ESTIMACIÓN Fiabilidad: 10 kJ como máximo * Sólo es aplicable a reacciones entre gases.

H EE(rotos) EE(formados)

H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl

H

H

H

H

H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl

H

H

H

H

H = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ

15 Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo Hf

0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente.

La reacción de disociación del HCl será:

(4) HCl(g) H(g) + Cl(g) H04= ?

(1) ½H2(g) + ½Cl2(g) HCl(g) H01 = –92,3 kJ

(2) H2(g) 2H(g) H02 = 436,0 kJ

(3) Cl2(g) 2Cl(g) H03 = 243,4 kJ

(4) = –(1) + ½(2) + ½(3)

H04 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) = 432,0 kJ

Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol

16 Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436, calcular el valor de H0 de la reacción de hidrogenación del eteno.

Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g) CH3–CH3(g)

En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.

H0 = Ee(enl. rotos) – Ee(enl. formados) =

H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)

H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol – (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ

17 Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla.

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

Enlaces rotos: 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O

Enlaces formados:

6 C=O y 8 O–H

H0 = n Ee(enlaces rotos) – m Ee(enlaces formados)

H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]

H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ

H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol

Enlace Ee (kJ/mol)

H–H 436

C–C 347

C=C 620

CC 812

O=O 499

Cl–C 243

C–H 413

C–O 315

C=O 745

O–H 460

Cl–H 432

El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos (Ley de Hess)

Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...

H= H (1) + H (2) +...

El valor de H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto

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

1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) HCl (g) H = -92,5 kJ

Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales en magnitud pero de signo opuesto.

H2O (l) H2 (g) +1/2 O2 (g) H = +285,8 kJ

H2 (g) +1/2 O2 (g) H2O (l) H = -285,8 kJ

Dado que la entalpía, H es función de estado y es una magnitud extensiva

PAU Asturias

A partir de 2010 modelo de examen:

escoger entre modelo A o B

2 problemas (2 puntos)

2 Cuestiones (2 puntos)

1 Práctica de laboratorio (1 punto)

PAU 2010 P1 La combustión completa de 40 g de

acetona, C3H6O(l), libera 1234,5 kJ. Si las entalpías estándar de formación del CO2(g) y del H2O(l) son -393,5 y -285,8 kJ mol-1, respectivamente, calcule la entalpía estándar de formación de la acetona líquida.

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

PAU 2010

P2 Las entalpías estándar de combustión del C(s), H2(g) y propano gas, C3H8(g), son -394, -286 y -2220 kJ/mol, respectivamente:

i. Calcule la entalpía estándar de formación del propano. (2,0 puntos)

ii. Calcule la variación de entalpía asociada a la formación de 100 g de propano gas en condiciones estándar. (0,5 puntos)

Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u

PAU 2010

P3 La hidracina (N2H4) es un líquido aceitoso e incoloro que reacciona con el peróxido de hidrógeno (H2O2) de acuerdo con la ecuación:

a) N2H4(l) + 2H2O2(l) N2(g) + 4H2O(l)

i. Calcule la variación de entalpía estándar, a 25ºC, para esta reacción, sabiendo que las entalpías estándar de formación a 25ºC, del H2O(l) y del H2O2(l) valen -285,8 y -187,8 kJ/mol, respectivamente, y que la variación de entalpía estándar de la reacción a 25ºC,: (1,50 punto)

b) N2H4(l) + O2(g) N2(g) + 2H2O(l) vale Ho = - 622,2 kJ

ii. Prediga justificadamente si la reacción a) será espontánea a 25ºC, en condiciones estándar. (1,00 punto) NO ENTRA EN ESTE EXAMEN

PAU 2010

CA. Las entalpías estándar de combustión del grafito y del diamante son: -393,51 y -395,41 kJ mol-1, respectivamente. Calcule la entalpía estándar de la reacción:

Cgrafito(s) Cdiamante(s)

PAU 2010

PAU 2011 P1 La nitroglicerina, C3H5N3O9(l), descompone a 1 atm y

25 ºC para formar N2(g), CO2(g), H2O(l) y O2(g), desprendiendo 1541,4 kJ/mol de nitroglicerina:

i. Escriba la ecuación química ajustada para la descomposición de la nitroglicerina y calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina. (2,0 puntos)

ii. Calcule la energía liberada en la descomposición de 1 g de nitroglicerina. (0,5 puntos)

