3 Energia de les reaccions químiques - ecasals.net L’energia total d’un sistema macroscòpic, és a dir, format per moltes partícules, és la suma de les energies següents:

Totes les reaccions químiques alliberen energia o n’absorbeixen.

S’ha comprovat experimentalment que en les reaccions no s’allibera o s’absorbeix una quantitat qualsevol d’energia, sinó que depèn de la classe de reactius i dels productes de la reacció, de les quantitats utilitzades, i també de la temperatura i de la pressió.

La part de la química que estudia les reaccions quími-ques associades amb els intercanvis d’energia s’anome-na termodinàmica química.

En aquesta unitat s’estudia fonamentalment la termo-química, denominació clàssica de la part de la termodinà-mica que tracta de l’energia en forma de calor que acompanya un procés químic.

3 | Energia de les reaccions químiques

U03-Q2B (4M).indd 61 21/1/09 11:00:11

62


1 | Introducció

Quan una o més espècies químiques experimenten una transformació, originen unes altres espècies químiques diferents: els productes de la reacció.

Les relacions entre quantitats de les espècies químiques que intervenen en una reacció –relacions que són donades per l’equació química correspo-nent– han permès de calcular la quantitat d’una determinada espècie quí-mica si es coneixen les quantitats d’altres. Aquests càlculs s’anomenen càlculs estequiomètrics.

Però, en mirar de tenir una visió més completa de la reacció, ens podem preguntar: Per què es produeixen les reaccions químiques?

Fixa’t que una espelma pot estar en contacte amb l’aire sense que passi res. Però, per què n’hi ha prou amb començar la reacció amb la flama d’un llumí, perquè l’espelma reaccioni amb l’oxigen de l’aire fins a consumir-se totalment?

Per què el gas natural i l’aire poden estar barrejats sense que reaccionin, però n’hi ha prou amb introduir un llumí encès o fer que salti una guspira per provocar una ràpida reacció o fins i tot que es produeixi una explosió?

Per què el gas propà reacciona amb l’oxigen de l’aire i dóna diòxid de car-boni i aigua i en canvi el diòxid de carboni i l’aigua formats no reaccionen per donar butà i oxigen?

Per contestar aquestes preguntes, primer cal aprofundir en l’estudi de la reacció química, considerant en primer lloc dos aspectes importants:

• L’energia que sempre s’absorbeix o se cedeix en tota reacció química.

• Lavelocitat o el ritme amb què es desenvolupen les reaccions quími-ques i els factors que la poden fer variar.

La termodinàmica química estudia les relacions entre reacció química i energia.

L’estudi de la velocitat d’una reacció i els factors que la poden modificar són l’objecte de la cinètica química.

2 | Reacció química i energia

Ja has estudiat que totes les reaccions químiques van acompanyades de despreniment d’energia o d’absorció d’energia. En la formació d’un enllaç es desprèn energia, i viceversa, es necessita una aportació d’energia per trencar qualsevol enllaç.

En aquelles reaccions en què els productes tenen menys energia que els reaccionants, s’allibera l’excés d’energia, en tenir lloc la reacció.

Així, la reacció del ferro amb l’àcid sulfúric (Fig. 1):

Fe(s)

+ H2SO

4(aq) FeSO

4(aq) + H

2(g)

va acompanyada de despreniment d’energia en forma de calor.

Es denominen exotèrmiques totes les reaccions químiques que tenen lloc amb despreniment d’energia en forma de calor.

1. La reacció entre el ferro i l’àcid sulfúric desprèn energia en forma de calor: és una reacció exotèrmica. Tocant les parets del tub d’assaig es pot comprovar que és calent.

Les combustions són reaccions molt exotèrmiques.

U03-Q2B (4M).indd 62 21/1/09 11:00:11

63

Energia de les reaccions químiques | 3

Una gran part de l’energia que es fa servir, tant a la indústria com a la llar, procedeix de reaccions fortament exotèrmiques (combustió del carbó, del gas natural, del propà, del butà, etc.).

En les reaccions en què els productes tenen més energia que els reaccio-nants, cal aportar-hi energia perquè la reacció tingui lloc.

Per exemple, per descompondre el carbonat de calci en diòxid de carboni i òxid de calci:

CaCO3(s)

CaO(s)

+ CO2(g)

cal comunicar calor. Aquesta reacció química, per tant, absorbeix energia en forma de calor.

Es denominen endotèrmiques totes les reaccions químiques que tenen lloc amb absorció d’energia en forma de calor.

Ara bé, en una reacció química, l’energia no sempre s’absorbeix o se cedeix en forma de calor, encara que sigui aquesta la forma més freqüent.

Així, per exemple, en reaccionar el magnesi –metall de color gris– amb l’oxi-gen, es forma òxid de magnesi –de color blanc– i l’energia es desprèn majoritàriament en forma de radiació lluminosa. D’altra banda, la fotosín-tesi que es fa a les plantes verdes, té lloc amb absorció de radiació elec-tromagnètica.

hυ

6CO2(g)

+ 6H2O

(l) C

6H

12O

6(s) + 6O

2(g)

Les reaccions que emeten o absorbeixen energia lluminosa i en general energia radiant, s’anomenen reaccions fotoquímiques. Moltes de les reac-cions que tenen lloc a l’atmosfera, especialment en les capes més altes, són de naturalesa fotoquímica. S’ha dit que l’atmosfera és com un gran reactor fotoquímic.

L’energia absorbida o despresa en una reacció química també pot aparèi-xer en forma d’energia elèctrica.

En efectuar una electròlisi, per exemple, d’una dissolució de clorur de coure (II) es desprèn clor a l’ànode i es diposita coure al càtode (Fig. 2):

CuCl2(aq)

Cu(s)

+ Cl2(g)

Aquesta reacció química ha estat possible gràcies a una energia elèctrica consumida. Una pila voltaica o un generador de corrent continu proporciona l’energia elèctrica necessària per descompondre el clorur de coure en els seus elements.

El procés que es desenvolupa a l’interior d’una pila voltaica és invers al que s’efectua durant l’electròlisi. Dintre de la pila voltaica té lloc una reacció química que produeix energia elèctrica.

La part de la ciència que estudia els intercanvis d’energia que tenen lloc en els processos físics, químics o nuclears s’anomena termodinàmica. En aquest tema estudiarem els intercanvis d’energia en forma de calor que tenen lloc en les reaccions químiques. La part de la termodinàmica que estudia aquests intercanvis s’anomena termoquímica.

Més endavant s’estudiaran les piles voltaiques i l’electròlisi com a proces-sos d’intercanvi electrònic.

Exemples de reaccions exotèrmiques:

Mg(s)

+ H2SO

4(aq) MgSO

4(aq) + H

2(g)

2Na(s)

+ 2H2O

(l) 2NaOH

(aq) + H

2(g)

Zn(s)

+ CuSO4(aq)

Cu(s)

+ ZnSO4(aq)

NaOH(aq)

+ HCl(aq)

NaCl(aq)

+ H2O

(l)

Exemples de processos endotèrmics:

C(s)

+ H2O

(g) CO

(g) + H

2(g)

2HgO(s) 2Hg

(l) + O

2(g)

CuSO4 · 5 H

2O

(s) CuSO

4(s) + 5H

2O

(g)

2. Electròlisi d’una solució de clorur de coure (II).

Escalfant fortament el carbonat de calci es descompon i s’obté òxid de calci (calç viva) –utilitzat en cons-trucció– i diòxid de carboni, que es difon a l’atmosfera. Aquest procés és endotèrmic.

aigua

U03-Q2B (4M).indd 63 21/1/09 11:00:12

64


3 | Principi de conservació de l’energia. Energia interna

Com a resultat de nombrosos experiments i observacions, els científics admeten que l’energia no es crea ni es destrueix, només es transforma. Aquesta definició constitueix l’anomenat principi de la conservació de l’energia o primer principi de la termodinàmica.

Per tant, si en un procés qualsevol apareix una quantitat d’energia d’una certa classe, és que s’ha transformat una quantitat equivalent d’una altra i viceversa.

En química només interessa l’energia interna dels sistemes, ja que en la majoria de les reaccions químiques no hi ha pràcticament canvis d’energia potencial o cinètica «externes». Els canvis d’energia són, generalment, canvis de la seva energia interna. L’energia interna s’acostuma a represen-tar per la lletra U. Es mesura, en el SI, en joules.

No podem conèixer l’energia interna d’un sistema (excepte si es tracta d’un gas ideal), però tot seguit comprovarem que se’n pot conèixer la variació quan el sistema passa d’un estat a un altre per fectament definits.

4 | Variació de l’energia interna d’un sistema

En primer lloc estudiarem la variació d’energia interna d’un sistema físic. Suposem que tenim un gas dins un recipient proveït d’un èmbol mòbil de pes negligible i sense fregament, i que només intercanvia calor i treball amb l’exterior (Fig. 4).

Si a aquest sistema se li comunica una quantitat d’energia en forma de calor q i s’hi realitza un treball de compressió, w, segons el principi de la conservació de l’energia, es compleix:

Ufinal

– Uinicial

= ΔU = q + w

En aquesta expressió:

ΔU = variació d’energia interna del sistema.

q = energia en forma de calor donada al sistema.

w = treball fet sobre el sistema (treball de compressió).

3. En el llenguatge termodinàmic, es denomina sistema la part de l’univers que s’aïlla, materialment i idealment, per al seu estudi. El sistema de la figura és la mescla reaccionant en la qual estem interessats. Fora del sistema hi ha l’entorn.

4. El sistema només intercanvia calor i treball amb l’exterior.

R E c o R d a q u E

L’energia total d’un sistema macroscòpic, és a dir, format per moltes partícules, és la suma de les energies següents:

1. Energia cinètica «externa». És l’energia que té un sistema pel fet d’estar en moviment.

2. Energia potencial «externa». És l’energia que té el sistema per la seva posició en un camp de forces.

3. Energia interna. És l’energia associada a l’estructura interna del sistema: energia cinètica de les seves partícules individuals (àtoms, molècules, ions, electrons, etc.) i energia potencial d’aquestes.

sistema

entorn

U03-Q2B (4M).indd 64 21/1/09 11:00:14

65

x


De la fórmula anterior es dedueix que, quan el sistema absorbeix energia en forma de calor, el valor de q és positiu, ja que serveix per augmentar l’ener-gia interna del sistema.

Si el sistema perd energia en forma de calor, q és negatiu, ja que dismi-nueix l’energia interna del sistema.

Quan el sistema experimenta una compressió, és a dir, es fa un treball sobre el sistema, w és positiu, ja que serveix per augmentar-ne l’energia interna.

Contràriament, si el sistema s’expansiona, el treball w és negatiu, i, d’acord amb l’expressió anterior, el sistema disminueix la seva energia interna.

