U1: Energia en acció - Termoquímica i Termodinàmica

I 12 flashcards i 8 preguntes més al document.

Text del document

U1 ENERGIA EN ACCIÓ Química de 2n de Batxillerat ENTALPIA D’UNA REACCIÓ L’increment d’entalpia d’una reacció és una mesura de la quantitat de calor intercanviada quan la reacció s’esdevé a pressió constant. Qp = ∆H Els valors de les entalpies de reacció s’expressen en kJ/mol. Es parla d’entalpia d’una reacció però realment són increments d’entalpia. Es defineix l’entalpia estàndard d’una reacció com l’increment d’entalpia de la reacció mesurat en condicions estàndard. Una reacció termoquímica és l’equació química que correspon a una reacció química igualada, juntament amb l’increment d'entalpia associat. Una reacció és exotèrmica quan els productes tenen menys energia que els reactius.

L’excés d’energia surt cap a l’entorn, provocant un augment de la temperatura. Una reacció és endotèrmica quan els productes tenen més energia que els reactius. El dèficit d’energia el subministra l’entorn, observant-se una disminució de la temperatura. La determinació experimental de les variacions d’entalpia d’una reacció es fa mesurant la variació de temperatura que la reacció genera en una massa d’aigua. Mitjançant l’equació de la calor podrem saber l’energia intercanviada. DIFERENTS TIPUS DE VARIACIONS D’ENTALPIA Existeixen tres tipus de variacions d’entalpia: - Variació d’entalpia estàndard de combustió: correspon a la combustió d’un mol de combustible, mesurada en condicions estàndard.

Es representa ∆Hºc i es tracta d’una reacció que sempre és exotèrmica, és a dir, sempre és negativa. Per exemple, per la combustió del metà seria: CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) ∆Hºr = -890 kJ/mol Enllaç a l’activitat:http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA21.pdf - Variació d’entalpia estàndard de formació: correspon a la formació d’un mol de compost a partir dels elements constituents en estat estàndard. D’aquesta definició se’n dedueix que la variació d’entalpia de formació dels elements en estat estàndard ha de ser zero.

Per exemple, per a l’aigua serà: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) - ∆Hºr = - 286 kJ/mol Entalpies d’enllaç: en una primera aproximació podem considerar que, perquè una reacció s’esdevingui, primer han de trencar-se els enllaços dels reactius i després formar-se els enllaços en els productes. Podem definir una variació d’entalpia d’enllaç com la quantitat d’energia necessària per trencar un mol d’enllaços determinats. Les entalpies d’enllaç proporcionen un bon model teòric per entendre el mecanisme d’una reacció química.

Cal tenir en compte, però, que els valors de les 2 Química de 2n de Batxillerat entalpies d’enllaç depenen de l’entorn molecular en cada cas concret i, per tant, els valors d’entalpies de reacció calculades amb les entalpies d’enllaç són, només, un valor aproximat i no pas exacte.

La variació d’entalpia d’una reacció vindrà donada per l’equació: ∆Hºreacció = ∑n·∆Hº(enllaços trencats) - ∑n·∆Hº(enllaços formats) Enllaç a les activitats: http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA31.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA32.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA33.pdf DIAGRAMA ENTÀLPIC Un diagrama entàlpic és una representació de la variació del nivell d’energia de les susbstàncies durant el transcurs d’una reacció. Les reaccions no comencen fins que es trenquen alguns enllaços en els reactius.

És per això que es pot definir un hipotètic estat intermedi, que s’anomena complex activat, en el qual tots els enllaços dels reactius s’han trencat. Evidentment, el complex activat correspon al nivell màxim d’energia de la reacció i, per arribar-hi, cal subministrar una quantitat d’energia que anomenarem energia d’activació. Realment aquest només és un model teòric, ja que en la realitat, un cop s’han trencat alguns dels enllaços dels reactius, la reacció ja pot començar. Els diagrames entàlpics per a les reaccions estudiades seran: Figura 1. Diagrama entàlpic d’una reacció exotèrmica. 3 Química de 2n de Batxillerat Figura 2. Diagrama entàlpic d’una reacció endotèrmica.

