Liceo Miguel de Cervantes Depto de Química Material
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Liceo Miguel de Cervantes Depto de Química Material Complementario Química electivo Tercero Unidad : Reactividad orgánica Aprendizaje Esperado : 1. Reconocer reacciones apolares de sustitucion y de adición. 2. Diferenciar entre reacciones de sustitucion y de adición 3. Aplicar mecanismo de las reacciones de adición y sustitucion . Cada transformación química implica un cambio en la conectividad de los átomos. Se rompen algunos enlaces y se forman otros nuevos. La química orgánica se interesa no sólo por los reactivos y los productos de una reacción, sino también por los detalles, especialmente el orden de los procesos de rotura y formación de enlaces. También se interesa por el estudio de las velocidades de reacción y se investigan cómo la velocidad y los productos varían en función de las condiciones experimentales. También explora los cambios estereoquímicos que ocurren durante la reacción. A partir de observaciones como éstas, se postulan los detalles del proceso o camino que los reactivos siguen durante su transformación en productos. Este camino de reacción se llama mecanismo de la reacción. Tipos de reacciones orgánicas. Una reacción química se puede definir como un proceso de interacción entre especies químicas y en el que, como consecuencia de la ruptura y formación de enlaces, se origina una nueva entidad química. A continuación, se indican diferentes métodos de clasificación de las reacciones más usuales en Química Orgánica. a) Clasificación por el tipo de transformación. Las reacciones orgánicas se pueden agrupar y clasificar atendiendo al tipo de transformación que tiene lugar en el compuesto orgánico como: a) Reacciones de adición. b) Reacciones de sustitución. c) Reacciones de eliminación. d) Reacciones de transposición. 1. Reacciones de adición. Este tipo de reacciones consisten en la adición de dos especies químicas al enlace múltiple de una molécula insaturada, tal y como se indica de forma genérica en la siguiente ecuación química: Este tipo de reacciones es muy común en los compuestos olefínicos y acetilénicos, como ocurre en la adición de bromo a un doble enlace, en la adición de HBr o en el proceso de Hidrogenación: 2. Reacciones de sustitución. En las reacciones de sustitución se engloban aquellas en las que un átomo o grupo atómico es sustituido o desplazado por otro. La ecuación general para un proceso de sustitución es: Ejemplos de este tipo de reacciones son las que experimentan los alcoholes con hidrácidos o las reacciones de sustitución nucleofílica de haluros de alquilo. A continuación, se indican dos ejemplos concretos de reacciones de sustitución. a) Reacción de sustitución de un alcohol por un hidrácido b) Reacción de sustitución nucleofílica 3. Reacciones de eliminación. Este tipo de reacciones constituyen el proceso inverso de las reacciones de adición y consisten en la pérdida de átomos, ó grupo de átomos de una molécula, con formación de enlaces múltiples o anillos. La formulación general de las reacciones de eliminación es: La reacción de deshidratación de un alcohol para formar un alqueno ó la reacción de deshidrobromación inducida por bases son ejemplos de reacciones de eliminación: a) Deshidratación ácida de un alcohol b) Reacción de eliminación de un haluro de alquilo 4. Reacciones de transposición. Esta clase de reacciones consisten en un reordenamiento de los átomos de una molécula que origina otra con estructura distinta. Un ejemplo de este tipo de reacciones es el proceso de conversión del n-butano en isobutano en presencia de determinados