6 Termoquímica

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@quimicapau: Quien fuera energía… ¡¡Para estar en Julio!! 
 
[55] 
 
 EJERCICIO 
 
 
 
 
 
 
 CONCEPTO A REPASAR 
 
 
 
 
 
 
 
Relación entre calores de reacción a 
presión constante (ΔH) y a volumen 
constante (ΔU) 
 
50 51 
Entalpía de una reacción a través de 
entalpías de formación 
 
52 53 
Entalpía de una reacción a través de 
entalpías de enlace 
 
54 55 
Desarrollo de reacciones de formación 
56 57 
Desarrollo de reacciones de combustión 
58 59 
Aplicación de la ley de Hess 
60 61 
Cálculo e interpretación de Entropía (ΔS) 
Energía libre de Gibbs (ΔG). 
Espontaneidad de los procesos químicos 
 
62 63 64 
TEMA 6. TERMOQUÍMICA 
 
¿Cuáles son los conceptos y ejercicios clave a repasar? 
 
 
[56] 
 
 
50. Sabiendo que cuando se quema 1 g de gas propano en presencia de un exceso de oxígeno 
en un calorímetro manteniendo constante el volumen a 25°C, se desprenden 52,50 kJ de calor. 
Calcula ΔH y ΔU para la reacción: C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) 
Masas atómicas C = 12; H = 1. 
C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) 
Puesto que sabemos que 1 g de C3H8 desprende 52,50 kJ a volumen constante, debemos 
calcular la energía que desprende 1 mol de C3H8 para obtener ΔU de la reacción: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻8 ∙ 
44 𝑔 𝐶3𝐻8
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻8
∙ 
−52,50 𝑘𝐽
1 𝑔 𝐶3𝐻8
 = − 𝟐𝟑𝟏𝟎 𝒌𝑱 
 
Aplicamos la fórmula que relaciona ambos calores (ΔH y ΔU) para obtener ΔH de la reacción: 
ΔH = ΔU + Δn ∙ R ∙ T = 
𝚫𝐇 = −2310 kJ + (−3 mol ∙ 0,00831 kJ · K−1 · mol−1 · 298 K) = −𝟐𝟑𝟏𝟕, 𝟒𝟑 𝒌𝑱 
 
 
51. Para la siguiente reacción (sin ajustar): C3H8O (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) ΔH < 0 
Justifica si a presión constante se desprende más, igual o menos calor que a volumen 
constante. 
C3H8O (l) + 9/2 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) 
Al ajustar la reacción observamos que Δn= +2,5 y sabemos que ΔH < 0: 
ΔH = ΔU + Δn ∙ R ∙ T → 
ΔU = ΔH − Δn ∙ R ∙ T → 
 - - (+ ·+·+) 
 - - 
Este criterio de signos demuestra que a volumen constante (ΔU) se desprenderá la misma 
energía que a presión constante (ΔH) más lo que aporte el término Δn·R·T (en valor absoluto). 
De esta forma, a presión constante se desprenderá menos calor que a volumen constante. 
 
 
[57] 
 
 
52. Dada la reacción: 4 C3H5(NO3)3 (l) → 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g) 
a) Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción. 
b) Calcula el calor desprendido cuando se descomponen 100 g de C3H5(NO3)3 
Datos: ΔHf° (kJ/mol): H2O (g)= -241,8; CO2 (g)= -393,5; C3H5(NO3)3 (l)= -360 
Masa atómica: C=12; H=1; O=16; N=14 
 
4 C3H5(NO3)3 (l) → 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g) ¿ΔH? 
 
a) ΔH = Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos) 
ΔH = 12 mol · ΔHf CO2 + 10 mol · ΔHf H2O – 4 mol · ΔHf C3H5(NO3)3 
ΔH = 12 mol · (-393,5 kJ/mol) + 10 mol · (-241,8 kJ/mol) – 4 mol · (−360 kJ/mol) = -5700 kJ 
b) Puesto que 4 mol de C3H5(NO3)3 desprenden 5700 kJ, 100 g de C3H5(NO3)3 desprenderán: 
100 𝑔 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3 ·
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3
227 𝑔 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3
· 
−5700 𝑘𝐽
4 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3
 = −𝟔𝟐𝟕, 𝟕𝟓 𝒌𝑱 
 