LLEI DE HESS En algunes ocasions és impossible mesurar la variació d’entalpia d’una reacció, ja sigui perquè aquesta reacció no s’esdevé en estat estàndard o, simplement, perquè aquesta reacció no és possible. En aquests casos disposem d’una eina matemàtica que permet determinar entalpies de reacció: la llei de Hess. El fonament d’aquesta llei és que si un procés és possible per dues vies diferents, la variació d’energia implicada ha de ser la mateixa per un camí o per l’altre (diem que l’energia és una funció d’estat ja que el seu valor només depèn dels estats inicial i final però no del camí seguit per anar d’un a l’altre).

D’aquesta manera es pot definir un cicle entàlpic que relacioni els estats inicials i finals, per exemple, per la formació del metà: Figura 3. Cicle entàlpic per la formació de l’età. La reacció de formació de l’età a partir de l’etè i l’hidrogen es pot obtenir sabent: 1) L’entalpia de reacció de formació de l’etè a partir del carboni i l’hidrogen canviada de signe. 2) L’entalpia de formació de l’età a partir de carboni i l’hidrogen. Fent les combinacions d’operacions matemàtiques necessàries amb les entalpies de les reaccions indicades s’obté el valor d’entalpia de la reacció desitjada.

4 Química de 2n de Batxillerat Una aplicació important de la llei de Hess consisteix en fer servir les entalpies de formació dels productes i dels reactius per determinar la variació d’entalpia associada a qualsevol reacció química: ∆Hºreacció = ∑n·∆Hºf (productes) - ∑n·∆Hºf (reactius) Enllaç a l’activitat: http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA13.pdf ENERGIA INTERNA Definim la variació d’energia interna d’una reacció com la calor intercanviada en el decurs de la reacció quan aquesta s’esdevé a volum constant: Qv = ∆E Les energies internes s’expressen en kJ/mol.

La variació d’energia interna d’una reacció no té en compte el treball que provoca la variació de volum dels gasos al llarg de la reacció. El treball en una reacció química es pot escriure en la forma P·∆V, que a partir de la llei dels gasos ideals podem transformar en ∆n·R·T. Tenint en compte que un augment de mols de gasos provoca un augment de volum i, per tant, una pèrdua d’energia per al sistema, podem escriure: ∆H = ∆E + ∆nRT En aquesta equació: ∆n correspon a la variació dels mols de gas en el decurs de la reacció. El valor de R ha d’estar expressat en unitats del Sistema Internacional per obtenir el resultat en Joules. R = 8,314 J/mol.

Enllaç a l’activitat:http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA12.pdf ENTALPIES DE DISSOLUCIÓ, D’HIDRATACIÓ I RETICULAR Algunes reaccions químiques originen productes insolubles o precipitats, són les anomenades reaccions de precipitació. A partir d’un estudi teòric i de les entalpies involucrades es pot arribar a determinar per què algunes sals són solubles i d’altres no. La solubilitat de les sals s’explica pels canvis d’energia que es produeixen al llarg del procés de dissolució.

Considerant les diferents variacions d’entalpia involucrades: - Variació d’entalpia reticular: correspon a la formació d’un mol de compost iònic sòlid a partir dels seus ions en estat gasós. Com major és l’entalpia reticular d’un compost, més estable serà la seva xarxa iònica. Aquesta energia depèn de la mida i de la càrrega dels ions, segons la llei de Coulomb: 5 Química de 2n de Batxillerat Si els ions tenen més càrrega l’entalpia reticular augmenta. Si els ions tenen menys radi iònic, l’entalpia reticular augmenta.

A continuació es mostren uns exemples: Na+(g) + Br -(g) → NaBr (s) ∆Hret = -729 kJ/mol Na+(g) + Cl -(g) → NaCl (s) ∆Hret = -780 kJ/mol Na+(g) + F -(g) → NaF (s) ∆Hret = -914 kJ/mol Mg2+(g) + 2 Br -(g) → MgBr2 (s) ∆Hret = -2240 kJ/mol - Variació d’entalpia d’hidratació d’un ió: correspon a la dissolució d’un mol d’ions a partir dels corresponents ions en estat gasós. Na+(g) + aq → Na+(aq) ∆Hhid = -390 kJ/mol Br -(g) + aq → Br -(aq) ∆Hhid = -337 kJ/mol - Variació d’entalpia de dissolució: correspon a la dissolució d’un mol de compost sòlid per originar els corresponents ions en dissolució.

