GUÍA DE EERCICIOS TERMOQUÍMICA Área Química Resultados de aprendizaje Analizar y aplicar características entregadas sobre una reacción química en la resolución de ejercicios, potenciando el pensamiento lógico y crítico, en la ejecución de un proceso. Contenidos 1. Funciones de estado. 2. Variación de entalpía, entropía, energía libre de Gibbs, para una reacción química. 3. Primera ley de la termodinámica. 4. Calor liberado por un sistema. 5. Ley de Hess. Debo saber Antes de empezar a realizar estos ejercicios es importante que recordemos algunos conceptos: Estado de un sistema: se define como los valores de todas las propiedades macroscópicas importantes, por ejemplo: composición, energía, temperatura presión. Funciones de estado: cambio que se produce en un sistema, sin importar como se haya alcanzado esa condición (o sea depende del estado inicial y final, no importándola forma en que se efectuó dicho cambio). Primera ley de la termodinámica: La energía se puede convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir. El cambio de energía interna está dado por: E = E final E inicial (EC. 1) Entalpia de una reacción química ( H reacción ) : diferencia entre entalpia de productos y entalpia de los reactantes. H reacción = H productos H reactivos (EC. 2) Entalpia estándar de formación: cambio de energía que resulta cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en estado estándar. H f = H f productos H f reactivos (EC. 3) Calor específico (s): es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia. Primera Edición - 2016 1
Capacidad calorífica (C): cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de la sustancia. C = ms (EC. 4) Ecuación para determinar la variación de calor: q = ms T = C T (EC. 5) Ley de Hess: los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpia es el mismo independientemente de que se efectué la reacción en un paso o en una serie de pasos. La regla general para aplicar la ley de Hess es que se debe disponer de una serie de reacciones químicas de tal manera que, cuando se sumen se cancelen todas las especies excepto los reactivos y productos que aparecen en una reacción global. Según esta ley las ecuaciones termoquímicas se pueden manejar como las algebraicas, es decir, si necesitas invertir la ecuación, el signo de ΔH se cambia, por otra parte si amplificas la reacción, ΔH también será amplificado por la misma cantidad. Ejercicio 1: Calcular la variación de energía para un proceso endotérmico en el cual el sistema absorbe 65 de calor y también recibe de su ambiente 12 de trabajo. E = q + W = 65 + 12 = 77 Ejercicio 2: El nitrato de amonio se puede descomponer explosivamente de acuerdo a la siguiente reacción: NH 4 NO 3 (s) N 2 O (g) + 2H 2 O (g) ΔH= -37,0 Calcule la cantidad de calor producido cuando se descompone 2,50 g de nitrato de amonio a presión constante. La masa molar del nitrato NH 4 NO 3 = 80 g/mol Para determinar el número de moles: 2,50 g n = g 80 mol Ahora debes realizar una relación entre la cantidad de moles del nitrato y el calor desprendido. Como es coeficiente estequiométricos de esta sustancia es uno se puede establecer que: 1 mol 37,0 0,031 mol X x = 1,15 (negativo, por ser calor producido por el sistema. La reacción es exotermica) Primera Edición - 2016 2