catalizadores. b) Clasificación por la forma en la que se rompen los enlaces. Las reacciones orgánicas se pueden clasificar atendiendo a la forma en la que se rompen y se forman los enlaces químicos en dos grandes grupos: a) Reacciones de homólisis. b) Reacciones de heterólisis. a) Reacciones de homólisis. Estas reacciones tienen lugar cuando el enlace covalente se rompe de manera equitativa; esto es cada uno de los fragmentos que surgen de la ruptura se lleva consigo a uno de los electrones que formaban parte del enlace original. Normalmente, este proceso da lugar a especies radicalarias( radicales libres), que son entidades químicas con un número impar de electrones. La formulación general de un proceso de homólisis es: b) Reacciones de heterólisis. Este tipo de reacciones se producen cuando la rotura del enlace es asimétrica, es decir, uno de los fragmentos del enlace se queda con los dos electrones del enlace covalente original. Normalmente, este proceso origina una especia cargada negativamente y otra cargada positivamente, tal y como se describe a continuación: c) Clasificación por la forma en la que se forman los enlaces. Las reacciones orgánicas también se pueden clasificar atendiendo al proceso de formación los enlaces como: a) Reacciones de coligación b) Reacciones de coordinación a) Reacciones de coligación. Estas reacciones se producen cuando dos radicales libres se unen formando un enlace covalente. Este proceso es el inverso al de hemólisis. b) Reacciones de coordinación. Reciben este nombre las reacciones en las que se enlazan un anión (o una especie con un exceso de densidad electrónica) y un catión (o una especie con huecos electrónicos). Este proceso es el inverso al de heterólisis. Actividades a realizar. 1. Indique 2 características de los rompimientos de tipo hemolíticos sobre compuestos orgánicos. 1. ___________________________________________________________________ __________________________________________________________________ 2. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ II. Indique 2 características de las reacciones apolares .( 4 ptos) 1. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 2. ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ III. Defina los siguientes conceptos: a. Reacciones Apolares:________________________________________________ _________________________________________________________________ b. Reacción de Sustitución : _____________________________________________ __________________________________________________________________ IV. Aplique el mecanismo de las reacciones apolares en los siguientes ejercicios, indicando el sustrato, reactivo y producto final. 1. 2 penteno 2. CH3—CH2—CH3 3. 4. + HCl -------------- + Br2 ------------ + HF + HNO3 ----------- ---------------- 5. CH3—CH---CH2 –CH3 + HNO3 -------- CH3 6. CH2--CH===CH --CH2 + HCL---------- Liceo Miguel de Cervantes Depto de Química Material Complementario Química electivo Tercero Unidad: Termodinámica Aprendizaje esperado: Comprender los cambios térmicos que se producen en las reacciones químicas y su predicción de espontaneidad. Termodinámica y equilibrio químico Al estudiar un proceso, ya sea físico o químico, es necesario acotarlo en el espacio. Un sistema termodinámico es una parte del universo que es separada arbitrariamente del resto mediante límites definidos para hacerla objeto de alguna investigación. Dependiendo de su capacidad de intercambio con el entorno, un sistema puede ser abierto, cerrado o aislado. Sistema abierto Ocurre un intercambio de materia y de energía con su entorno. Por ejemplo, el agua contenida en un vaso. Sistema cerrado Ocurre un intercambio de