OBJETIVOS: Ampliar conocimientos en la aplicación del principio de conservación de la energía a una reacción química o cambio físico.

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1 CATEDRA: QUÍMICA GUÍA DE PROBLEMAS Nº 8 TEMA: TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA OBJETIVOS: Ampliar conocimientos en la aplicación del principio de conservación de la energía a una reacción química o cambio físico. PRERREQUISITOS: Primer principio de la Termodinámica. Procesos isotérmicos, isobáricos, adiabáticos e isocóricos. Entalpía. Reacciones exotérmicas y endotérmicas. Ecuaciones termoquímicas. Calores de formación, de reacción y de combustión. Ley de Hess. INTRODUCCIÓN TEÓRICA La TERMODINÁMICA es el estudio del intercambio de energía en los procesos. La ENERGÍA se define como la capacidad para efectuar trabajo. A diferencia de la materia, la Energía se reconoce por sus efectos. La TERMOQUÍMICA estudia los efectos caloríficos en las reacciones químicas. Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía en forma de calor. El CALOR es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferente temperatura. Para analizar los cambios de energía asociados con las reacciones químicas, definimos el SISTEMA como la parte del universo objeto de nuestro estudio. Para los químicos, los sistemas, por lo general incluyen a las sustancias que están involucradas en los cambios químicos y físicos. Los ALREDEDORES O ENTORNO es el resto del universo externo al sistema PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA El primero principio establece que la energía de un sistema se conserva siempre. Si al experimentar un proceso disminuye la energía del sistema debe aparecer una cantidad equivalente de energía en su entorno. De hecho, el primer principio de la termodinámica explica cómo afectan los intercambios de calor y trabajo a la energía de un sistema; para ello se emplea una magnitud denominada energía interna que se representa por la letra U. La capacidad de un sistema de realizar trabajo (w), su reserva total de energía, se denomina Energía Interna, U. No se puede determinar el valor absoluto de U de un sistema, lo mejor es medir los cambios en la energía interna. U= Ufinal Uinicial Enunciado del primer principio de la termodinámica: "La variación de la energía interna de un sistema es igual al calor desprendido o absorbido por el sistema más el trabajo realizado por o sobre el sistema" U= q + w En donde se representa energía interna como U, trabajo w y calor q La 1 Ley de la Termodinámica establece que la energía Interna de un sistema aislado es constante y es la base de la calorimetría. En un sistema aislado (sistema que no tiene intercambio de calor ni materia con el medio) no es posible ningún cambio de energía y U = 0. Si el sistema tiene paredes aislantes, ADIABÁTICAS (q=0), como las de un termo; la Química FI UNPSJB 2015 Página 65

2 energía sólo puede transferirse como w. Las paredes que permiten la transferencia de energía como q, se denominan DIATÉRMICAS. Si ocurre una reacción química en un recipiente rígido, el sistema no puede realizar w de expansión (V=constante; w=0), entonces U= q Para un gas ideal es importante saber que U sólo depende de la Temperatura y en un proceso ISOTÉRMICO (a T=cte) U=0 CALOR, q: energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como resultado de una diferencia de temperatura. La energía en forma de calor es transferida del cuerpo más caliente (con una Temperatura más alta) al más frío (con una temperatura más baja). Si el sistema absorbe calor de los alrededores (q>0) y si sale del sistema es negativo (q<0). Un proceso que libera calor hacia el entorno se denomina exotérmico: las reacciones más comunes y todas las combustiones son exotérmicas. Un proceso que absorbe calor del entorno al producirse se denomina endotérmico. Varios procesos físicos son endotérmicos, por ejemplo: la vaporización. Debe proporcionarse calor para separar unas moléculas de otras en un líquido. TRABAJO, w: movimiento contra una fuerza que se