Aplicant un cicle de Hess podem deduir que: ∆Hdissolució = ∆Hhid (catió) + ∆Hhid (anió) - ∆Hret Si es representen gràficament les diferents situacions possibles, s’obtenen els resultats següents: 1) L’entalpia de dissolució és negativa: el compost iònic és soluble. 2) L’entalpia de dissolució és positiva i força gran: el compost no es dissol ja que es necessita molta energia perquè aquest procés s’esdevingui. 3) L’entalpia de dissolució és positiva però petita. En aquest cas pot ser que el compost iònic sigui soluble i pot ser que no. Cal afegir un altre criteri per determinar si el procés de dissolució és favorable o no: l’entropia.

· Calcula l’entalpia de dissolució del bromur de sodi i determina si aquesta sal és soluble. Enllaç a les activitats: http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA14.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA16.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA17.pdf 6 Química de 2n de Batxillerat ENTROPIA L’entropia és una mesura del nombre de possibles ordenacions d’un sistema físic o químic. Es pot considerar com una mesura del grau de desordre del sistema, en el sentit que, si l’entropia augmenta, el sistema es desordena. L’entropia es representa amb la lletra S i es mesura en J/K·mol.

Els processos naturals espontanis són aquells que comporten un augment del grau de desordre, és a dir, un augment d’entropia. En un procés espontani: ∆S > 0 Ara bé, quan s’esdevé una reacció química l’intercanvi d’energia amb l’entorn provoca que aquest entorn també experimenti una variació d’entropia.

Per tant, en una reacció química: ∆Sºreacció = ∑n·∆Sº(productes) - ∑n·∆Sº(reactius) La variació d’entropia de l’entorn pot calcular-se com: ∆Sentorn = - ∆H/T D’on s’obté que: ∆Stotal = ∆Ssistema - ∆H/T Enllaç a les activitats: http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA41.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA42.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA43.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA44.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA45.pdf ENTROPIA MOLAR D’UNA SUBSTÀNCIA L’entropia molar d’una substància és una mesura de l’augment de desordre d’aquesta substància en condicions estàndard respecte a 0K.

Totes les entropies molars són, per tant, positives. És interessant analitzar de quins factors depèn l’entropia molar de les substàncies: L’entropia molar augmenta amb el grau de llibertat de moviment dels àtoms i molècules: així doncs, l’entropia molar dels gasos és major que la dels sòlids i líquids i l’entropia molar dels sòlids augmenta quan aquests es dissolen. L’entropia molar augmenta amb la massa atòmica o molecular. L’entropia molar es redueix en augmentar les entalpies d’enllaç: com més fortament estan units els àtoms menor és l’entropia de la substància.

7 Química de 2n de Batxillerat L’entropia molar augmenta amb la complexitat química de les substàncies: un compost que contingui major diversitat d’àtoms o d'enllaços tindrà una entropia superior. ENERGIA DE GIBBS L’energia de Gibbs ens proporciona un altre criteri d’espontaneïtat dels processos químics. Es defineix com el treball útil que pot realitzar un sistema químic, que és el treball de la reacció a pressió i temperatura constant, sense tenir en compte el treball d’expansió dels gasos. Es representa amb la lletra G i es mesura en kJ/mol.

La variació de l’energia de Gibbs en una reacció es calcula: ∆G = ∆H - T·∆S En un procés espontani: ∆G < 0 Enllaç a les activitats: http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA51.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA52.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA53.pdf http://cesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/EA%20v1.3/EA55.pdf A continuació es defineixen els principis fonamentals de la termodinàmica: PRINCIPI ZERO DE LA TERMODINÀMICA Quan dos sistemes A i B estan en equilibri termodinàmic i els sistemes B i C estan en equilibri termodinàmic, aleshores A i C també estan en equilibri termodinàmic.

