Juan Francisco ha enviado ya su tarea con un ejercicio de las PAU (Selectividad) de 2008 resuelto; os lo recomiendo porque está muy bien realizado y presentado y os puede servir de modelo. En el ejercicio se realiza un cálculo de la entalpía de reacción a partir de las entalpías de formación.
Para la rección química de formación de amoníaco
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
los valores de los cambios de entalpía y entropía, en condiciones estándar, son los siguientes
ΔH= – 92,6 kJ/mol
ΔS= -0,199 kJ/K·mol
Suponiendo estos valores independientes de la temperatura, se puede relacionar la variación de energía libre y la temperatura según la expresión
ΔG = ΔH – T·ΔS o bien
ΔG = -92,6 + 0,199·T que es la ecuación de una recta cuya representación gráfica es la siguiente
Esta gráfica se ha obtenido a partir de una hoja de cálculo en la que se ha creado una columna con la serie de temperaturas de 0 a 1200 K y se ha calculado en otra columna el valor de ΔG.
Contesta las siguientes cuestiones:
1. Describe para qué valores de temperatura la reacción de formación de amoníaco será espontánea.
2. Indica si existe un valor de temperatura para la cual la reacción estará en equilibrio.
3. Indica cuál es el valor de la pendiente de esta recta, ¿con qué magnitud termodinámica coincide?.
4. Prepara una hoja de cálculo para obtener una tabla de valores de T y de ΔG para la siguiente reacción H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)
ΔS= 20 J/K·mol; ΔH= -184,6 kJ/mol
Obtén la gráfica ΔG frente a T y analízala indicando los valores de temperatura para los que la reacción es o no espontánea. Para hacer la hoja de cálculo puedes utilizar el servicio on-line Google Docs (gmail), el software OpenOffice (Calc), Microsoft Office (Excel) o cualquier otro software de hojas de cálculo. Cuando lo tengas listo, con la gráfica incluida, envía el archivo al profe como un fichero adjunto por correo electrónico.
1. Repasa el Primer Principio de la Termodinámica utilizando los ejercicios que aparecen aquí.
2. Utiliza esta simulación de educaplus para repasar la relación entre espontaneidad de un proceso y la variación de energía libre del mismo.
Mañana vuelvo a estar con vosotros, ha sido un virus que me ha tenido tres días fuera de juego; id preparando estos ejercicios para reparar y completar en clase. Tenéis también, en la página del tema, los dos epígrafes a desarrollar y preparar por vuestra parte (ya sabéis, máximo una cara de un folio). En esta ocasión no lo haremos en clase sino que será una tarea vuestra para casa.
1. Calcula la entalpía estándar de formación para el acetileno C2H2(g) a partir de los siguientes datos:
C(grafito) + O2(g) → CO2(g); △Ho = -393,5 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); △Ho = -285,8 kJ
2 C2H2(g) + 5O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(l); △Ho = -2598,8 kJ (corregido)
Solución: △Hof(C2H2) = 226,6 kJ/mol
2. A partir de los valores de △H y △S, indica cuáles de las siguientes reacciones serían espontáneas a 25 ºC. Reacción A: △H=10,5kJ/mol, △S=30J/K·mol; reacción B: △H=1,8 kJ/mol; △S=-113J/K·mol. Si las reacciones no son espontáneas a 25 ºC, ¿a qué temperatura puede hacerse espontánea cada una?
3. La hidracina N2H4 se descompone según la siguiente reacción química
3 N2H4(l) → 4 NH3(g) + N2(g)
a) Sabiendo que la entalpía estándar de formación de la hidracina es 50,43 kJ/mol y que la del amoníaco es -46,3 kJ/mol, calcula △Ho para esta desomposición.
b) La hidracina y el amoníaco arden en presencia de ocígeno para producir H2O(l) y N2(g). Escribe las ecuaciones químicas ajustadas para cada uno de estos procesos y calcula △Ho para cada uno de ellos. Tomando como base la masa (en kg), ¿cuál sería mejor combustible la hidracina o el amoníaco?
c) Escribe un pequeño informe acerda del uso de la hidracina como combustible en naves espaciales (máximo una cada de un folio)
Intenta resolver el siguiente ejercicio; solo depués de haberlo hecho, comprueba tu respuesta con la que aparece en la presentación siguiente.
En la combustión de 5 g de metano, CH4 , llevada a cabo a presión constante y a 25 ºC, se desprenden 275 kJ. En estas condiciones, determine:
a) La entalpía de formación y de combustión del metano.
b) El volumen de metano necesario para producir 1 m3 de CO2 , medidos a 25ºC y 1 atm.
Datos: ∆Hºf [CO2(g)] = -393 kJ/mol, ∆Hºf [H2O(l)] = -285’8 kJ/mol.
Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Esta es al respuesta al ejercicio que habéis trabajado en clase.
3. La tostación de la pirita se produce según: 4 FeS2 (s) +11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)
Calcule:
a) La entalpía de reacción estándar.
b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g de pirita del 90 % de riqueza en peso.
Datos: Masas atómicas: Fe = 55’8; S = 32.
ΔHºf[FeS2(s)] = −177’5 kJ/mol, ΔHºf[Fe2O3(s)] = −822’2 kJ/mol, ΔHºf[SO2(g)]= −296’8 kJ/mol. Sigue leyendo
Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes:
C ( s ) + O2 ( g ) → CO2 ( g ) ∆Hº = −393’5 kJ
H2 ( g ) + 1/2 O2 ( g ) → H2O (l ) ∆Hº = −285’8 kJ
CH3COOH (l ) + 2 O2 ( g ) → 2 CO2 ( g ) + 2 H2 O (l ) ∆Hº = −870’3 kJ
Calcula la entalpía estándar de formación del ácido acético.
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