ea 1. combustibles per als mitjans de transportcesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/ea...

Energia en acció 1 Química en context

Aquesta obra està subjecta a una llicència de Reconeixement-NoComercial-SenseObraDerivada 3.0 No adaptada de Creative Commons

EA 1. Combustibles per als mitjans de transport

EA 1 Combustibles per a mitjans

de transport

EA1.1 CC

5 Com escollir un combustible per als mitjans de transport?

Alliberament i absorció de calor en les reaccions químiques. Entalpia de combustió. Diferència entre entalpia i energia despresa per unitat de massa.

Definició d’entalpia d’una substància. Visualització de l’entalpia d’una reacció mitjançant un diagrama d’entalpies.

EA1.2 TIC

8 Ús d’una simulació d’una bomba calorimètrica per determinar l’energia interna i d’entalpia d’una reacció de combustió

Processos a pressió constant i a volum constant. Energia interna

Relació entre l’energia interna i entalpia.

EA 1.3 TIC

11 Determinació de l’entalpia de formació del monòxid de carboni mitjançant l’ús d’una simulació.

Diagrames d’entalpies . Definició d’entalpia de formació. Càlcul d’entalpies estàndard de combustió a partir d’entalpies estàndard de formació.

Càlcul a partir de les entalpies de formació dels compostos que intervenen. Establiment de la llei de Hess.

EA1.4 TE

14 17

Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i dissolució. Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i dissolució en microescala.

Disseny d’experiments. Intercanvi d’energia en les reaccions químiques (sistema-entorn). Determinació entalpia en reaccions àcid-base.

Determinació experimental de la calor d’una reacció i

interpretació de la variació d’energia.

EA 1.5 TIC

20 Determinació de l’entalpia estàndard d’una reacció redox utilitzant un equip de captació de dades.

Utilització de l’equip Multilog. . Intercanvi d’energia en les reaccions químiques (sistema-entorn). Determinació entalpia en reaccions redox

Determinació experimental de la calor d’una reacció i

interpretació de la variació d’energia.

http://creativecommons.org/licenses/by-nc-nd/3.0/

http://creativecommons.org/licenses/by-nc-nd/3.0/


EA 1.6 TE

23 Determinació d’una entalpia d’hidratació utilitzant diagrames entàlpics.

Determinació experimental de la calor d’una reacció. Aplicació de la llei de Hess i els diagrames d’entalpia.

EA 1.7

26 Què hem après?

EA 1.1 Com escollir un combustible per als mitjans de transport pàg. 5

EA 1.2 Simulació d’una bomba calorimètrica pàg. 8


EA 1.3 Determinació de l’entalpia de formació del CO pàg. 11

EA 1.4 Determinació experimental d’entalpies pàg. 14 i 17

EA 1.5 Determinació experimental de l’entalpia d’una reacció redox pàg.20


EA 1.6 Determinació experimental d’una entalpia d’hidratació pàg. 23

EA 1.7 Què hem après? pàg. 26


EA 1.1 Com escollir un combustible adequat per als mitjans de transport?

Són molts els aspectes que condicionen l’elecció d’un combustible, entre ells si amb els seu ús

s’esgoten recursos no renovables i si les seves emissions són més o menys contaminants. Però a

l’hora de decidir si un combustible és convenient per a un mitjà de transport, l’energia alliberada

per unitat de massa de combustible és un paràmetre important. Com que el combustible s’ha de

transportar en el vehicle, cal veure quin dels combustibles allibera més energia per quilogram cremat, és a dir, s’ha de conèixer la quantitat d’energia que s’allibera per unitat de massa (kJ·kg

-

1). Aquest valor està relacionat amb la quantitat d’energia que s’allibera per mol (kJ·mol

-1). La taula1 mostra els valors de les masses molars i les energies alliberades per a diferents combustibles.

Combustible

Fórmula química

Massa molar / g·mol -1

Energia alliberada per mol de combustible, a pressió constant i

a 298 K / kJ·mol-1

Energia alliberada per unitat de massa (energia transferida al cremar 1 kg de combustible), a pressió

constant i a 298 K / kJ·kg -1

hexà C6H14 (l) 86 - 4163 - 48400

metà CH4 (g) 16 - 890 - 55600

metanol CH3OH (l) 32 - 726 - 22700

carboni C (s) 12 - 393 - 32800

hidrogen H2 (g) 2 - 296 - 143000 Taula 1. Energies per unitat de massa i per mol d’alguns combustibles molt comuns.

Coincideixen els combustibles que alliberen més energia per unitat de massa amb els que alliberen més energia per mol?

La taula mostra que els valors d’energia per mol no coincideixen amb els d’energia per unitat de massa.

Hi ha una relació de proporcionalitat entre l’energia alliberada en la combustió d’un mol de

combustible i en la combustió d’un kg de combustible? Quina relació hi ha entre les energies

alliberades por mol i les alliberades per gram?

En la taula 1 podem observar que l’hidrogen és el que posseeix menor energia per mol i,

tanmateix, és el que allibera més energia en la combustió d’1 kg d’hidrogen.

Per poder comparar la calor que s’allibera en les reaccions de combustió, o en qualsevol altre procés, cal indicar exactament en quines condicions (p, T) es realitza, si té lloc a volum constat o a pressió costant, si es refereix a energia alliberada per mol o per kg, els estats físics en què es troben tant els reactius com els productes, etc.

La majoria de processos de laboratori es realitzen en un recipient obert a l’atmosfera i per tant a

pressió constant. Per facilitar els càlculs termoquímics, com determinar la variació d’energia en

aquests processos, l’any 1850 Rudolf Clausius va definir una nova magnitud termodinàmica anomenada entalpia (H), de manera que la calor transferida a un sistema a pressió constant és igual a la variació d’entalpia del sistema. qp = ∆H.

Com que els canvis d’entalpia depenen de la temperatura i de la pressió, per poder disposar de valors tabulats de les entalpies de les reaccions, es van definir per acord internacional unes condicions estàndard. En les condicions estàndard, la pressió és d’1 bar (10

5 Pa) i l’estat

estàndard és l’estat de les substàncies a aquesta pressió. Per a una substància en solució, l’estat

estàndard és el d’una solució de concentració 1 mol·dm-3

. L’estat estàndard pot ser a qualsevol

temperatura, però normalment s’agafa com a temperatura de referència 298 K.


L’entalpia estàndard d’una reacció ∆H°r a 298 K és la variació d’entalpia molar estàndard per a

la reacció, ajustada amb els seus coeficients estequiomètrics i amb els reactius i productes en estat estàndard. Fixem-nos que tot i que generalment s’anomena entalpia de reacció, en realitat es tracta d’una variació d’entalpia que és la diferència d’entalpia entre els productes i els

reactius. Si l’entalpia dels productes és inferior a la dels reactius la variació té signe negatiu.

A partir de l’expressió de la variació d’entalpia H = Hproductes - Hreactius

Podem deduir el signe d’aquesta magnitud en les reaccions.

• Si Hreactius és més gran que Hproductes, H és negativa i la reacció és exotèrmica. L’energia ha estat cedida pel sistema a l’entorn que l’envolta.

• Si Hreactius és més petita que Hproductes, H és positiva i la reacció és endotèrmica. El sistema ha absorbit energia de l’entorn.

Per a una determinada reacció, com per exemple la reacció de combustió del metà es pot escriure la corresponent equació termoquímica, indicant l’equació química, i al costat el valor

de l’entalpia de la reacció pel nombre de mols que indiquen els coeficients de la reacció tal i

com està escrita.

CH4(g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) ∆H°r a 298 K = -890 kJ·mol-1

En forma de diagrama de nivells d’entalpies podem representar la reacció de combustió del

metà de la següent manera:

Les dades de la taula 1 s’expressen en forma de gràfic en la figura 1.

