1 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
UNITAT 1 ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS 1. 30,49Q kJ=
2. Q = 4520, 9kJ 3. 560U JΔ =− 4.
a) 171,1W kJ=−
b) 2112,4U kJΔ =
c) 7,5%
5. 380 J−
6. 2820 /kJ mol−
7.
a) 24,08 ; 5137,07 /q kJ U kJ mol=− Δ =−
b) 5142,02H kJΔ =−
8. 61,86 /H kJ molΔ =−
9.
a) Procediment experimental:
En un calorímetre hi col·loquem un determinat volum d’aigua (o una
determinada 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:
Ø Calorímetre (per exemple un vas de plàstic amb tapa i aïllat)
Ø Termòmetre
Ø Balança
Ø Si mesurem el volum d’aigua farem servir una pipeta (volum petit) o
una proveta (volums més grans)
b) ΔH = −59211 J · mol-1
2 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
10. 364,2 kJ
11. 23757,96kJ−
12. 137 /H kJ molΔ =− ⇒ reacció exotèrmica
13. 50,83q kJ=
14. 57 /H kJ molΔ =−
15. 409,5 /H kJ molΔ =−
16.
a) Butà: 2719,2 /kJ molCO− ; Propà: 2740,1 /kJ molCO−
b) En la combustió del propà s’allibera més energia per mol de CO2 emès.
Per això es pot considerar un combustible més net que el butà.
17.
a) C grafit : 68,94·10 kJ− ; Metà: 72,02·10 kJ−
b) 796,8rH kJΔ =−
18. 9,48m kg=
19.
a) 0 2876,8 /rH kJ molΔ =−
b) 56,2·10 kJ−
c) 4944,18m kg=
20. a) 71rH kJΔ =−
b) Reacció exotèrmica, perquè la variació d’entalpia és negativa , es desprèn
energia.
c) 315,6kJ−
3 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
21.
0
( ) 2( ) 2( )
0( ) 2( ) 2( )
0( ) 2( ) ( )
393 /
1/ 2 283 /
1/ 2 ?
grafit g g
g g g
grafit g g
C O CO H kJ mol
CO O CO H kJ mol
C O CO H
+ → Δ =−
+ → Δ =−
+ → Δ =
3 1 2 393,5 ( 283) 110,5 /H H H kJ molΔ =Δ −Δ =− − − = − 22.
0( ) 2( ) 6 6( )
0( ) 2( ) 2( )
02( ) 2( ) 2 ( )
06 6( ) 2( ) 2( ) 2 ( )
6 3 48,95 /
393,5 /
1/ 2 285,8 /
15 / 2 6 3 ?
grafit g l
grafit g g
g g l
l g g l
C H C H H kJ mol
C O CO H kJ mol
H O H O H kJ mol
C H O CO H O H
+ → Δ =
+ → Δ =−
+ → Δ =−
+ → + Δ =
6 6( ) 3218,4 48,95 3267,35cH C H kJΔ =− − = − b) 6 69,95molC H
3 H2O
6 CO2
3 H2O + 6CO2
C6 H6 C H2 O2
0
H0/kJ·mol-1
4 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
23.
0( ) 2( ) 2( )
02( ) 2( ) 2 ( )
03 2 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( )
0( ) 2( ) 2( ) 3 2 ( )
393,5 /
1/ 2 285,8 /
3 2 3 1368 /
2 3 1/ 2 ?
grafit g g
g g l
l g g l
grafit g g l
C O CO H kJ mol
H O H O H kJ mol
CH CH OH O CO H O H kJ mol
C H O CH CH OH H
+ → Δ =−
+ → Δ =−
+ → + Δ =−
+ + → Δ =
1 2 1644 ( 1368) 276 /fH H H kJ molΔ =Δ −Δ =− − − = −
2 6( ) 1644 ( 1368) 276 /fH C H O kJ molΔ =− − − = −
C H2 O2
2 CO2
3 H2O
3 H2O + 2CO2
C2H6O
0
H0/kJ·mol-1
5 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
24.