energía entre el sistema y el entorno, pero no de materia. Por ejemplo, el agua contenida en un recipiente cerrado. Sistema aislado No existe intercambio de energía ni de materia entre el sistema y el entorno. Por ejemplo, el agua contenida en un recipiente cerrado y térmicamente aislado. Un proceso termodinámico es una transformación en la que un sistema intercambia energía con su entorno, pasando desde un estado inicial a otro estado final. Variación de entalpía Las reacciones a presión constante ocurren en recipientes abiertos, de modo que la presión atmosférica se mantiene constante sobre el sistema. Se trata de procesos isobáricos, por lo que el calor intercambiado en ellas se denomina “calor de reacción a presión constante”, y es igual a la variación de entalpía, H. En las reacciones exotérmicas se produce una liberación de energía, lo que se traduce en una disminución de entalpía. H < 0. En las reacciones endotérmicas, en tanto, se necesita energía para que se produzca la reacción, lo que implica un aumento de la entalpía. H > 0. Se ha comprobado que el cambio de entalpía depende del estado físico de los reactantes y de los productos. La entalpía estándar de reacción, Hº, es la variación de entalpía en una reacción en que los reactivos están en estado estándar y se transforman en productos en estado estándar. Las ecuaciones termoquímicas reflejan el estado físico de las sustancias y la entalpía de reacción. Por ejemplo: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) Hº = - 571,6 kJ Estos cambios de entalpía corresponden a las ecuaciones tal como están formuladas. Como la entalpía es una propiedad extensiva, si multiplicamos todos los términos de la ecuación por un factor, (en este caso por ½), también la variación de entalpía tendrá que multiplicarse por el mismo factor. H 2(g) + ½ O 2(g) H2O(l) Hº = - 285,8 kJ Por otra parte, si se invierten los dos miembros de la reacción, es decir, los reactantes pasan a ser productos y los productos a ser reactantes, la variación de entalpía mantiene la magnitud pero cambia el signo. 2 H2O(l) 2 H2(g) + O2(g) Variación de entalpía (∆ H) Las reacciones a presión constante ocurren en recipientes abiertos, de modo que la presión atmosférica se mantiene constante sobre el sistema. Se trata de procesos isobáricos, por lo que el calor intercambiado en ellas se denomina “calor de reacción a presión constante”, y es igual a la variación de entalpía, ∆ H. ∆ H, es una función de estado, es decir depende solo de los estados iniciales y finales del sistema. De esta manera, para una reacción química representada por: A + B → C+D La variación de entalpía es: ∆H = (HC + HD) - (HA + HB) ∆ H = HP - HR HP es entalpia de los productos HR es entalpia de los reactantes En las reacciones exotérmicas se produce una liberación de energía, lo que se traduce en una disminución de entalpía. ∆ H < 0. (HP < HR) En las reacciones endotérmicas, en tanto, se necesita energía para que se produzca la reacción, lo que implica un aumento de la entalpía. ∆ H > 0. (HP > HR) Ejemplo: A partir de los valores de Entalpía (Ho) propios del oxido férrico, carbono, fierro y monóxido de carbónico, calcular el ΔH de la ecuación: Sustancia Fe H°(Kj/mol) 0 Fe2O3 + 3C(s) → Fe2O3 C(s) -822,2 0 2 Fe(s) + 3 CO(g) CO(g) -110,5 ∆ H° = 2H° Fe(s) + 3 ∙ H°CO(g) - ( H°Fe2O3(s) + 3H°C(s)) ∆ H° = 2 ∙ 0 + 3 ∙ - 110,5 – ( -822,2 + 3 ∙ 0) ∆ H° = 490,7 Kj /Mol De esta información se deduce que la reacción es endotérmica y se absorben 490,7 Kj /Mol ΔH° es la variación de entalpía estándar, es decir, tomadas en condiciones de 25°C y 1 atm de presión. Se ha comprobado que el cambio de entalpía depende del estado