PROBLEMAS E CUESTIÓNS DE SELECTIVIDADE

119

Ocorren espontaneamente aqueles procesos nos que a enerxía libre de Gibbs diminúe: ΔG < 0.

ΔG = ΔH − T ·ΔS

Como a reacción vai acompañada dun aumento de entalpía (ΔH > 0) e dunha diminución deentropía e (ΔS < 0), nunca será espontánea, porque sempre: ΔG > 0.

PROBLEMAS E CUESTIÓNS DE SELECTIVIDADE

• As entalpías de formación a 25 ºC do metanol (líquido), dióxido de carbono (gas) e auga (líquida)son, respectivamente, −239,1; −393,5 e −285,8 kJ/mol. a) Escribe a ecuación de combustión do

120

metanol. b) Calcula ΔHº do proceso de combustión. c) Calcula ΔUº do mesmo proceso a 25 ºC.Datos: R = 8,31 J K−1 mol−1. (Xuñ-96)

Resolución:

a) Na combustión do metanol prodúcese dióxido de carbono e auga, segundo a ecuación:CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)

b) Podemos expresar a entalpía de combustión do metanol en función das entalpías de formación deprodutos e reactivos:

ΔHº = ofHΔ (CO2) + 2 · o

fHΔ (H2O) − ofHΔ (CH3OH)

Substituíndo:

ΔHº = −393,5 + 2 · (−285,8) − (−239,1) = −726,0 kJ/mol

c) ΔUº = ΔHº − Δn · R · TObservando a variación de moles de gas na ecuación do proceso:

Δn = 1 − 3/2 = −1/2 mol

Substituíndo:

ΔUº = −726 − (−1/2) · 8,31·10−3 · 298 = −724,8 kJ

ΔUº = −724,8 kJ/mol

• Describe o procedemento que seguirías para determinar, de forma aproximada, a calor dedisolución do hidróxido de sodio na auga, indicando o material que empregarías. Se, ao disolver1,2 g de NaOH sólido en 250 cm3 de auga, o incremento de temperatura da disolución é 1,24 ºC,calcula a calor molar de disolución do NaOH. Dato: Ce(auga) = 4,18 J/g ºC. (Set-96)

Resolución:

En primeiro lugar, hai que medir a cantidade de auga que servirá como disolvente, para o que se empregaunha probeta. A auga deposítase nun calorímetro e mídese a súa temperatura. A continuación, pésase oNaOH que se vai disolver, empregando unha balanza, un vidro de reloxo (para depositar o NaOH) eunha espátula (para collelo). Bótase o NaOH na auga e péchase o calorímetro. Axítase para facilitar adisolución do composto e obsérvase a variación da temperatura no termómetro. Cando a temperaturadeixa de subir, anótase o seu valor. Por último, fanse os cálculos da calor de disolución.

Nos datos do enunciado temos que a calor cedida polo NaOH, ao disolverse, a absorbe a disolución,considerándose desprezábel a calor que absorbe o calorímetro (xa que non temos datos del).

Masa da disolución = masa de auga + masa de soluto

Masa da disolución = 250 + 1,2 = 251,2 g

qcedida = − q absorbida

q = − qdisolución

q = − m · ce · ΔT

Podemos facer a aproximación: ce (disolución) = ce(auga) = 4,18 J/g ºC

q = − 251,2 · 4,18 · 1,24 = −1302 J

Agora, debemos de calcular a calor desprendida na disolución de 1 mol de hidróxido de sodio:

Mr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40

Calor molar de disolución = qd = =⋅⋅−

J 0001

kJ 1

mol 1

NaOH g 04

NaOH g ,21

J 1302= −43 kJ/mol

• Explica detalladamente como calcularías no laboratorio a calor de disolución do NaOH(s) naauga. Calcúlaa (a P e T do laboratorio), supoñendo unha masa de NaOH de 5 g que se disolven en900 ml nun calorímetro que ten un equivalente na auga de 13 gramos. O aumento de temperaturafoi de 1 ºC. A calor específica da auga é de 4,18 J/g ºC e a densidade da auga é de 1 g cm−3. (Set-97)

Resolución:

121

En primeiro lugar, hai que coller os 900 ml de auga que servirán como disolvente, para o que se empregaunha probeta. A auga deposítase nun calorímetro e mídese a súa temperatura. A continuación, pésanse os5 g de NaOH que se van disolver, empregando unha balanza, un vidro de reloxo (para depositar oNaOH) e unha espátula (para collelo). Bótase o NaOH na auga e péchase o calorímetro. Axítase parafacilitar a disolución do composto e obsérvase a variación da temperatura no termómetro. Cando atemperatura deixa de subir, anótase o seu valor. Por último, fanse os cálculos da calor de disolución.