El tipo de reacción química, queda en evidencia por el signo de ΔH. Ejercicio 3: Calcule la variación de entalpia para la reacción: 2C (s) + H 2 (g) C 2 H 2 (g) Dada las ecuaciones siguientes y sus respectivos cambios de entalpía: C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) 2CO 2 (g) + H 2 O (l) C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) H 2 O (l) ΔH= -1299,6 ΔH = -393,5 ΔH= -285,9 Antes de comenzar realizar el ejercicio revisa el apartado debo saber. Para obtener la ecuación principal: 2C (s) + 2 O 2 (g) 2CO 2 (g) 2CO 2 (g) + H 2 O (l) C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) ΔH = -393,5 2= -787 ΔH = 1299,6 ΔH= -285,9 Simplificando, se obtiene: 2C (s) + H 2 (g) C 2 H 2 (g) ΔH= 226,7 Ejercicio 4: Calcule la variación de entalpía para la siguiente reacción: Con la siguiente información: NO (g) + O (g) NO 2 (g) NO (g) + O 3 (g) NO 2 (g) + O 2 (g) H reac = 198,0 K. O 3 (g) 3/2 O 2 (g) H reac = 142,3 K. O 2 (g) 2O (g) = 495,0 K. Solución: H reac NO (g) + O 3 (g) NO 2 (g) + O 2 (g) H reac = 198,0 K. 3/2 O 2 (g) O 3 (g) H reac = 142,3 K (cambio de signo, por ser la ecuación inversa) O (g) 1/2 O 2 (g) = 495,0 K/2 (la ecuación inversa fue dividida por 2) Finalmente: H reac Primera Edición - 2016 3
NO (g) + O (g) NO 2 (g) H reac = 191,8 K. Ejercicio 5: Calcular el cambio de entalpía de la combustión de 1 mol de etanol. Según las siguientes entalpias de formación: C 2 H 5 OH (l) + 3 O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l) H for CO 2 (g) = -393,5 K/mol H for H 2 O (l)=-285,5 K/mol H for C 2 H 5 OH (l)= -277,7 K/mol Ten presente que el ΔH f para elementos y gases moleculares es cero. H = H for n (productos) H for n (reactivos) ΔH 0 = [(3-285,8 Kj/mol) + (2-393,5 K/mol) ] - [(1-277,7 K/mol)+(3 ΔH O 2 ) ] ΔH 0 = -857,4 K/mol 787,0 K/mol + 277,7 K/mol = -1366,7 /mol Ejercicio 6: Calcular el calor estándar de formación del CuO. CuO (s) + H 2 (g) Cu (s) + H 2 O (l) H reac = 130,6 K/mol H for H 2 O (l) = -393,5 K/mol H for H 2 O (l)=-285,5 K/mol H = 285,8 K mol + 130,6 K/mol = 155,2 mol Ejercicio 7: El calor especifico del Fe 2 O 3 es 0,75 /g C a) Cuál es la capacidad calorífica de un bloque de 2,00 Kg de Fe 2 O 3?. Para resolver el ejercicio, debes aplicar la ecuación 5. q = C T Reemplazando: q = (gramos de sustancia calor específico) T C = 2000 g 0,75 = 1500 gc C Primera Edición - 2016 4
b) Qué cantidad de calor se requiere para aumentar la temperatura de 1,75 g de Fe 2 O 3 de 25C a 380C.? q = (1,75 g 0,75 ) ( 380 25)C = 465,94 gc Ejercicio 8: Cuánto calor en, se requiere para aumentar la temperatura de 150 g de agua de 25C a 42C?. El calor específico del agua es 4,18 / g-c. Reemplazando en la ecuación 5, se tiene: q = (150 g 4,18 ) ( 42 25)C = 10659 = 10,66 gc Ejercicio 9: Cuando 50,0 ml de AgNO 3 a una concentración de 0,100M se mezclan con 50,0 ml de HCl a una concentración de 0,100M, en un calorímetro de 22,30 C a 23,11C. El aumento de la temperatura lo causa la siguiente reacción: AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 Calcular ΔH para esta reacción, considerando que la solución combinada tiene una masa de 100,0 g y un calor especifico de 4,18 / g-c. La reacción es de tipo exotérmica, ya que hay liberación de calor. Como el sistema se encuentra a presión constante, el calor es igual a la variación de la entalpia. Q P = H = 100,0 g 4,18 (El calor positivo se debe a que es calor ganado). gc 0,81 C = 338,58 50 ml 0,1mol/L= 5 mmoles = 5 10-3 moles -338,58 /5 10-3 moles= -67,7 /mol (-338,58, este es el calor desprendido). Ejercicio 10: Se quema una muestra de 0,5865 g de ácido láctico HC 3 H 5 O 3 en un calorímetro cuya capacidad calorífica es de 4,812 / C. La temperatura aumenta de 23,10 C a 24,95C. Calcule el calor de combustión del ácido láctico por gramo y después por mol. Usando la ecuación 5 obtenemos el calor desprendido: Primera Edición - 2016 5
