Termoquímica

Química 2º Bach.
Termoquímica
DEPARTAMENTO DE
FÍSICA E QUÍMICA
Problema
19/12/06
Nombre:
[6 Ptos.]
A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:
(1)
Pb (s) + O2 (g) → PbO2 (s)
∆Hº1 = -276,3 kJ
(2)
6 PbO (s) + O2 (g) → 2 Pb3O4 (s)
∆Hº2 = -153,8 kJ
(3)
Pb3O4 (s) + O2 (g) → 3 PbO2 (s)
∆Hº3 = -94,9 kJ
a) Calcula la variación de energía interna ∆Uº, a 298 K, para la reacción (3).
[2 Ptos.]
b) Calcula la energía calorífica mínima que se requiere para descomponer 100,0 g de óxido de plomo(IV)
(sólido), a 25 0C y 101,3 kPa, en plomo(sólido) y oxígeno(gas).
[2 Ptos.]
c) Calcula al entalpía estándar de formación del óxido de plomo(II)
[2 Ptos.]
Cuestión
[2 Ptos.]
Razona bajo qué condiciones podría ser espontáneo el proceso endotérmico de formación de dióxido de
nitrógeno.
Laboratorio
[2 Ptos.]
Indica el procedimiento y describe el material necesario para la determinación, de forma aproximada, del calor
de disolución del hidróxido de sodio en agua. Si se disuelven 4,4 g de hidróxido de sodio al 90% en 100 g de
agua a 16 ºC, la temperatura de la disolución llega hasta 26,5 °C. A partir de estos datos calcula el valor de la
entalpía molar de disolución.
DATOS: ce (agua) = 4 180 J / kg·K
DATOS
3
atm·dm
J
1 atm. = 101,3 kPa = 760 mm Hg
R=0,0820
=8,314
mol · K
mol · K
Soluciones
A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:
(1)
Pb (s) + O2 (g) → PbO2 (s)
∆Hº1 = -276,3 kJ
(2)
6 PbO (s) + O2 (g) → 2 Pb3O4 (s)
∆Hº2 = -153,8 kJ
(3)
Pb3O4 (s) + O2 (g) → 3 PbO2 (s)
∆Hº3 = -94,9 kJ
a) Calcula la variación de energía interna ∆Uº, a 298 K, para la reacción (3).
b) Calcula la energía calorífica mínima que se requiere para descomponer 100,0 g de óxido de plomo(IV)
(sólido), a 25 0C y 101,3 kPa, en plomo(sólido) y oxígeno(gas).
c) Calcula al entalpía estándar de formación del óxido de plomo(II).
▲
Solución:
a) La relación entre ∆Hº y ∆Uº es
∆Hº = ∆Uº + ∆n(gas) R T
∆Uº = ∆Hº – ∆n(gas) R T = -94,9 – (-1) 8,31×10-3 · 298 = -92,4 kJ
PbO2 (s) → Pb (s) + O2 (g)
-∆Hº1 = +276,3 kJ
1
mol
PbO
276,3 kJ
2
Q=100,0 g PbO2
= +115,5 kJ
1 mol PbO2 239,2 g PbO2
b)
c) Combinando las ecuaciones (1), (2) y (3) (Ley de Hess)
(1)
Pb (s) + O2 (g) → PbO2 (s)
-1/6 (2)
1/3 Pb3O4 (s) → PbO (s) + 1/6 O2 (g)
-1/3 (3)
PbO2 (s) → 1/3 Pb3O4 (s) + 1/3 O2 (g)
Pb (s) + ½ O2 (g) → PbO (s)
Cuestión
∆Hº1 = -276,3 kJ
-1/6 · ∆Hº2 = -1/6 · (-153,8 kJ)
-1/3 · ∆Hº3 = -1/3 · (-94,9 kJ)
∆Hº1 = -219,0 kJ / mol
[2 Ptos.]
Razona bajo qué condiciones podría ser espontáneo el proceso endotérmico de formación de dióxido de
▲
nitrógeno.
Solución:
La ecuación termoquímica es:
½ N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g) ∆H > 0
El criterio de espontaneidad de una reacción química viene dado por el signo de la entalpía libre o energía libre
de Gibbs:
∆G = ∆H - T∆S
Si ∆G < 0 el proceso sería espontáneo.
La variación de entropía del proceso es negativa, ya que hay más cantidad de gas en los reactivos que en los
productos (el estado gaseoso es de mayor desorden , y por tanto, el de mayor entropía). ∆S < 0.
∆G = ∆H – T ∆S
+
– + siempre
Sea cual sea la temperatura, el valor de ∆G será siempre positivo, por lo que el proceso no será espontáneo
nunca.
Laboratorio
[2 Ptos.]
Indica el procedimiento y describe el material necesario para la determinación, de forma aproximada, del calor
de disolución del hidróxido de sodio en agua. Si se disuelven 4,4 g de hidróxido de sodio al 90% en 100 g de
agua a 16ºC, la temperatura de la disolución llega hasta 26,5°C. A partir de estos datos calcula el valor de la
entalpía molar de disolución.
DATOS: ce (agua) = 4 180 J / kg·K
▲
Solución:
Procedimiento:
En una probeta de 100 cm3, se miden 100 cm3 de agua y se vierten en un calorímetro. Se esperan unos minutos
y se mide la temperatura con un termómetro (16 0C).
En una balanza granataria, se tara un vidrio de reloj, y, con una espátula, se echan lentejas de NaOH hasta que
la balanza marque 4,4 g.
Rápidamente (para evitar la hidratación y carbonatación del NaOH) se echa el hidróxido de sodio en el
calorímetro y se agita constantemente con una varilla, comprobando la temperatura. Se anota el valor cuando
la temperatura se estabilice (26,5 0C)
Se vacía el calorímetro y se lava el material.
Descripción del material:
Probeta de 100 cm3 : Tubo de vidrio, con base, graduado en cm3.
Calorímetro: Vaso aislado (termo) con tapadera.
Termómetro (digital): Varilla metálica con pantalla digital.
Vidrio de reloj: Recipiente de vidrio con forma de casquete esférico.
Balanza (digital): Platillo con pantalla digital. (Sensibilidad 0,1 g)
Espátula: “cucharilla” metálica con un extrema aplanado en forma de espátula.
Varilla de vidrio: Cilindro macizo de vidrio de 2 ó 3 milímetros de diámetro.
Cálculos:
Al ser el calorímetro un sistema aislado, el proceso es adiabático, y
Q (cedido en la disolución) + QD (ganado por la disolución) + QC (ganado por el calorímetro) = 0
El calor QD ganado por la disolución es aproximadamente igual al ganado por el agua:
QD = m(agua) · ce (agua) ∆t = 0,100 [kg] · 4 180 [J/kg·K] ·(26,5 – 16) K = 4,39×103 J
El calor QC ganado por el calorímetro se supone despreciable, porque no hay datos.
Q (cedido en la disolución) = -4,39×103 J
La masa de NaOH puro que se ha disuelto es:
90 g NaOH
m=4,4 g hidróxido
= 4,0 g NaOH puro
100 g hidróxido
Como ocurre a presión constante, Q = QP = ∆H
4,39×10 3 J 1 kJ 40 g NaOH
∆Hd0 =
= -44 kJ / mol NaOH
4,0 g NaOH 103 J 1 mol NaOH