Nos datos do enunciado temos que a calor cedida polo NaOH, ao disolverse, a absorben a auga e ocalorímetro.

qcedida = − qabsorbida

q = − (qauga + qcalorímetro)

O equivalente en auga do calorímetro é 13 g, é dicir, o calorímetro absorbe a mesma cantidade de calorque 13 g de auga.

q = − (mauga + mequivalente) · ce · ΔT

Substituíndo os datos:

q = −(900 + 13) · 4,18 · 1 = −3816 J


Mr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40


J 0001

kJ 1

mol 1

NaOH g 04

NaOH g 5

J 3816= −30,5 kJ/mol

• Explica detalladamente cómo se pode determinar no laboratorio a calor de disolución do NaOH(s)en auga. Efectúa o cálculo (a P e T do laboratorio), supoñendo unha masa de hidróxido de sodio de2 gramos que se disolven en 450 ml, nun calorímetro que ten como equivalente en auga 15 g. Oincremento da temperatura da auga é de 1,5 ºC. Datos: A calor específica da auga é de 4,18 J/g ºCe a densidade da auga é de 1 g/cm3. (Xuñ-98)

Resolución:

En primeiro lugar, hai que coller os 450 ml de auga que servirán como disolvente, para o que se empregaunha probeta. A auga deposítase nun calorímetro e mídese a súa temperatura. A continuación, pésanse os2 g de NaOH que se van disolver, empregando unha balanza, un vidro de reloxo (para depositar oNaOH) e unha espátula (para collelo). Bótase o NaOH na auga e péchase o calorímetro. Axítase, parafacilitar a disolución do composto, e obsérvase a variación da temperatura no termómetro. Cando atemperatura deixa de subir, anótase. Por último, fanse os cálculos da calor de disolución.

Nos datos do enunciado temos que a calor cedida polo NaOH, ao disolverse, a absorben a auga e ocalorímetro.


q = − (qauga + qcalorímetro)

O equivalente en auga do calorímetro é 15 g, é dicir, calorímetro absorbe a mesma cantidade de calorque 15 g de auga:

q = − (mauga + mequivalente) · ce · ΔT

Substituíndo os datos:

q = −(450 + 15) · 4,18 · 1,5 = −2916 J

Agora, debemos de calcular a calor desprendida na disolución de 1 mol de hidróxido de sodio:Mr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40


J 0001

kJ 1

mol 1

NaOH g 04

NaOH g 2

J 2916= −58,3 kJ/mol

• Coñecendo os datos seguintes: Entalpía de combustión do etano(g): ΔH º = −1559 kJ/mol dehidrocarburo; entalpía de combustión do eteno(g): ΔH º = −1410,9 kJ/mol de hidrocarburo;

122

entalpía de formación da auga(l): ΔH º = −285,8 kJ/mol e entalpía de formación do dióxido decarbono(g): ΔHº = −393,5 kJ/mol. a) Calcula a entalpía de formación do etano(g) e do eteno(g).b) Calcula a variación de entalpía, en condicións estándar, no proceso: C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g).c) Se a variación de entropía neste proceso é ΔS º = −110,6 J/K, o proceso será espontáneo encondicións estándar? Razoa a resposta. (Set-98)

Resolución:

a) Escribimos as ecuacións para a combustión do etano e do eteno: C2H6(g) + 7/2 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔHº = −1559 kJ/mol

C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔHº = −1410,9 kJ/mol

Podemos expresar as entalpía de combustión do etano en función das entalpías de formación deprodutos e reactivos, e calcular a entalpía de formación do etano:

ΔHº = 2 · ofHΔ (CO2) + 3 · o

fHΔ (H2O) − ofHΔ (C2H6)

−1559 = 2 · (−393,5) + 3 · (−285,8) − ofHΔ (C2H6)

ofHΔ (C2H6) = −85,4 kJ/mol

Facendo o mesmo para o eteno:

ΔHº = 2 · ofHΔ (CO2) + 2 · o


−1410,9 = 2 · (−393,5) + 2 · (−285,8) − ofHΔ (C2H4)

ofHΔ (C2H4) = 50,3 kJ/mol

b) Para o proceso:

C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)

ΔHº = ofHΔ (C2H6) − o

fHΔ (C2H4)

ΔHº = −85,4 − 50,3 = −135,7 kJ/mol

c) Para determinar se o proceso é espontáneo, calculamos a variación de enerxía libre de Gibbs:ΔGº = ΔHº − T ·ΔSº = −135,7 − 298 · (−110,6 ·10−3) = −102,7 kJ

Como ΔGº < 0, o proceso será espontáneo en condicións estándar.

