Cálculos de Entalpía y Combustión: Ejercicios Resueltos de Termoquímica
Ejercicio 1: Obtención y Combustión del Benceno
3. El calor desprendido en el proceso de obtención de un mol de benceno líquido a partir de etino gas mediante la reacción: 3C2H2(g) C6H6(l) es de -631 kJ. Calcule:
3.1. La entalpía estándar de combustión del C6H6(l) sabiendo que la entalpía estándar de combustión del C2H2(g) es -1302 kJ·mol-1.
3.2. El volumen de etino, medido a 25ºC y 15 atm (1519,5 kPa), necesario para obtener 0,25 L de benceno.
Datos: R=0,082 atm·L·K-1·mol-1 ó R=8,31 J·K-1·mol-1 y densidad del benceno= 950 g·L-1
3.1. C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(g) ∆H= ?
C6H6(l) –> 3C2H2 (g) ∆H= +631 kJ
3C2H2(g) + 15/2 O2(g) –> 6CO2(g) + 3H2O(g) ∆H= 3 x (-1302)= -3906 kJ
– — – – – – – – – – – – – – – – – – – — — – — – – – – – – – – – – – – – – – – – —
C6H6(l) + 15/2 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(g) ∆H= +631 + (-3906)= -3275 kJ/mol
3.2. Unha vez axustada a reacción e tendo en conta a súa estequiometría e a densidade do benceno: 0,25 L molC6H6 x (950gC6H6/1L C6H6)x(1molC6H6/78,1g C6H6) x(3mol C2H2/1mol C6H6)=9,12 mol C2H2
A partir da ecuación dos gases ideais, PV=nRT, resulta:
15atm x V= 9,13mol 0,082atm L K mol (273+25)K —-> V=14,9 L
3. 3.1. A partires dos datos das entalpías de formación calcule a entalpía estándar de combustión do metano.
3.2. Sabendo que a combustión de 1,0 g de TNT libera 4600 kJ calcule o volume de metano, medido a 25 ºC e 1 atm (101,3 kPa) de presión, que é necesario queimar para producir a mesma enerxía que 1,0 g de TNT.
Datos: Hfº(CH4(g))= -75kJ·mol-1 ; Hfº(CO2(g))= -394 kJ·mol-1 ; Hfº(H2O(g))= -242 kJ·mol-1 R=0,082 atm·L·K-1 ·mol-1 ó R=8,31 J·K-1 ·mol-1
3.1. Reacción de combustión: CH4(g) + 2O2(g)—-> CO2(g) + 2H2O(g)
ΔHc =Hf productos − Hf reactivos = [1.( −394)+2.( −242)] − [1.( −75)+0] =
−803 kJ·mol-1
3.2. Os moles de metano necesarios para producir a enerxía que 1,0 g de TNT son:
-4600kJ x (1mol CH4/-803kJ)=573 mol CH4
e pola ecuación dos gases ideais, PV=nRT, calcúlase o volume
1atm x V =5,73moles x 0,082atmL/K mol x(273+ 25)K ; polo que V=140L
3. 3.1. A partires dos datos da tabla, calcule a entalpía estándar de combustión do metano.
Enlace /Entalpía de enlace en condicións estándar (kJ·mol-1 )
C-H : 413
O-H : 482
Enlace /Entalpía de enlace en condicións estándar (kJ·mol-1 )
O=O : 498
C=O : 715
3.2. Calcular o volume de dióxido de carbono medido a 25ºC e 1 atm (101,3 kPa) que se xerará na combustión completa de 100 g de metano. Dato: R=0,082 atm·L·K-1 ·mol-1 ó R=8,31 J·K-1 ·mol-1
3.1. Sabemos que a ∆Hc del CH4(g) se corresponde coa ecuación termoquímica seguinte: CH4(g) + 2O2(g) —> CO2(g) + 2H2O(l) ∆Hºc=?
Na reacción de combustión rómpense uns enlaces (C-H e O=O) e formánse outros (C=O e O-H), e así:
– os moles de enlaces rotos= 4 x moles enlaces C-H e 2 x moles de enlaces O=O
– os moles de enlaces formados= 2 x moles de enlaces C=O e 4 x moles de enlaces O-H
Ademáis a ∆Hºc= ∆Henlaces rotos – ∆Henlaces formados
∆H=(4mol.413kJ/mol 2mol. 498kJ/mol) (2mo .715kJ/mol 4mol.482kJ/mol) =
2648 – 3358kJ = -710
3.2. Tendo en conta a estequiometría, 100g x (1mol CH4/16gmol CH4) x (1molCO2/1mol CH4) = 6,25 mol CO2
Segundo a ecuación dos gases ideais:
P x V= n x R x T —> V=(6,25mol x 0,082atm x (273+25)K)/1atm= 153L
3. Considere que a gasolina está composta principalmente por octano (C8H18) e que no bioetanol o composto principal é o etanol (CH3CH2OH).Cos seguintes datos:Hfº(CO2(g))= -393,5 kJ·mol-1 ; Hfº(H2O(l))= -285,8 kJ·mol-1 ; Hcº(C8H18(l))= -5445,3 kJ·mol-1 ;Hcº(CH3CH2OH(l))= -1369,0 kJ·mol-1 ; densidade a 298 K del etanol=0,79 g·mL-1 e do octano=0,70 g·mL-1