2 2( ) ?fH C HΔ =
286− 393− 1072− 1298,9−
2 2( ) 1072 ( 1298,9) 226,9 /fH C H kJ molΔ =− − − =
25. 0 124,7 /fH kJ molΔ =−
26. a) 44 /H kJ molΔ =− b) 42 /H kJ molΔ =
27.
a) La variació d’entalpia d’una reacció es pot calcular (aplicant la llei de Hess)
com la suma de les entalpies (o energies) dels enllaços trencats menys la
dels enllaços formats: 0 0( ) ( )rH H enllaços formats H enllaçostrencatsΔ = Δ − Δ∑ ∑
Si ΔH < 0 ⇒ E (enllaços formats) > E (enllaços trencats)
Per tant és més gran la quantitat d’energia implicada en la formació
d’enllaços que en el trencament d’enllaços.
b) Entalpia d’ enllaç 1( ) 405 ·H C H kJ mol−Δ − =
28. 1368,5U kJΔ =− 29. 55,7 /U kJ molΔ =−
H0/kJ·mol-1
0 C H2 O2
H2O CO2
2 CO2 + H2O
C2H2
6 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
30. a) 04 10( ) 2( ) 2( ) 2 ( )
13 4 5 2600 /2g g g l cC H O CO H O H kJ mol+ → + Δ =−
b) 104988 /kJ mol− ; c) 2591,3 /U kJ molΔ =−
31. a) 208,1rH kJΔ =−
b) 6595,6U kJΔ =−
c) 33873 kJ−
d) 555,4 g
32.
a) 55593,8 kJ−
b) 10,74 kg
c) 330,95 m
33. a) NaF ; b) MgO ; c) 2MgF
34. 0 ( ) 126,99 /fH AgCl kJ molΔ =−
35. 0 ( ) 672 /reticularH AgCl kJ molΔ =−
36. 0 302,1 /electronicaH kJ molΔ =−
37.
a) L’energia d’ionització del liti és 520 kJ · mol-1, segons el diagrama
d’entalpies, ja que correspon a la reacció: ( ) ( ) 1Li g Li g e+ −→ +
L’afinitat electrònica del fluor és – 328 kJ·mol-1, segons el diagrama
d’entalpies, ja que correspon a la reacció: ( ) 1 ( )F g e F g− −+ →
L’energia reticular és la variació d’entalpia de la reacció de formació d’un mol
d’un compost iònic sòlid a partir dels ions en estat gasós i en condicions
estàndard. A partir del diagrama d’entalpies del LiF es dedueix que:
( ) ( ) ( )Li g F g LiF s+ −+ → Energia reticular del LiF = – 1047 kJ · mol-1
b) Per comparar els valors de l’energia reticular del KI i del LiF cal tenir en
compte que l’energia reticular dóna una idea de la força d’atracció entre els
ions del compost iònic. Aquesta atracció depèn, segons el model electrostàtic
del sòlid iònic (llei de Coulomb), de la càrrega dels ions i de la distància que
els separa: 1 22
( · )k q qFr
= . Com més alta sigui la càrrega dels ions i més petita
la distància entre ells (ions més petits), hi haurà més atracció. En els
7 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
compostos KI i LiF les càrregues són les mateixes. En quant a la mida, el
ions K + i I − són, ambdós, més grans que els ions Li+ i F-, el que fa l’atracció
entre els ions K + i I − sigui més petita que entre els ions Li+ i F − . L’energia
alliberada en la formació d’un mol del compost iònic KI serà més petita (en
valor absolut) que en el compost iònic LiF , el que implica que l’energia
reticular del KI serà més gran (tenint en compte el signe) que la del LiF .
38.
a) La diferència entre l’energia d’ ionització i l’afinitat electrònica és que en el
primer cas es tracta de l’energia del procés d’arrencar un electró a un àtom
gasós, i en el segon cas es tracta de l’energia del procés de captar un electró
per part d’un àtom en estat gasós.
Energia d’ionització d’un element A:
A(g)→ A+ (g)+ 1 e−
Afinitat electrónica d’un element A:
A(g)+1e− → A− (g)
La diferència entre l’energia reticular i l’entalpia de formació és que en el
primer cas es tracta de l’energia del procés per formar el compost a partir dels
seus ions en estat gasós i en el segon cas es tracta de l’energia per formar el
compost a partir dels seus elements en la seva forma més estable en les
condicions fixades.