• Supoñendo que dispoñemos de 100 cm3 de HCl 0,1 M e de hidróxido de sodio (sólido en lentellas),como prepararías a disolución de hidróxido de sodio 0,1 M? Describe o procedemento queempregaría para medir no laboratorio a calor de neutralización entre as dúas disolucións: 0,1 Mde ácido clorhídrico e 0,1 M de hidróxido de sodio. Se na reacción se liberan 550 J, que valor terá acalor molar de neutralización entre as dúas especies? (Set-98 e Set-01)

Resolución:

En primeiro lugar, imos preparar 100 ml de disolución de NaOH 0,1 M, para o que necesitamos unmatraz aforado de 100 ml (0,1 L):

NaOH de mol 01,01,0

1,0

disolución de litros

NaOH soluto de moles de número

=⇒=

=

nn

M

Para preparar esta disolución necesitamos 0,01 moles de NaOH. Como dispoñemos de NaOH puro esólido, só temos que converter os moles a gramos para saber a cantidade de composto que temos quepesar:

Mr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40

=⋅NaOH de mol 1

NaOH de g 04NaOH de mol 01,0 0,4 g de NaOH

123

Cunha balanza pesamos 0,4 g de hidróxido de sodio, empregando un vidro de reloxo para depositar oreactivo e unha espátula para collelo. Con axuda dun frasco lavador, arrastramos o hidróxido de sodiocon auga cara a un vaso de precipitados. Engadimos máis auga (sen exceder os 100 ml finais) e axitamoscunha variña de vidro até que o hidróxido de sodio se disolva. A continuación, botamos o contido dovaso ao matraz aforado de 100 ml e completamos con auga (empregando un frasco lavador) até o aforo,facendo uso dun contagotas cando se estea acadando este para non excedelo. Tapamos o matraz,axitamos e xa temos a disolución de NaOH 0,1 M.

Para determinar a calor de neutralización, necesitamos un calorímetro (co seu termómetro e axitador) noque poremos os 100 ml de ácido clorhídrico 0,1 M. Unha vez depositado o ácido no calorímetro,medimos a súa temperatura. A continuación, engadímoslle os 100 ml de hidróxido de sodio 0,1 M (atemperatura ambiente). Pechamos o calorímetro inmediatamente e axitamos, observando a variación detemperatura no termómetro.

Facendo operacións calculamos a calor cedida na neutralización, tendo en conta que:


Coñecida a calor desprendida cando se reaccionan estas cantidades, podemos calcular a calor molar deneutralización do ácido clorhídrico co hidróxido de sodio:

0,1 L HCl · 0,1 mol/l = 0,01 mol HCl

0,1 L NaOH · 0,1 mol/l = 0,01 mol NaOH

=−=Δmol ,010

J 505H − 55000 J/mol = −55 kJ/mol

• Describe o procedemento para calcular no laboratorio a calor de disolución do NaOH(s) na auga.Fai o cálculo da calor de disolución (a P e T do laboratorio), supoñendo unha masa de hidróxido desodio de 1,8 g que se disolven en 400 ml, nun calorímetro que ten un equivalente en auga de 12 g. Oincremento da temperatura foi de 1,2 ºC. Dato: Ce (disolución) = Ce(auga) = 4,18 J/g ºC. Densidadeda auga = 1 g/ml. (Xuñ-99)

Resolución:

En primeiro lugar, hai que medir a cantidade de auga que servirá como disolvente, por exemplo 400 cm3,para o que se emprega unha probeta. A auga deposítase nun calorímetro e mídese a súa temperatura. Acontinuación, pésase o NaOH que se vai disolver, no exemplo: 1,8 g, empregando unha balanza, un vidrode reloxo (para depositar o NaOH) e unha espátula (para collelo). Bótase o NaOH na auga e péchase ocalorímetro. Axítase para facilitar a disolución do composto e obsérvase a variación da temperatura notermómetro. Cando a temperatura deixa de subir, anótase o seu valor. Por último, fanse os cálculos dacalor de disolución.

