SOLUCIÓN TRABAJO TERMOQUÍMICA

1  Se puede obtener oxígeno en el laboratorio mediante la descomposición del clorato potásico sólido para dar cloruro potásico sólido y oxígeno gas. Sabiendo que la entalpía del proceso es - 22,2 kJ por mol de clorato descompuesto, calcule el calor absorbido o desprendido al obtener 11,2 L de oxígeno, medidos a 0ºC y 1atm, a partir de la correspondiente cantidad de clorato potásico. (Escriba la reacción ajustada).

SOLUCIÓN

KClO3 (s) → KCl (s) + 3/2 O2 (g)          ΔH = - 22,2 kJ/mol

En primer lugar, mediante la ecuación de estado de los gases perfectos, calculamos los moles de oxígeno que se han formado en las condiciones del problema:

T = 0+273 = 273 K

pV = nRT → n = pV/RT

nOxígeno = (1 atm•11,2 L)/(0,082 (atm•L)/(mol•K)•273K) = 0,5 moles de O2

A continuación, se calcula el calor liberado por la formación de los 0,5 moles de O2, teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción:

Q = - 22,2 kJ/(mol KClO3 ) • (1mol KClO3 )/(3/2  mol O2) • 0,5 moles de O2 = - 7,40 kJ

Para una determinada reacción, ΔHº < 0 y ΔSº < 0, las cuales pueden considerarse constantes con la temperatura. Razone cómo será la espontaneidad de esta reacción en función de la temperatura.

SOLUCIÓN

ΔGº = ΔHº - TΔSº 

A temperaturas bajas, |〖ΔH〗^0 | > |T 〖ΔS〗^0 |, por lo que ΔGº < 0 y la reacción será espontánea.

A temperaturas altas, , |〖ΔH〗^0 | < |T 〖ΔS〗^0 |, por lo que ΔGº > 0 y la reacción no es espontánea.

Calcule el calor de formación del acetileno (etino), conocidos los calores de formación del agua líquida y del dióxido de carbono así como el calor de combustión del acetileno.

Datos: 〖ΔH〗_f^° [H2O (l)] = - 285,8 kJ/mol; 〖ΔH〗_f^° [CO2 (g)] = - 393,13 kJ/mol; 〖ΔH〗_c^° [etino (g)] = - 1300 kJ/mol.

SOLUCIÓN

2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) 〖   ¿ΔH〗_f^°?

1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) 〖ΔH〗_f^° = -285,8 kJ/mol

2) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) 〖ΔH〗_f^° = -393,13 kJ/mol

3) C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l) 〖ΔH〗_c^° = -1300 kJ/mol

Para calcular la entalpía de formación del etino a partir de las tres reacciones anteriores, hay que aplicar la Ley de Hess. Para ello, tenemos que hacer la siguiente combinación lineal: 

-3) + 2 • 2) + 1)

2 CO2 (g) + H2O (l) → C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) ΔHº = +1300 kJ

2 C (s) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) ΔHº = 2 •(- 393,13) kJ

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

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2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) 〖  ΔH〗_f^° = 1300 - 2 • 393,13 - 285,8 = 227,94 kJ/mol

Las entalpías estándar de formación del metanol (CH3OH) líquido, dióxido de carbono gas y agua líquida  son, respectivamente: - 239,1; -393,5 y - 285,8 kJ • mol-1.

a) Escribir la ecuación de combustión del metanol.

b) Calcular la ΔHº del proceso de combustión del metanol.

c) Calcula la variación de energía interna del mismo proceso a 25ºC.

Datos: R = 8,31 J • K-1 • mol-1

SOLUCIÓN

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

b) 〖∆H〗_c^° = 2 •〖 ΔH〗_f^° [H2O (l)] + 〖  ΔH〗_f^°[CO2 (g)] - 〖  ΔH〗_f^°  [CH3OH (l)]                     - 3/2 〖  ΔH〗_f^° [O2 (g)] 

〖∆H〗_c^° = 2 • (-285,8) - 393,5 - (- 239,1) = - 726 kJ/mol

c) ΔHº = ΔUº + (Δngases) RT

ΔUº = ΔHº - (Δngases) RT

Δngases = 1 - (3/2) = - 0,5

T = 25 + 273 = 298 K

ΔUº = -726000 J - (-0,5 mol) • 8,31 J/(K•mol) • 298 K = - 724761,81 J •(1 kJ)/(1000 J) = -724,8 kJ

                                                                     

    5) Una reacción química presenta, a 300 K de temperatura, una ΔG = - 500 J/mol     y una ΔS =  10 J/mol•K. Se desea conocer:

a) el valor  de ΔH de la reacción a esa temperatura.

b) suponiendo que ΔH e ΔS no varían con la temperatura, determinar a partir de qué temperatura la reacción será espontánea.

SOLUCIÓN

a) ΔG = ΔH - T• ΔS; ΔH = ΔG + T• ΔS

ΔH = - 500 J/mol + 300 K • (10 J)/(mol•K) = 2500 J/mol

b) 0 = ΔH - T• ΔS

0 = 2500 - T • 10

10T = 2500

T = 2500/10 = 250 K

t (ºC) = 250-273 = -23ºC