 
53. La reacción de la hidracina, N2H4, con el peróxido de hidrógeno se usa en la propulsión de 
cohetes, según la siguiente reacción: N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (g) ΔH°= -642,2 kJ 
Calcula la entalpía de formación estándar de la hidracina. 
Datos: ∆H°f H2O2 (l) = −187,8 kJ/mol; ∆H°f H2O (g) = −241,8 kJ/mol 
 
 N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (g) 
a) ΔH = Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos) 
ΔH = 4 mol · ΔHf H2O – (2 mol · ΔHf H2O2 + 1 mol· ΔHf N2H4) 
ΔHf N2H4 = (4 mol · ΔHf H2O – 2 mol · ΔHf H2O2 – ΔH) / 1 mol 
ΔHf N2H4 = [4 mol · (−241,8 kJ/mol) – 2 mol · (−187,8 kJ/mol) + 642,2 kJ] / 1 mol= + 50,6 kJ/mol 
 
 
 
[58] 
 
 
54. Calcula la entalpía de la siguiente reacción: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O 
Datos: Entalpías de enlace (kJ/mol): C-C (347); C=O (730); O=O (494); H-O (460); C-H (415) 
 C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O ¿ΔH? 
 H H H 
H – C – C – C – H O=O → O=C= O H-O-H 
 H H H 
ΔH= Ʃ (Energía de los enlaces rotos) – (Energía enlaces formados) 
ΔH= 1 mol· (2· 347 kJ/mol + 8· 415 kJ/mol) + 5 mol· 1· 494 kJ/mol 
– (3 mol· 2· 730 kJ/mol + 4 mol· 2 · 460 kJ/mol) = -1576 kJ 
 
 
 
55. Calcula la entalpía del enlace N≡N en la reacción: N2 + 3 H2 → 2 NH3 ΔH= -80 kJ 
Datos: Entalpías de enlace (kJ/mol): H-H (436); N-H (389) 
N2 + 3 H2 → 2 NH3 ΔH= -80 kJ 
N≡N H-H H-N-H 
 H 
ΔH= Ʃ (Energía de los enlaces rotos) – (Energía enlaces formados) 
ΔH= 1 mol · 1· ΔHenlace N≡N + 3 mol · 1 · ΔHenlace H-H – 2 mol· 3· ΔHenlace N-H 
ΔHenlace N≡N = (ΔH – 3 mol · 1 · ΔHenlace H-H + 2 mol· 3· ΔHenlace N-H) /1 mol 
ΔHenlace N≡N = (- 80 kJ - 3 mol ·1 · 436 kJ/mol + 2 mol· 3· 389 kJ/mol) /1 mol = 946 kJ/mol 
 
 
 
 
[59] 
 
 
56. Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) ∆H= -483,6 kJ 
Desarrolla la reacción de formación del agua y calcula su valor: 
La reacción ajustada para formar 1 mol de agua a partir de sus elementos corresponde 
justamente con la del enunciado pero dividida entre dos. Por lo tanto: 
( 2 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2 𝐻2𝑂(𝑔) 𝛥𝐻 = −483,6 𝑘𝐽) /𝟐 
𝐻2 (𝑔) +
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑔) 𝜟𝑯 = 𝜟𝑯𝒇𝑯𝟐𝑶 = −𝟐𝟒𝟏, 𝟖 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 
 
 
57. Calcula los gramos de O2 que se necesitarán para desprender 1000 kJ a presión constante 
en la reacción de formación de la glucosa (C6H12O6) a partir de sus elementos. 
Datos: ∆H°f C6H12O6 = −673,3 kJ/mol; Masas atómicas: O=32 
 
Desarrollamos la reacción ajustada para formar 1 mol de glucosa a partir de sus elementos: 
6 𝐶 + 6 𝐻2 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝐶6𝐻12𝑂6 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑓𝐶6𝐻12𝑂6 = −𝟔𝟕𝟑, 𝟑 𝒌𝑱 
 
Puesto que 3 moles de O2 desprenden 673,3 kJ, para desprender 1000 kJ necesitaremos: 
 −1000 𝑘𝐽 · 
3 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
−673,3 𝑘𝐽
 · 
32 𝑔 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
= 𝟏𝟒𝟐, 𝟓𝟖 𝒈 𝑶𝟐 
 