Nos datos do enunciado temos que a calor cedida polo NaOH, ao disolverse, a absorben a disolución e ocalorímetro.

Masa da disolución = masa de auga + masa de soluto

400 cm3 de auga = 400 g de auga (xa que a densidade é 1 g/cm3)

Masa da disolución = 400 + 1,8 = 401,8 g


q = − (qdisolución + qcalorímetro )

q = − (m · ce · ΔT + me · ce · ΔT)

q = − (m + me) · ce · ΔT

q = − (401,8 + 12) · 4,18 · 1,2 = −2076 J


Mr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40


J 0001

kJ 1

mol 1

NaOH g 04

NaOH g ,81

J 7602= −46 kJ/mol

124

• Como determinarías no laboratorio a calor de neutralización dun ácido forte cunha base forte?Explícao cun exemplo. (Set-99)

Resolución:

Por exemplo a calor de neutralización dun ácido clorhídrico co hidróxido de sodio, ambos en disoluciónacuosa. Para determinar a calor de neutralización necesitamos un calorímetro (co seu termómetro eaxitador) no que poremos un volume coñecido do ácido, que collemos cunha probeta. Unha vezdepositado o ácido no calorímetro, medimos a súa temperatura. A continuación, cunha probeta medimosun volume determinado de base e engadímola ao contido do calorímetro. Pechamos o calorímetroinmediatamente e axitamos, observando a variación de temperatura no termómetro. Cando a temperaturase estabiliza, anotamos o seu valor.

Facemos cálculos tendo en conta que a calor cedida na neutralización a absorben o calorímetro e a augaque tiñamos como disolvente.


qneutralización = − (qabsorbida auga + qabsorbida calorímetro)

• Razoa baixo que condicións poderían ser espontáneos os procesos de variacións correspondentesaos seus termos entálpicos e entrópicos seguintes: a) ΔH > 0; ΔS > 0 b) ΔH < 0; ΔS < 0 c) ΔH < 0;ΔS > 0 d) ΔH > 0; ΔS < 0. (Set-00)

Resolución:

Ocorren espontaneamente aqueles procesos nos que a enerxía libre de Gibbs diminúe: ΔG < 0.

ΔG = ΔH − T ·ΔS

a) Cando ΔH > 0 e ΔS > 0, o proceso será espontáneo para valores suficientemente altos datemperatura que fagan que o termo T·ΔS teña un valor absoluto maior que o do termo ΔH para quea enerxía libre sexa negativa.Se Δ ΔH T S< ⋅ , o proceso será espontáneo (ΔG < 0).

b) Cando ΔH < 0 e ΔS < 0, o proceso será espontáneo para valores suficientemente baixos datemperatura que fagan que o termo T·ΔS teña un valor absoluto menor que o do termo ΔH para quea enerxía libre sexa negativa.Se Δ ΔH T S> ⋅ , o proceso será espontáneo (ΔG < 0).

c) Cando ΔH < 0 e ΔS > 0, o proceso será espontáneo sempre, por ser ΔG < 0 sempre. d) Se ΔH > 0 e ΔS < 0, o proceso non será espontáneo nunca, por ser ΔG > 0 sempre.

• Describe o procedemento para calcular no laboratorio a calor de disolución do NaOH(s) en auga.

Enumera o material e xeito de realizar os cálculos. (Set-00 e Xuñ-01)

Resolución:

En primeiro lugar, hai que medir a cantidade de auga que servirá como disolvente, para o que se empregaunha probeta. A auga deposítase nun calorímetro e mídese a súa temperatura. A continuación, pésase oNaOH que se vai disolver, empregando unha balanza, un vidro de reloxo (para depositar o NaOH) e unhaespátula (para collelo). Bótase o NaOH na auga e péchase o calorímetro. Axítase para facilitar adisolución do composto e obsérvase a variación da temperatura no termómetro. Cando a temperaturadeixa de subir, anótase. Por último, fanse os cálculos da calor de disolución.