Quines de les dades del gràfic (barres o línia de punts) podrien correspondre a variacions d’entalpia de combustió? Per què?

Podrien ser dades d’entalpies estàndard de combustió?

Quines dades caldria especificar per poder saber si són entalpies estàndard de combustió?

Raoneu la resposta.

ΔHºr

Productes

CH4(g) + 2O2 (g) Reactius

CO2 (g) + 2 H2O (g)

Entalpia

En

talp

ia

REACTIUS

PRODUCTES

En

talp

ia

REACTIUS

PRODUCTES

Reacció exotèrmica Reacció endotèrmica


kJ mol-1

-4500

-4000 -3500 -3000 -2500

-2000 -1500 -1000

-500 0

Hexà Metà Metanol Carboni Hidrogen

kJmol-1 -160000

-140000

-120000

-100000

-80000

-60000

-40000

-20000

0

kJkg-1

kJ kg-1

Figura 1. Representació gràfica de les dades de la taula 1.1. Energia alliberada per unitat de massa dels combustibles,

expressada en kJ·mol-1 (barres) i energia alliberada en kJ·kg-1 (línies).

Exercici

Observeu els valors de l’energia per unitat de massa que apareixen a la taula 1. a A partir de les dades de la taula 1, quin és el millor combustible de la taula? Quines

dificultats pràctiques presenta l’ús d’aquest combustible? b Compareu hidrogen i hexà. Expliqueu perquè l’hidrogen té la major energia per unitat de

massa i, tanmateix, la menor variació d’entalpia de combustió. c La taula següent presenta algunes dades sobre l’octà, C8H18 i el decà, C10H22, dues substàncies

que es troben a la gasolina.

∆H°r a 298 K / kJ·mol-1

Massa molar / g·mol -1

Octà, C8H18 -5470 114 Decà, C10H22 -6778 142

Utilitzeu aquestes dades per calcular l’energia alliberada per unitat de massa en la combustió de

l’octà i del decà. Compareu els resultats entre ells. Compareu els resultats amb les dades expressades en energia alliberada per unitat de massa de la taula 1.1. A quin dels combustibles s’assemblen més?

Creieu que tindria sentit comparar aquests resultats si les dades no es referissin a processos realitzats a pressió constant i a les mateixes condicions de pressió i temperatura? Per què?


EA 1.2 Ús d’una simulació d’una bomba calorimètrica per determinar la variació

d’energia interna i d’entalpia d’una reacció de combustió Objectius

Mesurar la calor bescanviada en una reacció que es realitza en una bomba calorimètrica.

Determinar la variació d’energia interna i la variació d’entalpia de la reacció de combustió.

Introducció

Per mesurar experimentalment la calor absorbida o alliberada en una reacció química es poden utilitzar dos tipus de calorímetres, un recipient obert (no tancat hermèticament) o un recipient tancat. Amb els recipients oberts, la reacció té lloc a pressió constant, i per tant, la calor absorbida o alliberada en la reacció és igual a la variació d’entalpia de la reacció, és a dir la

diferència d’entalpia entre els productes i els reactius.

Com podem mesurar experimentalment la calor despresa quan es crema un combustible? L’oxigen, un dels reactius d’aquesta reacció és un gas. Per determinar les calors de combustió amb exactitud s’utilitza un calorímetre tancat, anomenat bomba calorimètrica. D’aquesta

manera es mesura la calor alliberada en la reacció de combustió a volum constant. Aquesta calor és la variació de l’energia interna de la reacció.

Les bombes calorimètriques s’utilitzen especialment per a determinar les calors alliberades en les reaccions de combustió i els gasos generats, fan canviar la pressió ja que el recipient no es pot expandir ni comprimir. L’energia que tenen les molècules s’anomena energia interna (∆E).

En una bomba calorimètrica qv = ∆E

Observeu que la bomba calorimètrica no mesura entalpies. Per tenir l’equivalència entre energia

interna i entalpia, caldrà considerar com seria el procés si els gasos implicats en la combustió, poguessin realitzar una expansió o una compressió. La variació del nombre de mols de gas en la reacció implicaria una variació de volum.

En general, per una reacció entre gasos: nA A(g) + nB B (g) nCC(g) + nD D (g)

Pels productes formats en la reacció: (PV)productes = (nC + nD) RT

Pels reactius que han intervingut: (PV)reactius = (nA + nB) RT

La diferència entre : (PV)productes i (PV)reactius representa l’energia, en forma de treball

d’expansió o de compressió que la bomba calorimètrica no ha mesurat.

Per tant:

H= E +(nC + nD) - (nC + nD) · RT

H = E + RT = (mols de gasos dels productes - mols de gasos dels reactius)

El valor de RT a 298 K és 8,31J·K -1·mol -1 x 298 K = 2,48 kJ·mol -1

La diferència entre el valor mesurat amb la bomba calorimètrica (E) i el de l’entalpia de la

reacció és d’uns 2,5 kJ per cada mol de diferència que hi hagi entre els mols dels gasos formats en la reacció i els mols dels gasos que reaccionen.

Bàsicament, una bomba calorimètrica és un recipient tancat on s’introdueixen els reactius i que

disposa d’un sistema d’ignició. Aquest recipient està submergit dins d’un bany d’aigua. El


termòmetre, situat en aquest bany, mesura la temperatura de l’aigua que es manté uniforme per

l’acció de l’agitador.

En aquesta activitat utilitzareu una simulació d’una bomba calorimètrica per calcular la calor bescanviada a volum constant en la combustió de l’àcid benzoic.

Procediment

1. Podeu trobar la simulació d’una bomba calorimètrica a la pàgina web http://www.chm.davidson.edu/ronutt/che115/bomb/bomb.htm . Entreu al web i al final de la pàgina trobareu la simulació.

2. Primer heu d’indicar la substància que voleu cremar i la quantitat. Escolliu l’àcid benzoic i

trieu una massa entre 1g i 7 g.

http://www.chm.davidson.edu/ronutt/che115/bomb/bomb.htm


3. Inicieu el procés.

4. Observeu bé tot el procés de preparació. Anoteu totes les dades que us proporciona la simulació (pressió de l’oxigen, volum d’aigua, temperatura inicial de l’aigua).

5. Realitzeu la ignició.

6. Anoteu la temperatura final.

Resultats

1. Calculeu la quantitat de calor absorbida per l’aigua (Ce= 4,180 kJ·kg -1· K-1).

2. La capacitat calorífica dels components del calorímetre és de 1,937 kJ·K -1. Trobeu la quantitat de calor que han absorbit.

3. Indiqueu la quantitat de calor total bescanviada en la reacció, a volum constant.

4. Calculeu la variació d’energia interna i la variació d’entalpia estàndard de la reacció de combustió de l’àcid benzoic i compareu-les.

Aplicació

Utilitzeu la mateixa simulació i seguiu el mateix procediment per obtenir la variació d’energia interna i la variació d’entalpia estàndard de la reacció de combustió de la sacarosa (C12H22O11).


EA 1.3 Determinació de l’entalpia de formació del monòxid de carboni mitjançant l’ús d’una simulació

Objectius

Trobar l’entalpia de reacció de la combustió incompleta del carboni per a formar monòxid de

carboni a partir d’altres reaccions amb entalpies conegudes aplicant la llei de Hess.

Fer el diagrama d’entalpia d’aquesta reacció.

Relacionar els diagrames d’entalpies amb els valors de les entalpies de reacció tot aprenent o

consolidant la construcció d’aquest tipus de diagrames.

Introducció

El carboni és un combustible no gaire utilitzat en els sistemes de transport actualment, però va ser molt popular en el segle XIX i XX a les màquines de les locomotores i vaixells. Va ser substituït per altres combustibles menys pesats i que acumulaven més energia en la mateixa quantitat de combustible.

Quan crema el carboni es pot produir una combustió completa o bé incompleta depenent de la quantitat d’oxigen amb què reacciona.