5 | Treball d’expansió o compressió a pressió constant

Tornem a suposar un gas tancat dins un recipient proveït d’un èmbol mòbil sense pes ni fregament (Fig. 5). Per passar de l’estat inicial al final, el sis-tema ha de fer un treball w, que serà igual al producte de la força exercida per l’èmbol contra l’atmosfera circumdant, per la distància, Δx, recorreguda per l’èmbol.

Si la força exterior, Fext

, es manté constant, podem escriure que:

w = –Fext

Δx

el signe menys prové del fet que Fext

i Δx tenen sentits contraris.

Si S és la superfície de l’èmbol i pext

la pressió exterior, i tenint en compte:

Fext

= pext

S

aleshores:

w = –pext

S Δx = – pext

ΔV

essent ΔV la variació de volum del sistema.

Si l’expansió (o la compressió) es fa de manera que la pressió exterior sigui aproximadament igual a la pressió interior, p, del gas, podem escriure:

w = –p ΔV

La transformació en què la pressió interior és molt aproximadament igual a la pressió exterior que suporta, s’anomena reversible.

Per tant, l’expressió:

ΔU = q + w

es transforma en:

ΔU = q – p ΔV

5. Procés fet a pressió constant.

pressió exterior

estat inicial estat final

U03-Q2B (4M).indd 65 21/1/09 11:00:14

66


E X E m P l E s

1. calcula el treball efectuat quan es comprimeix un gas des d’un volum V1 = 10 dm3 fins a V

2 = 3,0 dm3,

sota una pressió constant de 105 Pa.

w = –pext

ΔV

ΔV = volum final – volum inicial

El treball de compressió (treball efectuat sobre el sistema) serà:

w = –105 N m–2 x (3,0 –10) × 10–3 m3 = 700 J

El treball efectuat sobre el sistema és una mesura de l’energia transmesa. Aquest treball és positiu, ja que serveix per augmentar l’energia interna del sistema.

2. quan 1,000 kg d’aigua líquida, a la seva temperatura d’ebullició, es converteix en vapor a tempera-tura igual i a la pressió exterior constant d’1,013 × 105 Pa, absorbeix 2 283,5 kJ d’energia en forma de calor. calcula:

a) El treball d’expansió fet pel sistema.

b) la variació d’energia interna del sistema.

c) quin tant per cent de la calor subministrada s’utilitza en el treball d’expansió?

dades: densitat de l’aigua líquida a 100 °c, = 973 kg m–3.

suposa que el vapor d’aigua es comporta com un gas ideal.

a) w = –pext

ΔV = – pext

(Vt – V

i)

Vf = volum ocupat per 1 kg de vapor d’aigua a 100 °C

Vi = volum ocupat per 1 kg d’aigua líquida a 100 °C

1,67p

Fixa’t que el volum ocupat per 1 kg d’aigua líquida és negligible davant del volum ocupat pel vapor d’aigua.

w = –1,013 × 105 N m–2 (1,67 – 1,03 x 10–3) m3 = –1,69 × 105 J

w = –1,69 × 105 J

Quan un sistema s’expandeix, el treball que efectua sobre l’entorn és una mesura de l’energia transmesa. Aquest treball és negatiu i l’energia interna del sistema disminueix.

b) ΔU = q + w

q = 2283, 5 kJ

w = –1,69 x 105 J = –169 kJ

U = [2 283,5 + (–169)] kJ = 2 114,5 kJ

un kg de vapor d’aigua a 100 °c té més energia interna que la mateixa massa líquida a la mateixa temperatura.

U03-Q2B (4M).indd 66 21/1/09 11:00:15

67


6 | Reaccions a volum constant. Equacions termoquímiques

Considerem una reacció química que només desprengui o absorbeixi ener-gia en forma de calor i que a més es realitza de manera que el volum final és igual al volum inicial. Llavors ΔV = 0 i aleshores l’expressió ΔU = q – p ΔV es transforma en:

ΔU = qv

qv indica, doncs, energia en forma de calor, intercanviada en una transfor-

mació a volum constant. Així doncs:

A volum constant l’energia en forma de calor guanyada o perduda pel sistema reaccionant és igual a la variació de la seva energia interna.

Si la reacció és exotèrmica, el sistema perd energia i ΔU és negativa. Consegüentment l’energia interna, que tenen en conjunt les substàncies formades en la reacció, serà inferior a l’energia de les substàncies inicials.

Si la reacció és endotèrmica, ΔU és positiva, ja que l’energia interna final és més gran que la inicial.

La ΔU d’una reacció s’expressa en kJ mol–1.

És important destacar que l’expressió ΔU = qv només és vàlida quan l’única

forma d’energia que entra o surt del sistema és calor.

Observem que una equació química escrita així:

C(grafit)

+ O2(g)

CO2(g)

només es refereix a la transformació material, però no indica el canvi d’energia que té lloc simultàniament.

Es pot completar una equació indicant l’energia que hi intervé.

La reacció química anterior és exotèrmica i, efectuada a volum constant i a 25 °C, desprèn 393 kJ per cada mol de diòxid de carboni format. És a dir, el sistema perd 393 kJ d’energia interna.

Aquesta dada demostra que l’energia interna d’un mol de diòxid de carboni és més petita que l’energia interna d’un mol de carboni més un mol d’oxigen.

c) El tant per cent de la calor subministrada, invertit en treball d’expansió, serà:

1697,40

2 283,5 kJ

Un gram d’aigua líquida a 100 °C té menys energia interna que la mateixa massa de vapor d’aigua a igual temperatura.

U03-Q2B (4M).indd 67 21/1/09 11:00:16

68


6. Sempre que es trenca un enllaç entre dos àtoms, es necessita energia i viceversa, en la formació d’un enllaç, es desprèn energia.

Ho indicarem així:

C(grafit)

+ O2(g)

CO2(g)

ΔU = –393 kJ mol–1

Les equacions químiques en què s’indica la variació d’energia que intervé, s’anomenen equacions termoquímiques.

El valor que es dóna a ΔU és el que correspon a les quantitats de subs-tàncies (nombre de mols) indicades a l’equació química.

Quan escrivim una equació termoquímica, hem d’indicar l’estat físic de les espècies químiques que hi intervenen, ja que d’aquest depèn l’energia lliga-da al procés. Hem d’afegir a les fórmules els subíndexs fets servir fins ara.

Així s indica estat sòlid (cristal·lí); l, estat líquid; g, estat gasós, i aq, solu-ció aquosa. També, si un element presenta diverses formes al·lotròpiques (vegeu la taula 1), indicarem la que pren part en el procés.

L’energia cinètica mitjana de les partícules d’un sistema és directament proporcional a la seva temperatura absoluta. Per tant, si una reacció quími-ca es realitza a temperatura constant, l’energia cinètica mitjana de les seves partícules roman constant. Per això, el valor de la ΔU, per a una reac-ció química efectuada a temperatura constant, és una mesura de les varia-cions degudes fonamentalment als canvis d’enllaços i als canvis d’estat de la matèria.

E X E m P l E

3. a 400 °c el dinitrogen reacciona amb el dihidrogen i s’obté amoníac (gas). la reacció és exotèrmica i, feta dintre d’un recipient tancat (volum constant), s’obtenen 2,5 kJ d’energia, en forma de calor, per cada gram d’amoníac obtingut.

a) calcula la variació d’energia interna U, del procés indicat, a l’esmentada temperatura, expres-sant el resultat en kJ per mol d’amoníac obtingut.

b) Escriu l’equació termoquímica corresponent.

a) Si la reacció és exotèrmica, ΔU és negativa,

U

b) U = –43 kJ mol–1

o també

N2(g)

+ 3H2(g)

2NH3(g)

U = –86 kJ mol–1

Fixa’t que, en multiplicar per dos els coeficients estequiomètrics, també es multiplica per dos la varia-ció d’energia interna corresponent.

U03-Q2B (4M).indd 68 21/1/09 11:00:16

69


7. La reacció entre el magnesi i l’àcid clorhídric es fa a pressió constant, que en aquest cas és la pressió atmosfèrica existent durant el transcurs de la reacció.

7 | Reacció química realitzada a pressió constant: entalpia

Sempre que es fa una reacció química en un tub d’assaig i, en general, en un recipient obert, el treball d’expansió (o compressió) que pot realitzar el sistema ho fa contra la pressió atmosfèrica (o gràcies a aquesta).

La majoria dels processos químics no es desenvolupen a volum constant, però sí a pressió constant i sovint a la pressió atmosfèrica normal.

En condicions de pressió constants, l’energia, en forma de calor absorbida o despresa del sistema, no acostuma a ser igual a ΔU.

Així, per exemple, la reacció de combustió d’un mol de glucosa (procés exotèrmic) és expressada per l’equació química següent:

C6H

12O

6(s) + 6 O

2(g) 6 C O

2(g) + 6 H

2 O

(g)

Fixa’t que, en aquesta reacció, per cada 6 mols gasosos que es transfor-men, n’apareixen 12. Si el sistema es pot expansionar lliurement, l’estat final ocupa més volum que l’inicial. Si el procés té lloc a volum constant, experimentalment es troba que l’energia, en forma de calor perduda pel sistema, és igual a 2 813 kJ i, per tant, ΔU = –2 813 KJ.

Si la reacció de combustió de glucosa es fa a la mateixa temperatura però a pressió constant, el sistema consumeix una certa quantitat d’energia per fer un treball d’expansió i, com a conseqüència, l’energia en forma de calor obtinguda a pressió constant és menor que l’obtinguda a volum constant.

Per tant, a la pràctica, la ΔU d’una reacció química no és una magnitud apropiada per caracteritzar-la.

Per això, es defineix una funció, anomenada entalpia, H, el valor de la qual ve donat per:

H = U + p V

on:

U = energia interna d’un sistema

p = pressió que suporta el sistema

V = volum del sistema

En una transformació a pressió constant, es compleix que:

H = H2 – H

1 = (U

2 + p V

2) – (U

1 + p V

1) = U

2 – U

1 + p (V

2 – V

1 ) = U + p V

però, sabent que (vegeu l’apartat 5):

ΔU = q – p ΔV

q = ΔU + p ΔV

per tant:

ΔH = qp

Si una reacció es fa a pressió constant, l’energia, en forma de calor despresa o absorbida, és igual a la variació de la seva entalpia, ΔH.

En escriure qp, s’indica calor intercanviada en una transformació a pressió

constant.

U03-Q2B (4M).indd 69 21/1/09 11:00:17

70

Fe(s)+ H2SO4(aq)

FeSO4(aq) + H2(g)

2 Hg(I) + O2(g)

2Hg O(s)


si H és positiva, la reacció és endotèrmica (Fig. 8).

si H és negativa, la reacció és exotèrmica (Fig. 9).