físico de los reactantes y de los productos. La entalpía estándar de reacción, ∆ Hº, es la variación de entalpía en una reacción en que los reactivos están en estado estándar y se transforman en productos en estado estándar. Las ecuaciones termoquímicas reflejan el estado físico de las sustancias y la entalpía de reacción. Por ejemplo: 2 H2(g) + O2(g) →2 H2O(l) ∆ Hº = - 571,6 kJ Estos cambios de entalpía corresponden a las ecuaciones tal como están formuladas. Como la entalpía es una propiedad extensiva, si multiplicamos todos los términos de la ecuación por un factor, (en este caso por ½), también la variación de entalpía tendrá que multiplicarse por el mismo factor. H2(g) + ½ O2(g) →H2O(l) ∆ Hº = - 285,8 kJ Por otra parte, si se invierten los dos miembros de la reacción, es decir, los reactantes pasan a ser productos y los productos a ser reactantes, la variación de entalpía mantiene la magnitud pero cambia el signo. 2 H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) ∆ Hº = 571,6 kJ La síntesis de un mol de agua líquida libera la misma cantidad de calor que es necesaria para descomponerla. Entalpía estándar de formación de una sustancia, ∆Hfº, es la variación de entalpía correspondiente a la formación de un mol de una sustancia en su estado estándar a partir de sus elementos en dicho estado, a los que se les asigna la entalpía cero. 2 C(s) + 2 H2(g) → C2H4(g) ∆Hfº = 52,3 kJ/mol Entalpía estándar de combustión, ∆Hc, también denominada calor de combustión de una sustancia, es la variación de entalpía que se produce cuando se quema un mol de la sustancia en las condiciones estándar. Todas las entalpías de combustión son negativas, en todas ellas se libera energía; es decir, son exotérmicas. C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆ Hº = - 393,5 kJ Ley de Hess: Si una reacción puede producirse en varias etapas, reales o teóricas, su variación de entalpía será igual a la suma de las entalpías de reacción de estas reacciones intermedias. Ejemplo Problema de aplicación: La reacción de síntesis del acetileno, C2H2, es: 2 C(grafito) + H2(g) → C2H2(g) Calcula su variación de entalpía a partir de las siguientes ecuaciones: C(grafito) + O2(g)→CO2(g) H2(g) + ½ 2 C2H2(g) ∆ Hº = - 393,5 kJ O2(g)→H2O(l) ∆ Hº = - 285,8 kJ + 5 O2(g)→4 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆ Hº = -2598,8 kJ El procedimiento de resolución del problema es: 2 C(grafito) H2(g) + 2 CO2(g) + 2 O2(g) ½ + O2(g) →2 CO2(g) O2(g) →H2O(l) H2O(l) ∆ Hº = 2 ( -393,5) kJ ∆ Hº = - 285,8 kJ + 5/2 →C2H2(g) ∆ Hº = ½ (2598,8 kJ) ................................................................................................... ........................................................ Sumamos las ecuaciones, eliminamos los términos semejantes y resulta 2 C(grafito) + H2(g) ∆ Hº = 226,6 kJ →C2H2(g) Cálculo de la entalpía estándar de reacción a partir de las entalpías de enlace: La ruptura de enlace supone un consumo de energía y la formación de enlace implica liberación de ella. Se puede decir, entonces, que la variación de entalpía en una reacción depende de la energía consumida, por un lado, y la desprendida, por otro. La variación de entalpía estándar en una reacción química es igual a la diferencia entre la suma de las entalpías de los enlaces que se rompen en los reactantes y la suma de las entalpías de los enlaces que se forman en los productos. Los valores obtenidos para la entalpía de reacción a partir de las entalpías de enlace son solamente valores aproximados, ya que las entalpías de enlace son valores promedio de enlaces. Ejemplo Problema de aplicación Calcula la variación de entalpía estándar para la