Figura 4. Principi 0 de la termodinàmica. PRIMER PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA En un sistema termodinàmic tancat la quantitat d’energia interna només pot variar per aportació o extracció d’una quantitat d’energia en forma de calor (q) o treball (w). Dit d’una altra manera, la variació d’energia interna d’un sistema és la suma del calor i el treball aportat o extret al sistema.

∆E = q + w Si el sistema és aïllat, el principi diu que l’energia interna es conserva: ∆E = 0 8 Química de 2n de Batxillerat SEGON PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA L’entropia d’un sistema aïllat augmenta quan es realitza un procés espontani irreversible, ∆S>0, o roman constant si és reversible, ∆S = 0 L’Univers és un sistema aïllat i per això sempre es compleix que, en un procés espontani, ∆SUnivers >0 En els sistemes no aïllats els processos espontanis es produeixen fins que el sistema arriba a un estat d’equilibri en què S es manté constant i l’equilibri té lloc quan la suma de Ssistema + Sentorn és màxima.

TERCER PRINCIPI DE LA TERMODINÀMICA L’entropia d’un sistema a la temperatura del zero absolut és una constant ben definida. L’entropia d’un cristall perfecte de qualsevol element a la temperatura de zero absolut és nul·la. PROBLEMES Estequiometria i formulació orgànica 1. Formula els compostos següents: a) Propanona b) àcid acètic c) àcid fòrmic d) acetat d’etil e) metanoat de propil f) àcid butanoic g) etanal h) 3,4-heptandiol i) metoxietà j) 2,3,4-trimetilpentà k) àcid-3-etil-2-hidroxipentanoic l) 1,3-dimetilbenzè m) Formaldehid n) Fenol o) 1,2-propandiol p) àcid propandioic q) anilina r) benzoat de metil s) benzonitril 9 Química de 2n de Batxillerat 2.

Formula els compostos següents: a) ciclohexà b) butanol c) àcid propanoic d) 4-metil-2-heptè e) etandiol f) dietilèter g) butanal h) 3-pentanona i) propanoat de metil j) trimetilamina k) propanamida l) acetonitril m) fenilamina n) 2,2-dimetil-3-etiloctà o) butanoat de propil p) acetilè q) estirè o vinilbenzè r) toluè s) 3-fluoro-4-nitrotoluè 3. Determina la massa de diòxid de carboni generada en la combustió de 3 kg de metanol. 4. Determina els mols de diòxid de carboni generats en la combustió de 2 kg de propandiol. 5. Fem reaccionar un motor de 4 litres d’etanol de densitat 780 kg/m3 amb 50 litres d’oxigen a 12ºC i 1 atmosfera.

Determina quin és el reactiu limitant i la massa de diòxid de carboni que es forma. 6. En un recipient tancat fem reaccionar 300 grams de metanol amb 4 mols d’oxigen. Determina les masses de totes les substàncies dins del recipient un cop acabada la reacció. 7. En un recipient tancat de 45 litres que conté oxigen a 20ºC i 1 atmosfera introduïm 500 cm3 de butanol de 890 kg/m3. Determina la massa de diòxid de carboni que es forma en produir-se la reacció de combustió. 8. La combustió de l’etoxipropà té un rendiment del 85%. Determina la massa de diòxid de carboni formada en la combustió de 80 litres d’etoxipropà de densitat 900 kg/m3. 9. La combustió del 2,2-dimetilbutà té un rendiment del 70%.

Determina el volum que ocuparà la massa de diòxid de carboni formada si es produeix la combustió de 6 kg d’hidrocarbur en condicions normals. 10. En un recipient tancat de 80 litres introduïm l’oxigen contingut en una bombona de 50 litres que a 30ºC té una pressió de 1090 hPa. Posteriorment, introduïm 400 grams de nonà i 10 Química de 2n de Batxillerat en produïm la combustió. Determina les masses de totes les substàncies presents en el recipient quan la reacció acaba. 11. En un recipient disposem d’un àcid butandioic del qual es produeix la combustió completa. a) Escriu l’equació de combustió indicada b) En la combustió es generen 4500 grams de diòxid de carboni.