Para facer os cálculos hai que ter en conta que a calor cedida na disolución do NaOH, absórbena. a augae o calorímetro, feito que explica a variación de temperatura, ΔT, observada. Segundo isto:


q = − (qauga + qcalorímetro )

qauga = m · ce · ΔT

125

Onde m = masa de auga e ce = calor específica da auga

qcalorímetro = C · ΔT

Onde C = capacidade calorífica do calorímetro, constante propia de cada calorímetro.

q = − (m · ce · ΔT + C · ΔT)

En ocasións, en lugar de coñecer a capacidade calorífica do calorímetro coñecemos o seu equivalente enauga, me, é dicir, a masa de auga que absorbería ou desprendería a mesma cantidade de calor que ocalorímetro con todos os seus accesorios. Neste caso:

qcalorímetro = me · ce · ΔT

q = − (m · ce · ΔT + me · ce · ΔT)

q = − (m + me) · ce · ΔT

Esta calor é a de disolución da cantidade de NaOH empregada. A partir deste valor obtense a calordesprendida na disolución de 1 mol de hidróxido de sodio: calor molar de disolución do NaOH.

• A gasolina pode ser considerada como unha mestura de octanos (C8H18). Sabendo que as caloresde formación de H2O(g) = –242 kJ/mol; CO2(g) = –394 kJ/mol e C8H18(l) = –250 kJ/mol: a) Escribea ecuación (axustada) de combustión da gasolina (os produtos son CO2(g) e H2O(g)) e calcula acalor de reacción _H (en kJ). b) Calcula a enerxía (en kJ) liberada na combustión de 5 litros degasolina (densidade = 800 kg/m3). c) Que volume de gas carbónico medido a 30 ºC e presiónatmosférica se xerará en tal combustión? (Xuñ-01)

Resolución:

a) Escribimos a ecuación para a combustión do octano:C8H18(g) + 25/2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(g) ΔHº = ?

Podemos expresar a entalpía de combustión do octano en función das entalpías de formación deprodutos e reactivos:

ΔHº = 8 · ofHΔ (CO2) + 9 · o


ΔHº = 8 · (−394) + 9 · (−242) − (−250) = −5080 kJ

b) Coñecida a calor desprendida na combustión de 1 mol e a densidade da gasolina (800 g/l), podemoscalcular a cantidade de calor liberada na combustión de 5 litros de gasolina:Mr(C8H18) = 8 · 12 + 18 · 1 = 114

=−

⋅⋅⋅188188

188188 HC de mol 1

kJ 5080

HC de g 114

HC de mol 1

L 1

g 800HC de L 5 −1,78 · 105 kJ

c) Estabelecemos relacións estequiométricas sinxelas para calcular o volume de CO2 obtido nacombustión dos 5 litros de gasolina:

=⋅⋅⋅188

2

188

188188 HC de mol 1

CO de mol 8

HC de g 114

HC de mol 1

L 1

g 800HC de L 5 281 mol de CO2

Supoñendo que o CO2 se comporta como gas ideal:

P · V = n · R · T

1·V = 281· 0,082·303

V = 6982 litros de CO2

• a) Para unha reacción química entre gases, que relación existe entre a calor de reacción a volumeconstante e a variación de entalpía na reacción? Poden ser iguais? Razóao. b) Podería dicirse queunha reacción da que a variación de entalpía é negativa é espontánea? Xustifícao. (Xuñ-02)

Resolución:

a) Partimos da expresión do primeiro principio:

126

ΔU = q − P · ΔV

Podemos relacionar a calor de reacción a volume constante (que coincide con ΔU) e a variación deentalpía da reacción (que coincide coa calor a presión constante):

qv = ΔH − P · ΔV

Nunha reacción entre gases, as variacións de volume poden ser considerábeis. Supoñendo que osgases se comportan como gases ideais:

P · ΔV = Δn · R · T

Entón:

qv = ΔH − Δn · R · T

Se observamos esta relación, vemos que a calor de reacción a volume constante e a variación deentalpía da reacción poden ser iguais en reaccións nas que non exista variación do número de molesde gas: Δn = 0.

b) Non. ΔH < 0 favorece a espontaneidade, pero a espontaneidade dun proceso non depende só dofactor entálpico, ademais hai que ter en conta o factor entrópico: os sistemas tenden a un aumento dedesorde ou entropía. Para procesos realizados a presión e temperatura constante, os dous factoresenglóbanse na variación da enerxía libre de Gibbs: ΔG = ΔH − T ·ΔS, na que tamén se inclúe atemperatura.Se o proceso se realiza a presión constante, podemos escribir esta ecuación como:

ΔG = qp − T·ΔS

Se ademais o proceso é espontáneo e, polo tanto, irreversíbel:

T

q>S p Δ ⇒ T·ΔS > qp ⇒ ΔG < 0

Entón, ocorrerán espontaneamente aqueles procesos nos que a enerxía libre de Gibbs diminúe,independentemente de que a variación de entalpía sexa positiva ou negativa.