reacción de combustión del gas hidrógeno correspondiente a la siguiente reacción: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) Tabla de Promedios de Entalpía Enlace Energía (Kj/mol) O - H H - H O =O 460 436,4 498,7 Energía necesaria para romper enlaces: 2H–H+ O=O ∆H° = 2 (436,4) kJ + 498,7 kJ = 1371,5 kJ Energía liberada en la formación de los enlaces: 2H-O–H o 4O-H ∆H° = 4 ( - 460) kJ = - 1840 kJ ∆ Hcombustión = 1371,5 - 1840 kJ ∆ Hcombustión = - 468,5 kJ Entropía (S): En muchos procesos físicos y químicos se producen transiciones desde estados más ordenados a otros más desordenados, y viceversa. La entropía será, en este contexto, una medida del orden o el desorden interior de una sustancia. En términos generales, la entropía aumenta cuando el sistema se desordena y disminuye cuando aumenta el orden molecular. La entropía y los cambios químicos: En la siguiente reacción un líquido y un gas reaccionan, formándose un sólido. La entropía del sistema ha disminuido, ya que aumenta su orden molecular. PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s) Por el contrario, en la reacción de combustión de la glucosa, un sólido se transforma en gases; hay un aumento del desorden y, por lo tanto, de la entropía del sistema. C6H12O6(s) + 6 O2(g) →6CO2(g) + 6H2O(g) La entropía y los cambios de estado: Cuando se aporta suficiente calor, una sustancia en estado sólido se fundirá pasando a estado líquido y, posteriormente, hervirá pasando al gaseoso. Estos cambios de estado provocan importantes alteraciones en el interior de la sustancia, y se pierde la ordenación propia del sólido, donde cada partícula ocupa una posición determinada, para pasar a un estado más desordenado, como es el líquido y, en mayor medida, y si es el caso, al gaseoso. Se dice, entonces, que los cambios de estado desde sólido a gas provocan un aumento de la entropía del sistema. La entropía, también es una función de estado y, por lo tanto, su valor no dependerá del camino seguido, sino de los estados inicial y final del sistema, por lo tanto, aquí hablamos de variación de entropía ΔS En general para un proceso espontáneo los valores que puede tener la entropía son: ΔS > 0 Para la mayoría de los fenómenos irreversibles que ocurren en el universo, en que las moléculas tienden al desorden. ΔS = 0 Para aquellos sistemas que están en equilibrio la entropía es cero. ΔS< 0 Para aquellos sistemas espontáneos e irreversibles que tienden a ordenar sus moléculas. Energía libre de Gibbs: La relación entre la variación de entalpía de un proceso y la variación de entropía que tiene lugar a una temperatura, determinan la energía libre del sistema. Se trata de una variable extensiva que se mide en unidades de energía y cuyo valor está dado por la siguiente ecuación: ∆ G = ∆ H - T ∆S La variación de energía libre proporciona un criterio que permite conocer fácilmente la espontaneidad o no espontaneidad de un proceso cuando este se produce a presión y a temperatura constantes. Los procesos espontáneos serán aquellos en los que se produce una disminución de la energía libre (∆G<0). En general, recordemos que el estado final de los procesos espontáneos que ocurren en el universo siempre tiende hacia un máximo de desorden. Este principio se conoce como la segunda ley de la Termodinámica: “Hay una tendencia en el Universo a alcanzar un máximo de entropía”, esto sucede ya que se ocupa el mínimo de energía. Si ΔG< 0 deberá tener un valor negativo. El proceso será así espontáneo; la reacción será factible, ya que para llegar a este valor, ΔH deberá tener una energía mínima y ΔS deberá ser alta. También ΔG puede tomar valores: ∆G>0, entonces el proceso