Combustió incompleta: C(s) + ½ O2(g) CO(g) ΔHº = ? Combustió completa: C(s) + O2(g) CO2(g) ΔHº = -393 kJ·mol -1

No és possible determinar l’entalpia de combustió incompleta del carboni per a formar monòxid

de carboni perquè la reacció evoluciona cap a la combustió total, per tant l’entalpia coneguda és

la de formació del diòxid de carboni.

Podem definir la variació d’entalpia estàndard per a una reacció,H°298, com la variació d’energia que s’origina en el sistema quan quantitats estequiomètriques de reactius reaccionen

sota condicions estàndard per donar lloc a la formació dels productes. Això vol dir a105Pade pressió i 298 K, amb totes les substàncies en el seu estat estàndard.

Variació d’entalpia estàndard de combustió,H°c,298. És la variació d’energia que es

produeix quan 1 mol d’un combustible es crema completament. Teòricament els combustibles

haurien de cremar-se sota condicions estàndard:105Pade pressió i 298 K. A la pràctica això és impossible, per aquesta raó cremem el combustible en les condicions que podem i, després, fem els càlculs per a traslladar el valor mesurat a condicions estàndard.

Totes les reaccions de combustió són exotèrmiques. Hc és sempre negativa.

Variació de l’entalpia estàndard de formació H°f,298. És la variació d’energia que es

produeix quan 1 mol d’un compost es forma a partir de les substàncies simples, sempre que es trobin en condicions estàndard.

D’acord amb la definició anterior, la variació d’entalpia de formació d’una substància simple pura en condicions estàndard és 0.

En aquesta activitat haureu de trobar l’entalpia de combustió incompleta del carboni a partir d’altres entalpies conegudes i utilitzareu la llei de Hess mitjançant un applet o simulació. La

pàgina web que necessiteu per veure aquest applet és la següent:

http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/resources/deltah/deltah.html

http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/resources/deltah/deltah.html


Procediment

1. Entreu a la pàgina web anterior i on posa instruccions, escolliu l’opció “carbon oxides”:

2. Seguint les instruccions trobareu una sèrie de reaccions en les quals intervenen els reactius

C(s), O2(g), CO(g) i CO2(g), de manera que sumant aquestes reaccions podreu calcular l’entalpia

de la reacció desitjada. Utilitzeu com a ajuda la següent pantalla on posa “test reactions”.

3. Fixeu-vos que quan us trobeu una reacció adient per aquest exercici el programa dirà “add

reaction to list”. No us oblideu de clicar aquest botó.

Heu d’anar afegint totes les reaccions per aconseguir arribar, mitjançant la suma, a reacció

en estudi. Si us equivoqueu en alguna reacció podeu eliminar-la clicant a “remove last

reaction” i si voleu començar de nou cliqueu a “clear list”. Si acabeu aquest apartat amb èxit

el programa dirà “congratulations”.

4. Una vegada tingueu les reaccions apropiades construïu el diagrama d’entalpia de la

combustió incompleta del carboni. Aneu a la pantalla on diu “enthalpy diagram” i desplaceu


els reactius fins que aparegui el valor desitjat de cada entalpia. Si teniu dificultats en construir el diagrama aneu a la pantalla on diu “hints” i accedireu a algunes pistes per construir-lo. Cliqueu a “check diagram” per comprovar si el diagrama construït és correcte.

Resultats

1. Escriviu al vostre quadern totes les reaccions necessàries per trobar l’entalpia de formació

del monòxid de carboni.

2. Escriviu al costat de cada reacció la seva entalpia i calculeu mitjançant la llei de Hess l’entalpia de la reacció.

3. Dibuixeu el diagrama d’entalpia al vostre quadern.

4. Raoneu la posició en el diagrama d’entalpia dels diferents reactius que intervenen en la

reacció de formació del monòxid de carboni.

Aplicació

1. Emprant el mateix applet que heu utilitzat en la primera part d’aquesta activitat, calculeu

l’entalpia de reacció estàndard de combustió del monòxid de nitrogen i dibuixeu el seu diagrama

d’entalpia:

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

2. Calculeu també l’entalpia de reacció estàndard de la reacció de combustió del magnesi i

dibuixeu el seu diagrama d’entalpia:

Mg(s) + 1/2 O2(g) MgO(s)


EA 1.4 Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i de dissolució

Mètode de micro escala

Introducció

Per mesurar experimentalment les variacions d’entalpies estàndard de reacció, hem definit el

que per nosaltres és el sistema reaccionant i el que és l’entorn de tal manera que la determinació de la calor transferida d’un a l’altre es pugui calcular.

És més fàcil determinar variacions d’entalpies de reacció si les substàncies reaccionen en fase

aquosa, perquè el sistema són les molècules o ions en solució dels reactius i productes, i podem considerar que l’entorn és principalment l’aigua de la solució.

En aquest treball pràctic heu de calcular canvis d’entalpia per a processos en solució aquosa.

Practicareu la tècnica de micro escala.

Material i equipament

Equipament Termòmetre digital Xeringa de 10 cm3 (2) Espàtula Balança de 0,01 g de

sensibilitat Recipient aïllant (bloc de

porexpan gruixut preparat tal com s’indica

en el disseny de l’experiment)

Reactius i altres materials (a utilitzar uns o altres segons la reacció en estudi) solució d’àcid clorhídric 2,0 mol·dm

-3 solució d’hidròxid de sodi 2,0 mol·dm

-3

carbonat de sodi anhidre, Na2CO3 carbonat de sodi hidratat, Na2CO3·10H2O

Ulleres de seguretat i guants

Disseny de l’experiment

Preparació del bloc de porexpan per fer les reaccions

Necessiteu un bloc de porexpan (podeu reciclar-lo de qualsevol bloc dels emprats per embalatges).

Agafeu amb unes pinces un tub d’assaig que estigui sec, i escalfeu el fons a la flama d’un

Bunsen, durant un minut màxim.

Pressioneu el fons calent del tub sobre el bloc de porexpan, de manera que quedi un pou d’una

profunditat d’uns 4 cm. Podeu fer varis pous, sense necessitat de tornar a escalfar el tub.

Responeu:

1 Hi ha reaccions endotèrmiques i exotèrmiques. Com us adonareu que es tracta d’una reacció

d’un tipus o de l’altre? En la vostra resposta, feu servir les paraules: sistema, entorn, temperatura, transferir.

2 L’entorn no és exclusivament l’aigua de la solució, encara que per facilitar càlculs ho

considerem així. Què més forma part de l’entorn i que caldria tenir en compte?

3 Quines magnituds caldrà mesurar per poder calcular la variació d’entalpia de la reacció?

Recordeu que H es mesura en kJ·mol -1


Procediment

Canvi 1: entalpia d’una reacció de neutralització

Reacció entre l’HCl(aq) i el NaOH(aq). Heu de fer servir 2 cm3 de solució 2,0 mol·dm -3

d’aquests reactius.

Escriviu l’equació d’aquesta reacció química.

a) Teniu a punt el bloc de porexpan amb un dels pous. Agafeu amb una xeringa, 2 cm3 d’un

dels reactius. Poseu el termòmetre digital dins el pou i preneu nota de la temperatura.

b) Amb l’altre xeringa, agafeu 2 cm3 de l’altre reactiu i buideu-los dins el pou. Remeneu amb

el termòmetre i quan veieu que la temperatura ja no varia, preneu nota d’aquesta

temperatura.

c) Feu servir un segon pou, per repetir l’experiment.

d) Proveu ara amb 3 cm3 de cada una de les solucions, en un altre pou.

e) Calculeu l’entalpia de la reacció de neutralització.

Canvi 2: entalpia de dissolució

Podeu escollir entre les opcions següents:

- La dissolució de carbonat de sodi anhidre en aigua. Heu de fer servir 5 cm3 d’aigua i 0,25

g de Na2CO3(s).