• Quérese determinar a ΔH do proceso de disolución dun composto iónico AB. Indica oprocedemento que se vai seguir e o material que se vai utilizar. Se, ao disolver 0,2 moles destasubstancia en 500 ml de auga, se produce un incremento de temperatura de 2 ºC, cal será o valorde ΔH, en J/mol, para ese proceso de disolución? Datos: Ce(disolución) = Ce(auga) = 4,18 J/g ºC.Densidade da auga = 1g cm−3. Masa da disolución = masa da auga. (Xuñ-02)

Resolución:

En primeiro lugar, hai que medir a cantidade de auga que servirá como disolvente, para o que se empregaunha probeta. A auga deposítase nun calorímetro e mídese a súa temperatura. A continuación, pésase ocomposto que se vai disolver, empregando unha balanza, un vidro de reloxo (para depositalo) e unhaespátula (para collelo). Bótase o composto na auga e péchase o calorímetro. Axítase, para facilitar a súadisolución, e obsérvase a variación da temperatura no termómetro. Cando a temperatura deixa de subir,anótase o seu valor. Por último, fanse os cálculos da calor de disolución.

Nos datos do enunciado vemos que a calor cedida polo composto, ao disolverse, a absorbe a disolución,para a que consideramos que a súa masa é igual á de auga. Non temos datos sobre a capacidade caloríficado calorímetro nin do seu equivalente en auga, entón suporemos que a calor que absorbe o calorímetro édesprezábel.

Se a densidade da auga é 1 g cm−3, 500 ml de auga son 500 g de auga.

Coñecemos a calor específica da auga = 4,18 J/g ºC, polo que imos obter a calor en joules e debemos deexpresar a masa en gramos e a temperatura en ºC.


q = − (qauga + qcalorímetro )

q = − qauga

127

q = − m · ce · ΔT

q = − 500 · 4,18 · 2 = −4180 J

Coñecida a calor desprendida cando se disolven 0,2 moles do composto, podemos calcular a entalpíamolar de disolución deste composto:

=−

=Δmol ,20

J 4180H − 20900 J/mol = −20,9 kJ/mol

• De acordo coa ecuación que relaciona a variación de enerxía libre coa variación de entalpía e avariación de entropía, razoa: a) Cando un proceso químico é espontáneo. b) Cando un procesoquímico non é espontáneo. c) Cando está en equilibrio. (Xuñ-03)

Resolución:a) Para procesos realizados a presión e temperatura constante podemos calcular a variación da enerxía

libre de Gibbs, segundo a ecuación:ΔG = ΔH − T ·ΔSSe o proceso se realiza a presión constante, podemos escribir esta ecuación como:ΔG = qp − T·ΔSSe ademais o proceso é espontáneo e, polo tanto. irreversíbel:

T

q>S p Δ ⇒ T·ΔS > qp ⇒ ΔG < 0

Entón, ocorrerán espontaneamente aqueles procesos nos que a enerxía libre de Gibbs diminúe.

b) Se unha reacción non é espontánea é porque ΔG > 0.

c) Facemos o mesmo razoamento para procesos en equilibrio. Para procesos reversíbeis a presiónconstante:

T

qS p =Δ ⇒ T·ΔS = qp ⇒ ΔG = 0

• Na reacción: 4 Ag(s) + O2(g) 2 Ag2O(s), a variación de entalpía e a variación de entropía a 25 ºCe 1 atm valen –61,1 kJ e –132,1 J/K, respectivamente. Supoñendo que estes valores sonindependentes da temperatura, determina, previo cálculo: a) O sentido en que é espontánea areacción nesas condicións. b) O sentido en que é espontánea a reacción a 500 ºC. c) A temperaturaá que se alcanza o equilibrio químico. (Set-03)

Resolución:

4 Ag(s) + O2(g) 2 Ag2O(s)

a) Coñecidos os valores de ΔHº, ΔSº e T, podemos calcular a variación de enerxía libre de Gibbs nestascondicións:25 ºC = 298 K–132,1 J/K = –0,1321 kJ/KΔGº = ΔHº − T ·ΔSº = −61,1 − 298 · (−0,1321) = −21,7 kJΔG < 0, entón nestas condicións a reacción é espontánea cara á dereita.

b) Supoñendo que ΔH e Δ S non varían coa temperatura, facemos o mesmo cálculo para unhatemperatura de 500 ºC:500 ºC = 773 KΔGº = ΔHº − T ·ΔSº = −61,1 − 773 · (−0,1321) = 41 kJΔG > 0, entón nestas condicións a reacción non é espontánea cara á dereita. Será espontánea cara áesquerda.