Determina la massa d’àcid butandioic que ha reaccionat. c) Si l’àcid té una concentració del 98% en massa, determina la massa d’àcid inicial. Entalpies 12. En la combustió del ciclopentà es generen 3400 kJ per cada mol de ciclopentà que reacciona. a) Escriu la reacció de combustió del ciclopentà. b) Determina l’energia alliberada en la combustió de 400 grams de ciclopentà. c) Si tota l’energia alliberada és absorbida per una massa de 800 kg d’aigua a 12ºC, determina la temperatura final de la massa d’aigua. 13. En la combustió del fenol s’alliberen 2750 kJ/mol. a) Escriu la reacció de combustió del fenol. b) Determina l’energia alliberada en la combustió de 250 ml de fenol de 0,980 g/cm3.

c) Si tota l’energia alliberada és absorbida per una massa de 500 kg d’aigua a 18ºC, determina la temperatura final de la massa d’aigua. 14. La variació d’entalpia de combustió per l’heptà és de -4817 kJ/mol. Calcula l’energia transferida quan se’n cremen 10 g i quan se’n cremen 10 kg. 15. La variació d’entalpia de combustió del carboni és igual a la variació d’entalpia estàndard de formació del diòxid de carboni. Explica per què. 16. Escriu l’equació que representi la formació del propà a partir dels seus elements en estat estàndard.

a) Dibuixa un cicle entàlpic per mostrar les relacions entre la formació del propà a partir de carboni i hidrogen i la combustió d’aquesta substància per donar diòxid de carboni i aigua. b) Utilitza aquest cicle entàlpic per calcular el valor de la variació d’entalpia de formació del propà. Dades: ∆Hºc(C) = -393 kJ/mol; ∆Hºc(H2) = -286 kJ/mol; ∆Hºc(C3H8) = -2219 kJ/mol; ∆Hºf(CO2) = -393 kJ/mol; ∆Hºf(H2O) = -286 kJ/mol 17. Suposa que has de determinar la variació d’entalpia estàndard de formació del monòxid de carboni. No la pots mesurar directament perquè és difícil que el carboni es converteixi únicament en monòxid de carboni.

Tanmateix, pots convertir C i CO a CO2 i utilitzar el canvis d’energia trobats en aquestes reaccions per determinar-la. 11 Química de 2n de Batxillerat C(s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hºc(C) = -393 kJ/mol CO(g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆Hºc(CO) = -283 kJ/mol 18. El butà i el propà són dos gasos combustibles utilitzats en la indústria i les llars. a) Escriu les reaccions de combustió del butà i del propà i calcula per a cada combustió la calor a pressió constant alliberada en condicions estàndard a 25ºC quan es forma 1 mol de CO2. b) Considerant la calor a pressió constant alliberada quan es forma 1 mol de CO2, justifica quins dels dos combustibles contribueix més a l’agreujament de l’efecte hivernacle.

Dades: ∆Hºf(propà) = -103,8 kJ/mol; ∆Hºf(butà) = -126,5 kJ/mol; ∆Hºf aigua(l) = -285,8 kJ/mol; ∆Hºf CO2(g) = -393,5 kJ/mol 19. L'equació termoquímica corresponent a la reacció de neutralització en una solució aquosa és: H+(aq) + OH- (aq) → H2O (l) ∆Hº = -54 kJ/mol a) Troba quina quantitat de calor correspon a la neutralització de 25 cm3 d’àcid clorhídric 2 M amb 25 cm3 d’hidròxid de sodi 2 M. b) Si la massa de la solució anterior és de 52 grams i estava a 20ºC calcula la temperatura final de la solució. Dada: capacitat calorífica de l’aigua = 4,18 J/g·K 20.

En la fermentació alcohòlica de la glucosa s’obté etanol i diòxid de carboni segons la reacció: C6H12O6(s) → 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g) L’entalpia d’aquesta reacció és difícl de trobar experimentalment. Es coneixen bé, però, les entalpies per les reaccions de combustió de l’etanol i de la glucosa. a) Dissenya un cicle entàlpic que permeti fer el càlcul de l’entalpia de la fermentació. b) Calcula l’increment d’entalpia d'aquesta reacció quan fermenten 800 g de glucosa sabent que els increments d’entalpia per a les reaccions de combustió de la glucosa i de l’etanol són, respectivament, -2813 kJ/mol i -1371 kJ/mol. 21.