9. La reacció entre el ferro i l’àcid sulfúric és exotèrmica. La variació d’entalpia, ΔH, és negativa.El sistema perd energia.

8. La reacció de descomposició de l’òxid de mercuri (II) en mercuri i oxigen és endotèrmica. ΔH és positiva.El sistema guanya energia.

10. En el vas de la fotografia té lloc la reacció química: AgNO

3(aq) + NaCl

(aq) AgCl

(s) + NaNO

3(aq)

En aquest procés, ΔH és pràcticament igual a ΔU ja que la variació de volum és insignificant i p ΔV ≅ O.

Si una reacció química, efectuada a pressió constant, té lloc entre productes sòlids o líquids, generalment la variació de volum és molt petita i el producte p ΔV insignificant i, en aquest cas, ΔH és pràcticament igual a ΔU (Fig. 10).

Quan es tracta de reaccions en què intervenen gasos, el terme p ΔV pot tenir un valor important. Recorda que, en condicions normals, per cada mol de gas que reacciona o s’obté, la variació de volum és de 22,4 cm3.

E X E m P l E s

4. En la combustió d’un mol de propà a la temperatura de 125,0 °c i pressió 1,013 × 105 Pa es desprenen 1 621 kJ d’energia en forma de calor.

a) Escriu l’equació termoquímica corresponent al procés indicat.

b) calcula la variació d’energia interna per a aquesta reacció a 125,0 °c.

a) CH3 – CH

2 – CH

3(g) + 5O

2(g) 3CO

2(g) + 4H

2O

(g) ΔH = –1 621 kJ mol–1

ΔH és negativa, ja que el procés és exotèrmic.

b) La relació entre ΔH i ΔU és:

ΔH = ΔU + p ΔV i ΔU = ΔH – p ΔV (1)

En la combustió d’un mol de propà, la variació de volum ΔV, és igual al volum final (ocupat per 7 mols de gasos) menys el volum inicial (ocupat per 6 mols de gasos).

Si la temperatura i la pressió dels gasos romanen constants, un increment de volum és degut a un increment del nombre de mols gasosos.

Si:

p V = n R T

p ΔV = Δn R T

Substituint a (1):

ΔU = ΔH – Δn R T

enta

lpia

reactius reactius

ΔH éspositiva

ΔH ésnegativa

productes productes

enta

lpia

U03-Q2B (4M).indd 70 21/1/09 11:00:18

71


tenint en compte que:

Δn = (7–6) mol de gas = 1 mol de gas

Aquest resultat ens indica que, si el procés es fa a volum constant, es desprenen 1 624 kJ per cada mol de propà reaccionant i, si el procés es fa a pressió constant, es desprenen 1 621 kJ. La diferència és l’energia gastada en el treball d’expansió.

5. donada l’equació termoquímica següent, realitzada a 25 °c i 1,01 × 105 Pa:

C(grafit)

+ O2(g)

CO2(g)

ΔH = –394 kJ/mol

calcula la variació d’energia interna, sabent que el volum que ocupa un mol de c(grafit)

(volum molar) és V

m = 5,30 × 10–6 m3/mol.

ΔU = ΔH – p ΔV

La ΔV del procés indicat és igual al volum ocupat per un mol de CO2 menys el volum ocupat per un mol

de O2 i un mol de C

(grafit).

El valor de p ΔV a causa de la desaparició d’un mol de grafit és:

per tant, substituint:

U = – 394 kJ – (–5,35 x 10–4 kJ) = –394 kJ

Com podem observar, pràcticament ΔU és igual a ΔH ja que el terme p ΔV, a causa de la des- aparició d’un mol de grafit (sòlid), és negligible comparat amb el valor de ΔH.

6. l’equació química corresponent a la combustió del benzè (c6H

6) és:

C6H

6(l) +

215

O

2(g) 6CO

2(g) + 3H

2O

(l) (1)

si aquesta reacció es fa a pressió constant i a 25 ° c, experimentalment es troba que es desprenen 42,32 kJ per cada gram de benzè cremat.

a) Escriu l’equació termoquímica corresponent, de manera que hi intervingui H.

b) calcula la U per a aquesta mateixa reacció a 25 °c.

a)

Per tant:

C6H

6(l) +

215

O

2(g) 6 CO

2(g) + 3 H

2O

(l) ΔH = – 3 301 kJ/mol

b) ΔU = ΔH – p ΔV

Segons l’equació química anterior, en reaccionar 1 mol de benzè (líquid) i 7,5 mol d’oxigen (gas), apareixen 6 mol de diòxid de carboni (gas) i 3 mol d’aigua (líquida).

U03-Q2B (4M).indd 71 21/1/09 11:00:18

72


La ΔV d’aquesta reacció és igual al volum final menys el volum inicial. Però com que el volum ocupat per un mol d’una substància líquida o sòlida és negligible comparat amb el volum ocupat per un mol de gas, molt aproximadament, el ΔV de la reacció (1) és degut a la variació del nombre de mols gaso-sos, Δn.

En l’equació química (1):

Δn = (6 –7,5) mol de gasos = – 1,5 mol de gasos.

Sabent que:

ΔU = ΔH – p ΔV = ΔH – Δn R T

Substituint:

Aquest resultat indica que si la reacció té lloc a 25 °C i a volum constant, el sistema perd 3 297 kJ. Si la mateixa reacció té lloc a 25 °C però a pressió constant, el sistema perd 3 301 kJ. Aquest últim resultat és més gran que l’anterior perquè quan la reacció es realitza a pressió constant hi ha una disminució de volum i s’efectua un treball sobre el sistema.

8 | Entalpia estàndard de la reacció i de formació

La variació d’entalpia, ΔH, d’una reacció química depèn de la quantitat de substància que reacciona, de la pressió, de la temperatura i de l’estat d’agregació dels reactius i productes.

A fi de tabular i comparar ΔH de reaccions diferents, ens interessa definir:

a) Entalpia estàndard de la reacció (anomenada també calor normal de reacció). Es representa per ΔHθ

r i és la variació d’entalpia d’una reacció

efectuada a pressió constant quan els reactius es converteixen en pro-ductes i en la qual tant els uns com els altres es troben en estat estàndard.

S’entén per estat estàndard d’un element o d’un compost la seva forma física més estable a 298 K (25 °C) i 105 Pa. Així, la forma física més estable de l’hidrogen en estat estàndard és la de gas format per molècu-les diatòmiques. El carboni en estat estàndard és sòlid cristal·lí, però la seva forma física més estable és termodinàmicament la de grafit i no la de diamant.

En el cas particular que la reacció sigui una combustió, la variació d’entalpia per mol de substància cremada s’anomena entalpia estàn-dard de combustió, i se sol representar per ΔHθ

c . Així, per exemple,

l’entalpia estàndard de combustió del metà correspon a la reacció:

CH4(g)

+ 2 O2(g)

CO2(g)

+ 2 H2O

(l) ΔH θ

c = –889,7 kJ mol–1

Aquesta equació termoquímica ens indica que en la combustió d’un mol de metà, a 298 K i 105 Pa, s’alliberen 889,7 kJ d’energia en forma de calor.

b) Entalpia estàndard de formació (anomenada també calor de formació). Es representa per ΔHθ

f i és la variació d’entalpia que acompanya la for-mació d’un mol d’un compost a partir dels seus elements a pressió constant, trobant-se elements i compostos en estat estàndard.

U03-Q2B (4M).indd 72 21/1/09 11:00:19

73

a

b


Arbitràriament s’atribueix entalpia zero als elements en el seu estat estàndard.

Així, per exemple, la notació ΔHθf [(NH

3)g] = –46,2 kJ mol–1 és la correspo-

nent a la reacció:

21

N2(g)

+ 23

H2(g)

NH3(g)

ΔHθf = –46,2 kJ mol–1

i ens indica que en la formació d’un mol d’amoníac (gas), a partir dels seus elements a 25 °C i 105 Pa, s’alliberen 46,2 kJ d’energia en forma de calor.

A la taula 1, hi figuren les entalpies estàndard de formació de diversos compostos i elements. Com més negatiu és el valor de ΔHθ

f més estable és termodinàmicament.

Taula 1

Entalpies estàndard de formació, ΔHθf , a 25 °c

Fórmula de la substància

ΔHθf en kJ

mol–1

Fórmula de la substància

ΔHθf en kJ

mol–1

CO(g)

–110,4 KCl(s) –437,1

CO2(g) –393,5 NaOH

(s) –425,6

CH4(g) –74,8 NaCl

(s) –410,6

C2H

4(g) 52,2 NH

4Cl

(s) –314,42

C2H

6(g) –84,4 NH

3(g) –46,2

C2H

2(g) 226,9 NH3(l) –67,2

C3H

8(g) –103,8 NO

(g) 90,25

C4H

10(g) –124,7 NO2(g) 33,16

C6H

6(l) 82,8 PbO

2(s) –276,3

CH3OH

(l) –236,7 SO

2(g) –296,9

HCHO(g) –117,2 SO

3(g) –394,8

HCOOH(l) –424,7 XeF

4(s) –284,2

CH3 – CH

2OH

(l) –277,7 XeF6(s) –401,3

CH3 – COOH

(l) –484,5 C(grafit) formes al·lotròpiques

C(diamant) del carboni*

0,0

CCl4(l)

–138,7 1,9

HCl(g) –92,3 O

2(g) formes al·lotròpiques

O3(g) de l’oxigen

0,0

H2S

(g) –20,2 142

H2O

(g) –241,6 S(ròmbic) formes al·lotròpiques

S(monoclínic) del sofre

0,0

H2O

(l) –285,5 0,3

H2O

2(l) –186,3

*al·lotropia: Existència de certs elements en dues o més formes –ano-menades al·lotròpiques–, que en el mateix estat físic difereixen en les seves propietats físiques i, en general, en algunes de les seves propie-tats químiques. Quan l’al·lotropia es manifesta en l’estat sòlid, el feno-men és originat per la distinta disposició dels àtoms en el cristall (cas del carboni i del sofre). Quan es manifesta en l’estat líquid i, sobretot, en el gasós, és deguda a l’existència d’espècies d’atomicitat diferent (cas del O

2 i O

3).

11. El dioxigen, O2, i l’ozó, O

3, són dues

formes al·lotròpiques de l’oxigen.a) Molècules de O

2.

b) Molècules de O3.

U03-Q2B (4M).indd 73 21/1/09 11:00:19

74


7. En reaccionar 5,00 g de sodi amb la quantitat corresponent de clor (gas) per obtenir clorur de sodi (sòlid), es desprenen 89,3 kJ d’energia en forma de calor. si la reacció s’ha fet a 25 °c i 105 Pa, calcula l’entalpia estàndard de formació, Hθ

f , del Nacl

(s).