- La dissolució del carbonat de sodi decahidratat i aigua. Heu de fer servir 5 cm3 d’aigua i

2,7 g de Na2CO3.10H2O(s).

Escriviu l’equació de la reacció química.

a) Prepareu els reactius i el bloc de porexpan amb els pous per fer la reacció.

b) Feu la reacció tot prenent les precaucions de seguretat necessàries. Poseu primer l’aigua,

que mesurareu amb una de les xeringues i després el sòlid.

c) No oblideu de mesurar i prendre nota de les magnituds que després utilitzareu per fer càlculs.

d) Recordeu que és important repetir més d’una vegada les mesures.

Anàlisi de resultats Calculeu per a cadascun dels processos que heu estudiat:

- El canvi d’entalpia en kJ·mol -1 , indicant si és un procés endotèrmic o exotèrmic.

- L’error relatiu de la vostra determinació a partir de la següent taula de dades:

Reacció / dissolució H / kJ·mol -1 HCl(aq) i NaOH(aq) - 57,67 carbonat de sodi anhidre(s) i l’aigua - 24,59 carbonat de sodi decahidratat(s) i l’aigua + 67,74

- En funció dels vostres resultats, quines poden ser les possibles fonts d’error?

- Com es podrien minimitzar aquests errors?


Qüestionari 1 - Serien diferents els valors calculats si per a la reacció de neutralització s’utilitza àcid nítric i

hidròxid de potassi?

2 - Les determinacions experimentals de canvis d’entalpia permeten, emprant la llei de Hess el

càlcul de variacions d’entalpia de reaccions no possibles en la pràctica, com és el cas de la

reacció:

carbonat de sodi anhidre + aigua carbonat de sodi hidratat Na2CO3(s) + 10 H2O Na2CO3·10H2O(s)

Feu servir les dades de la taula per calcular el valor de H d’aquesta reacció.

3 - Tenim un sòlid blanc que sabem que és carbonat de sodi, però no sabem si és anhidre o hidratat. Com és podria esbrinar d’una manera ràpida?

Informe

Elaboreu un informe del treball experimental realitzat explicant els passos que heu seguit per dur a terme l'experiència. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu, introducció, procediment, adquisició i enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.4 Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i de dissolució

Objectiu

Trobar experimentalment els valors d’entalpies de dissolució i l’entalpia d’una reacció de

neutralització.

Introducció

Per mesurar experimentalment les variacions d’entalpies estàndard de reacció, hem de definir el

què per nosaltres és el sistema reaccionant i el què és l’entorn de tal manera que la determinació de la calor transferida d’un a l’altre es pugui calcular.

És més fàcil determinar variacions d’entalpies de reacció si les substàncies reaccionen en fase

aquosa, perquè el sistema són les molècules o ions en solució dels reactius i productes, i podem considerar que l’entorn és principalment l’aigua de la solució.

En aquest treball pràctic heu de calcular canvis d’entalpia per a processos en solució aquosa.

Material i equipament

Equipament - Termòmetre - Proveta de 50 cm3

- Pipeta de 25 cm3

- Espàtula - Balança de 0,1 g de

sensibilitat - Recipient aïllant

Reactius i altres materials (a utilitzar uns o altres segons la reacció en estudi) - solució d’àcid clorhídric 2,0 mol·dm

-3

- solució d’hidròxid de sodi 2,0 mol·dm-3

- carbonat de sodi anhidre, Na2CO3

- carbonat de sodi hidratat, Na2CO3·10H2O - hidròxid de sodi sòlid

Ulleres de seguretat i guants

Disseny de l’experiment

1 Hi ha reaccions endotèrmiques i exotèrmiques. Com us adonareu que es tracta d’un tipus o

altre de procés? En la resposta, feu servir les paraules: sistema, entorn, temperatura, transferir.

2 L’entorn no és exclusivament l’aigua de la solució, encara que per facilitar càlculs ho

considerem així. Què més forma part de l’entorn i que caldria tenir en compte?

3 Dibuixeu o expliqueu com ha de ser un recipient idoni per fer una reacció entre ions en solució aquosa d’acord amb les respostes als apartats anteriors.

4 Quines magnituds caldrà mesurar per poder calcular la variació d’entalpia de la reacció?

Recordeu que ΔH es mesura en kJ·mol -1

Procediment

Canvi 1: entalpia d’una reacció de neutralització

Reacció entre l’HCl(aq) i el NaOH(aq). Heu de fer servir 25 cm3 de solucions 2,0 mol·dm -3

d’aquest reactius.


5. Prepareu el recipient i els reactius per fer la reacció. Heu de tenir present tot allò que s’ha

decidit en l’apartat “Disseny de l’experiment”


6. Feu la reacció tot prenent les precaucions de seguretat necessàries. No oblideu prendre nota de les magnituds que després serviran per fer els càlculs.

7. Recordeu que és important repetir més d’una vegada el procediment i anotar les dades.

Canvi 2: entalpia de dissolució

Podeu escollir entre les opcions següents:

- La dissolució de NaOH(s) en aigua. Utilitzeu 100 cm3 d’aigua i 4,1g de NaOH del 97% de puresa.

- La dissolució de carbonat de sodi anhidre en aigua. Heu de fer servir 100 cm3 d’aigua i 5,0 g

de Na2CO3(s).

- La dissolució entre el carbonat de sodi decahidratat i l’aigua. Heu de fer servir 100 cm3

d’aigua i 13,5 g de Na2CO3.10H2O(s).


a) Prepareu el recipient per fer la reacció i els reactius . Heu de tenir present tot allò que s’ha

decidit en l’apartat “Disseny de l’experiment”

b) Feu la reacció tot prenent les precaucions de seguretat necessàries.

c) No oblideu de mesurar i prendre nota de les magnituds que després utilitzareu per fer càlculs.

d) Recordeu que és important repetir més d’una vegada les mesures.

Adquisició i enregistrament de les dades

Heu de mesurar la temperatura de l’entorn abans i després de fer la reacció així com la quantitat de reactiu que ha intervingut.

Escriviu ordenadament les dades que heu recollit.

Preneu nota de la sensibilitat dels aparells de mesura que heu fet servir, de manera que pugueu donar els resultats amb el nombre correcte de xifres significatives.

Anàlisi de resultats

Calculeu per a cadascun dels processos que heu estudiat:

a) El canvi d’entalpia en kJ·mol-1 , indicant si és un procés endotèrmic o exotèrmic.

b) L’error relatiu de la vostra determinació a partir de la següent taula de dades:

Reacció / dissolució ΔH / kJ·mol -1

HCl(aq) i NaOH(aq) - 57,67 NaOH(s) en aigua - 42,87 carbonat de sodi anhidre(s) en aigua - 24,59 carbonat de sodi decahidratat(s) i aigua + 67,74

c) En funció dels vostres resultats, quines poden ser les possibles fonts d’error?

d) Com és podrien minimitzar aquests errors?


Qüestionari

1 - Serien diferents els valors calculats si per a la reacció de neutralització s’utilitza àcid nítric i

hidròxid de potassi?

2 - Les determinacions experimentals de canvis d’entalpia permeten, emprant la llei de Hess, el càlcul de variacions d’entalpia de reaccions no possibles en la pràctica, com és el cas de la

reacció:

carbonat de sodi anhidre + aigua carbonat de sodi hidratat Na2CO3(s) + 10 H2O Na2CO3·10H2O(s)

Feu servir les dades de la taula per calcular el valor de ΔH d’aquesta reacció.

3 - Tenim un sòlid blanc que sabem que és carbonat de sodi, però no sabem si és anhidre o hidratat. Com és podria esbrinar d’una manera ràpida?

Informe

Elaboreu un informe del treball experimental realitzat explicant els passos que heu seguit per dur a terme l'experiència. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu, introducció, procediment,

adquisició i enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.5 Determinació de l’entalpia estàndard d’una reacció redox utilitzant un equip de captació de dades.