opone. w= Fuerza x Distancia (Joule, J). Un valor negativo (w<0) indica que el sistema realiza w sobre el entorno (w de expansión) y un valor positivo (w>0) indica que se realiza w sobre el sistema (w de compresión). El tipo de trabajo realizado al expandirse o comprimirse un gas se denomina trabajo presión-volumen. Un sistema puede realizar en general el w de expansión contra una fuerza externa (w = - P ext V). ENTALPIA El cambio de calor de una reacción a presión constante es llamado entalpía, H y se define como H= U+ P V H= U+ (P V) Conociendo H de una reacción, sabremos si libera o absorbe calor, entonces, si H <0 la reacción es exotérmica (libera calor), si H>0 la reacción es endotérmica (absorbe calor). FUNCIÓN DE ESTADO Para describir un sistema termodinámico es necesario indicar presión, temperatura y cantidad de sustancia. Al conocer esos datos se dice que se ha especificado el estado del sistema. Una propiedad que tiene un único valor cuando el estado del sistema está definido se dice que es una función de estado. La energía interna es función de estado, una propiedad determinada por el estado del sistema sin importar cómo se haya alcanzado esa condición. En otras palabras, cuando cambia el estado de un sistema, la magnitud del cambio de cualquier función de estado sólo depende del estado inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó Química FI UNPSJB 2015 Página 66

3 dicho cambio. Por ejemplo: un vaso con agua pura a 100 C y a la presión de 1 atmósfera está en un estado especificado. Las funciones termodinámicas U y H son funciones de estado de modo que U y H solo dependen del valor de la función en los estados inicial y final del sistema. En cambio el calor y el trabajo involucrados en un proceso dado dependen del recorrido y, por lo tanto, estas magnitudes no son funciones de estado, son funciones de trayectoria. CALORIMETRÍA: Se puede medir la energía transferida a un sistema como calor si conocemos la capacidad calorífica del sistema, C, que se define como la cantidad de calor necesaria para modificar un grado la temperatura de un sistema, sus unidades son J/. Si el sistema es un mol de sustancia, se habla de la capacidad calorífica molar, C m = C/n, se mide en J/ mol. Si es un gramo de sustancia, recibe el nombre de Capacidad calorífica específica, o más frecuente calor específico C s = C/m, sus unidades son J/ g. La transferencia de energía como calor se mide en un calorímetro, dispositivo para medir cantidades de calor. El calorímetro y su contenido constituyen un sistema asilado y todo el calor absorbido o emitido por el proceso es emitido o absorbido por el calorímetro. La cantidad de calor transferido se determina mediante la medida del cambio en la temperatura que se produce y usando la capacidad calorífica del calorímetro, Ccal, para convertir ese cambio en calor producido: q cal = C cal T En un calorímetro a V=cte (bomba calorimétrica) se coloca una masa conocida de un compuesto en un recipiente de volumen fijo que se sumerge en agua y se controla la variación de T del agua; se mide el cambio en la energía interna. U = n Cv T (Cv: Capacidad calorífica a volumen cte) En un calorímetro simple a P=cte se mide el cambio en la entalpia. Por ejemplo: Un vaso de poliestireno externo y uno interno que contiene la mezcla de reacción. H = n Cp T (Cp: Capacidad Calorífica a presión cte) Para un gas ideal se cumple: Cp - Cv = R ECUACIONES TERMOQUÍMICAS Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico o de agregación, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H 0 ). Ejemplos: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O(l); H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g); H 0 = 890 kj H 0 = 241,4 kj Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones LEYES TERMOQUÍMICAS: 1. H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H 0 por 2: Química FI UNPSJB 2015 Página 67

