TERMOQUÍMICA HESS QUÍMICA BACHILLERATO

TERMOQUÍMICA, PARA QUÍMICA DE BACHILLERATO. RECURSOS AUDIOVISUALES:TERMOQUÍMICA LEY DE HESS BACHILLERATO

ASPECTOS FORMALES PARA DOCENTES AL FINAL DEL ARTÍCULO, PARA NO INTERFERIR CON LO QUE ES DE INTERÉS PARA LOS ALUMNOS.

PUEDE INTERESAR LA CONSULTA DE LOS SIGUIENTES ARTÍCULOS:

ESTÁ EN CONSONANCIA CON LAS ESTRATEGIAS DETERMINADAS POR: FÍSICA Y QUÍMICA DE 1º DE BACHILLERATO: DESARROLLO DE LA ASIGNATURA

EJERCICIO F1BE2076:

Teniendo en cuenta la siguiente reacción, de formación del agua, en la que se incluye la entalpía correspondiente:

a.- Hallar la energía que se desprende cuando se forman 2 moles de agua.

b.- Hallar la energía que se desprende cuando se forman 4 gramos de agua.

c.- Hallar la masa de agua que se tiene que formar para que se desprendan 1500 kJ.

DATOS DE MASAS ATÓMICAS EN U.M.A.: Ma(H)=1; Ma(O)=16

VÍDEO QUE RESUELVE EL EJERCICIO: https://youtu.be/6t_UP4bLDF0

EJERCICIO F1BE2077:

Teniendo en cuenta la siguiente reacción, de formación del agua, en la que se incluye la entalpía correspondiente:

Hallar la energía que se desprende cuando se intenta formar agua con 5 g de hidrógeno y 5 gramos de oxígeno.

DATOS DE MASAS ATÓMICAS EN U.M.A.: Ma(H)=1; Ma(S)=32 ; Ma(O)=16

SOLUCIÓN: Se desprenden 93,75 kJ

EJERCICIO FQ1BE2090:

Sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es -764 kJ/mol.

a.- Escribir y ajustar la reacción de combustión del etanol, añadiendo la entalpía correspondiente, lo que la convierte en una ecuación termoquímica.

b.- Con lo que se ha aportado, indicar si la reacción de combustión del etanol es exotérmica o endotérmica.

c.- Con lo que se ha aportado, indicar si en la combustión del etanol, se absorbe o se desprende energía.

d.- Hallar la energía que se desprende o se absorbe cuando se realiza la combustión de 25 gramos de etanol.

DATOS DE MASAS ATÓMICAS EN U.M.A.: C=12; H=1; O=16.

 

DIAGRAMAS DE ENTALPÍA. COMPARATIVA DE LOS DIAGRAMAS ENTÁLPICOS DE REACCIONES EXOTÉRMICAS Y ENDOTÉRMICAS.

Notar en las gráficas que se muestran, el hecho de que el valor de la variación de entalpía de la reacción en sentido inverso, cambia el signo. Si una reacción es endotérmica en un sentido, sería exotérmica en sentido inverso. Se muestran las reacciones que participan en el motor y en la pila de hidrógeno.

DIAGRAMA ENTÁLPICO REACCIÓN EXOTÉRMICA

DIAGRAMA ENTÁLPICO REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Ir al vídeo que explica lo indicado en las gráficas que se muestran: https://youtu.be/lmpYkg13Yi4

ENTALPÍA DE REACCIÓN A TRAVÉS DE LA LEY DE HESS:

«El cambio de energía calórica que acompaña a una reacción química a Volumen y presión constante, es independiente del número y naturaleza de los estados intermedios».

A un nivel operativo, podemos atrevernos a decir que: «cuando una reacción es combinación de otras reacciones, su entalpía es la combinación de las entalpías de las otras reacciones». Lo mejor será verlo en un ejemplo.