Com que el procés de formació del clorur de sodi (s) és exotèrmic, ΔHθf serà negativa.

L’equació química corresponent al procés indicat és:

Na(s)

+ 21

Cl2(g)

NaCl(s)

(1)

Per cada mol de Na(s)

que reacciona, s’obté un mol de NaCl(s)

, i la variació d’entalpia corresponent a la reacció (1) serà l’entalpia de formació estàndard del clorur de sodi ΔHθ

f [NaCl(s)

]. Per tant,

8. l’entalpia molar estàndard de formació del so3(g)

és Hθf = –394,8 kJ mol–1.

calcula la variació d’energia interna corresponent.

Hem indicat (Taula 1) que el sofre sòlid pot presentar-se en dues formes al·lotròpiques diferents: la ròmbica i la monoclínica. la forma al·lotròpica més estable, a la temperatura de 298 K i la pressió de 105 Pa, és la ròmbica.

L’equació termodinàmica corresponent a la formació d’un mol de SO

3(g) en condicions estàndard és:

S(ròmbic)

+ 23

O2(g)

SO3(g)

ΔH = – 394,8 kJ (1)

Sabem que:

ΔH = ΔU + p ΔV (2)

ΔV de la reacció (1) és igual al volum final (ocupat per 1 mol de SO

3(g)) menys el volum inicial (ocupat per 1 mol de

S(s)

+ + 23

mol de O2(g)

). Però el volum ocupat per un mol

d’una substància sòlida (o líquida) és negligible davant del volum ocupat per un mol de gas; molt aproximadament, el ΔV de la reacció (1) és degut a la variació o increment del nombre de mols gasosos, Δn:

Δn = 1 mol de SO3 –

23

mol de O

2 = –

21

mol de gas

Si la temperatura i pressió del gas romanen constants, un increment de volum es deu a un increment del nombre de mols gasosos i per tant:

p ΔV = Δn R T

Substituint els valors expressats a (2):

ΔU = ΔH – p ΔV = ΔH – Δn R T

ΔU = – 394,8 kJ–(–21

mol × 8,31 × 10–3 kJ K–1 mol–1 × 298 K)

U = – 393,6 kJ

E X E m P l E s

Sofre ròmbic.

U03-Q2B (4M).indd 74 21/1/09 11:00:20

75

H (kJ/mol)

C(s) + O2(g)

CO2(g)

CO(s) + 1/2 O2(g)-110,4

0

-393,5

ΔH2

ΔH1

ΔH3


9 | llei de Hess i la seva aplicació

Considerem l’equació termoquímica següent:

C(grafit)

+ O2(g)

CO2(g)

ΔH1= –393,5 kJ mol–1 (1)

Aquesta reacció de combustió del carboni pot produir-se en dues fases, passant per la formació intermèdia de monòxid de carboni, CO:

C(grafit)

+ 21

O2(g)

CO(g)

ΔH2 = –110,4 kJ mol–1 (2)

CO(g)

+ 21

O2(g)

CO2(g)

ΔH3 = –283,1 kJ mol–1 (3)

Observa que ΔH1 és igual a la suma algebraica de les ΔH de les reaccions (2)

i (3). És a dir, l’energia, en forma de calor, despresa en passar el carboni a diòxid de carboni, és la mateixa tant si es fa directament com si es passa per l’estat intermedi de monòxid de carboni (reaccions realitzades a temperatura i pressió constants) (Fig. 12).

ΔH1 = ΔH

2 + ΔH

3

Aquesta conclusió es la que expressa la llei de Hess:

La variació d’entalpia associada a una reacció química efectuada a pressió constant és la mateixa tant si la reacció es verifica directament en una sola etapa com si es fa en diverses etapes.

La llei de Hess és una conseqüència del principi de la conservació de l’energia.

En efecte, sigui un sistema químic que passa d’un estat A a un altre B: l’estat A tindrà un contingut energètic determinat i l’estat B, un altre contin-gut energètic també determinat. Per passar de A a B, cal intercanviar sem-pre la mateixa quantitat d’energia. Si no fos així, hi hauria destrucció o creació d’energia.

La llei de Hess permet tractar les equacions termoquímiques com si fossin equacions algebraiques, les quals es poden multiplicar o dividir per nombres enters i sumar-les o restar-les per trobar l’equació termoquímica que es desit-ja. Això permet calcular entalpies de reaccions que no poden determinar-se experimentalment, sia perquè la reacció és incompleta, o perquè és tan lenta o tan explosiva, que no és possible mesurar l’energia que hi intervé.

En realitat, moltes entalpies estàndard de formació de compostos orgànics han estat calculades coneixent experimentalment entalpies de combustió.

12. Diagrama de les variacions d’entalpia de la combustió del carboni.

U03-Q2B (4M).indd 75 21/1/09 11:00:20

76


E X E m P l E s

aplicació de la llei de Hess

9. calcula la H θf de l’etanol (alcohol), cH

3–cH

2oH, coneixent les entalpies estàndard de combustió

corresponents a les reaccions:

cH3–cH

2oH

(l) + 3 o

2(g) 2 co

2(g) + 3 H

2 o

(l) H θ

1 = –1 367 kJ mol–1 (1)

c(grafit)

+ o2(g)

co2(g)

H θ2 = –393,5 kJ mol–1 (2)

H2(g)

+ 21

o2(g)

H2o

(l) H θ

3 = –285,9 kJ mol–1 (3)

L’equació química corresponent a la formació d’un mol d’etanol és:

2 C(grafit)

+ 21

O2(g)

+ 3 H2(g)

CH3–CH

2OH

(l)

S’ha de trobar la variació d’entalpia d’aquesta última reacció a través d’una combinació de les equacions termoquímiques (1), (2) i (3).

Fixa’t que obtindrem aquesta ΔH si escrivim l’equació (1) a la inversa, multipliquem per dos la (2), mul-tipliquem per tres la (3) i després sumem les tres equacions termoquímiques.

2CO2(g)

+ 3H2O

(l) CH

3–CH

2OH

(l) + 3O

2(g) –ΔH θ

1

2C(grafit)

+ 2O2(g)

2 CO2(g)

2 × ΔH θ2

3H2(g)

+23

O2(g)

3H2O

(l) 3 × ΔH θ

3

2C(grafit)

+ 21

O2(g)

+ 3H2(g)

CH3–CH

2OH

(l) ΔH θ

f = –ΔH θ

1 + 2 × ΔH θ

2 + 3 × ΔH θ

3

Substituint:

ΔHθf = (1367 – 2 × 393,5 – 3 × 285,9) kJ/mol = –277,7 kJ/mol

Fixa’t que, en multiplicar per dos (o per tres) els coeficients estequiomètrics, també es multiplica per dos (o per tres) la seva ΔH i que, en escriure la inversa d’una equació termoquímica, hem canviat de signe la seva ΔH, ja que si el procés (1) és exotèrmic, el procés invers ha de ser endotèrmic.

10. la combustió del butà és expressada per l’equació química següent:

2 c4H

10(g) + 13 o

2(g) 8 co

2(g) + 10 H

2o

(l) (1)

calcula l’entalpia estàndard d’aquesta reacció, sabent que:

Hθf [co

2(g)] = –393,5 kJ mol–1

Hθf [H

2o

(l)] = –285,5 kJ mol–1

Hθf [c

4H

10(g)] = –124,7 kJ mol–1

Les equacions termoquímiques corresponents a la formació del CO2, H

2O i C

4H

10 són respectivament:

C(grafit)

+ O2(g)

CO2(g)

ΔHθf

CO2 (2)

H2(g)

+ 21

O2(g)

H2O

(l) ΔHθ

f

H2O (3)

4C(grafit)

+ 5H2(g)

C4H

10(g) ΔHθ

f

C4H10 (4)

Tal com hem explicat en l’exercici anterior, per mitjà de la combinació de les equacions termoquímiques (2), (3) i (4) s’ha de trobar l’equació termoquímica (1). Per fer-ho, hem d’escriure l’equació (2) tal com

U03-Q2B (4M).indd 76 21/1/09 11:00:20

77


Fixa’t que en l’últim exemple explicat la ΔHθr l’hem trobat sumant

algebraicament:

8ΔHθf [CO

2(g)] + 10ΔHθ

f [H

2O

(l)] – 2ΔHθ

r [C

4H

10(g)]

productes finals producte inicial

Generalitzant, per a una reacció: a A + b B c C + d D

l’expressió de la seva ΔHθr en funció de les entalpies estàndard de forma-

ció de A, B, C i D és:

ΔHθr = c ΔHθ

f (c) + d ΔHθ

f (d) – a ΔHθ

f (a) – b ΔHθ

f (b)

productes finals productes inicials

Recorda que les entalpies estàndard de formació dels elements es prenen arbitràriament igual a zero.

està escrita, però multiplicada per 8; la (3) tal com està escrita, però multiplicada per 10; la (4) escrita a la inversa i multiplicada per 2. Després, cal sumar les tres equacions termoquímiques:

8 C(grafit)

+ 8 O2(g)

8 CO2(g)

8 × ΔHθf

CO2

10 H2(g)

+ 5 O2(g)

10 H2O

(l) 10 × ΔHθ

f

H2O

2 C4 H

10(g) 8 C

(grafit) + 10 H

2(g) –2 × ΔHθ

f

C4H10

2C4H

10(g) + 13O

2(g) 8CO

2(g) + 10H

2O

(l) ΔHθ

f = 8 × ΔHθ

f

CO2 + 10 × ΔHθ

f

H2O –2 × ΔHθ

f

C4H10

Substituint i fent operacions:

Hθr = –5 754 kJ

E X E m P l E

11. calcula l’energia, en forma de calor, obtinguda en la combustió de 200,0 cm3 de benzè en condi-cions estàndard i 25 °c.

Dades: ΔHθf [C

6 H

6(l)] = 82,8 kJ mol–1 ΔHθ

f [CO

2(g)] = –393,5 kJ mol–1 ΔHθ

f [H

2O

(l)] = –285,5 kJ mol–1

Densitat del benzè a 298 K: ρ = 879 kg m–3

L’equació química corresponent a la combustió del benzè és:

C6H

6(l) + 15—

2 O

2(g) 6CO

2(g) + 3H

2O

(l)

La variació d’entalpia per a aquest procés és:

ΔHθc = 6ΔHθ

f [CO

2(g)] + 3ΔHθ

f [H

2O

(l)] – ΔHθ

f [C

6H

6(l)]

Substituint: ΔHθc = –3 300 kJ mol–1

Aquest resultat indica que, per cada mol de C6H

6(l) que es crema, es desprenen 3 300 kJ d’energia en

forma de calor.