Energia reticular d’un compost iònic AB:
A+ (g)+ B− (g)→ AB(s)
Entalpia de formació d’un compost iònic AB:
A+ B → AB(s)
b) Per justificar els valors de l’energia reticular del KBr i del NaCl, cal tenir en
compte que l’energia reticular dóna una idea de la força d’atracció entre els
ions del compost iònic. Aquesta atracció depèn, segons el model electrostàtic
del sòlid iònic ( llei de Coulomb), de la càrrega dels ions i de la distància que
els separa 1 22
( · )k q qFr
= . Com més alta sigui la càrrega dels ions i més petita
la distància entre ells ( ions més petits) hi haurà més atracció.
En el cas del KBr i el NaCl les càrregues són les mateixes. En quant a la mida,
el catió K+ és més gran que el catió Na+ i l’anió Br – és més gran que l’ió Cl –
8 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
( es pot deduir de la configuració electrònica dels àtoms). Això fa que l’atracció
entre els ions K+ i Br – sigui més petita que en els ions Na+ i Cl -; l’energia
alliberada en la formació d’un mol del compost iònic KBr serà més petita( en
valor absolut) que en el compost iònic de NaCl.
Per tant, si tenim en compte el signe negatiu, el valor de l’energia reticular
del KBr serà més gran que la del NaCl.
39. a) disminució ; b) disminució; c) augment; d) augment; e) augment;
f) augment
40.
a) 0 495,3 /rH kJ molΔ =− ⇒ reacció exotèrmica
b) 0 136 / ·S J K molΔ =−
c) 0 454,77 /G kJ molΔ =−
41.
a) 3 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( )3 22l g g lCH OH O CO H O+ → +
b) 0 726 /rH kJ molΔ =−
c) energia alliberada: 18150 kJ/mol;
d) 0SΔ < , hi ha un guany en l’ordre molecular ( disminució del nombre de
mols d’espècies gasoses) en el decurs de la reacció.
42.
a) Combustió completa: 0 890,3 /H kJ molΔ =−
Combustió incompleta: 0 607,3 /H kJ molΔ =−
- Evitar l’emissió d’un gas tòxic (CO)
- Aprofitar millor l’energia del combustible (en la combustió incompleta, el
metà proporciona menys energia)
b) 0 283 /H kJ molΔ =− ⇒ reacció exotèrmica
43.
a) A altes temperatures
b) No és espontània
c) 573,8T K>
44.
a) 0 1 1216,7 · ·rS J K mol− −Δ =− b) 0 1 14,04 · ·entornS kJ K mol− −Δ =
9 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
c) 0 1 13823,3 · ·totalS J K mol− −Δ = d) 0 0totalSΔ > ⇒és espontània
45.
a) No
b) Depèn de la T
c) Sí
d) Depèn de la T
e) Depèn de la T
46. 0, 0,r rH SΔ < Δ < espontània a T baixes
47. 0, 0,r rH SΔ > Δ > espontània a T altes
48. 0 68,14 /G kJ molΔ = ⇒ no és espontani
49.
a) 0 32,86 /G kJ molΔ =− ⇒ és espontani
b) 79,75U kJΔ =−
c) 0HΔ < ⇒ és exotèrmica
50. 145,25T K>
51. 1105,3T K>
52. 0 3203,5G kJΔ =−
53. 1753,4T K<
54. 493,4T K>
55.
a) Si T= 25 ºC 0 0,556 /rG kJ molΔ = per tant el procés no és espontani
Si T= 10 ºC 0 0, 214 /rG kJ molΔ =− per tant el procés és espontani
b) T =273K
10 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
56. a) 0 495,2H kJΔ =− ⇒ la reacció desprèn energia, reacció exotèrmica
0 1135,9 ·S J K −Δ =− ⇒ augmenta l’ordre, ja que els reactius estan en estat
líquid i gas i els productes són líquids.
b) 0 454,7G kJΔ =− ⇒ la reacció serà espontània
57.
a) 0 128,1H kJΔ =− ; 0 331,7 /S J KΔ =−
b) 0 29,25G kJΔ =−
c) reacció espontània
58.
a) 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).
AVALUACIÓ FINAL 59.
a) 0 2802 /H kJ molΔ =
b) 0 259 / ·S J K molΔ =− . La variació d’entropia és negativa perquè en el decurs
de la reacció hi ha un guany en l’ordre molecular.