L’etanol és un combustible utilitzat en diversos àmbits i amb perspectives de futur en el camp del transport. La seva oxidació dóna àcid acètic. En condicions estàndard, la combustió d’1 g d’etanol allibera 29,8 kJ i la combustió d’1 g d’àcid acètic, 14,5 kJ. Calcula: a) L’entalpia de combustió estàndard de l’etanol i de l’àcid acètic. b) La variació de l’entalpia estàndard de la reacció d’oxidació de l’etanol a àcid acètic. 12 Química de 2n de Batxillerat Entalpies d’enllaç 22. Utilitza les entalpies d’enllaç per calcular l’energia necessària per descompondre 1 mol de molècules de metà en àtoms en estat gasós: CH4 (g) → C (g) + 4 H (g) 23.

Utilitza les entalpies d’enllaç per calcular l’energia necessària per descompondre 1 mol de molècules de propà en els àtoms constituents en estat gasós. 24. Revisa el concepte d’entalpia d’enllaç i raona les qüestions següents: a) Un enllaç C=C és dues vegades més fort que un enllaç C-C? b) Cerca i compara l’entalpia d’enllaç C-C amb la de l’enllaç C=C i comenta la teva resposta anterior. 25. Dibuixa un cicle entàlpic per mostrar el trencament i la formació d’enllaços en la formació del propà i utilitza aquest cicle i les entalpies d’enllaç necessàries per calcular la variació d’entalpia de combustió del propà.

Després, busca el valor de la variació d’entalpia de combustió del propà a les taules de dades i comenta les diferències entre aquest valor i el que has calculat prèviament. Entropia 26. A partir de les dades següents per al CaCl2: Entalpia reticular del CaCl2 = -2258 kJ/mol Entalpia d’hidratació dels ions Ca2+ = -1562 kJ/mol Entalpia d’hidratació dels ions Cl- = -364 kJ/mol a) Calcula la variació d’entalpia en el procés de dissolució de 3 mols de CaCl2 en 1 dm3 d’aigua. b) La variació d’entropia de l’entorn en el procés anterior si té lloc a 298K.

c) La variació d’entropia de l’entorn en el procés de dissolució del clorur de calci sòlid en 1 litre d’aigua fins arribar al punt de saturació (solució saturada) Dada: la solubilitat del clorur de calci és de 5,3 mol·dm-3 a 298 K. 27. A cadascun dels apartats escull la substància que tingui l’entropia molar estàndard més alta a 25ºC. Raona la resposta. a) b) c) d) e) HBr (g) i HCl (g) Cs(s) i Cs (l) NH3 (g) i Ne (g) KCl(s) i CaS(s) C2H6(g) i C2H4(g) 28. Indica si l’entropia dels productes serà més gran o més petita que la dels reactius a cadascuna de les reaccions següents. Raona la resposta.

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g) 13 Química de 2n de Batxillerat Espontaneïtat 29. Els valors de ∆H i ∆S que trobaràs tot seguit fan referència als canvis a 298K en condicions estàndard. Prediu si es produiran o no els canvis següents de manera espontània a 298K. Raona la resposta en cada cas. a) b) c) d) Ca2+ (aq) + CO32- (aq) → CaCO3 (s) H2O2 (l) → H2O (l) + ½ O2 (g) N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) NH4NO3 (s) → N2O (g) + 2 H2O (l) ∆Sº = 205 J/K·mol ∆Sº = 62 J/K·mol ∆Sº = 25 J/K·mol ∆Sº = -231 J/K·mol ∆Hº = 13 kJ/mol ∆Hº = -98 kJ/mol ∆Hº = 180 kJ/mol ∆Hº = -288 kJ/mol 30.