4 H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H 0 = 241,4 kj 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) H 0 = 2 x ( 241,4 kj) 2. Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de reactivos y productos, por lo tanto la magnitud de H se mantiene igual pero cambia de signo. CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) CH 4 (g) + 2 O 2 (g) H = 890,4 kj CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) H = - 890,4 kj ENTALPIA ESTANDAR DE FORMACION ( H f º) Se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable a una presión de 1 atm y 25 ºC. Por convención la entalpia estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. Por ejemplo: H f º O 2 (g) = 0. ENTALPÍA ESTÁNDAR DE REACCIÓN ( ) Se define como el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M). Se expresa como H 0 y como se mide en J o kj depende de cómo se ajuste la reacción. Conociendo los calores de formación de reactivos y productos, podemos calcular la entalpia estándar de cualquier reacción como: =, n: representa los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos. Σ: significa la suma de.., ENTALPIA DE COMBUSTION ( Hº c ) Es la variación de entalpía que se observa cuando se hace reaccionar un mol de un hidrocarburo en su estado tipo, con la cantidad de oxigeno necesaria para producir la combustión total de la misma, dando como únicos productos de reacción: CO 2 (g) y H 2 O(l) a 25 ºC y 1 atm. LEY DE HESS Se enuncia como: "El cambio de entalpía para una reacción es el mismo, ya sea que esta se efectúe en un solo paso o en una serie de pasos". En otras palabras, si podemos separar la reacción de interés en una serie de reacciones para las cuales podemos medir el valor de H reacc podemos calcular H para la reacción total. UNIDADES ÚTILES: 1 cal: 4,184 J 1 atm L: 101,3 J 1 atm = 1,01 x 10 5 Pa ENTROPÍA Para predecir la espontaneidad de un proceso es necesario conocer dos cosas respecto del sistema. Una es el cambio en la entalpía, que es equivalente al U para la mayoría de los Química FI UNPSJB 2015 Página 68

5 procesos. La otra es la entropía (S), que es una medida de la aleatoriedad o del desorden de un sistema. A medida que aumenta el desorden de un sistema, mayor será su entropía. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, G Para un proceso que se lleva a cabo a presión y temperatura constante, si los cambios en la entalpía y en la entropía del sistema son tales que Hsist T Ssist es menor que cero, el proceso debe ser espontáneo. A fin de determinar la espontaneidad de una reacción de una manera más directa, se utiliza otra función termodinámica denominada energía libre de Gibbs (G) o sólo energía libre: G = H TS El cambio de energía libre ( G) de un sistema para un proceso a temperatura constante es: G = H T S. Entonces, la energía libre es la energía disponible para realizar trabajo. Es una medida de lo alejado que está un sistema respecto al equilibrio. Mide la cantidad máxima de trabajo útil que se puede obtener de un proceso en particular, y proporciona información acerca del sentido en el que un sistema químico avanzará espontáneamente. CAMBIOS DE ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR La energía libre es una función de estado, lo mismo que la entalpía. Podemos tabular las energías libres estándar de formación de las sustancias, del mismo modo que se hace con las entalpías estándar de formación. Éstas son útiles para calcular el cambio de energía libre estándar de las reacciones químicas de manera análoga al cálculo de H : =.!"##$" El signo de G proporciona información sumamente valiosa acerca de la espontaneidad de los procesos que ocurren a temperatura y presión constantes. Si T y P son constantes la relación entre el signo de G y la espontaneidad de una reacción es la siguiente: 1. Si G es negativo, la reacción es espontánea en el sentido planteado. 2. Si G es cero, la reacción está en equilibrio. 3. Si G es positivo, la reacción no es espontánea en el sentido planteado; es necesario aportar trabajo desde el entorno para que se lleve a cabo. En cambio la reacción inversa será espontánea. PROBLEMAS RESUELTOS 1.- Calcular el calor de formación del metano, CH 4 (g), a partir de los siguientes datos: a) CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) H = - 890,4 kj b) C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) H = - 393,5 kj c) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) H = -285,8 kj Solución: - Se debe escribir la reacción necesaria para calcular el calor de formación del CH 4 (g) C (s) + 2 H 2 (g) CH 4 (g) Química FI UNPSJB 2015 Página 69