Datos: Masas atómicas. H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u; O = 16 u. ΔHºf[CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ΔHºf[H2O(l)] = -285,8 kJ/mol

PAU 2011

P1 La nitroglicerina, C3H5N3O9(l), descompone a 1 atm y 25 ºC para formar N2(g), CO2(g), H2O(l) y O2(g), desprendiendo 1541,4

kJ/mol de nitroglicerina:

i. Escriba la ecuación química ajustada para la descomposición de la nitroglicerina y calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina. (2,0 puntos)

Datos: Masas atómicas. H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u; O = 16 u. ΔHºf[CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ΔHºf[H2O(l)] = -285,8 kJ/mol

PAU 2011

Descomposición de la nitroglicerina: C3H5N3O9(l) 3 C O2(g) + 5/2 H2O(g) +3/2 N2(g) + 1/4 O2(g)

Hºdescomposición= -1541,4 KJ/mo

Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :

H0des= npHf

0(productos)– nrHf

0(reactivos)

-1540 KJ= 3/2 Hf0

CO2+ 5/2 Hf0

H2O + 3/2. Hf0N2 + 1/2. Hf

0O2 - Hf

0nitroglicerina

Hf0

nitroglicerina=-353,6 KJ/mol

C) Calcular la energía desprendida en la descomposición de 1 g de nitroglicerina.

C3H5N3O9(l) 3CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 3/2 N2(g) +1/2 O2(g)

Al descomponerse 1 mol de nitroglicerina se desprenden 1541,4 KJ

Calculamos la masa molecular de la nitroglicerina C3H5N3O9

MC3H5N3O9= 12.3 + 5.1 + 14.3 + 16.9= 227 g/mol

1 g nitro 1 molC3H5N3O9(l) 1541 KJ se desprenden = XX KJ se desprenden

227 g nitro 1 mol nitro al descomponer 1 g de nitroglicerina

P2 Las entalpías estándar de formación del óxido de bario sólido (BaO) y del peróxido de bario sólido (BaO2) son – 553,5 y – 634,3 kJ/mol, respectivamente.

i. Calcule la variación de entalpía estándar de la reacción de descomposición del peróxido de bario para dar óxido de bario y oxígeno. Indique si la reacción es endotérmica o exotérmica (1,75 puntos)

ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran 1200 kJ. Calcule el número de moles de O2(g) que se forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin reaccionar. (0,75 puntos)

Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.

PAU 2011

P2 Las entalpías estándar de formación del óxido de bario sólido (BaO) y del peróxido de bario sólido (BaO2) son – 553,5 y – 634,3 kJ/mol, respectivamente.

i. Calcule la variación de entalpía estándar de la reacción de descomposición del peróxido de bario para dar óxido de bario y oxígeno. Indique si la reacción es endotérmica o exotérmica (1,75 puntos)

PAU 2011

BaO2(s) BaO(s) +1/2 O2(g)

H0descomposición

= npHf0(productos)– nrHf

0(reactivos)

H0desc.

=(1 mol).(-553,5 KJ/mol)- (1 mol).(-634,3 KJ/mol)= 80,8 kJ

La reacción de descomposición del peróxido de bario es endotérmica puesto que la variación de entalpía de la reacción es positiva.

Para que se descomponga un mol de peróxido de bario el sistema debe absorber 80,8 kJ.

ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran 1200 kJ. Calcule el número de moles de O2(g) que se forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin reaccionar. (0,75 puntos)

Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.

ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran 1200 kJ. Calcule el número de moles de O2(g) que se forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin reaccionar. (0,75 puntos)

Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.

PAU 2011

BaO2(s) BaO(s) +1/2 O2(g)

•¿Se descompone todo el peróxido de bario? El propio enunciado ya

da a entender que queda peróxido sin descomponerse.

•¿De qué depende la cantidad que se va a descomponer?

•¿De qué depende la cantidad formada de productos?

ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran 1200 kJ. Calcule el número de moles de O2(g) que se forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin reaccionar. (0,75 puntos)

Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.