 
58. Calcula el calor desprendido a presión constante en la reacción de combustión de la 
sacarosa (C12H22O11) al reaccionar por completo 50 g de O2. 
Datos: ∆H°c C12H22O11 = −5650 kJ/mol; Masas atómicas: O=32 
Desarrollamos y ajustamos la reacción de combustión para 1 mol de sacarosa sabiendo que 
al reaccionar con O2 sus productos son CO2 y H2O: 
𝐶12𝐻22𝑂11 + 𝟏𝟐 𝑶𝟐 → 12 𝐶𝑂2 + 11 𝐻2𝑂 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑐𝐶12𝐻22𝑂11 = −𝟓𝟔𝟓𝟎 𝒌𝑱 
 
Puesto que 12 mol de O2 desprenden 5650 kJ, 50 g O2 desprenderán: 
50 𝑔 𝑂2 · 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
32 𝑔 𝑂2
· 
−5650 𝑘𝐽
12 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
 = −𝟕𝟑𝟓, 𝟔𝟕 𝒌𝑱 
 
[60] 
 
 
59. Tanto el etanol (C2H5OH) como la gasolina (supuestamente octano puro, C8H18) se usan 
como combustibles para automóviles. Calcula: 
a) Las entalpías de combustión estándar del etanol y de la gasolina. 
b) ¿Qué volumen de etanol es necesario para producir la misma energía que 1 L de octano? 
Datos: ∆H°f (kJ/mol): C2H5OH = -277; C8H18 = -249,9; CO2 = -393,5; H2O = -285,8. 
Densidades (g/mL): C2H5OH = 0,7894; C8H18 = 0,7025. Masas atómicas H = 1; C = 12; O = 16. 
a) Desarrollamos y ajustamos la reacción de combustión para 1 mol de ambos compuestos 
sabiendo que al reaccionar con O2 sus productos son CO2 y H2O: 
𝐶2𝐻5𝑂𝐻 + 3 𝑂2 → 2 𝐶𝑂2 + 3 𝐻2𝑂 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑐 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = ¿ ? 
ΔH= Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos) 
ΔH= 2 mol · ΔHf CO2 + 3 mol · ΔHf H2O – 1mol · ΔHf C2H5OH 
ΔH= 2 mol · (-393,5 kJ/mol) + 3 mol · (-285,8 kJ/mol) – 1mol · (-277 kJ/mol) = -1367,4 kJ 
ΔHc C2H5OH = -1367,4 kJ/mol 
 
𝐶8𝐻18 + 
25
2
 𝑂2→ 8 𝐶𝑂2 + 9 𝐻2𝑂 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑐 𝐶8𝐻18 = ¿ ? 
ΔH= Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos) 
ΔH= 8 mol · ΔHf CO2 + 9 mol · ΔHf H2O – 1mol · ΔHf C8H18 
ΔH= 8 mol · (-393,5 kJ/mol) + 9 mol · (-285,8 kJ/mol) – 1mol · (-249,9 kJ/mol) = -5470,3 kJ 
ΔHc C8H18 = -5470,3 kJ/mol 
b) Calculamos la energía que produciría 1 L de octano: 
1000 𝑚𝐿 𝐶8𝐻18 ·
0,7025 𝑔 𝐶8𝐻18
1 𝑚𝐿 𝐶8𝐻18
· 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶8𝐻18
114 𝑔 𝐶8𝐻18
·
− 5470,3 𝑘𝐽 
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶8𝐻18
= − 𝟑𝟑𝟕𝟎𝟗, 𝟓𝟐 𝒌𝑱 
Y ahora calculamos el volumen de etanol necesario para producir dicha energía: 
− 33709,52 𝑘𝐽 ·
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
− 1367,4 𝑘𝐽
· 
46 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
·
1 𝑚𝐿 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 
0,7894 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻
= 𝟏𝟒𝟑𝟔, 𝟓𝟒 𝒎𝑳 
Se necesitan 1,43 L de etanol para producir la misma energía que 1 L de octano 
 
[61] 
 
 
60. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas: 
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ΔH° = 67,6 kJ 
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) ΔH° = −112, 8 kJ 
a) Calcula la entalpía de formación estándar, a 25°C, del monóxido de nitrógeno. 
b) Calcula los litros de aire necesarios para convertir en dióxido de nitrógeno 50 L de 
monóxido de nitrógeno, todos ellos medidos en condiciones normales. 
Datos: Composición volumétrica del aire: 21% O2 y 79% N2. 
 
a) Realizamos cambios sobre las reacciones que nos ofrece el ejercicio (y sus entalpías) con el 
objetivo de obtener la reacción que nos piden ½ N2 (g) + ½ O2 (g) → NO (g) ¿ΔH°? 
 
