262 CAPÍTULO 6 Termoquímica Términos básicos Alrededores, p. 231 Calor, p. 231 Calor de dilución, p. 260 Calor de disolución (ΔHdisol), p. 258 Calor de hidratación (ΔHhidr), p. 259 Calor específico (s), p. 246 Calorimetría, p. 245 Capacidad calorífica (C), p. 246 Ecuación termoquímica, p. 242 Energía, p. 230 Energía potencial, p. 230 Energía química, p. 230 Energía radiante, p. 230 Energía reticular (U), p. 259 Energía térmica, p. 230 Entalpía (H), p. 240 Entalpía de disolución (ΔHdisol), p. 258 Entalpía de reacción (ΔHreacción), p. 241 Entalpía estándar de formación (ΔH°f), p. 252 Entalpía estándar de reacción (ΔH°reac), p. 253 Estado de un sistema, p. 233 Estado estándar, p. 252 Función de estado, p. 233 Ley de Hess, p. 255 Ley de la conservación de la energía, p. 230 Primera ley de la termodinámica, p. 233 Proceso endotérmico, p. 232 Proceso exotérmico, p. 232 Sistema, p. 231 Sistema abierto, p. 231 Sistema aislado, p. 231 Sistema cerrado, p. 231 Termodinámica, p. 233 Termoquímica, p. 231 Trabajo, p. 230 Preguntas y problemas Definiciones Preguntas de repaso 6.1 6.2 6.3 6.4 6.5 6.6 Defina los términos: sistema, alrededores, sistema abierto, sistema cerrado, sistema aislado, energía térmica, energía química, energía potencial, energía cinética, ley de la conservación de la energía. ¿Qué es calor? ¿Difiere el calor de la energía térmica? ¿En qué condiciones el calor se transfiere de un sistema a otro? ¿Cuáles son las unidades de energía que comúnmente se emplean en química? Un camión que viaja a 60 kilómetros por hora se detiene por completo ante una señal de tránsito. ¿Este cambio en la velocidad viola la ley de la conservación de la energía? Explique. Éstas son distintas formas de energía: química, calorífica, luminosa, mecánica y eléctrica. Sugiera formas de interconvertir estas formas en energía. Describa la conversión de energía que ocurre en los siguientes procesos: a) Lanzar una pelota al aire y atraparla. b) Encender una linterna. c) Subir a una montaña y bajarla esquiando. d) Encender un cerillo y dejarlo quemarse. Cambios de energía en las reacciones químicas Preguntas de repaso 6.7 Defina los términos: termoquímica, proceso exotérmico, proceso endotérmico. 6.8 La estequiometría se basa en la ley de la conservación de la masa. ¿En cuál ley se basa la termoquímica? 6.9 Describa dos procesos exotérmicos y dos endotérmicos. 6.10 Las reacciones de descomposición por lo general son endotérmicas, en tanto que las reacciones de combinación comúnmente son exotérmicas. Proporcione una explicación cualitativa de estas tendencias. Primera ley de la termodinámica Preguntas de repaso 6.11 ¿En qué ley se basa la primera ley de la termodinámica? Proporcione una explicación en relación con la convención de los signos para la ecuación ΔE = q + w. 6.12 Explique el significado de función de estado. Proporcione dos ejemplos de cantidades que sean funciones de estado y dos que no lo sean. 6.13 La energía interna de un gas ideal sólo depende de su temperatura. Analice el siguiente proceso de acuerdo con la primera ley. Se deja que una muestra de un gas ideal se expanda a temperatura constante, contra la presión atmosférica. a) ¿El gas realiza un trabajo sobre sus alrededores? b) ¿Se produce intercambio de calor entre el sistema y los alrededores? De producirse, ¿en qué dirección? c) ¿Cuál es la ΔE del gas para este proceso? 