Per tant, l’energia calorífica obtinguda en cremar 200,0 cm3 de benzè serà:

U03-Q2B (4M).indd 77 21/1/09 11:00:21

78


10 | Entalpies d’enllaç o energies d’enllaç

Ja hem indicat que en la formació d’un enllaç es desprèn energia i, vicever-sa, es necessita una aportació d’energia per trencar qualsevol enllaç.

Es defineix com a entalpia d’enllaç (anomenada també correntment energia d’enllaç) la variació d’entalpia, en condicions estàndard i 25 °C, que acompanya la reacció de formació d’un mol d’enllaços a partir dels àtoms aïllats en estat gasós.

De la definició es dedueix que les entalpies d’enllaç són negatives.

Així, el procés:

2 Cl(g)

Cl2(g)

ΔHθ = –242 kJ/mol d’enllaços

ens indica que quan 2 mols d’àtoms de clor (gas) s’uneixen per formar 1 mol de molècules de clor (gas), es desprenen, en condicions estàndard, 242 kJ. Per tant, l’energia d’enllaç Cl–Cl és de –242 kJ per mol d’enllaços formats. Aquesta energia és igual, i de signe contrari, a la necessària per-què un mol de molècules de clor (gas) es dissociï i es converteixi en 2 mols d’àtoms de clor (gas).

Vegem-ne un altre exemple:

C(gas)

+ 4H (gas)

CH4(gas)

ΔHθ = – 1652 kJ mol–1

Atès que en aquest procés es formen 4 enllaços C – H idèntics, l’energia de l’enllaç C – H és:

Ara bé, en general, no tots els enllaços C–H són idèntics. Així, per exemple, l’enllaç C–H en el metà és lleugerament distint de l’enllaç C–H en el meta-nol CH

3OH, a causa de la influència sobre l’enllaç dels altres àtoms que

formen la molècula. Aquest mateix raonament és vàlid per a qualsevol enllaç.

És per això que a la taula 2 hi figuren valors mitjana d’entalpies d’enllaç. Aquests valors resulten molt útils per calcular, aproximadament, entalpies estàndard de formació i de reacció, en els casos en què no es disposin de valors experimentals.

Per fer servir correctament les dades de la taula 2, cal tenir en compte que:

a) Tant els àtoms com les molècules han de trobar-se en estat gasós. D’aquesta manera no intervé l’energia addicional despresa en passar les molècules de l’estat gasós a l’estat líquid.

b) Només s’han d’aplicar per a molècules covalents senzilles. Per a com-postos molt polars o iònics, els càlculs són més complicats a causa de les forces de caràcter electrostàtic existents entre les molècules o entre els ions. En els compostos iònics sòlids, el factor energètic més impor-tant és l’energia reticular.

Longitud i entalpia d’enllaç

L’entalpia d’enllaç és més gran com més petita és la longitud d’enllaç. A les molècules HF, HCl, HBr i HI augmenta la longitud d’enllaç entre els àtoms en l’ordre escrit i disminueix l’energia d’enllaç en valor absolut.

La longitud de l’enllaç C–C és de 0,15 mm; la del C=C, de 0,13 mm, i la del C≡C, de 0,12 mm. L’entalpia d’ellaç augmenta en l’ordre escrit.

Taula 2

Valors mitjana d’entalpies d’enllaç (a 105 Pa i 25 °c)

Enllaç entalpies d’enllaç kJ (mol d’enllaços)–1

H–H –436

C–C –348

F–F –265

Cl–Cl –242

Br–Br –193

I–I –151

C–H –412

O–H –463

F–H –562

Cl–H –431

Br–H –366

I–H –299

C–Cl –328

C–Br –276

C–I –240

N–H –388

C=C –608

C=O –743

C=O (en CO2) –802

C ≡ C –837

N ≡ N –954

C ≡ N –890

U03-Q2B (4M).indd 78 21/1/09 11:00:21

79


E X E m P l E

12. calcula el valor aproximat de l’entalpia estàndard de formació, Hθf , del NH

3(g) a partir de les mit-

janes de les entalpies d’enllaç que figuren a la taula 2.

Sabem que la ΔHf del NH

3(g) correspon a l’equació termoquímica següent:

21

N2(g)

+ 23

H2(g)

NH3(g)

ΔHθf = ……?

Fixa’t que en la reacció de formació del NH3(g)

s’han trencat uns enllaços (N≡N i H–H) i se n’han format d’altres (N–H).

L’entalpia estàndard de formació del NH3(g)

podem calcular-la raonant de la manera següent:

Mols d’enllaços trencats: 21

mol d’enllaços N ≡ N i 23

mols d’enllaços H–H.

Mols d’enllaços formats: 3 mols d’enllaços N–H.

Com que als enllaços trencats corresponen ΔH positives i als enllaços formats corresponen ΔH negati-ves, podem escriure, d’acord amb les dades de la taula 2:

11 | Estudi energètic de la formació de compostos iònics

La formació d’un compost iònic a partir dels seus elements és, en general, un procés fortament exotèrmic.

Així, per exemple, en la formació d’un mol de clorur de cesi (sòlid) segons:

21

Cl2(g)

+ Cs(l) (Cs+Cl–)

s (1)

es desprenen 443 kJ d’energia en forma de calor (ΔH = –443 kJ mol–1).

En la formació d’un mol d’òxid de calci, segons:

Ca(s)

+ 21

O2(g)

(Ca2+O2–)s ΔH = –635 kJ mol–1

el sistema allibera 635 kJ. (ΔH = –635 kJ mol–1)

Es podria pensar que l’energia obtinguda és deguda al pas dels electrons de l’element metàl·lic al no metàl·lic. Però resulta que en aquesta trans-ferència s’absorbeix sempre energia. En efecte, el potencial d’ionització del cesi (sense tenir en compte el del franci, element radioactiu) és el més baix de tots, i es necessiten 375 kJ per ionitzar un mol d’àtoms de cesi gasosos.

L’afinitat electrònica del clor és, en valor absolut, la més gran de totes, i es desprenen 348 kJ per cada mol d’ions clorur gasosos obtinguts.

Per tant, el procés:

Cl(g)

+ Cs(g)

Cl–(g)

+ Cs+(g)

és endotèrmic i, com a conseqüència, el sistema format pels àtoms de cesi (gas) i clor (gas) és més estable energèticament que el format pels ions cesi i clorur gasosos.

U03-Q2B (4M).indd 79 21/1/09 11:00:21

80

c3u1 (II) fig 4

109 kJ/mol 495 kJ/mol

1/2·242 kJ/mol –348 kJ/mol

–788 kJ/mol

1 mol Na(s)

1 mol Na(g)

1 mol Na(g)

+

1/2 mol Cl2 (g)

1 mol Cl(g)

1 mol Cl(g)

–


Han d’intervenir-hi altres factors que determinin que el procés (1) sigui fortament exotèrmic.

L’estudi general d’aquests factors es fa seguint l’anomenat cicle de Born i Haber. L’aplicarem al cas particular de la formació del clorur de sodi:

21

Cl2(g)

+ Na(s)

(Na+Cl–)s (2)

Aquesta reacció té lloc espontàniament i es desprenen 411 kJ per cada mol de (Na+Cl–)

s obtingut (ΔH = –411 kJ mol–1).

Podem considerar la reacció (2) com a suma dels processos següents:

1) Formació dels àtoms gasosos de clor i sodi a partir dels elements reac-cionants. Tots dos processos són endotèrmics:

Na(s)

Na(g)

ΔH1 = 109 kJ mol–1 (energia de sublimació)

21

Cl2(g)

Cl(g)

ΔH2 = 121 kJ mol–1 (energia de dissociació)

2) Ionització dels àtoms de sodi (gas). Procés endotèrmic: energia d’ionit-zació del sodi, EI = 495 kJ mol–1:

Na(s)

Na+(g)

+ 1e ΔH3 = 495 kJ mol–1 (energia d’ionització)

3) Ionització dels àtoms de clor (gas) a ions clorur (gas). Procés exotèrmic (afinitat electrònica del clor, AE = –348 kJ mol–1):

Cl(g)

+ 1 e Cl–(g)

ΔH4 = –348 kJ mol–1 (afinitat electrònica)

4) Els ions Cl–(g)

i Na+(g)

formats s’atreuen i s’aproximen, i cada ió positiu queda envoltat de sis ions negatius, i viceversa, i s’obté clorur de sodi sòlid, (Na+Cl–)

s. En aquest procés es desprèn una gran quantitat

d’energia, anomenada energia reticular:

Na+(g)

+ Cl–(g)

(Na+Cl–)s ΔH

5 = –788 kJ mol–1 (energia reticular)

L’energia posada en joc en el procés global, és:

H = (109 + 121 + 495 – 348 – 788) = –411 kJ mol–1

Aquesta dada concorda amb la trobada experimentalment.

Fixa’t que és l’elevat valor absolut de l’energia reticular el factor predomi-nant perquè el procés de formació del compost iònic sigui exotèrmic i, per tant, un mol de (Na+Cl–)

s és més estable energèticament que mig mol de

Cl2(g)

i un mol de Na(s)

(Fig. 13).

L’energia reticular augmenta en augmentar la càrrega dels ions i en dismi-nuir la distància entre aquests. Això explica perquè, en reaccionar per exemple el clor i el calci, es forma el compost CaCl

2 i no el CaCl.

13. Procés de formació d’un mol de clorur de sodi (sòlid) a partir d’un mol de sodi (sòlid) i mig mol de clor, Cl

2 (gas). En

aquest procés s’alliberen 411 kJ.

energiade sublimació

energiareticular

energiad’ionització

afinitatelectrònica

energiade dissociació

U03-Q2B (4M).indd 80 21/1/09 11:00:22

81

6,02 kJ0ºC0ºC


12 | Els canvis d’entalpia en els processos físics

L’entalpia d’una substància augmenta quan l’escalfem. Així, per exemple, si escalfem, a pressió constant, 1 mol d’aigua a 20 °C fins que la seva temperatura sigui de 50 °C, l’energia absorbida per l’aigua és de 2 257 J: l’aigua augmenta la seva entalpia en 2 257 J.

Si continuem escalfant-la, en arribar a 100 °C, l’aigua comença a bullir i, mentre dura l’ebullició, la temperatura roman constant. Tota l’energia comunicada s’inverteix a vèncer les forces d’atracció entre molècules i vaporitzar-les. L’entalpia del mol de vapor d’aigua a 100 °C és més gran que la del mol d’aigua líquida a la mateixa temperatura.

La diferència entre l’entalpia d’un mol de vapor i la d’un mol de líquid a igual temperatura s’anomena entalpia de vaporització (ΔH de vaporització) o calor de vaporització.