N2 (g) + 2 O2 (g)  2 NO2 (g) ΔH° = + 67,6 kJ Multiplicamos · ½ 
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) ΔH° = −112, 8 kJ Multiplicamos · (- ½) 
 
 Aplicamos los cambios y sumamos las ecuaciones y sus entalpías 
 
 ½ O2 
½ N2 (g) + O2 (g)  NO2 (g) ΔH° = + 33,8 kJ 
NO2 (g)  NO (g) + ½ O2 (g) ΔH° = + 56,4 kJ 
½ N2 (g) + ½ O2 (g)  NO (g) ΔH° = + 90,2 kJ 
 
La entalpía de formación para 1 mol de NO (g) a partir de sus elementos es + 90,2 kJ/mol. 
 
b) El enunciado hace referencia a la reacción: 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) ΔH° = −112, 8 kJ 
50 𝐿 𝑁𝑂 · 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑂
22,4 𝐿 𝑁𝑂
· 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
2 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑂
 ·
22,4 𝐿 𝑂2
1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2
· 
100 𝐿 𝑑𝑒 𝑎𝑖𝑟𝑒
21 𝐿 𝑂2
= 𝟏𝟏𝟗, 𝟎𝟓 𝑳 𝒅𝒆 𝒂𝒊𝒓𝒆 
 
 
 
 
[62] 
 
 
61. A 25 °C las entalpías de combustión estándar del hexano líquido, carbono sólido e 
hidrógeno gas son -4192 kJ/mol, -393,5 kJ/mol y -285,8 kJ/mol, respectivamente. Calcula: 
a) La entalpía de formación del hexano líquido a 25°C. 
b) El número de moles de hidrógeno gaseoso consumidos en la formación del hexano líquido 
cuando se liberan 30 kJ. 
 
a) Desarrollamos las reacciones de combustión para 1 mol de hexano líquido, carbono sólido 
e hidrógeno gas y realizamos los cambios sobre dichas reacciones (y sus entalpías) con el 
objetivo de obtener la reacción que nos piden 6 C (s) + 7 H2 (g) → C6H14 (l) ¿ΔH°? 
C6H14 (l) + 
19
2
 O2 (g)  6 CO2 (g) + 7 H2O (l) ΔH° = −4192 kJ Multiplicamos · (- 1) 
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH° = −393,5 kJ Multiplicamos · 6 
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) ΔH° = −285,8 kJ Multiplicamos · 7 
 
 Aplicamos los cambios y sumamos las ecuaciones y sus entalpías 
 
6 CO2 (g) + 7 H2O (l)  C6H14 (l) + 
19
2
 O2 (g) ΔH° = +4192 kJ 
6 C (s) + 6 O2 (g)  6 CO2 (g) ΔH° = −2361 kJ 
7 H2 (g) + 7/2 O2 (g)  7 H2O (l) ΔH° = −2000,6 kJ 
 
6 C (s) + 7 H2 (g) → C6H14 (l) ΔH°= -169,6 kJ 
 
La entalpía de formación para 1 mol de C6H14 (l) a partir de sus elementos es -169,6 kJ/mol. 
 
b) El enunciado hace referencia a la reacción: 6 C (s) + 7 H2 (g) → C6H14 (l) ΔH°=-169,6 
−30 𝑘𝐽 · 
7 𝑚𝑜𝑙 𝐻2
−169,6 𝑘𝐽
 = 𝟏, 𝟐𝟑𝟖 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐 
 
 
 
 
[63] 
 
 
62. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: 
1) 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) ΔH = -196 kJ 
2) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ΔH = -92,4 kJ 
3) NaCl (s) + H2O (l) → Na+ (aq) + Cl- (aq) ΔH = +1,7 kJ 
a) Razona el signo que probablemente tendrá la variación de entropía en cada caso. 
b) Razona el proceso que será siempre espontáneo. 
c) Razona el proceso que será espontáneo a bajas temperaturas. 
d) Razona el proceso que será espontáneo a altas temperaturas. 
 