no es espontáneo, por lo que el proceso inverso sí lo será. ∆G=0, se trata de un sistema en equilibrio. Para conocer la espontaneidad de una reacción debemos conocer los valores de la entalpía y la entropía. Los diferentes eventos se expresan en la siguiente tabla. ΔH + - ΔS + - Características Proceso exotérmico que tiende al desorden Proceso endotérmico que tiende al orden Proceso exotérmico que tiende al orden + + Proceso endotérmico que tiende al desorden Observaciones Reacción espontanea Reacción no espontanea Reacción espontanea solo sí ΔH > TΔS Reacción espontanea solo si ΔH < TΔS TERMOQUÍMICA - LEY DE HESS - PROBLEMAS PROBLEMAS RESUELTOS EJEMPLO 1: Tomando como base las ecuaciones termoquímicas a 25ºC que se indican a continuación, calcular la entalpía de formación del ácido nitroso en disolución acuosa que se indica con el subíndice (aq): a) NH 4 NO 2 (s) ------------> N 2 (g) + 2 H 2 O (l) ; Ä H = - 300,12 KJ b) H 2 (g) + ½ O 2 (g) ---------> H 2 O (l) ; Ä H = - 284,24 KJ c) N 2 (g) + 3 H 2 (g) + (aq)---------> 2 NH 3 (aq) ; Ä H = - 170,54 KJ d) NH 3 (aq) + HNO 2 (aq) --------> NH 4 NO 2 (aq) ; Ä H = - 38,04 KJ e) NH 4 NO 2 (s) + (aq) ----------> NH 4 NO 2 (aq); Ä H = + 19,85 KJ Solución La reacción de formación del ácido nitroso en disolución acuosa es: ½ N2(g) + ½ H2(g) + O2(g) -----------> HNO2(aq) , la cual hemos de obtener mediante la suma de las cinco reacciones anteriores o de sus inversas, tomadas una vez o varias. Para ello, debemos fijarnos en alguna de las sustancias que aparecen en la reacción a obtener, localizarla en alguna de las cinco dadas y tomar ésta de forma que dicha sustancia aparezca en el miembro en el cual está en la reacción a obtener: Así el HNO2(aq) está en el primer miembro de la reacción d, por lo que hemos de coger la inversa de ésta: d: NH4NO2(aq) --------------> NH3(aq) + HNO2(aq); Ä H= + 38,04 KJ Como el NH4NO2(aq )no está en la reacción a obtener, hemos de buscar otra en la que aparezca en el 2º miembro, para eliminarlo, la e e: NH4NO2(s) + (aq) -------------> NH4NO2(aq); Ä H= + 19,85 KJ También hemos de eliminar el NH3(aq), que hemos de colocar en el primer miembro, con la inversa de la mitad de la reacción c - ½ c NH3(aq) ----------> ½ N2(g) + 3/2 H2(g) + (aq) Ä H= -1/2 (- 170,54) KJ Y para eliminar el NH4NO2(s) que hemos incluido en el primer miembro con la reacción “e”, hemos de tomar la inversa de la reacción a -a N 2(s) + 2 H2O (l) ---------------> NH4NO2(s) Ä H= 300,12 KJ Finalmente, para eliminar los 2 H2O (l) introducidos con ésta última, hemos de tomar el doble de la reacción b 2b 2H2(g) + O2(g) --------------> 2 H2O(l) ; Ä H= 2.(- 284,24) KJ Al sumarlas todas, eliminando y/o simplificandolas sustancias que aparecen en ambos miembros, y sumando también los Ä H ½ N2(g) + ½ H2(g) + O2(g) --------------> HNO2(aq) Ä H = -125,2 KJ, EJEMPLO 2: A partir de las entalpías estándar de enlace, determinar la entalpía para la reacción de hidrogenación del 1,3- butadieno a butano Solución La reacción es: CH2 = CH - CH = CH2 + 2 H2 ö CH4 - CH2 - CH2 - CH4 Por tanto, han de romperse todos los enlaces que existen en el primer miembro y no en el segundo ( los dos enlaces dobles C = C y los enlaces H - H de la molécula de hidrógeno), y formarse los nuevos que no existían antes (2 enlaces simples C-C que sustituyen a los dobles, y 4 enlaces C - H), por lo que las energías intercambiadas son: - Energía absorbida por los enlaces rotos: 2 enlaces C = C: 2 enlaces H - H : Ä H = 2 . 612,9 KJ = + 1.225,8 KJ Ä H = 2 . 436,4 KJ = + 872,8 KJ Energía total absorbida: + 2.098,6 KJ - Energía desprendida por los enlaces formados : 2 enlaces C - C : 4 enlaces C - H : Ä H = 2 . 