6 - Invertir la ecuación a) que tiene el CH 4 (g) como producto: CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) CH 4 (g) + 2 O 2 (g) H = 890,4 kj - La ecuación b) queda igual porque tiene C(s) como reactivo: C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) H = - 393,5 kj d) Se multiplica la ecuación c) por 2, porque se necesitan 2 moles de H 2 (g): 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) H = 2 (-285,8 kj) - Se suman las tres ecuaciones, se obtiene la ecuación de formación del CH 4 (g) y el valor de H f º: C (s) +2 H 2 (g) CH 4 (g) H f º= - 74,7 kj 2.- El calor de combustión del butano, C 4 H 10 (g), es 2879 kj. Los calores de formación del CO 2 (g) y del H 2 O (l) son: - 393,5 y 285,8 kj, respectivamente. Calcular el H f º de C 4 H 10 (g). Solución: - Se debe escribir la reacción necesaria para calcular el calor de formación del C 4 H 10 (g) 4 C (s) + 5 H 2 (g) C 4 H 10 (g) - Se utiliza la ecuación de combustión escrita inversa y se cambia el signo de H: 4 CO 2 (g) + 5 H 2 O (l) C 4 H 10 (g) +13/2 O 2 (g) H = 2879 kj - La ecuación de formación de CO 2 (g) se multiplica por 4 y también el valor de H 4C (s) + 4 O 2 (g) 4 CO 2 (g) H = 4 (- 393,5) kj - La ecuación de formación del H 2 O se multiplica por 5 y también el valor de H 4 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) 5 H 2 O (l) H =5 ( -285,8) kj - Se suman las tres últimas ecuaciones y se obtiene la ecuación de formación del C 4 H 10 (g) y el valor de H f º correspondiente: 4 C(s) +5 H 2 (g) C 4 H 10 (g) H f º= kj 3.- Calcular el trabajo que realiza un gas al expandirse 500 ml contra una presión constante de 1,20 atm Solución: se calcula el trabajo y luego se convierten las unidades de atm L a J. W = - Pext V = - 1,20 atm x 0,5 L = - 0,60 atm L 101,35 J W = - 0,60 atm L x = - 60,8 J 1 atml 4.- En un calorímetro a V constante que contiene 0,10 L de solución tiene lugar una reacción que libera 1,78 kj de calor y la temperatura se eleva 3,65 C. Se agregan 50 ml de solución acuosa de ácido clorhídrico y 50 ml de solución acuosa de hidróxido de sodio 0,20 M en el mismo calorímetro y la T se eleva 1,26 C. Cuál es el cambio de calor de la reacción de neutralización? Química FI UNPSJB 2015 Página 70

7 Solución: - Determinar la capacidad calorífica del calorímetro: C cal = Q cal / T= 1,78 kj/ 3,65 C= 0,487 kj/ C La reacción de neutralización es: NaOH + HCl NaCl + H 2 O Calculemos las moles de NaOH o de HCl que reaccionan: 0,2 M x 0,05L = 0,01 mol Q= - C cal T/n = - (0,487 kj/ C) 1,26 C/ 0,01 mol= - 61,4 kj/mol El Q de neutralización es 61,4 kj/mol y es una reacción exotérmica, libera calor. CONCURRIR A CLASE CON LIBRO DE QUÍMICA. La resolución de problemas requerirá el uso de tabla de propiedades termodinámicas de las sustancias PREGUNTAS DE REPASO 1.- Considere un vaso de precipitado con agua en su interior en el laboratorio. Identifique el sistema y los alrededores. 2.- Los siguientes términos son comunes en Termoquímica y Termodinámica. Defina cada uno de ellos: exotérmico y endotérmico, sistema y alrededores, Cambio de entalpia y entalpia estándar de formación. 3.- Cuáles de las siguientes son funciones de estado? Justificar. Temperatura, presión, Volumen, entalpia, trabajo, energía y calor. 4.- Para cuáles de las siguientes sustancias H f º será = 0? P 4 (s), H 2 (g), H 2 O(l), O 3 (g), O(g), Cl(g), F 2 (g) y Na(g). Justificar. 5.- Cuál de las siguientes ecuaciones describe una reacción para la cual Hº es igual a la H f º? Justificar. a) Mg(s) + ½ O 2 (g) MgO(s) b) MgO(s) + CO 2 (g) MgCO 3 (s) c) Mg(s) + C(s) + 3/2 O 2 (g) MgCO 3 (g) d) Mg(s) + O(g) MgO(s) 6.- Establezca una ecuación que pueda utilizar para determinar Hº para cualquier reacción a partir de los datos de H f º. Establezca la relación con la Ley de Hess. 7.- A una temperatura dada para el proceso C (graf) + O 2 (g) CO 2 (g) G = -10 kcal/mol. Qué afirmación es correcta a esa temperatura? (Justifique su respuesta) a. Se formará CO 2 espontáneamente b. El CO 2 se descompondrá espontáneamente. c. El proceso está en equilibrio d. El proceso no es espontáneo Química FI UNPSJB 2015 Página 71