6.14 Considere estos cambios a) Hg(l) ⎯→Hg(g) b) 3O2(g) ⎯→2O3(g) c) CuSO4 ⋅ 5H2O(s) ⎯→CuSO4(s) + 5H2O(g) d) H2(g) + F2(g) ⎯→ 2HF(g) A presión constante, ¿en cuáles de las reacciones el sistema realiza un trabajo sobre sus alrededores? ¿En cuáles lo realizan los alrededores sobre el sistema? ¿En cuáles no se realiza trabajo? Problemas 6.15 Una muestra de nitrógeno gaseoso expande su volumen de 1.6 L a 5.4 L a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado en joules si el gas se expande: a) contra el vacío, 263 Preguntas y problemas 6.16 6.17 6.18 6.19 b) contra una presión constante de 0.80 atm y c) contra una presión constante de 3.7 atm. Un gas expande su volumen de 26.7 mL a 89.3 mL a temperatura constante. Calcule el trabajo realizado (en joules) si el gas se expande: a) contra el vacío, b) contra una presión constante de 1.5 atm y c) contra una presión constante de 2.8 atm. Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrededores igual a 325 J. Al mismo tiempo, absorbe 127 J de calor de los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas. El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74 J. Como resultado, se liberan 26 J de calor hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas. Calcule el trabajo realizado cuando se disuelven 50.0 g de estaño en un exceso de ácido a 1.00 atm y 25°C: Sn(s) + 2H+(ac) ⎯→ Sn2+(ac) + H2(g) Suponga un comportamiento de gas ideal. 6.20 Calcule el trabajo realizado, en joules, cuando se evapora 1.0 mol de agua a 1.0 atm y 100ºC. Suponga que el volumen del agua líquida es insignificante comparado con el volumen del vapor a 100ºC. Suponga un comportamiento de gas ideal. Entalpía de las reacciones químicas Preguntas de repaso 6.21 Defina los siguientes términos: entalpía, entalpía de reacción. ¿En qué circunstancia el calor de una reacción es igual al cambio de entalpía de la misma reacción? 6.22 Al escribir las ecuaciones termoquímicas, ¿por qué es importante indicar el estado físico (es decir, gaseoso, líquido, sólido o acuoso) de cada sustancia? 6.23 Explique el significado de la siguiente ecuación termoquímica: 4NH3(g) + 5O2(g) ⎯→ 4NO(g) + 6H2O(g) ΔH = –904 kJ/mol 6.24 Considere la siguiente reacción: 2CH3OH(l) + 3O2(g) ⎯→ 4H2O(l) + 2CO2(g) ΔH = –1 452.8 kJ/mol ¿Cuál es el valor de ΔH si: a) la ecuación se multiplica por 2, b) se invierte la dirección de la reacción de manera que los productos se conviertan en reactivos y viceversa, c) se forma vapor de agua como producto en vez de agua líquida? Problemas 6.25 El primer paso en la recuperación industrial del zinc de su mena de sulfuro de zinc es el tostado, es decir, la conversión de ZnS en ZnO al calentarlo: 2ZnS(s) + 3O2(g) ⎯→ 2ZnO(s) + 2SO2(g) ΔH = –879 kJ/mol Calcule el calor liberado (en kJ) por gramo de ZnS tostado. 6.26 Determine la cantidad de calor (en kJ) liberado cuando se producen 1.26 × 104 g de NO2 de acuerdo con la ecuación 2NO(g) + O2(g) ⎯→2NO2(g) ΔH = –114.6 kJ/mol 6.27 Considere la reacción: 2H2O(g) ⎯→ 2H2(g) + O2(g) ΔH = 483.6 kJ/mol Si 2.0 moles de H2O(g) se convierten en H2(g) y O2(g) contra una presión de 1.0 atm a 125ºC, ¿cuál será ΔE para esta reacción? 