Com que la reacció s’ordena i a més és endotèrmica, aquesta reacció no serà
espontània en aquestes condicions. Per a que tingui lloc, caldrà una aportació
d’energia en aquestes condicions. Per a que tingui lloc, caldrà una aportació
d’energia al sistema en forma d’energia lumínica.
c) En la combustió de 25 g de glucosa serà termodinàmicament espontània en
les condicions estàndard ( reacció inversa a l’enunciat)
En les reaccions químiques una cosa són els criteris termodinàmics (
possibilitat o no de que es doni la reacció en determinades condicions) i l’altre
els aspectes cinètics relacionats amb la velocitat amb la que succeeixen les
reaccions.
11 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
60.
a) CaO(s)+H2O(l)→Ca(OH )2 (s)
ΔH 0 =− 64,9kJ / mol
ΔH 0 < 0 La reacció és exotèrmica donat que l’entalpia és negativa. La
reacció desprèn calor.
b) ΔG0 =−57,4kJ / mol
ΔG0 < 0 La reacció és espontània donat que l’energia lliure de Gibbs és
negativa.
61. a) ΔH 0 < 0 Es tracta d’una reacció de combustió i les combustions són
exotèrmiques. D’altra banda, la reacció plantejada correspon a la reacció
de formació de l’agua líquida que , tal com donen en les dades té una
entalpia negativa en les condicions estàndard.
És una reacció de combustió entre dos gasos en la que es forma un líquid.
En aquesta reacció ΔS és negativa, perquè hi ha un guany en l’ordre
molecular al llarg de la reacció.
b) ΔH 0 =− 239,5kJ / mol 62.
a) ΔH f
0 (CH4 ) =− 74,7 kJ / mol
b) ΔG0 =−817,9kJ / mol per tant podem afirma que la reacció és espontània
63. a) massa de metà = 78,9 g
b) 2H2 (g)+C(s)→CH 4 (g)
ΔH f
0 (CH4 ) =− 74,7 kJ / mol
64.
a) Procediment experimental:
En un calorímetre hi col·loquem un determinat volum d’aigua ( o una
determinada 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.
12 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
Material: - calorímetre
- termòmetre
- balança
- si mesurem el volum d’aigua farem servir una pipeta ( volum petit) o una
proveta ( volum gran)
- reactius: aigua i KOH sòlid
b) ΔH 0 =−59211J / mol
65. 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.
H0 (productes) > H0 (reactius)
ΔH0 = ΔH0 (productes) – ΔH0 (reactius) > 0
ΔH0 >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 productes (2 molècules) que en els reactius (1 molècula).
Augmenta el nombre de molècules de gasos ⇒ augmenta el desordre ⇒
S0(productes) > S0 (reactius)
ΔS0 = S0 (productes) – S0 (reactius) > 0
ΔS0 >0
b) Si la variació d’energia lliure és negativa la reacció serà espontània:
ΔG0 < 0 ⇒ reacció espontània ΔG0 =ΔH0 -TΔS0
El primer terme és positiu (ΔH0 > 0) i el segon terme és negatiu ( TΔS0 < 0). A
temperatures altes el segon terme serà més gran, ΔG0 < 0, i la reacció serà
espontània.
66. a) ΔH 0 =− 673kJ / mol
b) calor alliberada és 2178 kJ
13 SOLUCIONS ENERGIA I ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS
67.
a) Si T= 25 ºC 0 0,556 /rG kJ molΔ = per tant el procés no és espontani
Si T= 10 ºC 0 0, 214 /rG kJ molΔ =− per tant el procés és espontani
b) T =273K
68.
a)
En un calorímetre hi col·loquem un volum (o massa) conegut de solució de HCl
2,00 M i mesurem la temperatura inicial amb un termòmetre. En altra recipient
tenim una solució de KOH 2,00 M a la mateixa temperatura. Mesurem un volum
(o massa) conegut de solució de KOH 2,00 M i l’afegim al calorímetre; agitem la
mescla, 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:
- Calorímetre: per exemple un vas de plàstic amb tapa i aïllat.
- Termòmetre
- Balança (si mesurem la massa de les solucions); pipeta o proveta (si
mesurem el volum de les solucions)
Mesures experimentals que necessitem:
- Massa o volum de cada solució (HCl i NaOH)
- Temperatura inicial dels reactius
- Temperatura final una vegada ha acabat la reacció.
b) calor despresa= 11,22 kJ
Top Related