8 EJERCITACION 1.- Sabiendo que en la combustión del acetileno, C 2 H 2 (g) se liberan 2511,14 KJ/mol, escribir la reacción correspondiente. Este gas es usado en los sopletes de oxiacetileno. Cuánto calor se puede producir por la reacción de: a) 1,2 mol de C 2 H 2 (g) b) 10 g de C 2 H 2 (g) 2.- El disulfuro de carbono, puede prepararse a partir de la siguiente reacción: 4 C(grafito) + S 8 (s) 4 CS 2 (l) Hº= 358,8 kj a) Cuánto calor se absorbe en la reacción de 1,25 mol de S 8 (s). b) Calcular el calor absorbido en la reacción de 197 g de C con exceso de S 8 (s). c) Si el calor absorbido en la reacción fue 415 kj. Cuánto CS 2 (l) se produce? 3.- Use los siguientes datos para calcular H 0 de la siguiente reacción: (C 2 H 5 ) 2 O (l) C 4 H 9 OH (l) C 4 H 9 OH (l) + 6 O 2 (g) 4 CO 2 (g) + 5 H 2 O (g) H 0 = -2456,1 kj/mol (C 2 H 5 ) 2 O (l) + 6 O 2 (g) 4 CO 2 (g) + 5 H 2 O (g) H 0 = -2510,0 kj/mol 4.- El primer paso de la síntesis del ácido nítrico, es la combustión del amoníaco. Escribir la ecuación correspondiente y calcular el H de la reacción a partir de los datos de H f 0 correspondientes. (amoníaco + oxígeno monóxido de nitrógeno + agua) 5.- Por medio de los datos correspondientes, deduzca cuál de las siguientes reacciones desprende más calor por mol de Aluminio consumido. a) Fe 2 O 3 (s) + 2 Al(s) 2 Fe(s) + Al 2 O 3 (s) b) Cr 2 O 3 (s) + 2 Al(s) 2 Cr(s) + Al 2 O 3 (s) 6.- Usar los siguientes datos para calcular el calor de formación del pentóxido de dinitrógeno. N 2 (g) + 3 O 2 (g) + H 2 (g) 2 HNO 3 (l) H 0 = - 414,7 kj/mol H 2 O (l) + N 2 O 5 (g) 2 HNO 3 (l) H 0 = - 140,24 kj/mol 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) H 0 = - 571,7 kj/mol 7.- A partir de los siguientes datos: N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) N 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 NO 2 (g) H r º = 180,5 kj H r º = 66,4 kj calcule la entalpia de reacción estándar para la reacción: 2NO(g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) 8.- Calcule el calor de formación del cloruro de hidrógeno (g), a partir de los siguientes datos: NH 3 (g) + HCl (g) NH 4 Cl (s) Hº = kj N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 4 H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 NH 4 Cl (s) Hº = - 92,22 kj Hº = -628,86 kj 9.- Calcule la variación de entalpia para la siguiente reacción: 2 Al (s) + 6 HCl (aq) 2 AlCl 3 (aq) + 3 H 2 (g) Química FI UNPSJB 2015 Página 72

9 a partir de los siguientes datos: HCl (g) HCl (aq) H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g) AlCl 3 (s) AlCl 3 (aq) Al(s) + 3/2 Cl 2 (g) AlCl 3 (s) Hº = - 74,8 kj Hº = kj Hº = kj Hº = - 705,63 kj 10.- Use los siguientes datos para calcular el calor de combustión del propano,c 3 H 8 (g). C(grafito) + O 2 (g) CO 2 (g) H 2 ( g) + ½ O 2 (g) Η 2 Ο (l) H r º= - 393,5 kj H r º = - 285,8 kj 3 C(grafito) + 4 H 2 (g) C 3 H 8 (g) H r º= - 103,85 kj 11.- a) La energía interna de un sistema aumentó 982 kj cuando absorbe 492 kj, calcular el trabajo realizado. Qué significa el signo del mismo? b) Se coloca un gas ideal en un calentador cilíndrico y gana 5500 kj. El cilindro aumenta de volumen de 345 ml a 1846 ml contra una presión atmosférica de 750 Torr durante el proceso. Cuál es el cambio de energía interna que experimenta el gas en el cilindro? 12.- Calcule el calor que debe suministrarse a 10,35 g de Ar (g) a 0,150 atm para elevar su temperatura de 25 C a 50 C a a) Presión constante b) volumen constante. Considerar que el Ar se comporta como gas ideal. (cp = 21,1 J/K mol; cv = 12,8 J/K mol) 13.