3.1. Escriba a ecuación da reacción de combustión do etanol e calcule a entalpía estándar de formación do etanol a 25ºC.
3.2. Cantos litros de bioetanol necesítanse para producir a mesma enerxía que produce 1 L de gasolina?.
3.1. A reacción de combustión do etanol é:
CH3CH2OH(l) +3O2(g)—>2CO2(g)+ 3H2O(l)
ΔHc =Hf productos − Hf reactivos =
2ΔHfº(CO2(g)) + 3ΔHfº(H2O(l) – ΔHfº(CH3CH2OH(l)) – 3ΔHfº(O2(g))
—-> -1369,0 = [2.( −393,5)+3.( −285,8)] − ΔHfº(CH3CH2OH(l))
—-> ΔHfº(CH3CH2OH(l)) = −275,4 kJ·mol
3.2. Segundo dato da entalpía de combustión, Hcº(C8H18(l)), 1 mol de gasolina, composta por octano, produce -5445,3 kJ·mol-1 e segundo dato da entalpía de combustión, Hcº(CH3CH2OH(l)) 1 mol de bioetanol, composto por etanol, produce -1369,0 kJ·mol-1 . Tendo en conta as densidades do etanol e do octano realízanse os seguientes cálculos:
(0,70C8H18/ml)X(1000ml/1L)x(1mol/114)x(-5445,3kJ/1molC8H18)= -33436kJ que produce 1L de gasolina
L de Bioetanol= (-33436kJ/1369kJ/molCH3CH2OH)x(46gCH3CH2OH/1mol)x(1mL/0,79g)x(1mL/1000mL)=1,42
4. O naftaleno (C10H8) é un composto aromático sólido que se vende para combatir a polilla. A combustión completa deste composto para producir CO2(g) e H2O(I) a 25ºC e 1 atm (101,3 kPa) desprende 5154 kJ·mol-1
4.1. Escriba as reaccións de formación do naftaleno e a reacción de combustión. 4.2. Calcule a entalpía estándar de formación do naftaleno e interprete o seu signo. Datos: Hfº (CO2(g) )= -393,5 kJ·mol-1 ; Hfº (H2O(l))= -285,8 kJ·mol-1
4.1. Reacción de combustión: C10H8(s) + 12 O2(g)—->10CO2(g) + 4H2O(l)
Reacción de formación: 10C(s) + 4H2(g) —->C10H8(s)
4.2. ΔH o c =ΔH o f productos − ΔH^o f reactivos
-5154 = [10.(−393,5) + 4.(−285,8)] − [1.(Hfº (C10H8))+0]
Hfº (C10H8)= +75,8 kJ·mol-1 ; proceso endotérmico
4. As entalpías de formación do butano(g), dióxido de carbono(g) e auga(l) a 1 atm (101,3 kPa) e 25ºC son -125,35 kJ·mol-1 , -393,51 kJ·mol-1 e -285,83 kJ·mol-1 , respectivamente. Formular a reacción de combustión do butano e calcular:
4.1. A calor que pode suministrar unha bombona que contén 6 kg de butano.
4.2. O volume de osíxeno, medido en condicións normais, que se consumirá na combustión do butano contido na bombona. Dato: R=0,082 atm·L·K-1 ·mol-1 ó R=8,31 J·K-1 ·mol-1
4.1. Reacción de combustión: C4H10(g) + 13/2 O2(g) —->4CO2(g) + 5H2O(g)
ΔHc =ΔHf produtos − ΔHf reactivos = [4.( −393,51)+5.( −285,83)] − [1.( -125,35)+0] = −2877,84 kJ·mol-1
Polo tanto a calor que pode suministrar 6000 g do butano contido na bombona é:
6000gC4H10 x (1mol C4H10/58,12gC4H10) x (-2877,84kJ/1molC4H10)=2,97×10^5
4.2. Para calcular o volume de osíxeno consumido calcúlanse o número de moles e logo aplícase a ecuación dos gases ideais:
6000gC4H10 x (1mol C4H10/58,12gC4H10) x (13/2molO2/1molC4H10) x (22,4LO2/1molO2)=15×10^3