PAU 2011

BaO2(s) BaO(s) +1/2 O2(g)

Para que se descomponga un mol de peróxido de bario el sistema debe absorber 80,8 kJ.

1200 kJ se suministran

1 mol de BaO2(s) se descompone 169,3 g de BaO2(s) = XX g de de BaO2(s) se descomponen

80,8 kJ 1 mol de BaO2(s)

La cantidad de producto formado en una reacción química, al igual que

en los problemas de reactivo limitante, viene determinada por el

factor que limita. En casos como éste, o se termina el BaO2 o no hay

suficiente energía para descomponerlo

P3 Las entalpías estándar de combustión del C2H2(g), C2H6(g) y del H2(g), son -1300, -1560 y -286 kJ/mol, respectivamente:

i. Calcule la entalpía estándar para la reacción de hidrogenación del etino a etano:

C2H2(g) + 2 H2(g) C2H6(g) (2,0 puntos)

ii. Calcule la variación de entalpía asociada a la hidrogenación de 500 g de etino gas en condiciones estándar. (0,5 puntos)

Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u

PAU 2011

P4 Calcule la entalpía estándar de formación del metanol líquido a partir de los siguientes datos: ΔHºf[H2O(l)] = - 285,5 kJ/mol; ΔHºf[CO2(g)]=-393,5 kJ/mol; ΔHºcombustión[CH3OH(l)] = - 714,4 kJ/mol.

CA. En el laboratorio se desea determinar el calor de la reacción ácido-base del hidróxido de sodio con el ácido clorhídrico. Dibuje un esquema del dispositivo experimental e indique el material utilizado. NO ENTRA EN ESTE EXAMEN

PAU 2011

PAU 2012 JUNIO ESPECÍFICA

P1 La combustión de amoniaco, NH3(g), genera NO(g) y H2O(g), liberándose 226 kJ/mol de amoniaco en condiciones estándar.

i. Escriba la ecuación química ajustada para la combustión del amoniaco y calcule la entalpía estándar de formación del amoniaco gaseoso. (2,0 puntos)

ii. Calcule la energía liberada en la obtención de 50 g de NO(g) . (0,5 puntos)

Datos: ΔHºf[NO(g)] = 90,25 kJ/mol; ΔHºf[H2O(g)] = -241,82 kJ/mol. Masas atómicas: N = 14 u, O = 16 u

PAU 2012

JUNIO GENERAL

CA. Las entalpías estándar de combustión del C(grafito) y del CO(g) son: -393,51 y -283,0 kJ mol-1, respectivamente. En ambos casos se obtiene CO2(g). Calcule la entalpía estándar de formación del CO(g).

PAU 2012

JULIO GENERAL

P2 A partir de los siguientes datos de energías de

ruptura de enlaces (ED):

Estime la entalpía estándar de formación de la molécula de amoníaco. Todos los datos se refieren a condiciones estándar.

Molécula enlace ED (kJ mol-1)

H2 H- H 436

N2 N = N 946

NH3 N-H 389

PAU 2012

JULIO GENERAL

Cc. A. Calcule la entalpía estándar de la reacción:

3 H2(g) + O3(g) 3 H2O(g)

A partir de las entalpías de reacción:

(1) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ΔH1 = - 483,6 kJ

(2) 3 O2(g) 2 O3(g) ΔH2 = + 284,6 kJ

PAU 2012

PAU Asturias

Anteriores a 2010 El modelo de examen era distinto al actual, se debían elegir 4 problemas de los 6 propuestos

Junio 2005 El metanol se puede obtener industrialmente a partir de la reacción: 2 H2(g) + CO(g) CH3OH(l) ∆Hº = -128,0 kJ A) Si la entalpía de formación del monóxido de carbono es -110,5 kJ/mol, calcular la entalpía molar de formación del metanol líquido. B) Si la entalpía de vaporización del metanol es 35,2 kJ/mol, calcular la entalpía de formación del metanol en estado de vapor.

2 H2(g) + CO (g) CH3OH(l) H0 = – 128,0 kJ A) Hf

0 (CO) = -110.5 Kj/mol Hf0 (CH3OH) = ?