Objectiu

Trobar experimentalment l’entalpia d’una reacció redox.

Introducció

Per mesurar experimentalment les variacions d’entalpies estàndard de reacció, hem de definir el que per nosaltres és el sistema reaccionant i el que és l’entorn de tal manera que la determinació de la calor transferida d’un a l’altre es pugui calcular.

És més fàcil determinar variacions d’entalpies de reacció si les substàncies reaccionen en fase aquosa, perquè el sistema són les molècules o ions en dissolució dels reactius i productes, i podem considerar que l’entorn és principalment l’aigua de la solució.

En aquest treball pràctic haureu de trobar el canvi d’entalpia per a la reacció exotèrmica dels

ions Cu(II) amb el zinc.

Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+

(aq)

Per tal d'assegurar que tots els ions Cu2+ reaccionin, posareu zinc en excés i en pols molt fina per tal que el temps de reacció sigui curt.

Predicció

El sensor de temperatura permet visualitzar el gràfic de la temperatura en funció del temps. Abans d'obtenir-lo, intenteu dibuixar, de manera aproximada, la forma que al vostre parer tindrà el gràfic.

Material i equipament Equipament Vas de plàstic Pipeta de 25 cm3 amb xeringa Espàtula Balança de 0,1 g de sensibilitat Recipient aïllant

Reactius Solució de sulfat de coure (II) 0,1 M Zinc en pols

Ulleres de seguretat i guants per quan manipuleu la solució de sulfat de coure (II) Elements de l'equip MULTILOG

- Interfície MultiLogPro - Sensor de temperatura (rang: -25ºC a

110ºC; resolució: 0,13ºC) Ordinador

Procediment Muntatge de l'experiència

8. Mesureu 25 cm3 de solució de CuSO4 amb una pipeta i poseu-los en un vas de plàstic. Col·loqueu aquest dintre d'un recipient aïllant. Tapeu el recipient amb una tapadora aïllant que tingui un forat per fer-hi passar el sensor de temperatura. Peseu i guardeu a part entre 3,5 i 4,0 g de zinc en pols.


Moviment d’agitació del calorímetre.

9. Connecteu a l'entrada 1 de la interfície el sensor de temperatura, i introduïu la sonda dins la solució de CuSO4.

10. Connecteu la interfície a l'ordinador. I engegueu la interfície.

11. Obriu el programa Multilab .

Configuració del sistema:

Enregistrament de les dades

1. Comenceu la captació de dades clicant el botó Executar. Espereu uns segons fins que la temperatura es mantingui constant. Quan la temperatura es mantingui constant afegiu el zinc. Destapeu el recipient i aboqueu el zinc de manera ràpida procurant que caigui tot dins la solució.

Tapeu el recipient i immediatament comenceu a moure el recipient amb un suau moviment de vaivé, per facilitar el contacte entre els reactius. Manteniu l'agitació del recipient durant uns 2 minuts. La imatge ens indica com s’ha d’agitar

el calorímetre. Cal remenar agafant el dispositiu amb les mans i donar-li un moviment de zim-zam endavant i enrere.

2. Deixeu el sistema en funcionament uns 4 o 5 minuts més. Ara ja no cal agitar. Finalitzeu la captació de dades, clicant el botó Stop.

3. Anomeneu i guardeu l'arxiu amb l'opció Guardar com del menú Arxiu.

Llenceu els residus al contenidor de metalls pesants

Anàlisi i tractament de les dades

Necessiteu saber la temperatura de l’entorn abans i després de fer la reacció, així com la

quantitat de reactiu que ha intervingut. Feu servir les dades del gràfic per trobar la variació de temperatura de l’entorn i calcular la calor transferida pel sistema reaccionant.

1. Per determinar la variació de temperatura, cliqueu els botons Commutar primer cursor i Commutar segon cursor.

2. Completeu les dades de la taula següent.

Quantitat d'ió coure (II) (mol) Variació de temperatura (ºC) Massa de solució (kg) Capacitat calorífica de l'aigua (Jkg-1 K-1)

Freqüència: Cada segon Mode d'escalat: Escala completa Mode de gravació: Substituir Per temps: 16:40MM:SS


3. Calculeu, utilitzant les dades anteriors, l'energia absorbida per l'entorn i l'H de la reacció. Preneu nota de la sensibilitat dels aparells de mesura que heu fet servir, de manera que pugueu donar els resultats amb el nombre correcte de xifres significatives.

4. El valor de l'H per a la reacció entre el zinc (s) i els ions Cu2+ (aq) és de -216,8 kJ mol-1. Determineu l'error relatiu en el resultat de l'entalpia de la reacció.

Qüestionari

1. Compareu el gràfic obtingut amb el de la vostra predicció. Quines diferències més significatives hi trobeu?

2. Quina explicació trobeu al fet que la temperatura disminueixi lentament desprès d'assolir la màxima temperatura?

3. Indiqueu en el gràfic en quin instant finalitza la reacció?

4. Quin seria l'augment de temperatura si es fes reaccionar la mateixa quantitat d’ions coure (II)

i s’augmentés la del zinc?

5. Al gràfic es poden apreciar tres trams ben diferents: abans d'afegir el zinc, mentre hi ha reacció i un cop la reacció ha acabat. Com expliqueu la forma de la gràfica en cadascun un d'aquests trams?

6- Quines són les possibles fonts d'error en aquesta experiència? Com es podrien minimitzar aquests errors?

7- Si s'hagués fet reaccionar nitrat de coure (II) en lloc de sulfat de coure (II), la variació d'entalpia de la reacció seria la mateixa?

Informe

Elaboreu un informe del treball experimental. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu,

introducció, procediment, adquisició i enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.6 Determinació d’una entalpia d’hidratació utilitzant diagrames entàlpics

Objectiu

Trobar l’entalpia d´hidratació del sulfat de coure anhidre per formar sulfat de coure

pentahidratat..

CuSO4(s) + 5 H2O(l) CuSO4·5H2O(s)

forma anhidre forma hidratada

Introducció

El sulfat de coure(II) anhidre és un sòlid de color blanc. Quan es posa en contacte amb aigua s’hidrata i es dissol. De la solució es poden obtenir per precipitació cristalls de color blau de CuSO4·5H2O(s).

No és possible mesurar directament l’entalpia de la transformació de la forma anhidre del sulfat

de coure(II) a la forma hidratada, perquè també intervé l’entalpia de dissolució; per això cal

mesurar les entalpies de dissolució de cada sal i calcular l’entalpia d’hidratació mitjançant la

representació dels diagrames d’entalpia.

Disseny i realització de l’experiment

Quin procediment experimental podríeu realitzar per determinar l’entalpia de dissolució del

sulfat de coure anhidre i l’entalpia de dissolució del sulfat de coure pentahidratat? Quin material necessitaríeu? Què us caldria mesurar? Quina quantitat de substància dissoldrem? En quanta aigua la dissoldrem?

Abans d’acabar de concretar el mètode experimental que utilitzareu, cal que reflexioneu i tingueu en compte els següents aspectes:

Cal utilitzar el mateix material i procediment, tant per a la determinació experimental de l’entalpia de dissolució del sulfat de coure anhidre com en el cas de la dissolució en aigua del

sulfat de coure pentahidratat.

Cal que el vas de precipitats que utilitzeu per determinar les entalpies de dissolució estigui ben aïllat.

Heu de dissoldre 0,025 mol de cada una de les formes del sulfat de coure en un mateix volum d’aigua i mesurar el canvi de temperatura del procés de dissolució.

Decidiu com i en quins moments mesurareu la temperatura.