ΔHvaporització

= Hvapor

– Hlíquid

Per a l’aigua, l’entalpia de vaporització a 100 °C és de 40,7 kJ/mol. Això significa que es necessiten 40,7 kJ d’energia en forma de calor perquè un mol d’aigua líquida a 100 °C es converteixi totalment en vapor a 100 °C a la pressió exterior constant de 1013 hPa (1 atm).

L’entalpia de vaporització d’una substància és igual i de signe contrari a l’entalpia de condensació:

ΔHvaporització

= –ΔHcondensació

Per al canvi d’estat sòlid → líquid, la diferència entre l’entalpia d’un mol líquid i la d’un mol de sòlid a igual temperatura s’anomena entalpia de fusió o calor de fusió:

ΔHfusió

= Hlíquid

– Hsòlid

L’entalpia de fusió de l’aigua és igual a 6,02 kJ/mol (Fig. 14).

L’entalpia de fusió és igual i de signe contrari a l’entalpia de solidificació.

ΔHfusió

= –ΔHsolidificació

A la taula 3, hi figuren ΔH fusió i ΔH vaporització d’algunes substàncies pures a la pressió 1 013 hPa.

Fixa’t que les entalpies de vaporització són més grans que les corresponents entalpies de fusió. Destaquem l’elevada entalpia de vaporització de l’aigua.

14. Es necessiten 6,02 kJ d’energia en forma de calor perquè un mol d’aigua sòlida a 0 °C es converteixi en aigua líquida a igual temperatura, a la pressió exterior de 1 013 hPa (1 atm): l’entalpia de fusió o calor de fusió de l’aigua és igual a 6,02 kJ/mol.

Taula 3

Entalpies de fusió i vaporització a la pressió de 1 013 hPa

substància Punt de fusió

K

Punt d’ebullició

K

Hfusió

kJ mol–1

Hvaporització

kJ mol–1

Heli 3,5 4,2 0,02 0,08

Metà 91 112 0,94 8,2

Metanol 176 337 3,16 35,3

Acetona 178 329 5,72 29,1

Benzè 279 353 9,87 30,8

Aigua 273 373 6,02 40,63

U03-Q2B (4M).indd 81 21/1/09 11:00:24

82


Taula 4

capacitat calorífica específica a pressió constant i a 298 K d’algunes substàncies pures

c

cal g–1 °c–1

c

J kg–1 K–1

Aigua 1,0 4 180

Alcohol 0,58 2 508

Alumini 0,214 895

Coure 0,093 389

Ferro 0,18 752

Gel 0,55 2 299

Glicerina 0,56 234

Mercuri 0,033 138

Plata 0,056 234

Plom 0,031 130

13 | capacitat calorífica específica i capacitat calorífica molar

La capacitat calorífica específica (o calor específica) és l’energia, en forma de calor, necessària per augmentar en un kelvin (o en un °C) la tem-peratura de la unitat de massa de qualsevol substància a la pressió de 1013 hPa. Se simbolitza per c.

En el SI, la capacitat calorífica específica s’expressa en J kg–1 K–1.

La capacitat calorífica específica de l’aigua líquida és de c = 4 180 J/kg K. Això significa que s’ha de subministrar 4 180 J d’energia a un kg d’aigua perquè la seva temperatura augmenti en un kelvin, a la pressió normal.

La capacitat calorífica específica de l’aigua líquida és la més gran de totes les capacitats calorífiques de substàncies naturals conegudes.

Sabem que 1 cal = 4,18 J; per tant:

kg˚

˚Així doncs, la caloria és l’energia en forma de calor necessària per augmen-tar 1 °C la temperatura d’un gram d’aigua.

En general, si c és la capacitat calorífica específica d’una substància pura, m la massa en kg i s’ha d’augmentar la seva temperatura des de T

1 fins a

T2, la quantitat de calor necessària serà :

q = m c (T2 – T

1) = m c ΔT = m c Δt

La capacitat calorífica molar, que se simbolitza per Cm, és l’energia en

forma de calor necessària per augmentar en un kelvin (o en un °C) la tem-peratura d’un mol de qualsevol substància a la pressió normal.

En el SI, la capacitat calorífica molar s’expressa en J mol –1 K–1.

Per als sòlids i líquids, la capacitat calorífica específica a volum constant és pràcticament igual que a pressió constant, però, en el cas dels gasos, són diferents. Passa el mateix amb les capacitats calorífiques molars.

En general, la capacitat calorífica molar d’una substància determinada varia lleugerament amb la temperatura; però, si no s’indica el contrari, poden suposar-se constants en intervals limitats de temperatura.

La capacitat calorífica específica d’una substància pura és una propietat característica.

A la taula 4 figuren alguns valors de capacitat calorífica específica.

U03-Q2B (4M).indd 82 21/1/09 11:00:24

83


E X E m P l E s

13. Tenim 1,00 kg d’aigua a 20 °c i s’escalfa fins que la temperatura arriba a 50 °c a la pressió exterior de 1 013 hPa. quina variació ha experimentat l’energia interna de l’aigua?

ΔU = q – p ΔV

Com que la variació de volum que experimenta 1,00 kg d’aigua en passar de 20 °C a 50 °C és molt petita, el treball d’expansió, p ΔV, és pràcticament igual a zero.

Per tant, tota l’energia en forma de calor comunicada a l’aigua s’inverteix en augmentar la seva energia interna.

Si la capacitat calorífica de l’aigua (o calor específica) és c = 4 180J/kg K = 4,18 kJ/kg K, tindrem:

14. En la combustió completa d’un mol de propà (gas), s’alliberen 2 219 kJ d’energia en forma de calor a la temperatura de 298 K i a la pressió de 1,01 x 105 Pa.

a) Escriu igualada l’equació química corresponent.

b) calcula la massa d’aigua que es pot escalfar des de 20 °c fins a 8o °c cremant 100 dm3 de propà mesurats a 298 K i 1 013 hPa, suposant que tota la calor és aprofitable.

a) C3H

8(g) + 5 O

2(g) 3 CO

2(g) + 4H

2O

(l)

b) Quantitat de propà que reacciona: n (C3H

8)

L’energia calorífica obtinguda en la combustió dels 4,08 mols de propà és:

Aquesta energia calorífica s’aprofita per escalfar aigua. Per tant:

q = m c (t2 – t

1)

tindrem:

m = 36,1 kg de H2o

U03-Q2B (4M).indd 83 21/1/09 11:00:24

84

3 | Energia de les reaccions químiquesE

XP

ER

IÈN

cIa utilització del calorímetre

La mesura de l’energia en forma de calor que s’absorbeix o és alliberada en una reacció química, i també la determinació de capacitats calorífiques específiques, es pot dur a terme amb un recipient anomenat calorímetre.

El calorímetre consisteix bàsicament en un vas metàl·lic protegit per un altre vas de material aïllant per tal d’evitar intercanvis de calor amb l’exterior. El vas metàl·lic reposa sobre unes puntes aïllants i disposa d’una tapa, també aïllant, amb uns orificis per poder col·locar el termòmetre i l’agitador.

Explicarem com s’ha de procedir per trobar aproximadament laΔH de la reacció de neutralització següent:

HCl(aq)

+ NaOH (aq)

NaCl(aq)

+ H2O

(l)

àcid + hidròxid sal + aigua

Prepara 250 cm3 d’una solució de HCl 0,5 M i una altra de NaOH de la mateixa concentració. Quan les dues solucions estan a temperatura ambient, anota la temperatura esmentada.

Mesura 100 cm3 de la dissolució àcida i col·loca-la dins del calorímetre (proveït de termòmetre i d’agitador).

Mesura ara uns altres 100 cm3 de la solució d’hidròxid de sodi i afeix-la al calorímetre. Tapa i agita amb l’agitador. Anota la temperatura màxima assolida.

En ser la reacció de neutralització exotèrmica, la calor despresa és absorbida per la mateixa dissolució i pel calorímetre. La quantitat de calor absorbida per la solució la podem trobar mitjançant: q = m c ΔT

Com que les solucions emprades són relativament diluïdes, podem fer servir c = 4 180 J/kg K (capacitat calorífica específica de l’aigua). Si la massa del calorímetre és petita podem negligir la quantitat d’energia en forma de calor que aquest absorbirà.

Una vegada trobat q, calcula la ΔH de la reacció de neutralització per mol de NaOH (o de HCl) que ha reaccionat. Cal tenir en compte que la densitat d’una solució diluïda és aproximadament d’1 g/cm3.

Esquema d’un calorímetre.

Poder calorífic d’un combustible

Una de les propietats més importants d’un combustible és la quantitat d’energia que se n’obté quan es crema. El poder calorífic d’un combustible s’acostuma a definir com la quantitat d’energia en forma de calor que s’allibera en la combustió completa d’un quilogram de combustible.

El metanol, CH3OH, i l’etanol, CH

3–CH

2OH, són líquids combustibles. Podem preguntar-nos:

a) Quin d’aquests combustibles té un poder calorífic més gran?

b) Quin és el més econòmic? (és a dir, quin d’aquests dos combustibles proporciona més energia per euro?).

Dissenya una experiència que permeti comparar el cost d’escalfar quantitats iguals d’aigua utilitzant metanol i etanol.

Escriu en el quadern el material i els productes que es necessiten. Mostra el disseny complet al professor/a i, si és correcte, porta a terme l’experiència. Respon les qüestions a) i b) que hem formulat.

INV

Es

TIG

ac

IÓ

portatermòmetres

vasexterior

vasinterior

agitador

base

tap

U03-Q2B (4M).indd 84 21/1/09 11:00:25

85

R E s u m


Si una reacció es fa a pressió constant l’energia en forma de calor (q

p) despresa o absorbida és igual a

la variació de l’entalpia ΔH.

ΔH = qp

ΔH es pot calcular a partir de: ΔH = ΔU + p ΔV. Si ΔH és positiva la reacció és endotèrmica. Si ΔH és negativa la reacció és exotèrmica.

L’entalpia estàndard de la reacció, ΔHθr , és la varia-

ció d’entalpia d’una reacció efectuada a pressió constant en la qual, tant els reactius com els pro-ductes de la reacció, es troben en condicions estàndard. S’entén per estat estàndard d’un ele-ment o d’un compost la forma física més estable a 298 K i 105 Pa.

L’entalpia estàndard de formació, ΔHθf , és la varia-

ció d’entalpia que acompanya la formació d’un mol d’un compost a partir dels seus elements a pressió constant. Tant els elements com els compostos estan en estat estàndard.

llei de Hess: La variació d’entalpia associada a una reacció química duta a terme a pressió constant és la mateixa tant si la reacció es verifica en una sola etapa com si es fa en diverses etapes.