H0 = npHf0

(productos)– nrHf0

(reactivos)

H0 = Hf0

(CH3OH)– Hf0

(CO)

Hf0

(CH3OH) = -238,5 KJ/mol

B) CH3OH(l) CH3OH(g) H0V = 35,2 kJ/mol

H0V = Hf

0(CH3OH)(g) - Hf

0(CH3OH)(l)

despejando y sustituyendo

Hf0

(CH3OH)(g)= -203,5kJ

Junio 2004 A) Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Hº1 = -393 kJ 2C(s) + O2(g) 2CO(g) ∆Hº2 = - 218 kJ

¿Qué cantidad de energía se produce en la combustión completa de 56 g de CO(g)?

Combustión completa de CO

CO + ½ O2 CO2

Aplicando la ley de Hess ....

(3) = - ½ (2) + (1)

∆Hº3 = -1/2 ∆Hº2 + ∆Hº1= -284 kJ

56 g de CO. 1mol CO/28 g de CO.(-284 KJ)/1 mol CO=

= -568 KJ

568 kJ se desprenden cuando se queman completamente 56 g de CO

Junio 2001 Utilizando los datos de la siguiente tabla: (a) Obtener el valor de la variación de entalpía de la reacción: C(g) + 2H2(g) CH4(g) y justificar si es exotérmica o endotérmica.

(b) Estimar el valor de la energía media de enlace C−H

(1) C(s)C(g) 717 KJ/mol

(2) C(s) + 2H2(g) CH4(g) -75 KJ/mol

(3) C(g) + 2H2(g) CH4(g) ??

Aplicando la ley de Hess …..

(3) = (2) –(1)

ΔH3= ΔH2- ΔH1=(-75-717) kJ/mol= -792 KJ/mol

Ahora que conocemos ΔH3 expresamos la variación de entalpía de esta reacción en función de las energías de enlace:

H0 = ni · Ee(enl. rotos) – nj · Ee(enl. formados)

ΔH3= 2 EH-H-4 EC-H -792 Kj = 2.436 Kj – 4. EC-H

EC-H= 416 KJ/mol

Septiembre 2006 A) Definir el término entalpía molar estándar de formación de la nitroglicerina: C3H5N3O9(l)

La entalpía estandar molar de formación de un compuesto, Hf

º es igual al cambio de entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto a la presión de 1 atmósfera a partir de los elementos que lo componen en sus estados estables en esas condiciones.

En el caso de la nitroglicerina:

3 C(s) + 5/2 H2(g) +3/2 N2(g) + 9/2 O2(g) C3H5N3O9(l) Hfº

B) A partir de la siguiente tabla de entalpías de formación: Compuesto NO2(g) CO2(g) H2O(g) ∆Hºf / kJ mol-1+34 -394 -242 y de la ecuación termoquímica que representa la combustión de la nitroglicerina:

C3H5N3O9(l) + 11/4 O2(g) 3CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 3NO2(g) ∆HºC= -1540 kJ mol-1

Calcular la entalpía estándar de formación de la nitroglicerina.

Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :

H0c = npHf

0(productos)– nrHf

0(reactivos)

-1540 KJ= 3 Hf0

CO2+ 5/2 Hf0

H2O + 3. Hf0

NO2 - Hf0

nitroglicerina

Hf0

nitroglicerina=-145 KJ/mol

C) Calcular la energía desprendida en la explosión de 12,0 g de nitroglicerina según la ecuación: C3H5N3O9(l) 3CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 3/2 N2(g) +1/2 O2(g)

Para poder calcular la energía desprendida en la explosión de 12g de nitroglicerina debemos calcular la variación de entalpía de la reacción anterior:

H0explosión

= npHf0

(productos)– nrHf0

(reactivos)

Teniendo en cuenta que la entalpía de formación de las sustancias elementales es 0

H0explosión

= 3 Hf0

CO2+ 5/2 Hf0

H2O - Hf0

nitroglicerina= 3.(-394)Kj+5/2 (-242)+145KJ= -1642 KJ/mol

Al explotar 1 mol de nitroglicerina se desprenden 1642 KJ

Calculamos la masa molecular de la nitroglicerina C3H5N3O9

MC3H5N3O9= 12.3 + 5.1 + 14.3 + 16.9= 227 g/mol

12 g nitro 1 mol 1642 KJ se desprenden = 86,80 KJ se desprenden

227 g nitro 1 mol nitro al explotar 12 g de nitroglicerina

Septiembre 2007 El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono e hidrógeno de acuerdo con la reacción:

CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g)

Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:

(1) CO(g) + ½ O2(g) CO2 (g) ΔHº = -283,0 kJ

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

(3) H2(g) + ½ O2(g) H2O (g) ΔHº = -258,8 kJ

Calcular:

El cambio de entalpía para la reacción de síntesis industrial del metanol indicando si la reacción es endotérmica o exotérmica

Calcular la energía calorífica implicada en la síntesis de un Kg de metanol, indicando si es calor absorbido o desprendido en la reacción. Masas atómicas (u): C = 12,0; H = 1,0; O = 16,0

(4) CO (g) + 2 H2(g) CH3OH (g)

(1) CO (g) + 1/2 O2(g) CO2 (g)

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

(3) H2 (g) + ½ O2(g) H2O (l)

Aplicando la Ley de Hess …. (4) = (1) –(2) + 2.(3)

ΔH4= -83KJ + 764,4 KJ + 2 (-258,8) Kj = -36,2 KJ

La reacción es exotérmica

1 kg metanolx 103g/1 kg x 1 mol CH3OH/32 gCH3OH x 36,2 KJ se desprenden/1 mol CH3OH se forma = 1131,25 Kj se desprenden al formarse 1 Kg de metanol por reacción de CO y H2

Junio 2003 Utilizando los datos siguientes:

Sustancia C2H6 (g) CO2 (g) H2O (l)

ΔHf (KJ/mol) - 84,7 - 394,0 - 286,0

A) Calcular las entalpías de combustión del carbón, C(s) y del etano.

B) A partir de los resultados del apartado anterior, calcular qué combustible posee mayor entalpía específica (entalpía de combustión por kilogramo de combustible).

C) El dióxido de carbono generado en las combustiones contribuye a la contaminación atmosférica. ¿Cuál es su efecto? Indicar otros tres gases responsables de este tipo de contaminación. Datos: Masas atómicas: C = 12, H = 1

C (s) + O2(g) CO2(g)

ΔHf(CO2)= ΔH combustión del carbón = -394 KJ/mol

C2H6(g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)

ΔH combustión del C2H6= 2 Hf0

CO2+ 3.Hf0

H2O - Hf0

C2H6

ΔH combustión del C2H6=-1561,3 KJ 1 kg carbón x 103g/1 kg x 1 mol C/12 g de C x 394 KJ se

desprenden/ 1 mol de C= 32833,3 KJ

1 kg C2H6x 103g/1 kg x 1 mol C2H6/30g de C2H6 x 1561,3 KJ se desprenden/ 1 mol de C2H6= 52043,3 KJ

Entalpía específica del C= -32833,3 KJ/Kg

Entalpía específica del C2H6= -52043,3 KJ/Kg

Septiembre 2002 El empleo de metanol como combustible alternativo a los hidrocarburos puede resultar interesante por razones de coste económico. Sin embargo, se deben tener en cuenta también factores termodinámicos.

a) Calcular los calores de combustión, en KJ/mol, del metanol y del octano (En ambos casos el agua formada está en estado líquido)

Entalpías de formación: ΔHºf (KJ / mo1): CO2 (g) = -393,5; H2O(l) = -285,8; CH3OH (l) = - 238,6; C8H18 (l) = -249,9.

b) Razonar qué combustible de los anteriores resulta más interesante si el coste de producción de cada litro de metanol es aproximadamente la mitad que el del octano.