6.28 Considere la reacción: H2(g) + Cl2(g) ⎯→ 2HCl(g) ΔH = –184.6 kJ/mol Si 3 moles de H2 reaccionan con 3 moles de Cl2 para formar HCl, calcule el trabajo realizado (en joules) contra una presión de 1.0 atm a 25ºC. ¿Cuál es ΔE para esta reacción? Suponga que la reacción se completa. Calorimetría Preguntas de repaso 6.29 ¿Cuál es la diferencia entre calor específico y capacidad calorífica? ¿Cuáles son las unidades de estas dos cantidades? ¿Cuál es la propiedad intensiva y cuál la extensiva? 6.30 Defina calorimetría y describa dos calorímetros usados comúnmente. En la medición calorimétrica, ¿por qué es importante que se conozca la capacidad calorífica del calorímetro? ¿Cómo se determina este valor? Problemas 6.31 Considere los siguientes datos: Metal Al Cu Masa (g) 10 30 Calor específico (J/gºC) 0.900 0.385 Temperatura (ºC) 40 60 Cuando estos dos metales entran en contacto, ¿qué puede suceder de lo siguiente? a) El calor fluirá del Al al Cu debido a que el Al tiene un calor específico mayor. b) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene una masa mayor. 264 6.32 6.33 6.34 6.35 6.36 6.37 6.38 CAPÍTULO 6 Termoquímica c) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene una capacidad calorífica mayor. d) El calor fluirá del Cu al Al debido a que el Cu tiene una temperatura más alta. e) El calor no fluirá hacia ninguna dirección. Un trozo de plata con una masa de 362 g tiene una capacidad calorífica de 85.7 J/ºC. ¿Cuál es el calor específico de la plata? Un trozo de 6.22 kg de cobre metálico se calienta desde 20.5 hasta 324.3ºC. Calcule el calor absorbido (en kJ) por el metal. Calcule la cantidad de calor liberado (en kJ) por 366 g de mercurio cuando se enfría desde 77.0 hasta 12.0ºC. Una hoja de oro que pesa 10.0 g y se encuentra a una temperatura de 18.0ºC se coloca sobre una hoja de hierro que pesa 20.0 g y que está a una temperatura de 55.6ºC. ¿Cuál es la temperatura final de la combinación de los dos metales? Suponga que no hay pérdida de calor hacia los alrededores. (Sugerencia: El calor ganado por el oro debe ser igual al calor perdido por el hierro. El calor específico de los metales se da en la tabla 6.2.) A una muestra de agua a 23.4ºC en un calorímetro de presión constante y de capacidad calorífica insignificante, se agrega una pieza de aluminio de 12.1 g cuya temperatura es de 81.7ºC. Si la temperatura final del agua es de 24.9ºC, calcule la masa del agua en el calorímetro. (Sugerencia: Vea la tabla 6.2.) Una muestra de 0.1375 g de magnesio sólido se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante que tiene una capacidad calorífica de 3 024 J/ºC. El aumento de la temperatura es de 1.126ºC. Calcule el calor liberado por la combustión del Mg, en kJ/g y en kJ/mol. Una muestra de 2.00 × 102 mL de HCl 0.862 M se mezcla con 2.00 × 102 mL de Ba(OH)2 0.431 M en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica insignificante. La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y Ba(OH)2 es la misma a 20.48ºC. Para el proceso H+(ac) + OH–(ac) ⎯→ H2O(l) el calor de neutralización es de –56.2 kJ/mol. ¿Cuál es la temperatura final de la disolución mezclada? Entalpía estándar de formación y de reacción Preguntas de repaso 6.39 ¿Cuál es el significado de la condición de estado estándar? 