L’entalpia d’enllaç o energia d’enllaç és la variació d’entalpia en condicions estàndard (25 °C, 105 Pa) que acompanya la reacció de formació d’un mol d’enllaços a partir dels àtoms aïllats en estat gasós.

La capacitat calorífica específica és l’energia en forma de calor necessària per augmentar un kelvin la temperatura de la unitat de massa de qualsevol substància a la pressió normal. En el sistema inter-nacional s’expressa en J kg−1 K−1.

Totes les reaccions químiques alliberen energia o n’absorbeixen.

La part de la química que estudia les reaccions químiques associades als intercanvis d’energia s’anomena termodinàmica química.

La termoquímica és la part de la termodinàmica que tracta de l’energia en forma de calor que acom-panya un procés químic.

S’anomenen exotèrmiques les reaccions quími-ques que tenen lloc amb despreniment d’energia en forma de calor.

S’anomenen endotèrmiques les reaccions quími-ques que tenen lloc amb absorció d’energia en forma de calor.

El primer principi de la termodinàmica o principi de la conservació de l’energia és: “L’energia no es crea ni es destrueix, només es transforma”.

L’energia interna és l’energia associada a l’estructura interna del sistema: l’energia cinètica de les partícules individuals (àtoms, molècules, ions, electrons, etc.) i l’energia potencial d’aquestes. Se sol representar amb la lletra U.

Si un sistema només intercanvia calor i treball amb l’exterior, es compleix que:

ΔU = q + w

ΔU = q – p ΔV

Reaccions químiques realitzades a volums cons-tants; ΔV = 0

ΔU = qv

A volum constant l’energia en forma de calor guan-yada o perduda pel sistema reaccionant és igual a la variació de l’energia interna. Si la reacció és exo-tèrmica, ΔU és negativa; si és endotèrmica, ΔU és positiva.

contingut bàsic de la unitat en format hipermèdia, en el dVd.

U03-Q2B (4M).indd 85 21/1/09 11:00:26

86

a c T I V I T a T s


a) L’acetilè C2H

2(g) crema amb l’oxigen. La

reacció és molt exotèrmica i s’alliberen 50,16 kJ per cada g d’acetilè cremat.

b) El sofre reacciona amb l’oxigen i s’obté diòxid de sofre (g). En el procés s’allibe-ren 4,6 kJ per cada gram de diòxid de sofre obtingut.

c) En escalfar el carbonat de calci (s), es descompon en òxid de calci (s) i diòxid de carboni. Per descompondre 1,00 kg de carbonat de calci calen 1 781 kJ.

7 a) Donada l’equació química següent: I

2(g) + H

2(g) 2 H I

g)

Indica, raonant-ho, si a igual temperatura la ΔH d’aquest procés és més gran, més petita o igual que ΔU.

b) Donada l’equació termodinàmica següent: C

3H

8(g) + 5O

2(g) 3CO

2(g) + 4H

2O

(g) ΔH< 0

Indica, raonant-ho, si a igual temperatura l’energia en forma de calor alliberada a volum constant és més gran, més petita o igual que l’alliberada a pressió constant.

8 En la combustió de 0,5 g de sofre a 298 K i 105 Pa, es desprenen 4619 J d’energia en forma de calor, i s’obté com a producte de la reacció SO

2(g)

a) Calcula l’entalpia estàndard de formació del diòxid de sofre.

b) Escriu l ’equació termoquímica cor responent.

9 Quan el coure reacciona amb l’oxigen s’obté òxid de coure (II) (sòlid). El procés és exo-tèrmic i es desprenen 2,30 kJ per cada gram de coure reaccionant, a la temperatu-ra de 298 K i pressió de 105 Pa.

a) Calcula l’entalpia estàndard de formació de l’òxid de coure (II).

b) Escriu l’equació termoquímica correspo-nent al procés que ha tingut lloc.

10 En reaccionar 5,00 g de potassi amb un excés de clor (gas), s’obté clorur de potassi (sòlid) i es desprenen 55,9 kJ d’energia en forma de calor a la temperatura de 298 K i pressió de 105 Pa.

Calcula l’entalpia estàndard de formació, ΔHθ f,

del clorur de potassi (sòlid).

1 Es comprimeix un sistema gasós fent un treball de 3 kJ. El gas allibera, durant el pro-cés de compressió, 2,5 kJ d’energia en forma de calor.

Calcula l’increment d’energia interna que ha experimentat el sistema.

2 Es té un gas en un recipient proveït d’un èmbol mòbil de pes negligible i sense frega-ment, la superfície del qual és de 200 cm2.

El gas s’expansiona i desplaça l’èmbol 10 cm de la seva posició inicial; la pressió exterior és igual a 0,9 × 105 Pa.

Alhora, el gas perd 200 J d’energia en forma de calor.

Calcula el treball realitzat pel gas en l’expansió i la variació de la seva energia interna.

3 Es té un gas tancat en un recipient proveït d’un èmbol mòbil de pes negligible i sense frega-ment, la superfície del qual és de 100 cm2.

El gas s’expandeix i desplaça l’èmbol 15 cm de la seva posició inicial; la pressió exterior és igual a 105 Pa.

Alhora, el gas absorbeix 100 kJ d’energia en forma de calor.

a) Calcula el treball realitzat pel gas en l’ex-pansió i la variació de la seva energia interna.

b) Ha augmentat o ha disminuït l’energia interna del gas? Raona-ho.

4 L’alumini es fon a la temperatura de 660 °C (933 K).

Calcula el treball d’expansió fet per un bloc d’alumini de 2,00 kg quan s’escalfa a pres-sió constant des de 293 K fins a 934 K.

Dades: pressió atmosfèrica: 1,01 × 105 Pa densitat de l’alumini a 293 K: 2700 kg/m3

densitat de l’alumini fos a 934 K: 2 380 kg/m3

5 En una determinada reacció química, el volum dels productes de la reacció és 100 cm3 més gran que el volum total ocupat pels reactius. El procés d’expansió s’ha fet vencent una pressió constant de 105 Pa. Calcula el treball realitzat pel sistema.

6 Escriu les equacions termoquímiques cor-responents als processos experimentals següents, tots fets a pressió constant i a 298 K.

U03-Q2B (4M).indd 86 21/1/09 11:00:26

87


18 A partir de les entalpies de formació (Taula 1), calcula les entalpies estàndard de reac-ció, ΔHθ

r per a les reaccions següents:

2 H2S

(g) + 3 O

2(g) 2 H

2O

(l) + 2 SO

2(g)

2 CH3 – CH

3(g) + 7 O

2(g) 4 CO

2(g) + 6 H

2O

(l)

19 En la fermentació alcohòlica de la glucosa s’obté etanol i diòxid de carboni. L’equació química corresponent és:

C6H

12O

6(s) 2 CO

2(g) + 2 CH

3–CH

2OH

(l)

Calcula la ΔHθr d’aquesta reacció a partir de les

dades experimentals següents:

C6H

12O

6(s) + 6 O

2(g) 6 CO

2(g) + 6 H

2O

(l)

ΔHθc = – 2 813 kJ/mol

CH3–CH

2OH

(l) + 3 O

2(g) 2 CO

2(g) + 3 H

2O

(l)

ΔHθc = –1 371 kJ/mol

20 a) A partir de les entalpies estàndard de formació del CH

4(g), CH

3– CH

2 – CH

3(g),

CO2(g)

i H2O

(l) donades a la taula 1, calcula

l’energia en forma de calor obtinguda en la combustió d’1m3 de metà i l’obtinguda en la combustió d’1m3 de propà si els dos gasos estan mesurats a 25°C i 105 Pa.

b) Quin dels dos gasos té més poder calorífic per unitat de volum si tots dos són mesu-rats a la mateixa pressió i temperatura?

21 L’àcid acètic, CH3 –COOH, s’obté actualment

en la indústria per reacció del metanol amb el monòxid de carboni:

CH3OH

(l) + CO

(g) CH

3–COOH

(l)

A partir de les entalpies de formació següents (en kJ/mol):

CO(g)

= –110 CH

3OH

(l) = –238

CH3–COOH

(l) = –485

indica si l’obtenció industrial de l’àcid acètic és un procés exotèrmic o endotèrmic.

22 A partir de les entalpies estàndard de forma-ció del CO

2(g), H

2O

(l) i C

4H

10(g), (Taula 1), calcu-

la la massa d’aigua que es podrà escalfar des de 20°C fins a 90°C cremant 100 dm3 de butà (gas) a 25°C i 105 Pa si el rendiment calorífic és del 70 %.

11 Calcula la variació d’energia interna a 25°C del procés:

C(grafit)

+ 2 Cl2(g)

CCl4(l)

Dada: ΔHθf [CCl

4(l)] = –138,7 kJ mol–1.

12 L’equació termoquímica corresponent a la combustió d’un mol d’etanol en condicions estàndard és:

CH3 –CH

2OH

(l) + 3 O

2(g) 2 CO

2(g) + 3 H

2O

(l)

ΔHθc = –1 371 kJ/mol

Calcula la variació d’energia interna.

13 En reaccionar diclor (gas) amb dihidrogen a 25 °C i 105 Pa alliberen 2 519 J per cada gram de clorur d’hidrogen (gas) format.

Calcula l’entalpia estàndard de formació del clorur d’hidrogen i escriu l’equació termoqu-ímica corresponent.

14 Donada l’equació termoquímica:

21 N

2(g) +

21 O

2(g) NO

(g) ΔHθ

f = 90,2 kJ/mol

Calcula l’energia mínima necessària per obtenir, segons la reacció indicada, 100 dm3 de monòxid de nitrogen mesurat a 25 °C i 105 Pa.

15 Donada l’equació termoquímica:

H2(g)

+ 21 O

2(g) H

2O

(l) ΔHθ

f = –285,5 kJ/mol (1)

Calcula:

a) L’energia alliberada quan es fan reaccio-nar a 25 °C i 105 Pa, 100 g d’hidrogen amb l’oxigen necessari i s’obté aigua líquida.

b) La variació d’energia interna, ΔU, a 298 K per al procés (1).

16 A partir de les entalpies estàndard de forma-ció del CO

2(g), CH

3–CH

2OH

(l) i H

2O

(l), donades

en la taula 1, calcula l’energia en forma de calor obtinguda en la combustió d’1,00 dm3 d’alcohol de densitat 800 kg/m3, si el pro-cés es fa a 298 K i 105 Pa.

