Prepara tus exámenes y mejora tus resultados gracias a la gran cantidad de recursos disponibles en Docsity
Gana puntos ayudando a otros estudiantes o consíguelos activando un Plan Premium
Prepara tus exámenes
Prepara tus exámenes y mejora tus resultados gracias a la gran cantidad de recursos disponibles en Docsity
Prepara tus exámenes con los documentos que comparten otros estudiantes como tú en Docsity
Encuentra los documentos específicos para los exámenes de tu universidad
Estudia con lecciones y exámenes resueltos basados en los programas académicos de las mejores universidades
Responde a preguntas de exámenes reales y pon a prueba tu preparación
Consigue puntos base para descargar
Gana puntos ayudando a otros estudiantes o consíguelos activando un Plan Premium
Comunidad
Pide ayuda a la comunidad y resuelve tus dudas de estudio
Ebooks gratuitos
Descarga nuestras guías gratuitas sobre técnicas de estudio, métodos para controlar la ansiedad y consejos para la tesis preparadas por los tutores de Docsity
1 / 12
Esta página no es visible en la vista previa
¡No te pierdas las partes importantes!
a) Procediment experimental:
massa d’aigua) i mesurem la temperatura inicial. Posteriorment afegim una determinada massa de KOH sòlid al calorímetre. Agitem la mescla per dissoldre tot el sòlid, tapem el calorímetre i esperem un temps fins que la temperatura que ens marca el termòmetre deixi de pujar (s’estabilitzi). Mesurem aquesta temperatura final. Material:
a) Cal calcular Δ G , que representa el balanç del canvi d’entalpies i entropies del sistema. A pressió i temperatura constants tenim: Δ G = Δ H - T Δ S Cal passar els valors donats a J o a kJ. Δ H º = −2808 kJ · mol- Δ Sº = 182 J · K-1^ · mol-1^ = 0,182 kJ · K-1^ · mol- T= 37 + 273 = 310 K Δ G = -2808 – ( 310 x 0,182) = –2864,42 kJ · mol- Massa molecular de la glucosa = 180 Calculem l’energia lliure per 10 g de glucosa (una cullerada): 10 g x 1 mol/180 g x (–2864,42 kJ/1mol) = –159,1 kJ Energia lliure per 10 g de glucosa = –159,1 kJ b) Que el valor de l’energia lliure o energia de Gibbs resulti negatiu , vol dir que el balanç global del procés incloent l’entalpia i l’entropia és favorable, és a dir que la reacció és espontània. Per tant, es pot transferir energia al sistema humà ( treball útil).
formació de l’aigua (que és igual a la de combustió i que també tenim a la taula) i amb l’entalpia de formació del metà, que serà la incògnita. CH 4 (g) + 2 O 2 (g) → CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) ΔHo comb
ΔHo comb= [(ΔHof CO 2 ) + 2 x (ΔHof H 2 O)] – [ΔHof CH 4 ]
- 890,3 = [( – 393,5) + 2 x ( – 285,8)] – [ΔHof CH 4 ] [ΔHof CH 4 ] = – 74,8 kJ L’entalpia de la reacció de formació del metà = –74,8 kJ (ó – 74,8 kJ · mol -1^ )
a) El signe de la variació d’entalpia serà positiva , ja que la figura ens mostra que l’entalpia dels productes és més gran que la dels reactius. Figura: H o (productes) > H o (reactius) Δ H o = H o (productes) – H o (reactius) > 0
Δ H o > 0 El signe de la variació d’entropia serà positiva , ja que el desordre en els productes és superior a la dels reactius, degut a que el nombre de molècules de gas és major en els
↑ molècules de gasos ⇒ ↑ desordre ⇒ S o ↑ S o (productes) > S o (reactius) Δ S o = S o (productes) – S o (reactius) > 0 Δ S o > 0 b) Si la variació d’energia lliure és negativa la reacció serà espontània: Δ G o < 0 ⇒ reacció espontània Δ G o = Δ H o - T Δ S o