Planifiqueu l’experimentació però abans d’acabar-la de concretar doneu resposta a les següents qüestions:

a) Quina ha de ser la massa de cada un dels sulfats de coure(II) que heu de pesar?

b) Quin volum d’aigua agafareu per dissoldre les mostres de cada sulfat? Hi ha cap inconvenient

si el volum és molt gran? I si és molt petit? Cal que sigui el mateix volum per al sulfat de coure(II) anhidre i per al sulfat de coure (II) hidratat?

A continuació feu una proposta de planificació i guió de l’experiment i consulteu amb el

professor/a abans de començar l’experimentació.


Procediment

- Prepareu material i reactius per dur a terme els experiments. Heu de tenir present tot allò que s’ha decidit a l’apartat “Disseny de l’experiment”. Podeu fer l’experiment per

determinar l’entalpia de dissolució de la sal anhidre i després procedir de manera

exactament igual per a la sal hidratada, o a l’inrevés.

- Treballeu tenint en compte les precaucions de seguretat necessàries.

Poseu-vos les ulleres de seguretat i guants

- No oblideu mesurar i prendre nota de les magnituds que després utilitzareu per fer càlculs.

- Recordeu que és important repetir més d’una vegada les mesures, o treballar amb les dades obtingudes per altres grups d’alumnes per poder fer la mitjana.

- Un cop acabada l’experimentació llenceu els residus en el contenidor de residus

corresponent.

Llenceu els residus al contenidor de metalls pesants

Adquisició i enregistrament de les dades

Heu de mesurar la temperatura de l’aigua abans d’afegir el sòlid. Si després d’afegir el sòlid la

temperatura augmenta, heu de mesurar la màxima que s’assoleix després de la dissolució.

Escriviu ordenadament les dades que heu recollit i les masses de sal i volums d’aigua utilitzats

en cada experiment.

Preneu nota de la sensibilitat dels aparells de mesura que heu fet servir, de manera que pugueu donar els resultats amb el nombre correcte de xifres significatives.

Anàlisi de resultats

A partir de les dades experimentals recollides calculeu les entalpies de dissolució de cada sal. Cal que tingueu en compte que la variació d’entalpia s’expressa en kJ·mol

-1.

Indiqueu si es tracta de processos endotèrmics o exotèrmics.

Representeu les entalpies dels processos de dissolució en aigua del sulfat de coure anhidre i del sulfat de coure pentahidratat en el mateix diagrama d’entalpies. Relacioneu aquests diagrames

amb el diagrama d’ hidratació del sulfat de coure per obtenir sulfat de coure hidratat, i utilitzant les dades de les corresponents entalpies de dissolució calculeu l’entalpia d’ hidratació.

Feu un càlcul aproximat del possible error relatiu en la vostra determinació tenint en compte que el valor més acceptat per la variació d’entalpia de la reacció d’hidratació del sulfat de coure(II)

és de – 77 kJ.mol-1.

En funció dels vostres resultats, quines poden ser les fonts d’error? Com es podrien minimitzar.

Qüestionari

Expliqueu utilitzant els conceptes d’entalpia d’enllaç i d’entalpia de solvatació, l’origen dels

canvis d’entalpia d’aquests processos.


Informe

Elaboreu un informe del treball experimental realitzat explicant els passos que heu seguit per dur a terme l'experiment. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu, introducció, procediment, adquisició i enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.7 Què hem après?

En aquesta activitat trobareu una llista amb els punts fonamentals que convé que tingueu recollits en els vostres apunts i les qüestions per comprovar els coneixements de química que heu après en l’apartat EA1.

Assegureu-vos que els vostres apunts recullen els punts següents. Recordeu que haureu de consultar moltes vegades alguns d’aquests punts en estudiar unitats posteriors.

- Energia alliberada per unitat de massa i per mol. - Entalpia de reacció, entalpia de combustió i entalpia de formació. - Entalpia estàndard de reacció - Diagrames entàlpics. Llei de Hess.

Per facilitar-vos la tasca de resolució dels exercicis següents presentem a continuació què s’entén per diagrames entàlpics i l’enunciat de la llei de Hess.

Diagrames entàlpics. La llei de Hess

La figura 1 mostra un diagrama entàlpic, també conegut com a cicle d’entalpia. Existeix un camí directe i un camí indirecte per fer reaccionar el grafit (C) i l’hidrogen (H2) fins a produir metà (CH4). És impossible mesurar la variació d’entalpia del camí directe. El camí indirecte

passa per l’obtenció de CO2 i H2O, i comporta dos canvis d’entalpia que nosaltres podem

mesurar.

Figura 1 Un cicle entàlpic per trobar la variació d’entalpia de formació del metà, CH4

La idea clau és que la variació total d’entalpia per un camí indirecte és la mateixa que la

variació d’entalpia a través d’un camí directe. Això té sentit si pensem que, en qualsevol procés,

l’energia roman constant, ni es crea ni es destrueix: aquesta és la llei de conservació de

l’energia. Sempre que els estats inicial i final siguin els mateixos, el canvi d’entalpia també serà

sempre el mateix, independentment de la manera com s’aconsegueixi passar de l’estat inicial a

l’estat final. Aquesta és una manera d’enunciar la llei de Hess. Un cicle entàlpic com el de la Figura 1, s’anomena un cicle de Hess o un cicle termoquímic.

Si coneixem les variacions d’entalpia que es produeixen en dues parts del diagrama o cicle,

podem determinar la variació d’entalpia en el tercer (Figura 2).

C(s) + 2H2(g) CH4(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

H per aquest cami...

té el mateix valor que per aquest altre camí


Figura 2 Exemple d’un cicle de Hess: H1 = H2 - H3

En el cicle representat en la Figura 2 podem mesurar H2 i H3 i determinar H1, que és la variació d’entalpia que no podem mesurar directament.

Vegem ara a quins processos corresponen cadascuna d’aquestes variacions d’entalpia.

H1 és la variació d’entalpia de formació del metà (CH4) en condicions estàndard i a 298 K, H°c (CH4), i correspon a la reacció:

C (s) + 2H2 (g) CH4 (g) H2 és la variació d’entalpia que es produeix en la combustió d´1 mol de carboni i de 2 mols

d’hidrogen, en condicions estàndard i a 298 K

H2 = H°c (C) + 2 H°c (H2) i correspon a les reaccions:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

H3 és la variació d’entalpia de la combustió d´1 mol de metà en condicions estàndard i a 298

K, H°c (CH4), i correspon a la reacció: CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) Ja coneixem el significat de H1, H2 i H3. Del cicle de la figura 2 es dedueix, tenint en compte la llei de Hess, que

H1 = H2 - H3

El signe negatiu davant H3 és degut al fet que el procés es realitza en sentit contrari a la combustió del metà.

Hem vist que:

H1 = H-f (CH4) H2 = H-c (C) + 2 H-c (H2) H3 = H-c (CH4)

Els valors de les entalpies de combustió són: H°c (C) = - 393,5 kJ mol-1 H°c (H2) = - 285,8 kJ mol-1 H°c (CH4) = - 890,3 kJ mol-1 Substituint els valors de les entalpies de combustió, determinats experimentalment, s’obté: H°f (CH4) = H°c (C) + 2 H°c (H2) - H°c (CH4) = -393,5 kJ + 2(-285,8) kJ - (-890,3) kJ = -74,7 kJ mol-1

Els càlculs es poden representar també en un diagrama entàlpic (Figura 3)

C(s) + 2H2(g) CH4(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

+ 2O2 (g) H2

H1

H3 + 2O2


La utilització dels cicles entàlpics o de diagrames entàlpics, ens permet calcular el valor de canvis d’entalpia que no es poden determinar directament.

Els càlculs poden esdevenir confosos si escrivim H°f,298 cada cop que hem d’expressar la

variació d’entalpia. És per això que molt sovint utilitzarem solament H°f per designar les entalpies estàndard a 298 K.