348,15 KJ = 696,30 KJ Ä H = 4 . 415,32 KJ = 1.661,28 KJ Energía total energía desprendida: 2.357,58 KJ y así: KJ ÄH reacción = ÓÄH enlaces rotos - ÓÄH enlaces formados = 2.098,60 - 2.357,58 = - 258,98 PROBLEMAS PARA RESOLVER 1- Tomando como base las ecuaciones termoquímicas a 25EC que se indican a continuación, calcular la entalpía de formación del ácido nitroso en disolución acuosa que se indica con el subíndice (aq): a) NH4NO2(s) -----------> N 2(s) + 2 H2O (l) ; ÄH = - 71,80 Kcal b) 2 H2(g) + O2(g) -------> 2 H2O(l) ; Ä H = -136,00 Kcal c) N2(g) + 3 H2(g) + (aq) --------> 2 NH3(aq) ; Ä H = - 40,80 Kcal d) NH3(aq) + HNO2(aq) -------> NH4NO2(aq) ; Ä H = - 9,10 Kcal e) NH4NO2(s) + (aq) --------> NH4NO2(aq) ; Ä H = + 4,75 Kcal (Solución: Ä H= -29,95 Kcal) 2- Las entalpías de formación de los compuestos: FeS 2, Fe2O3, ambos sólidos y del SO2 gas son respectivamente -35,50; -198,50; y -70,90 Kcal/mol. Calcular la entalpía de reacción para la tostación de la pirita, que transcurre según la reacción: 4 FeS2 (s) + 11 O2(g) -----> 8 SO2(g) + 2 Fe2O3(s) (Solución: Ä H= -822,36 Kcal) 3- Calcular la entalpía de formación del pentano líquido conociendo los datos siguientes: Ä H para la combustión del pentano líquido = -833,0 Kcal/mol Ä H para la combustión del carbono sólido = - 94,0 Kcal/mol Ä H para la formación del agua líquida = - 68,5 Kcal/mol (Solución: Ä H= - 48,0 Kcal) 4- Calcular el calor que se produce cuando un mol de Na+ gaseoso se combina con un mol de Cl- también gaseoso para formar un mol de cloruro de sodio sólido, sabiendo que: a) Na(s) + ½ Cl2(g) -----> NaCl(s) b) Na(s) -----------> Na(g) c) Na(g) ----------------> Na+(g) + 1 ed) Cl2(g) --------------> 2 Cl(g) e) Cl-(g) ---------------> Cl (g) + 1 e(Solución: Ä H= - 185,92 Kcal) Ä H = - 98,2 Kcal Ä H = + 26,0 Kcal Ä H = +120,0 Kcal Ä H = + 58,0 Kcal Ä H = + 87,3 Kcal Representar gráficamente los procesos descritos e indicar los nombres que reciben cada una de las energías expuestas. 5- Las entalpías normales de formación para los compuestos: CS2, S2Cl2 y CCl4 todos ellos en estado líquido son respectivamente +21,0 ; -14,4 y -33,3 Kcal/mol. Determinar la entalpía de la reacción: CS2(l) + 3 Cl2(g) ----------> S2Cl2(l) + C Cl4(l) (Solución: Ä H= -68,7 Kcal) 6- La entalpía de disolución del fosgeno (COCl2) gaseoso en un exceso de álcali es de -104,5 Kcal/mol, y transcurre según el proceso: COCl2(g) + 4 OH- ----------> 2 Cl- + CO32- + 2 H2O Sabiendo además que la entalpía de disolución del dióxido de carbono gaseoso en un exceso de álcali es - 25,1 Kcal/mol y la entalpía de formación del cloruro de hidrógeno gaseoso es de 22,0 Kcal/mol y su entalpía de disolución en agua es -17,4 Kcal/mol, que las entalpías normales de formación del agua líquida y del óxido de carbono(IV) son -68,3 y -94,1, respectivamente. Determinar la entalpía de formación del fosgeno. (Solución: Ä H= -25,1 Kcal) 7- Determinar la entalpía de formación del cloruro de aluminio anhidro a partir de los datos siguientes: a) 2 Al (s) + 6 HCl (aq) ------->Al2Cl6 (aq) + 3 H2(g) Ä H = -240,0 Kcal b) H2(g) + Cl2 (g) ----------> 2 HCl (g) Ä H = - 44,0 Kcal c) HCL(g) + (aq) ----------> HCl(aq) Ä H = - 17,5 Kcal d) Al2Cl6(s) + (aq) -------------> Al2Cl6 (aq) Ä H = -153,7 Kcal (Solución: Ä H= -323,3 Kcal/mol) 8- La entalpía molar normal de formación del cloruro de zinc es de -99,5 Kcal y su entalpía de disolución es de - 5,7 Kcal/mol. Sabiendo que las entalpías correspondientes a estos dos procesos para el cloruro de hidrógeno son, respectivamente: -22,0 y -17,4 Kcal/mol, determinar la entalpía para la reacción entre el zinc metálico y el ácido clorhídrico. (Solución: Ä H= - 36,33 Kcal)