128

c) Supoñendo que ΔH e ΔS non varían coa temperatura, e sabendo que no equilibrio ΔG = 0, podemoscalcular a temperatura á que se alcanza o equilibrio:ΔG = ΔH − T ·ΔS0 = ΔH − T ·ΔS0 = −61,1 − T · (−0,1321)T = 463 K

• A entalpía de combustión do propano(gas) é –526,3 kcal. As _Hº de formación do dióxido decarbono(gas) e da auga(líquido) son, respectivamente, –94,03 e –68,30 kcal/mol. Calcula: a) A entalpíade formación do propano. b) Os quilogramos de carbón que serán necesarios queimar (cunrendemento do 80%), para producir a mesma cantidade de enerxía que a obtida na combustión de1 kg de propano. Dato: A entalpía de combustión do carbón é de 5 kcal/g. (Xuñ-04)

Resolución:a) Segundo a lei de Hess, podemos expresar a entalpía de combustión do propano en función das

entalpías de formación de produtos e reactivos:C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l)

ΔHº = 3 · ΔH fo (CO2) + 4 · ΔH f

o (H2O) – ΔH fo (C3H8)

–526,3 = 3 · (–94,03) + 4 · (–68,30) – ΔH fo (C3H8)

ΔH fo (C3H8) = 526,3 – 282,1 – 273,2 = –29 kcal/mol

b) Calculamos a calor liberada na combustión de 1 kg de propano:

ΔH = =−

⋅⋅8383

8383

3

HC de mol 1

kcal 3,526

HC de g 44

HC de mol 1HC de g 10 –11961 kcal

Agora, calcularemos os kg de carbón que hai que queimar para obter a mesma cantidade de calor:

=⋅−

⋅⋅−g 1000

kg 1kcal

carbón g 1reais kcal 80

teóricas kcal 100reales kcal

511961 2,99 kg de carbón

• O ácido etanoico(líquido) (ácido acético) fórmase ao reaccionar carbono(sólido), hidróxenomolecular(gas) e osíxeno molecular(gas). As calores de combustión do ácido etanoico(l);hidróxeno(g) e carbono(s) son respectivamente –870,7; –285,8 e –393,13 kJ/mol. a) Escribeadecuadamente as ecuacións químicas dos distintos procesos de combustión e a correspondente áformación do ácido etanoico. b) Calcula a calor de formación, a presión constante, do devanditoácido etanoico. c) Cantas quilocalorías se desprenden na formación de 1 kg de ácido etanoico?Dato: 1 J = 0,24 cal. (Set-04)

Resolución:a) Combustión do ácido etanoico:

CH3COOH(l) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l)

Combustión do hidróxeno:

H2(g) +1/2 O2(g) → H2O(l)

Combustión do carbono:

C(s) + O2(g) → CO2(g)

Formación do ácido etanoico:

2 C(s) +2 H2(g) + O2(g) → CH3COOH(l)

129

b) Segundo a lei de Hess, podemos expresar a entalpía de combustión do ácido etanoico en función dasentalpías de formación de produtos e reactivos:

CH3COOH(l) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l)

Tendo en conta que as ecuacións de combustión de hidróxeno e do carbono gasosos son o mesmoque as ecuacións de formación da auga e do dióxido de carbono, respectivamente, e que a entalpía deformación do osíxeno(gas) é cero, podemos calcular a calor de formación do ácido etanoico:

ΔHº = 2 · ΔH fo (CO2) + 2 · ΔH f

o (H2O) – ΔH fo (CH3COOH)

–870,7 = 2 · (–393,13) + 2 · (–285,8) – ΔH fo (CH3COOH)

ΔH fo (C3H8) = –487,2 kJ/mol

c) Calculamos a calor liberada na formación de 1 kg de ácido etanoico en quilocalorías:

ΔH = =⋅−

⋅⋅kJ 1

kcal 0,24

COOHCH de mol 1

kJ 2,487

COOHCH de g 60

COOHCH de mol 1COOHCH de g 10

33

33

3 –1949 kcal

• Indica, cun exemplo, como determinarías no laboratorio a calor de neutralización dun ácido fortecunha base forte, facendo referencia ao principio, material, procedemento e cálculos. (Xuñ-05)