Justifica per què l’obtenció de diamants a partir de carboni grafit no és favorable a qualsevol temperatura i a pressió atmosfèrica. Dades: ∆Ssistema = -4 J/K·mol ∆H = 2 kJ/mol 31. El procés químic d’oxidació de la glucosa transfereix energia al cos humà: C6H12O6(s) + 6 O2 (g) → 6 H2O(l) + 6 CO2 (g) En aquest procés i a 25ºC, ∆Hº = -2808 kJ/mol i ∆Sº = 182 J/K·mol. a) Determina l’energia lliure que s’obté a 37ºC quan prenem una cullerada de glucosa (10 g) suposant que les magnituds ∆Hº i ∆Sº no varien amb la temperatura. b) Per què aquesta reacció d’oxidació de la glucosa a 37ºC pot transferir energia al cos humà? 32.

El diòxid de nitrogen es pot formar a partir del monòxid de nitrogen a 298K segons la reacció següent: 2 NO(g) + O2 (g) → 2 NO2(g) ∆Hº = -114,14 kJ/mol a) Raona si la reacció serà espontània en condicions estàndard i a 298K. b) Calcula la calor a pressió constant que es desprendrà en reaccionar 5,0 l de monòxid de nitrogen, mesurats a 298K i 1,0 atm amb un excés d’oxigen. Dades: ∆SºNO(g) = 210,8 J/K·mol; ∆SºO2(g) = 205,1 J/K·mol; ∆SºNO2(g) = 240,1 J/K·mol 33.

El carbonat de calci es descompon, en condicions estàndard i a 25ºC, segons la reacció següent: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) ∆Hº = 178 kJ/mol Si l’entropia estàndard d’aquesta reacció és 165 J/K·mol: a) Calcula l’energia lliure estàndard de la reacció a 25ºC. Raona si la reacció és espontània en condicions estàndard i a 25ºC. b) Quina temperatura mínima s’ha d’aconseguir perquè el CaCO3 sòlid es descompongui en condicions estàndard? Considera que ∆Hº i ∆Sº no varien amb la temperatura. 14 Química de 2n de Batxillerat 34.

Les reaccions de combustió del carboni grafit, de l’hidrogen i del metà són: C(grafit) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hº(298,15K) = -393,5 kJ/mol H2 (g) + 1/2 O2 (g) → 2 H2O(l) ∆Hº(298,15K) = -285,8 kJ/mol CH4(g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O(l) ∆Hº(298,15K) = -890,4 kJ/mol a) Calcula l’entalpia estàndard de formació del metà a 298,15K. b) Raona si la reacció de combustió del metà és espontània o no a 298,15K. Dades: ∆SºCH4(g) = 186,3 J/K·mol; ∆SºO2(g) = 205,1 J/K·mol; ∆SºCO2(g) = 213,7 J/K·mol; ∆SºH2O(l) = 69,9 J/K·mol Exercicis globals 35. La reacció de combustió de l’acetona (propanona) és exotèrmica, amb una entalpia de combustió de 1788,16 kJ/mol.

a) Dibuixa el diagrama entàlpic de la combustió de l’acetona. b) Escriu l’equació termoquímica corresponent a aquesta reacció. c) Determina l’energia alliberada en la combustió de 500 ml d’acetona de densitat 0,973 g/cm3. 36. En la combustió de 450 g d’un 2-metilpentanal s’obtenen 320 kcal d’energia en forma de calor. a) Calcula l’entalpia de combustió. b) Escriu l’equació termoquímica corresponent. 37. Amb la combustió de 70 g d’un butandiol s’aconsegueix escalfar 32ºC una massa d’aigua de 500 g. a) Calcula l’entalpia de combustió del butandiol. b) Escriu l’equació termoquímica corresponent. 38.

En un recipient tancat es produeix la combustió de 20 litres d’oxigen, mesurats a 30ºC i 1,3 atmosferes i 300 g de propanoat de metil. En la combustió es desprenen 4500 calories d’energia en forma de calor. a) b) c) d) e) Escriu l’equació química corresponent a la reacció descrita. Determina quin és el reactiu limitant d’aquesta reacció. Calcula l’entalpia de combustió del propanoat de metil. Escriu l’equació termoquímica corresponent. Determina la temperatura final d’una massa de 4 quilograms d’aigua a 12ºC que absorbeixi tota l’energia despresa en la combustió de 120 g de propanoat de metil. 39. El propà té una entalpia de combustió de 2217,90 kJ/mol.