El primer terme és positiu (Δ H o > 0) i el segon terme és negatiu (_ TΔ S o < 0). A temperatures altes el segon terme serà més gran, Δ G o < 0, i la reacció serà espontània
a) Equació de combustió: CH 3 OH + 3/2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O L’entalpia estàndard de combustió es pot calcular a partir de les entalpies dels enllaços trencats (reactius) menys les entalpies dels enllaços formats (productes): Δ H = Σ nr Etrencats - Σ np Eformats En els reactius, per cada molècula cal trencar: 3 enllaços C-H 1 enllaç C-O 1 enllaç O-H
Calculem els mols que tenim de cada reactiu: Mols de H+ = Mols de HCl = 0,100 L x 2,00 mol / L = 0,200 mols Mols de OH- = Mols de KOH = 0,250 L x 2,00 mol /L = 0,500 mols Raonem quin reactiu és el limitant. El reactiu limitant és el H+ (ó HCl) , ja que l’estequiometria de la reacció és 1 a 1, i tenim menys mols de HCl que de NaOH. Calculem la calor despresa: 0,200 mols de H+ x (-56,1 kJ / 1 mol H+ ) = –11,22 kJ (signe negatiu: desprèn calor) Calor despresa = 11,22 kJ
1 1. En dissoldre NaOH sòlid en aigua es desprèn calor. Si volem determinar, al laboratori, l’entalpia de dissolució del NaOH: a) Descriviu el procediment experimental que seguiríeu i indiqueu el material que utilitzaríeu. Ajudeu-vos amb dibuixos per indicar les accions a realitzar. b) Quines mesures experimentals cal prendre en el procediment experimental per poder calcular l’entalpia de dissolució? Expliqueu els càlculs que faríeu amb aquestes mesures. DADES: Suposeu que la capacitat calorífica específica i la densitat de les solucions aquoses són les mateixes que l’aigua. Capacitat calorífica específica de l’aigua = 4,18. J · K-1^ · g- Densitat de l’aigua = 1 g · cm - Suposeu negligible la calor absorbida pel recipient a) b) Material: Balança, vidre de rellotge, espàtula, proveta, calorímetre, termòmetre, Agafaríem i en una balança pesaríem una quantitat determinada d’hidròxid de sodi (m g). En una proveta mesurem una determinada quantitat d’aigua, (V cm 3 ), aquesta quantitat l’abocaríem en un calorímetre, i mesuraríem la temperatura d’equilibri inicial (t (^) o ). Afegim la massa d’hidròxid de sodi que hem pesat al calorímetre, remenem esperem a la dissolució total de la substancia i mesurem la temperatura final d’equilibri assolida (t f). La calor involucrada al procés l’obtindrem fent: 𝑄𝑄 = 𝑚𝑚 ∗ 𝑐𝑐𝑒𝑒 ∗ (𝑡𝑡𝑓𝑓 − 𝑡𝑡𝑜𝑜)
Totes les dades anteriors són conegudes. 𝑚𝑚 = 𝑚𝑚 𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎 + 𝑚𝑚 ℎ𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖𝑖ò𝑥𝑥𝑖𝑖𝑖𝑖 𝑖𝑖𝑑𝑑 𝑠𝑠𝑠𝑠𝑖𝑖𝑖𝑖 ; 𝑚𝑚 𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎 = 𝑉𝑉 𝑐𝑐𝑚𝑚^3 𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎𝑎. ce es dada del problema i la variació de temperatures ha estat mesurada a l’experiment. Si la calor obtinguda es major que 0 la reacció es exotèrmica, com és el cas, en cas de ser endotèrmica Q<0. Amb això:
∆𝐻𝐻 = − 𝑄𝑄 𝑛𝑛 ;^ 𝑠𝑠𝑜𝑜^ 𝑜𝑜^ 𝑠𝑠ó𝑜𝑜^ 𝑑𝑑𝑒𝑒𝑠𝑠^ 𝑚𝑚𝑠𝑠𝑒𝑒𝑠𝑠^ 𝑖𝑖𝑑𝑑^ 𝑁𝑁𝑎𝑎𝑁𝑁𝐻𝐻^ 𝑑𝑑𝑚𝑚𝑒𝑒𝑖𝑖𝑎𝑎𝑡𝑡𝑠𝑠,^ 𝑜𝑜^ =^ 𝑚𝑚/
1 2. L’amoníac és un dels compostos de producció industrial més elevada. Es pot obtenir a partir de la reacció del nitrogen amb l’hidrogen segons la següent equació:
Amb l’ajut de la figura, contesteu les qüestions.