- Un calorímetro se calibró con un calentador eléctrico que proporcionó 22,5 kj de energía al calorímetro y aumentó su Temperatura y la de su baño de agua de 22,45 a 23,97 C. Cuál es la capacidad calorífica del calorímetro? 14.- Suponga que se mezclan 100 ml de hidróxido de sodio 0,20 M con 50 ml de ácido clorhídrico 0,40 M en un calorímetro tipo taza de café, para obtener cloruro de sodio acuoso y agua líquida. La Temperatura de ambas soluciones antes de mezclarlas era 22,5 C y aumenta a 24,28 C después de la reacción ácido-base. Cuál es la entalpia de la reacción por mol de hidróxido de sodio? Suponer que la densidad de las soluciones es de 1 g/ml y las capacidades caloríficas de las soluciones es 4,18 J/g K. (Escribir y balancear la reacción de neutralización) 15.- Es necesario tener cuidado al disolver ácido sulfúrico en agua por que el proceso es muy exotérmico. Para medir este cambio de entalpia se agregan 5,2 g de ácido sulfúrico (l) a 135 g de agua en un calorímetro tipo taza de café y se agita para asegurar la mezcla. La temperatura aumenta desde 20,2 a 28,8 C. Calcular el cambio de entalpia para el proceso Ácido sulfúrico (l) ácido sulfúrico (ac), en kj/mol. Suponer que la densidad de las soluciones es de 1 g/ml y las capacidades caloríficas de las soluciones es 4,18 J/g K Empleando los datos de energías libres estándar de formación de las sustancias, calcule el G a 298 de la combustión del metano (CH 4 (g)). En base al valor obtenido, indique si la reacción química considerada es o no un proceso espontáneo Determine G a 298 K para la reacción: 2 NO g+ O * g 2 NO * g sabiendo que a esa temperatura H = -114,1 kj y S =-146,5 JK -1. Es espontáneo el proceso? Química FI UNPSJB 2015 Página 73

10 Problemas Propuestos 1.- De manera aproximada se puede considerar que la gasolina es una mezcla equimolecular de octano (C 8 H 18 ) y nonano (C 9 H 20 ). a) Escribir las reacciones de combustión de los hidrocarburos mencionados. b) Calcular el calor liberado en la combustión de la gasolina si se realizara a presión constante, sabiendo que el calor de combustión del octano = kj /mol y el calor de combustión del nonano = kj / mol. 2.- La reacción de descomposición del clorato de potasio (clorato (V) de potasio) para dar cloruro de potasio y oxígeno gaseoso tiene una entalpía estándar de 22,3 kj por mol de clorato de potasio. Sabiendo que la entalpía estándar de formación del cloruro de potasio es de 436 kj/mol, calcule la entalpía estándar de formación del clorato de potasio. Interprete el signo de la entalpía calculada. (Nota: escribir todas las reacciones implicadas). 3.- La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos (C8H18). Sabiendo los calores de formación de agua (g) = -242 kj/mol; dióxido de carbono (g) = -394 kj/mol y C8H18 (l) = -250 kj/mol. a) Escriba la ecuación balanceada de combustión de la gasolina considerando que los productos son dióxido de carbono (g) y agua (g) b) Calcule el calor de reacción (en kj). c) Calcule la energía (en kj) liberada en la combustión de 5 litros de gasolina (densidad = 800 kg/m 3 ). d) Qué volumen de dióxido de carbono medido a 30 ºC y presión atmosférica se generará en tal combustión? 4.- Las plantas verdes sintetizan glucosa (C 6 H 12 O 6 ) mediante la reacción de fotosíntesis siguiente: Dióxido de carbono (g) + agua (l) C6H12O6 (s) + oxígeno (g) Hº = 2813 kj/mol a) Escriba y balancee la reacción b) Calcule la entalpía de formación de la glucosa. es endotérmica o exotérmica la reacción? c) Halle la energía necesaria para obtener 5 g de glucosa. Buscar los datos de calores de formación necesarios en tablas. 5.- Utilizando los valores que aparecen en la tabla, todos obtenidos a la temperatura de 25º C, considerando la reacción: Monoxido de carbono (g) + cloro (g) COCl 2 (g) Compuesto Sº (J/mol K) Hºf (kj/mol) Monóxido de carbono (g) 197,7-110,4 Cloro (g) 222, 8 0,0 COCl 2 (fosgeno, g) 288,8-222,8 a) Calcula Sº de la reacción. b) Calcula Hº de la reacción. c) Calcula Gº de la reacción. d) Es espontánea la reacción? Justifique. Química FI UNPSJB 2015 Página 74