En un recipient disposem de 300 g de propà i 30 litres d’oxigen mesurats a 25ºC i 1 atmosfera. 15 Química de 2n de Batxillerat a) b) c) d) Determina quin és el reactiu limitant, si es produeix una reacció de combustió. Determina l’energia despresa en forma de calor en la combustió anterior. Dibuixa el diagrama entàlpic corresponent a aquest procés. Explica què és l’entalpia d’activació d’aquesta reacció. 40. En un motor es cremen completament 450 ml d’àcid acètic (etanoic) líquid, de densitat 1,05 g/cm3. L’entalpia de combustió de l’àcid acètic és de 870,86 kJ/mol. a) Escriu l’equació termoquímica corresponent a aquesta reacció. b) Determina l’energia emesa en forma de calor. 41.

Amb l’energia despresa en la combustió de 55 g de propanoat de propil es genera un augment de temperatura de 17ºC en una massa de 4 quilos d’aigua. a) Calcula l’entalpia de combustió del propanoat de propil. b) Escriu la corresponent equació termoquímica. 42. La variació d’entalpia de la reacció de combustió del metà és de -890,2 kJ/mol. Calcula la calor que s’intercanvia en el procés a volum constant i a 298 K. 43.

En la indústria siderúrgica s’obté ferro metàl·lic a partir de la reacció química següent: Fe2O3 (s) + 3/2 C(s) → 2 Fe (s) + 3/2 CO2 (g) Calcula la variació d’entalpia de la reacció amb les dades següents: Entalpia de formació del CO2 (g) = -393,5 kJ/mol Entalpia de formació del Fe2O3 (s) = -829,73 kJ/mol 44. Quina és l’entalpia de formació de l’òxid de zinc sòlid, segons la reacció següent? Zn (s) + ½ O2 (g) → ZnO (s) Dades: H2SO4 (l) + ZnO (s) → ZnSO4 (aq) + H2O (l) ∆H = -211,4 kJ/mol H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H = -285,8 kJ/mol H2SO4 (l) + Zn (s) → ZnSO4 (aq) + H2 (g) ∆H = -335,1 kJ/mol 45.

La calor de combustió del metà a volum constant segons la reacció: CH4(g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + 2 H2O (l) és de -885,25 kJ/mol. a) Si la combustió es produeix a pressió constant i 25ºC en una bomba calorimètrica, quina és la calor de reacció? b) Quina és la variació d’entalpia? c) Dibuixa un diagrama entàlpic d’una reacció de combustió. 16 Química de 2n de Batxillerat TAULES DE DADES ENLLAÇ ∆Hº298,15 (kJ/mol) ENLLAÇ ∆Hº298,15 (kJ/mol) H-H 436 C-H 413 C-C 313 N-H 391 C=C 615 O-H 463 C=C 812 F-H 563 O-O 139 Cl-H 432 O=O 495 Br-H 366 N-N 161 I-H 299 N=N 418 C-O 351 N=N 946 C=O 711 Cl-Cl 243 C-N 292 Taula 1. Entalpies mitjanes d’enllaç en fase gas i a 298,15 K.

FORMULACIÓ ORGÀNICA FAMÍLIA GRUP FUNCIONAL EXEMPLE ALCANS R’-C-C-R C6H14 hexà ALQUENS R’-C=C-R CH3CH=CH2 propè ALQUINS R’-C=C-R CH=CH etí DERIVATS HALOGENATS R-X BrCH3 bromometà ALCOHOLS R-OH CH3-OH metanol ÈTERS R-O-R’ CH3-O-CH2-CH3 etilmetilèter ALDEHIDS R-CHO CH3-CH2-CHO propanal CETONES R-CO-R’ CH3-CO-CH2-CH3 butanona ÀCIDS CARBOXÍLICS R-COOH H-COOH àcid metanoic o fòrmic ÈSTERS R-COO-R’ CH3-COO-CH2-CH3 etanoat d’etil o acetat d’etil AMINES R-NH2; R-NH-R’; R-N-R’R’’ CH3-NH2 metilamina AMIDES R-CO-NH2 CH3-CO-NH2 etanamida NITRILS R-C=N H-C=N metannitril Taula 2. Grups funcionals més comuns dels compostos orgànics. 17