( 4,812 C 1,85C) = 8,90 Cálculo del calor por gramo: 8,90 0,5865 g = 15,18 gramo Con la masa molar, determinas en número de moles: HC 3 H 5 O 3 =90 g/mol Cálculo del calor por cada mol: número de moles = 0,5865 g 90 g/mol = 6,52 10 3 moles 8,90 6,52 10 3 = 1364,03 mol mol Ejercicio 11: Determine la variación de entalpía, entropía, y energía libre para la combustión de etanol. H for H for C 2 H 5 OH = 277,7 K/mol S C 2 H 5 OH = 160,7 /mol K S H 2 O = 69,9 /molk C 2 O 2 = 393,5 K/mol S C 2 O 2 = 213,6 /mol K S O 2 = 205 /molk Solución: Primero hay que escribir y equilibrar la ecuación de combustión para el etanol. CH 3 -CH 2 -OH + 3 O 2 2CO 2 + 3H 2 O H = [(2 393,5K + 3 285,8K/mol) + 277,7 K/mol] = 1366,7 mol K mol S = [(3 69,9 + 2 213,6/molK) (3 205 molk molk + 160,7/molK)] S = 138,8 mol = 0,14 molk Como: ΔG= ΔH- TΔS, y reemplazando se obtiene el valor de ΔG Primera Edición - 2016 6
G = 1366,7 (298 K 0,14 mol mol K ) = 1408,42 mol Ejercicio 12: Una muestra de 400 ml de HNO 3 0,600 M se mezclan con 400 ml de Ba (OH) 2 0,300 M en un calorímetro a presión constante, que tiene una capacidad calorífica de 0,387 /C. La temperatura inicial de ambas disoluciones es la misma, 18,88 C. Cuál será la temperatura final de la disolución?. Tome en cuenta que el calor de neutralización es de -56,2. Como: Para calcular el Q del sitema, debes considerar el Q de la disolución, Q de la reacción y el Q del calorímetro. q sistema = q disolución + q reacción + q calorímetro Como no hay fuga de calor q sistema=0, por lo tanto: q reacción = (q disolución + q calorímetro) q disolución = 800g (4,184 La reacción involucrada es: gc ) (T f 18,88C) = 3,34 (T f 18,88C) q calorimetro = 0,387 C (T f 18,88C) 2HNO 3 + Ba (OH) 2 Ba (NO 3 ) 2 + 2H 2 O Para neutralizar 0,24 moles: Cálculo de moles para HNO 3 = 0,40 L 0,60 M = 0,24 moles Cálculo de moles para Ba (OH) 2 = 0,40 L 0,30 M = 0,12 moles 56,2 = Calor de reacción 0,24 moles Calor de reacción = 13,49 (Este signo negativo se cancela con el de la ecuación *) Reemplazando en la ecuación (*) 13,49 = (3,34 + 0,387 )(T f 18,88)C Primera Edición - 2016 7
Despejando se tiene: T f = 22,49 C Ejercicio 13: Una muestra de 200 ml de HCl 0,862 M se mezclan con 200 ml de Ba (OH) 2 0,431 M en un calorímetro a presión constante, que tiene una capacidad calorífica de 0,453 /ºC. La temperatura inicial de ambas disoluciones es la misma, 20,48 C. Para el proceso: H + (ac) + OH - (ac) H 2 O (l) El calor de neutralización es de -56,2. Cuál es la temperatura final de la disolución mezclada? Para resolver este ejercicio ocupas el mismo razonamiento del ejercicio anterior. q disolución = 400 g (4,184 gc ) (T f 20,48 C) = 1,67 (T f 20,48C) q calorímetro = 0,453 C (T f 20,48C) La reacción involucrada es: 2 HCl + Ba (OH) 2 Ba Cl 2 + H 2 O Cálculo de moles para HCl = 0,20 L 0,862 M = 0,172 moles Cálculo de moles para Ba (OH) 2 = 0,20 L 0,431 M = 0,086 moles Para neutralizar la cantidad de moles de 0,172: 56,2 = Calor de reacción 0,172 moles Calor de reacción = 9,66 (Este signo negativo se cancela con el de la ecuación *) Reemplazando en la ecuación (*) 9,66 = (1,670 + 0,453 ) (T f 20,48 )C Primera Edición - 2016 8