En general, si coneixem les entalpies estàndard de formació dels reactius i productes d’una

reacció, el canvi d’entalpia de la reacció ve donada per la formula:

Exercicis i qüestions

1. Expliqueu quin és el significat de variació d’entalpia estàndard de formació.

2. Expliqueu perquè les variacions d’entalpia de formació poden tenir signe negatiu o positiu, però els canvis d’entalpia de combustió són sempre negatius.

3. Imagineu-vos que us demanen que mesureu el canvi d’entalpia de combustió del metà

utilitzant una cuina de gas i una cassola.

a) Quin altre material necessitaríeu?

b) Quines mesures hauríeu de realitzar?

c) Quines seran les fonts d’imprecisió o d’error més grans?

4. La variació d’entalpia de combustió per a l’heptà, C7H16, és - 4.817 kJ mol-1.

a) Calculeu l’energia transferida quan es cremen les següents quantitats d’heptà:

i 10 g

ii 10 kg

Quins són els supòsits que heu de fer per realitzar aquests càlculs?

C(s) + 2H2(g)

CH4(g) + O2(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

Hf 0

H 0 / kJ·mol

-74,7

H10 + H0

2

-965,1H3

0

-890,3H3

0

+890,3

Figura 3Diagrama entàlpic per l’entalpia de formació del metà a partir de les substàncies simples.


b) Quina informació addicional necessitareu per calcular l’energia transferida quan es

crema 1 litre d’heptà?

Resp: a) i) -481,7kJ ii) -481700kJ la combustió té lloc en condicions estàndard; b) la densitat de l’heptà.

5. La variació d’entalpia de combustió del carboni és igual a la variació d’entalpia estàndard de

formació del diòxid de carboni. Expliqueu el perquè.

6. Escriviu una equació que representi la formació d´1 mol d’aigua a partir de les seves substancies simples en condicions estàndard.

a) Consulteu la variació d’entalpia de formació de l’aigua.

b) Calculeu la variació d’entalpia quan 1 g d’hidrogen es crema amb oxigen. Quines

aproximacions haureu de fer?

c) Calculeu la variació d’entalpia estàndard per a la reacció:

H2O (l) H2 (g) + 1/2 O2 (g)

Resp: b) -286kJ·mol -1 c) -143 kJ

7. a) Consulteu els valors de la variació d’entalpia de formació de cadascun dels compostos

següents:

i clorur d’hidrogen

ii iodur d’hidrogen

b) Dibuixeu un diagrama entàlpic, que representi les variacions d’entalpia que es

produeixen quan es formen cadascun dels compostos anteriors.

Resp: i) -92kJ·mol -1 ; +26,4 kJ·mol -1

8. a) Escriviu una equació que representi la formació del propà, C3H8, a partir de les seves substàncies simples en estat estàndard.

b) Dibuixeu un cicle entàlpic, per mostrar les relacions entre la formació del propà a partir de carboni i d’hidrogen i la combustió d’aquesta substància per donar diòxid de carboni i aigua.

c) Utilitzeu aquest cicle entàlpic per calcular el valor de la variació d’entalpia de formació

del propà.

Heu d’utilitzar únicament les següents dades de variació d’entalpia de combustió:

H°c (C) = -393 kJ mol-1 H°c (H2) = -286 kJ mol-1

H°c (C3H8) = -2219 kJ mol-1

H°f (CO2) = -393 kJ mol-1H°f (H2O) = -286 kJ mol-1

Resp: c) -104 kJ·mol -1

9. Suposeu que necessiteu determinar la variació d’entalpia estàndard de formació del

monòxid de carboni. No la podeu mesurar directament perquè és difícil que el carboni es converteixi únicament en monòxid de carboni. Tanmateix, podeu convertir C i CO a CO2, i podeu utilitzar els canvis d’energia trobats en aquestes reaccions per determinar la variació

d’entalpia estàndard de formació del CO.


C (s) + O2 (g) CO2 (g); H°c (C) = - 393 kJ mol-1

CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g); H°c (CO) = - 283 kJ mol-1

Dibuixeu el cicle o diagrama entàlpic i utilitzeu-lo per calcular la variació d’entalpia de

formació estàndard del CO (g).

Resp: -110 kJ·mol -1

10. Escalfem el gas contingut en un cilindre metàl·lic vertical dotat d’un pistó de 3 kN de pes i

el pistó es desplaça 20 cm. Considerant que la calor absorbida pel gas ha estat de 40 J, calculeu la variació d’energia interna del gas.

a) Quin significat físic té l’energia interna d’un sistema?

b) Es pot determinar l’energia interna d’un sistema? Raoneu la resposta.

11. L’equació termoquímica corresponent a la reacció de neutralització en solució aquosa és:

H+ (aq) + OH- (aq) → H2O (l) ΔH0= –54 kJ · mol–1

a) Trobeu quina quantitat de calor es desprendrà en la neutralització de 25 cm3 d’àcid

clorhídric 2 M amb 25 cm3 d’hidròxid de sodi 2 M.

b) Si la massa de la solució anterior és de 52 g i estava a 20 °C, calculeu la temperatura final de la solució.

Dada: capacitat calorífica de l’aigua: 4,18 J · g–1K–1

Resp: a) -2,7 kJ b) 7,6ºC

12. En la fermentació alcohòlica de la glucosa s’obté etanol i diòxid de carboni segons la

reacció:

C6H12O6(s) 2 C2H5OH (l)+ 2 CO2(g)

L’entalpia d’aquesta reacció és difícil de trobar experimentalment. Però es coneixen bé les entalpies per les reaccions de combustió de l’etanol i de la glucosa.

a) Dissenyeu un cicle entàlpic que permeti fer el càlcul de l’entalpia de la fermentació.

b) Calculeu l’increment d’entalpia d’aquesta reacció quan fermenten 800 g de glucosa sabent

que els increments d’entalpia per a les reaccions de combustió de la glucosa i de l’etanol són, respectivament, –2813 kJ·mol–1 i –1371 kJ·mol–1.

Resp: -71kJ·mol -1

13. La gasolina és una mescla d’hidrocarburs i suposem que equival a l’octà.

a) Escriviu l’equació de combustió de l’octà.

b) Calculeu l’entalpia estàndard de combustió de l’octà amb les dades següents:

Entalpies de formació estàndard ∆Hfo / kJ·mol -1

C8H18 (l) H2O(g) CO2 (g)

-250,0 -241,8 -393,5


c) Calculeu l’energia que necessita un automòbil per cada quilòmetre si consumeix

6 litres d’octà per cada 100 km (Densitat de l’octà líquid = 0,8 kg·L-1).

Resp: b) -5074 kJ·mol .1; c) 2136,4 kJ

14. L’etanol (CH3CH2OH) és un combustible utilitzat en diversos àmbits i amb perspectives de futur en el camp del transport. La seva oxidació dóna àcid acètic. En condicions estàndard, en la combustió d’ 1 g d’etanol s’alliberen 29,8 kJ i en la combustió d’1 g d’àcid acètic 14,5 kJ.

Calculeu:

a) l’entalpia de combustió estàndard de l’etanol i de l'àcid acètic

b) la variació de l’entalpia estàndard de la reacció d’oxidació de l’etanol a àcid acètic.

Resp: a) -1354,55 kJ·mol -1, -852,94 kJ·mol -1; b) -501,61 kJ·mol -1

15. La calor de combustió (C3H8) a pressió constant d’1 atm i temperatura de 25ºC és -2218,8 kJ mol-1.

a) Escriviu la reacció corresponent.

b) Calculeu la variació d’energia interna.