6.40 ¿Cómo se determina el valor de la entalpía estándar de un elemento y de un compuesto? 6.41 ¿Cuál es el significado de entalpía estándar de reacción? 6.42 Escriba la ecuación para calcular la entalpía de una reacción. Defina todos los términos. 6.43 Enuncie la ley de Hess. Explique, con un ejemplo, la utilidad de la ley de Hess en termoquímica. 6.44 Describa cómo utilizan los químicos la ley de Hess para determinar el valor de ΔH°f de un compuesto midiendo su calor (entalpía) de combustión. Problemas 6.45 ¿Cuál de los siguientes valores de entalpía estándar de formación es diferente de cero a 25ºC? Na(s), Ne(g), CH4(g), S8(s), Hg(l), H(g). 6.46 Los valores de ΔH°f de los dos alotropos del oxígeno, O2 y O3, son 0 y 142.2 kJ/mol, respectivamente, a 25ºC. ¿Cuál es la forma más estable a esta temperatura? 6.47 ¿Cuál cantidad negativa es mayor que 25ºC: ΔH°f para H2O(l) o ΔH°f para H2O(g)? 6.48 Prediga el valor de ΔH°f (mayor que, menor que o igual a cero) para los siguientes pares de elementos a 25ºC: a) Br2(g); Br2(l), b) I2(g); I2(s). 6.49 En general, los compuestos con valores negativos de ΔH°f son más estables que aquellos con valores de ΔH°f positivos. El H2O2(l) tiene un valor negativo de ΔH°f (vea la tabla 6.4). ¿Por qué, entonces, el H2O2(l) tiende a descomponerse en H2O(l) y O2(g)? 6.50 Sugiera algunas formas (con las ecuaciones apropiadas) que permitan medir los valores de ΔH°f de Ag2O(s) y CaCl2(s) a partir de sus elementos. No es necesario hacer cálculos. 6.51 Calcule el calor de descomposición para el siguiente proceso a presión constante y 25°C: CaCO3(s) ⎯→ CaO(s) + CO2(g) (Busque la entalpía estándar de formación de reactivos y productos en la tabla 6.4.) 6.52 Las entalpías estándar de formación de iones en disoluciones acuosas se obtiene asignando, arbitrariamente, un va+ lor de cero para los iones H+, es decir, ΔH°[H (ac)] = 0. f a) Para la siguiente reacción H2O HCl(g) ⎯⎯→ H+(ac) + Cl–(ac) ΔH° = –74.9 kJ/mol calcule ΔH°f para los iones Cl−. b) Sabiendo que ΔH°f para los iones OH− es de −229.6 kJ/mol, calcule la entalpía de neutralización cuando 1 mol de un ácido monoprótico fuerte (como el HCl) se titula con 1 mol de una base fuerte (como KOH) a 25°C. 6.53 Calcule el calor de combustión para cada una de las siguientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de formación que se encuentran en el apéndice 3: a) 2H2(g) + O2(g) ⎯→ 2H2O(l) b) 2C2H2(g) + 5O2(g) ⎯→ 4CO2(g) + 2H2O(l) 6.54 Calcule el calor de combustión para cada una de las siguientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de formación que se encuentran en el apéndice 3: a) C2H4(g) + 3O2(g) ⎯→ 2CO2(g) + 2H2O(l) b) 2H2S(g) + 3O2(g) ⎯→ 2H2O(l) + 2SO2(g) Preguntas y problemas 6.55 Metanol, etanol y n-propanol son tres alcoholes comunes. Cuando se quema en el aire 1.00 g de cada uno de estos alcoholes se libera calor. El calor se libera de la siguiente manera: a) metanol (CH3OH), −22.6 kJ; b) etanol (C2H5OH), −29.7 kJ; c) n-propanol (C3H7OH), −33.4 kJ. Calcule el calor de combustión de estos alcoholes en kJ/mol. 6.56 El cambio de entalpía estándar para la siguiente reacción es de 436.4 kJ/mol: H2(g) ⎯→ H(g) + H(g) Calcule la entalpía estándar de formación del hidrógeno atómico (H). 