Despejando se tiene: T f = 25,01 C Ejercicio 14: Calcular el cambio de entalpía para convertir 1 mol de hielo a -25C en vapor de agua a 125C bajo una presión constante de 1 atm. Datos: Cesp.hielo= 2,03 /g K; Cesp.agua = 4,18 /g K; Cesp.vapor = 1,84 /g K. Para el agua: ΔHfusión=6,01 /mol ; ΔHvaporización=40,67 /mol Cuando se calienta un cubo de hielo que inicialmente está a -25C y a 1 atm. La adición de calor ocasiona que la temperatura del hielo aumente. Mientras la temperatura permanezca por debajo de los 0C, el cubo de hielo permanece congelado. Cuando la temperatura alcanza los 0C, el hielo comienza a fundirse. Debido a que la fusión es un proceso endotérmico, el calor que añadimos a los 0C se utiliza para convertir al hielo en agua; la temperatura permanece constante hasta que todo el hielo se há fundido. Una vez que alcanza este punto, la adición de más calor ocasiona que la temperatura del agua líquida aumente. En la figura siguiente se muestra todos cambios que ocurren para llegar a la fase de vapor. Para determinar ΔH, debes calcular el calor involucrado en cada etapa. Entonces para que el hielo a -25C llegue a vapor a una temperatura de 125C, se tiene: Hielo -25C hielo 0C líquido 0C líquido 100C vapor 100C vapor 125C Primera Edición - 2016 9
a) Calor de hielo -25C hielo 0C Q 1 = 18 g 2,03 b) Calor de hielo 0C líquido 0C gk Q 2 = 1mol 6,01 c) Calor líquido 0C líquido 100C Q 3 = 18 g 4,18 gk d) Calor líquido 0C vapor 100C Q 4 = 1mol 40,67 e) Calor vapor 100C vapor 125C Finalmente el calor total es: Q 5 = 18 g 1,84 (273 248)K = 913,5. mol = 6,01k = 6,01 103 (373 272)K = 7524 mol = 40,67k = 40,67 103 gk (398 373)K = 828 Q T = ΔH= 913,5 + 6,01 10 3 + 7524 + 40,67 10 3 + 828 = 55945,5 =56 k Ejercicio 15: En condiciones de volumen constante, el calor de combustión de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) es de 15,576 /g. Una muestra de 2,500 g de glucosa se quemó en una bomba calorimétrica. La temperatura del calorímetro se incrementó de 20,55 a 23,25C. Cuál es la capacidad calorífica total del calorímetro?. Datos: Calor de combustión: 15,576 /g. Masa de glucosa: 2,500 g. Temperaturas del calorímetro: 20,55 a 23, 25C Primera Edición - 2016 10
15,57 g Q = c T = c (23,25 20,55)C 15,57 2,7 g 1 C = 5,77 g C 5,77 g C 2,500 g = 14,43 C La capacidad calorífica total del calorímetro es 14,43 /C Ejercicio 16: El calor especifico del hierro metálico es igual a 0,450 /gc. Cuántos de calor se necesitan para elevar la temperatura de un bloque de hierro de 1,05 Kg de 25,0C a 88,5C? Datos: Calor especifico hierro=0,450 /gc. Masa de hierro: 1,05 Kg. Temperaturas: 25,0 a 88,5C Para el cálculo del calor se usa la siguiente formula: Reemplazando: Q = m s T El calor necesario son 30 k. Q = 1050 g 0,450 (361,5 298)K gk Q = 30003,8 = 30,00 Responsables académicos Corregida por comité Editorial PAIEP. Si encuentra algún error favor comunicarse a ciencia.paiep@usach.cl Referencias y fuentes utilizadas Chang, R.; College, W. (2002). Química. (7a. ed). México: Mc Graw-Hill Interamericana Editores S.A. Brown, T., Le May, H., Bursten, B., Murphy, C. Química la ciencia central. (11 a.ed). México: Editorail Pearson S.A. Primera Edición - 2016 11
Primera Edición - 2016 12