EJERCICIO F1BE2079:

Hallar la entalpía de la siguiente reacción:

 

 

Conociendo las entalpías de las reacciones:

IR AL VÍDEO QUE RESUELVE EL EJERCICIO UTILIZANDO LA LEY DE HESS: https://youtu.be/8iSQMMITJto

EJERCICIO FQ1BE1205:

El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono e hidrógeno según la reacción:

Calcular el cambio de entalpía para la reacción de síntesis industrial de metanol, teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:

IR AL VÍDEO QUE RESUELVE EL EJERCICIO CON LA LEY DE HESS: https://youtu.be/Q0EgfPM8Zfg

ENTALPÍA DE REACCIÓN A TRAVÉS DE LAS ENTALPÍAS DE FORMACIÓN:

La entalpía normal de formación de un compuesto en condiciones estándar, también denominada calor de formación, se representará por ΔHºf, y se define como: el cambio de entalpía (variación de calor), ΔH, que tiene lugar cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo constituyen en sus estados de agregación más estables en condiciones estándar (1 atm de presión y 25º C de temperatura).

Con estos datos de entalpías normales de formación, podemos calcular la entalpía normal (en condiciones estándar) de una reacción, utilizando:

ΔH0reacción=Σnp·ΔHºf p – Σnr·ΔHºf r 

Donde np y nr hacen referencia a los coeficientes estequiométricos de los productos y de los reactivos; ΔHºf p  y ΔHºf r son las entalpías normales de formación de los productos y reactivos respectivamente.

«A la entalpía estándar de formación de los elementos en su estado estándar se les asigna la entalpía cero», ya que su formación no supone ningún proceso químico.

Algunos elementos en estado estándar, por lo tanto con entalpía de formación estándar con valor cero: O2 (g); C (grafito); H2 (g); Br2 (l); Fe (s); S (s); P (blanco); Hg (l); Al (s); Ca (s);

EJERCICIO F1BE427:

La entalpía estándar de formación de la glucosa (C6H12O6) es -1268 kJ/mol. La entalpía estándar de formación del agua líquida es -187,78 kJ/mol y la del anhídrido carbónico es -393,51 kJ/mol.

a.- Hallar la entalpía de combustión estándar de la glucosa.

b.- Indicar si la reacción de combustión es exotérmica o endotérmica.

c.- Hallar el calor asociado a la combustión de 8 gramos de glucosa.

SOLUCIÓN: -2219,74 kJ

EJERCICIO FQ1BE3113:

La entalpía estándar de formación de la glucosa es –1 268 kJ/mol. La entalpía estándar de formación del agua líquida es –187,78 kJ/mol, y del CO2, –393,51 kJ/mol.

a) Calcula la entalpía de formación de glucosa en la fotosíntesis,

6 CO2(g) + 6 H2O(l)  → C6H12O6(s) + 6 O2(g),

b) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?

SOLUCIÓN: 2219,74 kJ

EJERCICIO FQ1BE3114:

Calcula la entalpía de formación estándar del óxido de nitrógeno (V) a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

4 NO2 (g) + O2 (g)  → 2 N2O5 (g) ,  ΔHº = – 110,2 kJ

1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g)  → NO (g) ,  ΔHº =  90,25 kJ

2 NO (g) + O2 (g)  → 2 NO2 (g) ,  ΔHº = – 114,1 kJ

SOLUCIÓN: 11,3 kJ

EJERCICIO FQ1BE3115:

Calcula la entalpía de la siguiente reacción, de reducción del hierro (II):

FeO (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g),

a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

Fe2O3 (s) + 3 CO (g)  → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) ,  ΔHº = – 24,7 kJ

Fe3O4 (s) + CO (g)  → 3 FeO (s) + CO2 (g) ,  ΔHº =  35,9 kJ

3 Fe2O3 (s) + CO (g)  → 2 Fe3O4 (s) + CO2 (g) ,  ΔHº = – 47,2 kJ

SOLUCIÓN: -16,45 kJ

EJERCICIO FQ1BE3116:

Calcula la entalpía de formación del acetileno,

2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) 

a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

a) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l) ,  ΔH°= –2600 kJ

b) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) , ΔH° = –394 kJ

c) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) , ΔH° = –483,6 kJ

d) H2O (l) → H2O (g) , ΔH° = +44 kJ

SOLUCIÓN: 226.4

EJERCICIO FQ1BE3117:

Calcula la entalpía de reacción estándar para la reacción:

C2H2 (g) + H2 (g) → C2H4 (g)

a partir de los siguientes datos termoquímic0s:

2 C2H4 (g) + 6 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 4 H2O (l) ,  ΔH°= –2822 kJ

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ,  ΔH°= –572 kJ

2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l) ,  ΔH°= –2600 kJ

EJERCICIO FQ1BE3118:

Calcular la entalpía estándar de la siguiente reacción:

C2H2 (g) + 2 H2 (g) → C2H6 (g)

a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) ,  ΔH°= –286 kJ

2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l) ,  ΔH°= –2600 kJ

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) ,  ΔH°= –3120 kJ

SOLUCIÓN: – 312 kJ

EJERCICIO FQ1BE3119:

En la obtención de ácido sulfúrico, las industrias utilizan la combustión del azufre y la oxidación del dióxido de azufre. a partir de los datos siguientes,

S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ,  ΔH°= –297 kJ

2 S (s) + 3 O2 (g) → 2 SO3 (g) ,  ΔH°= –791 kJ

Calcúlese la entalpía de reacción de la oxidación de SO2 a SO3,

2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) 

SOLUCIÓN: – 197 kJ

EJERCICIO FQ1BE3120:

Obtener la variación de entalpía estándar de la reacción de formación del cloruro de aluminio anhidro,

2 Al (s) + 3 Cl2 (g) → 2 AlCl3 (s) ,

teniendo en cuenta las siguientes reacciones, en las que se añaden datos termoquímicos:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) ,  ΔH°= –185 kJ

2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) ,  ΔH°= –1049 kJ

HCl (g) → HCl (aq) ,  ΔH°= –78,4 kJ

AlCl3 (s) → AlCl3 (aq) , ΔH°= –323 kJ

SOLUCIÓN: -1406.8 kJ

EJERCICIO FQ1BE3121:

Obtener la variación de entalpía estándar de la reacción de formación del ácido clorhídrico gaseoso a partir de hidrógeno y cloro gaseosos, considerando los siguientes datos aportados por ecuaciones termoquímicas:

NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) ,  ΔH°= –176 kJ

N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g) → 2 NH4Cl (s) ,  ΔH°= –629 kJ

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ,  ΔH°= –92 kJ

SOLUCIÓN: -185 kJ

EJERCICIO FQ1BE3122:

Calcular la variación de entalpía estándar de la reacción:

2 CH4(g) + 3 O2(g) → 2 CO (g) + 4 H2O (l), teniendo en cuenta los siguientes datos:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ,  ΔH°= –890 kJ

2 CO (g) + O2(g) → 2 CO2 (g) ,  ΔH°= –566 kJ

SOLUCIÓN: 1214 kJ

EJERCICIO FQ1BE3123:

Calcular la variación de entalpía estándar para la reducción de hidrazina a amoníaco, según la siguiente reacción:

N2H4 (l) + H2 (g) → 2 NH3 (g),

a partir de las siguientes reacciones termoquímicas:

N2 (g) + 2 H2 (g) → N2H4 (l), ΔH°= 50,6 kJ

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g), ΔH°= -92,2 kJ

SOLUCIÓN: -142,8 kJ

PODRÍA INTERESAR LA CONSULTA DE LOS SIGUIENTES RECURSOS DE QUÍMICA 2º BACHILLERATO:

MATERIALES DE QUÍMICA DE 2º BACHILLERATO

 

ASPECTOS FORMALES PARA DOCENTES:

SE PRETENDE CON ESTA DINÁMICA EL DESARROLLO DE LAS COMPETENCIAS:

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