a) Deduïu, i raoneu, si la reacció serà exotèrmica o endotèrmica. b) En quines condicions de pressió es pot obtenir un rendiment més alt de la reacció? Expliqueu els fonaments teòrics que justifiquen la vostra resposta. a) Observem que en augmentar la temperatura el rendiment de la reacció augmenta, és a dir la constant d’equilibri augmenta amb l’augment de la temperatura. Aplicant el principi de Le Chatelier això ens indica que la reacció en el sentit escrit és endotèrmica. b) La reacció es veu afavorida si treballem a pressions altes, també aplicant el principi de Le Chatelier, s’afavoreix a pressions altes el costat on hi hagi més molts de gas, en aquest cas, el costat dret de l’equació.
1 3. Una mostra de 0,600 g de naftalè sòlid (C 10 H 8 ) es crema, a 298 K i en excés d’oxigen, en una bomba calorimètrica (calorímetre de volum constant) per produir CO 2 (g) i H 2 O(l). L’augment de temperatura observat experimentalment és de 2,25 ºC. a) Calculeu la calor despresa en la combustió de 0,600 g de naftalè. Quin valor té la variació d’energia interna de la reacció quan es crema un mol de naftalè? b) Escriviu la reacció de combustió del naftalè. Calculeu la variació entalpia de la reacció quan es crema un mol de naftalè. DADES: Capacitat calorífica del calorímetre = 10,7 kJ · ºC -1. Masses atòmiques relatives: C = 12,0; H = 1,0. R = 8,31 J · K-1^ · mol -1. a) 𝑄𝑄 = 𝑐𝑐𝑐𝑐 ∗ �𝑡𝑡𝑓𝑓 − 𝑡𝑡𝑜𝑜 � = 10.7 ∗ 2.25 = 24.1 𝑘𝑘𝑘𝑘
Com que tenim calor despresa, la reacció és exotèrmica. Tenim un procés a volum cosntant, per tant la calor despresa estarà relacionada amb la variació d’energia interna: ∆𝑈𝑈 = − 𝑄𝑄 𝑛𝑛 =^ −^
b) 𝐶𝐶 10 𝐻𝐻 8 (𝑠𝑠) + 12 𝑁𝑁 2 (𝑎𝑎) → 10 𝐶𝐶𝑁𝑁 2 (𝑎𝑎) + 4 𝐻𝐻 2 𝑁𝑁 (𝑒𝑒) ∆𝑜𝑜 (𝑎𝑎𝑎𝑎𝑠𝑠) = 10 − 12 = − 2 ∆𝐻𝐻 = ∆𝑈𝑈 + 𝑅𝑅 ∗ 𝑇𝑇 ∗ ∆𝑜𝑜 = −5143 + 8.3 ∗ 10 −3^ ∗ 298 ∗ (−2) = − 5148 𝑘𝑘𝑘𝑘/𝑚𝑚𝑠𝑠𝑒𝑒
1 4. El clorur de sodi és un compost molt present a les nostres vides ja que és el component majoritari de la sal de cuina. a) Raoneu, a partir de les dades que teniu a continuació, si el procés de dissolució del clorur de sodi en aigua és un procés endotèrmic o exotèrmic. Quins noms reben les variacions d’entalpia Δ H 1 i Δ H 2? 𝑁𝑁𝑎𝑎+^ (𝑎𝑎) + 𝐶𝐶𝑒𝑒−^ (𝑎𝑎) → 𝑁𝑁𝑎𝑎𝐶𝐶𝑒𝑒 (𝑠𝑠) Δ H 1 = – 788 kJ · mol - 𝑁𝑁𝑎𝑎+^ (g) + 𝐶𝐶𝑒𝑒−^ (g) → 𝑁𝑁𝑎𝑎+^ (aq) + 𝐶𝐶𝑒𝑒−^ (aq) Δ H 2 = – 784 kJ · mol -