6.57 A partir de las entalpías estándar de formación, calcule ΔH°reac para la reacción H2(g) + 12 O2(g) ⎯→ H2O(l) ΔH°reac= –285.8 kJ/mol 2C2H6(g) + 7O2(g) ⎯→ 4CO2(g) + 6H2O(l) ΔH°reac = –3 119.6 kJ/mol calcule el cambio de entalpía para la reacción 2C(grafito) + 3H2(g) ⎯→ C2H6(g) 6.63 A partir de los siguientes calores de combustión, CH3OH(l) + 32 O2(g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l) ΔH°reac = –726.4 kJ/mol C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ΔH°reac = –393.5 kJ/mol C6H12(l) + 9O2(g) ⎯→ 6CO2(g) + 6H2O(l) Para C6H12(l), ΔH°f = −151.9 kJ/mol 6.58 El pentaborano-9, B5H9, es un líquido incoloro muy reactivo que arde con flama en cuanto se le expone al oxígeno. La reacción es 2B5H9(l) + 12O2(g) ⎯→ 5B2O3(s) + 9H2O(l) Calcule los kilojoules de calor liberado por gramo del compuesto que reacciona con oxígeno. La entalpía estándar de formación del B5H9 es de 73.2 kJ/mol. 6.59 Determine la cantidad de calor (en kJ) que se libera cuando se producen 1.26 × 104 g de amoniaco, de acuerdo con la ecuación N2(g) + 3H2(g) ⎯→ 2NH3(g) ΔH°reac = −92.6 kJ/mol Suponga que la reacción se efectúa en condiciones estándar a 25°C. 6.60 A 850°C, el CaCO3 se descompone en gran medida, produciendo CaO y CO2.. Suponiendo que los valores de ΔH°f de reactivos y productos son iguales a 850 que a 25°C, calcule el cambio de entalpía (en kJ) si durante una reacción se producen 66.8 g de CO2. 6.61 A partir de los siguientes datos S(rómbico) + O2(g) ⎯→ SO2(g) ΔH°reac = –296.06 kJ/mol S(monoclínico) + O2(g) ⎯→ SO2(g) ΔH°reac = –296.36 kJ/mol calcule el cambio de entalpía para la transformación S(rómbico) ⎯→ S(monoclínico) (El azufre monoclínico y el rómbico son diferentes formas alotrópicas del azufre elemental.) 6.62 A partir de los siguientes datos, C(grafito) + O2(g) ⎯→ CO2(g) ΔH°reac = –393.5 kJ/mol 265 H2(g) + 12 O2(g) ⎯→ H2O(l) ΔH°reac = –285.8 kJ/mol calcule la entalpía de formación del metanol (CH3OH) a partir de sus elementos: C(grafito) + 2H2(g) + 12 O2(g) ⎯→ CH3OH(l) 6.64 Calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción 2Al(s) + Fe2O3(s) ⎯→ 2Fe(s) + Al2O3(s) dado que 2Al(s) + 32 O2(g) ⎯→Al2O3(s) ΔH°reac = –1 669.8 kJ/mol 3 2Fe(s) + 2 O2(g) ⎯→ Fe2O3(s) ΔH°reac = –822.2 kJ/mol Calor de disolución y calor de dilución Preguntas de repaso 6.65 Defina los siguientes términos: entalpía de disolución, hidratación, calor de hidratación, energía reticular y calor de dilución. 6.66 ¿Por qué la energía reticular de un sólido siempre es una cantidad positiva? ¿Por qué la hidratación de los iones siempre es una cantidad negativa? 6.67 Imagine dos compuestos iónicos, A y B. A tiene mayor valor de energía reticular que B. ¿Cuál de los dos compuestos es más estable? 6.68 El catión Mg2+ es más pequeño que el catión Na+ y además tiene mayor carga positiva. ¿Cuál de las dos especies tiene mayor energía de hidratación (en kJ/mol)? Explique. 6.69 Considere la disolución de un compuesto iónico, como el fluoruro de potasio, en agua. Descomponga el proceso en los siguientes pasos: separación de cationes y aniones en fase de vapor, y la hidratación de los iones en el medio acuoso. Analice los cambios de energía asociados en cada etapa. ¿Cómo depende el calor de disolución del KF de las magnitudes relativas de estas dos cantidades? ¿En qué ley se basa la relación?