Resp: -2221,3 kJ

16. (PAU 1011)Un dels gasos més presents en la nostra vida és el metà, component principal del gas natural, que és un bon combustible. A partir de les dades de la taula següent, responeu a les qüestions:

Entalpies de combustió en condicions estàndard i a 298K

Reacció de combustió Entalpia de combustió (kJ·mol -1)

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) -890,3

C(s) + O2 (g) CO2(g) -393,5

H2(g) + O2(g) H2O(l) -285,8

a) Imagineu que us voleu dutxar amb aigua a una temperatura de 38ºC.Tenint en compte que l'aigua entra a l'escalfador a 13ºC i que en gasteu 20L, digueu quina massa de metà cal cremar, a pressió constant, per a escalfar-la.

b) Escriviu la reacció corresponent a l’entalpia estàndard de formació del metà, i calculeu-ne el valor a 298K.

Dades: densitat de l’aigua (entre 13ºC i 38ºC) = 1 kg·L-1 Capacitat calorífica específica de

l’aigua (entre 13ºC i 38ºC)= 4,18 J·K-1· g -1

Resp: a) 37,5 g; b) -74,8 kJ·mol -1

17. En la combustió d’un mol de butà (C4H10) mesurat a 298K i 1,01·105 Pa a pressió constant es desprenen 2600kJ d’energia en forma de calor.

a) Escriviu la reacció corresponent.

b) Calcula la variació d’energia interna.

Resp: b) -2603,7 kJ

18. La calor de combustió del propà (C3H8) a pressió constant d’1 atm i temperatura de 25ºC és -2218,8 kJ·mol -1. Calculeu:

a) La variació d’energia interna.


b) La variació d’entalpia de formació estàndard de l’aigua líquida

Dades: ∆Hºf(CO2(g)) = -393,5 kJ·mol -1 ; ∆Hºf(C3H8 (g)) = -103,8 kJ·mol -1

Resp: a) -222,3 kJ ; b) -233,6 kJ·mol -1

19. En la combustió d’un mol de butà (C4H10) mesurat a 298K i 1,01·105Pa es desprenen 2600kJ d’energia en forma de calor.

a) Escriviu i igualeu la reacció corresponent i calculeu la calor que s’obtindrà en la combustió

de 225 g de butà.

b) Calculeu la massa d’aigua sòlida (gel) a -10ºC que es pot escalfar fins a 70ºC amb aquesta calor.

Dades: λf (gel)= 334kJ·kg -1; ce(gel) = 2,09 kJ· kg -1·K -1; ce(aigua)= 4,18 kJ·kg -1 · K -1

Resp: a) 10086 kJ; b) 15,6 kg

20. (PAU 0304)L’acetilè (C2H2) s’obté fent reaccionar el carbur de calci (CaC2) amb aigua, segons la reacció:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) C2H2(g) + Ca(OH)2(s)

En la qual es desprenen 270,7 kJ per mol de CaC2.

a) Escriviu la reacció de combustió de l’acetilè i determineu la variació d’entalpia estàndard per

a aquesta reacció.

b) Calculeu la calor que es desprèn quan es crema l’acetilè obtingut a partir de 6,4g de carbur de calci.

Dades: ∆Hºf(CO2(g))= -393,5 kJ·mol -1; ∆Hºf(CaC2(s)) = 83 kJ·mol -1

; ∆Hºf(H2O (l))= -286 kJ·mol -1; ∆Hºf(Ca(OH)2 (s)) = -986 kJ·mol -1

Resp: a)-1303,3kJ·mol -1; b) 130,3kJ

21. El diòxid de sofre és un dels gasos que s’emeten com a conseqüència de la combustió d’hidrocarburs fòssils. Per reacció amb l’oxigen atmosfèric pot transformar-se en triòxid de sofre (gas).

a) Si les entalpies estàndard de formació del diòxid i del triòxid de sofre són , respectivament, -297 i -395 kJ·mol-1

, calculeu la variació d’entalpia corresponent a aquesta reacció. És un procés

exotèrmic o endotèrmic?

b) Calculeu la variació d’energia interna a 25ºC d’aquest procés.

c) Trobeu la quantitat de calor intercanviada a pressió constant quan es formen 30 litres de triòxid de sofre, mesurats a 25ºCi 1 atm.

Dades: R= 0,082 atm·L·K -1·mol -1 = 8,31J·K -1 · mol -1

Resp: a) -98kJ·mol -1 exotèrmic; b)-96,8kJ·mol -1; c)-120,3kJ

22. El metanol líquid pot esdevenir un combustible de futur per als vehicles de motor.

a) Calculeu la variació d’entalpia estàndard a 25ºC del procés de combustió.

b) Calculeu l’energia alliberada, en condicions estàndard a 25ºC,associada a la combustió d’1L

de metanol.

∆Hºf metanol líquid: -238,7 kJ·mol -1 ; ∆Hºf diòxid de carboni gas = -393,5 kJ·mol -1; ∆Hºf aigua

líquida= -285,6 kJ·mol -1 ; densitat del metanol líquid a 25ºC: 0,800 g·cm -3

Resp: a) -726kJ·mol -1; b) 1,82·104kJ


23. (PAU 0910)Escriviu la reacció de formació del CO gasós i calculeu l’entalpia de formació a

partir del diagrama entàlpic següent:

Resp: -110kJ·mol -1

24. La variació d’entalpia de reacció estàndard corresponent a la combustió del butà és de 2600

kJ·mol -1.

a) Formuleu l’equació termoquímica de la combustió del butà.

b) Calculeu la calor que es desprèn en la combustió d’1m3 de butà mesurat en condicions

estàndard i pressió constant.

c) Quina serà la variació d’energia interna per mol de butà en condicions estàndard?

Dades: R= 8,31 J·mol -1·K -1

Resp: b) 1,05·105kJ; c) -2591kJ·mol -1

25. (PAU 0708) El butà i el propà són dos gasos combustibles utilitzats en la indústria i en les llars.

a) Escriviu les reaccions de combustió del butà i del propà i calculeu, per a cada combustió, la calor a pressió constant alliberada en condicions estàndard a 25ºC quan es forma 1 mol de CO2.

b) Considerant la calor a pressió constant alliberada quan es forma 1 mol de CO2, justifiqueu quin dels dos combustibles contribuirà més a l’agreujament de l’efecte hivernacle.

Dades: Temperatura:25ºC Propà gas Butà gas H2O(l) CO2(g) ∆Hºf (kJ·mol -1) -103,8 -126,5 -285,8 -393,5

Resp: a) -719kJ (butà) ; -740kJ (propà)

26. Quina de les següents afirmacions és certa?

a) L’energia de formació del Fe(l) és zero.

b) En algunes reaccions és possible que ∆E = ∆H

c) La condensació és un procés endotèrmic.

d) Per un mateix procés, la variació d’entalpia depèn que el procés es faci a pressió i a volum

constant.

e) El mètode més exacte per calcular ∆H d’una reacció és a partir de les energies d’enllaç.

f) La calor de formació del Cl(g) és zero.


Resp: b

27. Donades les reaccions següents:

2 Cr(s) + 3/2 O2(g) Cr2O3(s) ∆H= -1130 kJ

C(s) + ½ O2(g) CO(g) ∆H= -110 kJ

Quant val el canvi d’entalpia de la reacció: 3C(s) + Cr2O3(s) 2 Cr(s) + 3 CO(g)

a) +800kJ b) -800kJ c) -1460 kJ d) + 1020 kJ e) +1460 kJ

Resp: a

28. En una bomba calorimètrica es col·loquen 2,45g de l’ hidrocarbur líquid pentà, amb la quantitat

suficient d’oxigen per fer-ne la combustió total.

a) Escriviu la reacció de combustió del pentà.

b) Un cop efectuada la combustió, l’augment de temperatura que s’observa és d’ 11,2 ºC. S’ha

determinat que el calorímetre emprat per augmentar 1ºC es necessiten 10,7 kJ. Quanta energia s’ha desprès en la combustió del pentà?

c) Feu el càlcul de la variació d’entalpia estàndard de combustió del pentà.

Resp: b) -119,84 kJ; c)-3,53·103kJ·mol -1

ea 1. combustibles per als mitjans de transportcesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/ea...

Documents