Densidades (g/cm3): metanol=0,80; octano=0,70 Masas molares (g/mol): metanol=32; octano=114

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

H0c = npHf

0(productos)– nrHf

0(reactivos)

H0c = Hf

0CO2+ 2 Hf

0H2O - Hf

0CH3OH

H0combustión

CH3OH= - 726,5 KJ/mol

C8H18(l) + 25/2 O2 (g) 8 CO2 (g) + 9 H2O (l)

H0c = npHf

0(productos)– nrHf

0(reactivos)

H0c = 8 Hf

0CO2+ 9 Hf

0H2O - Hf

0C8H18

H0combustión

C8H18= - 5470,3 KJ/mol

1 litro CH3OH (l) x 103 cm3/1litro x 0,80g CH3OH (l) /1 cm3 x 1 mol CH3OH (l) /32 g CH3OH (l) x 726,5 kJ se desprenden/1 mol metanol se quema = 18162,5 KJ se desprenden cuando se quema 1 litro de metanol

1 litro C8H18 (l) x 103 cm3/1litro x 0,70g C8H18 (l) /1 cm3 x 1 mol C8H18 (l) /114 g C8H18 (l) x 5470,3 kJ se desprenden /1 mol octano se quema = 33589,56 KJ se desprenden cuando se quema 1 litro de octano

18162,5 KJ se desprenden cuando se quema 1 litro de metanol

33589,56 KJ se desprenden cuando se quema 1 litro de octano

Dado que dos litros de metanol cuestan aproximadamente lo mismo que 1 litro de octano, el metanol es más interesante desde el punto de vista económico. (36325 KJ >33589,56 KJ).

Nota: El problema permite que tengamos en cuenta factores medioambientales ( 1 litro metanol 25 moles metanolproducen 25 moles de

CO2 cuando se queman)

( 1 litro octano 6,14 moles octano producen 2OO moles de CO2 cuando se queman)

Junio 2002

Dadas las entalpías en kJ de las siguientes reacciones a 25ºC:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) -572 kJ

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 C O2 (g) + 6 H2O (l) -3120 kJ

C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 C O2 (g) + 2 H2O (l) -1411 kJ

a) Escribir la reacción de hidrogenación del eteno, y deducir si se trata de una reacción endotérmica o exotérmica.

b) Predecir razonadamente el signo para su cambio de entropía, y razonar por qué puede ser espontánea a bajas temperaturas, y sin embargo no serlo a altas. NO ENTRA EN ESTE EXAMEN

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

a) Se escribe la reacción de hidrogenación de eteno para dar etano, que será la reacción problema:

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

Para determinar el signo de su entalpía, lo que indicará si es un proceso exotérmico o endotérmico, se combinan las tres reacciones del enunciado hasta conseguir la principal, y se procede de igual modo con sus valores de entalpías (Ley de Hess):

1/2 · [ 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ]

-1/2 · [ 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) 4 C O2 (g) + 6 H2O (l) ]

C2H4 (g) + 3 O2 (g) 2 C O2 (g) + 2 H2O (l)

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

Luego, la expresión matemática que quedaría sería:

Hº hidrogenación = 1/2 · (-572) - 1/2 · (-3120) + (-1411) = - 137 kJ

Como el signo de la entalpía es negativo, el proceso es exotérmico, transcurre con desprendimiento de energía.

JUNIO 00

Debe elegir entre etino y propano, el combustible de una calefacción. Suponga que:

a) Reactivos y productos son gases.

b) La capacidad del depósito no es un problema.

c) El precio de ambos combustibles es análogo.

1) ¿Qué condición es necesaria para que una reacción sea espontánea?. ¿Qué podría decir sobre la espontaneidad de la combustión de etino y propano?.

2) ¿Cuál de los dos combustibles elegiría?. ¿Por qué?.

Datos:ΔHcombustión (KJ·g-1): Etino =-50; Propano =-50. Masa molares (g·mol-1): H=1; C=12.

SEPTIEMBRE 98

Un amigo le sugiere que con un catalizador adecuado, los gases componentes del aire (N2 y O2), podrían reaccionar con el vapor de agua, consiguiendo que los océanos pasasen a ser disoluciones diluidas de HNO3.

a) Si los océanos estuviesen a 25ºC, desde el punto de vista termodinámico, ¿qué podría contestar a esta sugerencia? Si cree que no es posible que ocurra espontáneamente a esa temperatura, ¿cree que podrá ocurrir a otra?

b) Si los océanos pasasen a ser HNO3 (aq), ¿qué repercusiones tendría en el medio ambiente?.

Datos (25ºC): ΔHºf (kJ): H2O (g) = -242 ; HNO3 (aq) = -207;ΔGºf (kJ): HNO3 (aq) = -111 ; H2O (g) = -229.

Suponga ΔHº reacción constante con la temperatura.