a) - En el proceso 1, se produce un aumento del desorden a lo largo del proceso (ya que se 
generan gases que aumenta la entropía del sistema), por lo tanto, ΔS= +. 
- En el proceso 2, se produce una disminución del desorden a lo largo del proceso (disminuye 
el número de moles gaseosos), por lo tanto, ΔS= −. 
- En el proceso 3, se produce un aumento del desorden a lo largo del proceso (ya que se 
generan iones en disolución que aumenta la entropía del sistema), por lo tanto, ΔS= +. 
b) El proceso 1 (ΔH < 0; ΔS > 0) es el que será siempre espontáneo (ΔG < 0). ¡Demostrémoslo! 
 ∆G= ∆H - T·∆S 
 - - (+·+) = 
 - - = - 
c) El proceso 2 (ΔH < 0; ΔS < 0) es el que será espontáneo (ΔG < 0) a bajas temperaturas (por 
debajo de la de equilibrio). ¡Demostrémoslo! 
 ∆G= ∆H - T·∆S 
 - - (+·-) = 
 - + = ¿? 
 
c) El proceso 3 (ΔH > 0; ΔS > 0) es el que será espontáneo (ΔG < 0) a altas temperaturas (por 
encima de la de equilibrio). ¡Demostrémoslo! 
 ∆G= ∆H - T·∆S 
 + - (+·+) = 
 + - = ¿? 
Proceso espontáneo 
 
 
Depende de la temperatura: 
Será espontáneo siempre y cuando |∆H|> |T∆S| ya 
que de esta manera ∆G será negativo. Esto ocurrirá 
por debajo de la temperatura de equilibrio. 
 
 
Depende de la temperatura: 
Será espontáneo siempre y cuando |T∆S |> |∆H| ya 
que de esta manera ∆G será negativo. Esto ocurrirá 
por encima de la temperatura de equilibrio. 
 
 
[64] 
 
 
Ojo! Si no pasas ΔS de J/ k a kJ/ K estará mal ya que ΔH está en kJ 
63. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 
a) Una reacción endotérmica que cursa con una disminución del desorden no podrá ocurrir 
espontáneamente. 
b) Una reacción que cursa con un aumento del desorden siempre ocurrirá espontáneamente. 
 
a) Verdadero. Una reacción endotérmica (∆H = +) con disminución del desorden (∆S = -): 
 ∆G= ∆H - T·∆S 
 + - (+·-) = 
 + + = + 
b) Falso. Un proceso con aumento del desorden (∆S = +) podría ser no espontáneo siempre y 
cuando el proceso sea endotérmico (∆H = +) y la temperatura por debajo de la de equilibrio. 
 
 
64. Dada la reacción: CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -283 kJ 
a) Calcule la entropía de esta reacción a 25 °C, en condiciones estándar. 
b) A esta temperatura, calcula el valor de la energía libre de Gibbs y si es espontánea. 
c) Determina la temperatura a la cual el proceso estará en equilibrio. 
Datos: S° (J·mol-1·K-1): CO (g) = 197,9; CO2 (g) = 213,6; O2 (g) = 205 
 
a) Calculamos ΔS a partir de las entropías molares de cada compuesto: 
ΔS= Ʃ n · S° (productos) - Ʃ n · S° (reactivos) 
ΔS= 1 mol · S° CO2 – (1 mol · S° CO + ½ mol · S° O2) 
ΔS= 1 · 213,6 – (1 · 197,9 + ½ · 205) = -86,8 J/ k = - 0,0868 kJ/ K 
 
 
b) ∆G= ∆H - T∆S 
∆G= -283 kJ – [(298 K · (- 0,0868 kJ/ K)] 
∆G = -257,13 kJ Como ∆G es negativo, el proceso es espontáneo a 25°C 
c) La temperatura de equilibrio (o inversión) es la temperatura a la cual el proceso está en 
equilibrio (∆G=0). Por lo tanto, despejando la ecuación ∆G= ∆H - T∆S: 
T =
|∆H|
|∆S|
=|283 kJ|
|0,0868 kJ/ K |
= 𝟑𝟐𝟔𝟎, 𝟑𝟔 𝑲 (𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜) 
 
Proceso no espontáneo