Resolución:Partimos de dúas disolucións acuosas de ácido e de base, por exemplo ácido clorhídrico e hidróxido desodio. Para determinar a calor de neutralización, necesitamos un calorímetro (co seu termómetro eaxitador) no que poremos un volume coñecido da disolución de ácido clorhídrico, que colleremos cunhaprobeta. Unha vez depositado o ácido no calorímetro, medimos a súa temperatura. A continuación,medimos cunha probeta un volume determinado de base (hidróxido de sodio) e engadímola ao contidodo calorímetro. Pechamos o calorímetro inmediatamente e axitamos, observando a variación detemperatura no termómetro. Cando a temperatura se estabiliza, anotamos o seu valor.Facemos cálculos tendo en conta que a calor cedida na neutralización a absorben o calorímetro e a augaque tiñamos como disolvente.qcedida = − qabsorbida

qneutralización = − (qabsorbida auga + qabsorbida calorímetro)

• Explica detalladamente como se pode determinar no laboratorio a calor de disolución de KOH(s)

en auga. Efectúa o cálculo (a presión e temperatura de laboratorio) supoñendo unha masa dehidróxido de potasio de 4,5 gramos que se disolven en 450 ml nun calorímetro que ten unequivalente en auga de 15 g. O incremento da temperatura da auga é 2,5 ºC. Datos: calorespecífica da auga = 4,18 J/g ºC e densidade da auga 1 g/ml. (Set-05)

Resolución:En primeiro lugar, hai que medir a cantidade de auga que servirá como disolvente, neste caso 450 ml,para o que se emprega unha probeta. A auga deposítase nun calorímetro e mídese a súa temperatura. Acontinuación, pésase o KOH que se vai disolver: 4,5 g, empregando unha balanza, un vidro de reloxo(para depositar o KOH) e unha espátula (para collelo). Bótase o KOH na auga e péchase o calorímetro.Axítase para facilitar a disolución do composto e obsérvase a variación da temperatura no termómetro.Cando a temperatura deixa de subir, anótase o seu valor. Por último, fanse os cálculos da calor dedisolución.Nos datos do enunciado temos que a calor cedida polo KOH, ao disolverse, a absorben a disolución e ocalorímetro. Consideraremos que a calor específica da disolución é igual á da auga:450 ml de auga = 450 g de auga (xa que a súa densidade é 1 g/cm3)masa de disolución = masa de auga + masa de soluto = 450 + 4,5 = 454,5 gqcedida = − q absorbida

q = − (qdisolución + qcalorímetro )q = − (m · ce · ΔT + me · ce · ΔT)q = − (m + me) · ce · ΔT

130

q = − (454,5 + 15) · 4,18 · 2,5 = −4906 JAgora, debemos de calcular a calor desprendida na disolución de 1 mol de hidróxido de potasio:Mr(KOH) = 39,1 + 16 + 1 = 56,1


J 0001

kJ 1

mol 1

KOH g 56,1

KOH g 4,5

J 4906= −61,2 kJ/mol

• A combustión do acetileno (C2H2(g)) produce dióxido de carbono e auga. a) Escribe a ecuaciónquímica correspondente ao proceso. b) Calcula a calor molar de combustión do acetileno e a calorproducida ao queimar 1,00 kg de acetileno. Datos: o

fHΔ (C2H2(g)) = +223,75 kJ/mol; ofHΔ (CO2(g)) =

–393,5 kJ/mol; ofHΔ (H2O(g)) = –241,8 kJ/mol. (Xuñ-06)

Resolución:a) C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g)

b) Segundo a lei de Hess, podemos expresar a entalpía de combustión do ácido etanoico en función dasentalpías de formación de produtos e reactivos:

C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(g)

Tendo en conta que a entalpía de formación do osíxeno(gas) é cero:

ΔHº = 2 · ΔH fo (CO2) + ΔH f

o (H2O) – ΔH fo (C2H2)

ΔHº = 2 · (–393,5) + (–241,8) – 223,75

ΔH fo (C3H8) = –1252,6 kJ/mol

Agora, podemos calcular a calor liberada ao queimar de 1 kg de acetileno:

ΔH = =−

⋅⋅2222

2222

3

HC de mol 1

kJ 6,1252

HC de g 26

HC de mol 1HC de g 10 –48177 kJ

PROBLEMAS E CUESTIÓNS DE SELECTIVIDADE

Documents

Transcript of PROBLEMAS E CUESTIÓNS DE SELECTIVIDADE