17 Conegudes les equacions termoquímiques següents:

H2(g)

+ Cl2(g)

2 H Cl(g) ΔHθ

r = – 185 kJ/mol

2H2(g)

+ O2(g)

2 H2O

(g) ΔHθ

r = – 484 kJ/mol

Calcula ΔH per a la reacció:

2 HCl(g)

+ 21

O2(g)

Cl2(g)

+ H2O

(g)

U03-Q2B (4M).indd 87 21/1/09 11:00:26

88


Dades: entalpies estàndard de formació (kJ/mol):

CaC2(s)

= –59; CO2(g)

= –393; H2O

(l) = –285,5;

Ca(OH)2(s)

= –986; C2H

2(g) = 227

26 L’entalpia molar estàndard de formació de l’amoníac (gas) és ΔHθ

r = –46,2 kJ mol–1.

a) Escriu l’equació termoquímica correspo-nent a la formació d’1 mol de NH

3(g) en

condicions estàndard. b) Calcula la calor alliberada (o despresa) en

l’obtenció de 1 000 g de NH3(g)

a partir dels seus elements a 25 °C i 105 Pa i la variació d’energia interna corresponent.

27 Calcula l’entalpia estàndard de formació del CaCO

3(s) a partir de l’equació termoquímica:

CaCO3(s)

CaO(s)

+ CO2(g)

ΔHθr = 178,1 kJ/mol

i sabent que les entalpies estàndard de forma-ció del CaO

(s) i el CO

2(g) són, respectivament:

–635,1 kJ/mol i –393,5 kJ/mol.

28 Calcula l’entalpia estàndard de formació del butà, C

4H

10, sabent que:

ΔHθf [CO

2(g)] = –393,5 kJ/mol

ΔHθf [H

2O

(l)] = –285,5 kJ/mol

i que l’entalpia estàndard de combustió del C

4H

10(g) és ΔHθ

c = –2 876,8 kJ/mol

29 a) Calcula l’entalpia estàndard de formació de l’òxid de plom (II) a partir de les equa-cions termoquímiques següents:

1) Pb(s)

+ O2(g)

PbO2(s)

ΔHθ1 = –276,3 kJ

2) 6 PbO(s)

+ O2(g)

2 Pb3O

4(s)

ΔHθ2 = –153,8 kJ

3) Pb3O

4(s) + O

2(g) 3 PbO

2(s)

ΔHθ

3 = –94,9 kJ

b) Calcula la variació d’energia interna, ΔU, a 298 K, per a la reacció 3).

c) Calcula l’energia calorífica mínima que es necessita per descompondre 100,0 g de PbO

2(s) a 25°C i 105 Pa, en Pb

(s) i O

2(g).

23 A partir de les dades experimentals següents:

1) 2 C6H

6(l) + 15 O

2(g) 12 CO

2(g) + 6 H

2O

(l)

ΔHθc = –6 603 kJ

2) C6H

12(l) + 9 O

2(g) 6 CO

2(g) + 6 H

2O

(l)

ΔHθ

c = –3 951 kJ

3) 2 H2(g)

+ O2(g)

2 H2O

(l)

ΔHθc = –571,7 kJ

Calcula:

a) L’entalpia estàndard del procés: C

6H

6(l) + 3 H

2(g) C

6H

12(l)

b) La variació d’energia interna per al procés 1) a 298 K.

c) L’energia en forma de calor obtinguda en la combustió d’1 dm3 de benzè, C

6H

6(l) de

densitat 0,8 g/cm3, si el procés es realit-za a pressió constant i a 25°C.

d) La massa de C6H

12 (ciclohexà) que caldrà

cremar, a pressió constant i a 25°C, per escalfar 100 l d’aigua a 10 °C fins a 60°C, si suposem que el rendiment tèrmic és del 80 %.

24 A 298 K i 105 Pa, la combustió d’1 mol de metà, de la qual s’obté diòxid de carboni i aigua (líquida), proporciona 889,50 kJ.

Calcula:

a) L’energia en forma de calor que es podrà obtenir en la combustió d’1 kg de metà.

b) Els kg de gel a 0°C que es podran fondre, sense variar-ne la temperatura, amb la calor despresa en cremar 100 dm3 de metà mesurat en c. n. (consulteu la Taula 3).

c) El volum d’aire, mesurat a 298 K i 105 Pa, necessari per a la combustió de 2 kg de metà.

Dades: l’aire conté aproximadament un 20 % en volum d’oxigen.

25 a) Calcula la variació d’entalpia estàndard de la reacció:

CaC2(s)

+ 2 H2O

(l) Ca(OH)

2(s) + C

2H

2(g)

b) Quina és l’energia, en forma de calor, obtinguda en la combustió de 100 dm3 d’acetilè (etí) mesurat a 25°C i 105 Pa?

U03-Q2B (4M).indd 88 21/1/09 11:00:27

89


34 El diòxid de sofre és un dels gasos contami-nants de l’atmosfera produïts per l’activitat humana i, en menor proporció, per les emis-sions dels volcans. A l’atmosfera pot combi-narse amb l’oxigen per formar triòxid de sofre:

SO2(g)

+ 21

O2(g)

SO3(g)

a) Calcula l’entalpia de la reacció a 298 K i 105 Pa.

b) Quanta energia s’intercanvia quan es for-men 10,0 litres de triòxid de sofre a 298 K i 105 Pa?

c) El diòxid de sofre és un dels gasos que donen lloc a la pluja àcida. Explica com es pot produir aquesta pluja i esmenta algu-nes de les conseqüències que té sobre el medi.

Dades:

Entalpies estàndard de formació:

ΔH [SO2(g)

] = –297 kJ/mol

ΔH [SO3(g)

] = –395 kJ/mol.

35 En cremar 1 mol de propanona (líquida) a la pressió de 105 Pa i 298 K s’alliberen 1 790 kJ d’energia en forma de calor.

a) Escriu la reacció de combustió de la propanona.

b) Calcula l’entalpia estàndard de formació de la propanona i raona si aquesta subs-tància és més o menys estable energèti-cament que els elements en estat estàn-dard que la formen.

c) Dóna la fórmula i el nom d’un isòmer de la propanona i indica el tipus d’isomeria.

Entalpies estàndard de formació:

ΔHθf [diòxid de carboni

(g)] = –393,5 kJ/mol

ΔHθf [aigua

(l)] = –285,5 kJ/mol

36 El metà, propà o butà són combustibles importants utilitzats tant en la indústria com a casa.

Calcula, consultant la taula 1, quin d’aquests té un poder calorífic més gran, en condicions estàndard i 25°C, per unitat de massa. I per unitat de volum?

30 En condicions adequades de pressió i tem-peratura, el xenó pot reaccionar amb el diflu-or i es pot obtenir tetrafluorur de xenó, XeF

4,

o hexafluorur de xenó, XeF6.

Les equacions termoquímiques corresponents són:

Xe(g)

+ 2 F2(g)

XeF4(s)

ΔHθ = –284,2 kJ/mol

Xe(g)

+ 3 F2(g)

XeF6(s)

ΔHθ = –401,3 kJ/mol

Troba, a partir d’aquestes dues equacions, la ΔHθ i laΔU a 298 K del procés:

XeF4(s)

+ F2(g)

XeF6(s)

31 Calcula l’energia, en forma de calor, que s’obté de la combustió de 150,0 g d’età, C

2H

6(g), a la pressió de 105 Pa i a la tempera-

tura de 298 K, a partir de les entalpies estàndard de formació del C

2H

6(g), CO

2(g) i

H2O

(l) (Taula 1). Quina ha estat la variació

d’energia interna que ha experimentat el sistema?

32 a) Escriu l’equació química corresponent al procés d’oxidació de l’etanol a àcid acètic.

b) Calcula la ΔHθ d’aquesta reacció si en la combustió d’1g d’etanol i d’1g d’àcid acè-tic en condicions estàndard es desprenen respectivament 30 i 14 kJ.

c) Indica si la reacció és exotèrmica o endo-tèrmica. Justifica la resposta.

33 Els hidrurs de bor s’han utilitzat com a com-bustibles de coets en la indústria aeroespa-cial. Un d’aquests hidrurs, el B

5H

9, s’inflama

espontàniament a l’aire amb una flama verda per donar òxid de bor (III) i aigua segons la reacció següent:

2 B5H

9(l) + 12 O

2(g) 5 B

2O

3(s) + 9 H

2O

(l)

Calcula l’energia en forma de calor alliberada quan es cremen 100 g de l’hidrur en condici-ons estàndard i 25°C.

Dades:

ΔHθf [B

5H

9(l)] = 73,2 kJ/mol

ΔHθf [B

2O

3(s)] = –1 273,5 kJ/mol

ΔHθf [H

2O

(l)] = –285,8 kJ/mol

U03-Q2B (4M).indd 89 21/1/09 11:00:27

90


Ca+(g)

Ca2+(g)

+ 1e ΔH6 = 1137 kJ mol –1

Ca2+(g)

+ 2Cl–(g)

CaCl2(s)

ΔH7 =–2255 kJ mol –1

Demostra, aplicant el cicle de Born i Haber, per què en reaccionar el clor amb el calci es forma CaCl

2(s) i no CaCl

(s), malgrat que es

necessita molta energia per passar de Ca+ a Ca2+.

Investiga

41 Investiga com funciona un calorímetre.

42 Investiga i porta a terme una experiència per determinar la ΔH d’una reacció de neutralit-zació d’un àcid fort amb una base forta.

A www.ecasals.net trobaràs una llista de pàgines web que t’ajudaran a iniciar la teva investigació i a aprofundir els continguts d’aquesta unitat. No obli-dis consultar també enciclopèdies i llibres especialitzats.

37 Preveu la variació d’entalpia estàndard (aproximada) de les reaccions següents, utilitzant les mitjanes d’entalpies d’enllaç de la taula 2.

a) CH2 = CH

2(g) + Cl

2(g) CH

2Cl – CH

2Cl

(g)

b) CH ≡CH(g)

+ 2Br2(g)

CHBr2 – CHBr

2(g)

38 Preveu l’entalpia estàndard de formació apro-ximada de l’età utilitzant les mitjanes d’ental-pia d’enllaç de la taula 2, i sabent que:

C(grafit)

C(g)

ΔHθ (sublimació)

= 717 kJ mol–1

39 Calcula l’energia de l’enllaç H – Cl coneixent l’entalpia estàndard de formació del HCl (Taula 1) i les energies d’enllaç del H – H i Cl – Cl (Taula 2).

40 A partir de les dades següents: Ca

(s) Ca

(g) ΔH

1 = 178 kJ mol –1

Ca(g)

Ca+(g)

+ 1 e ΔH2 = 590 kJ mol –1

1/2 Cl2(g)

Cl(g)

ΔH3 = 121 kJ mol –1

Cl(g)

+ 1 e Cl–(g)

ΔH4 = –349 kJ mol –1

Ca+(g)

+ Cl–(g)

CaCl(s)

ΔH5 = –717 kJ mol –1

U03-Q2B (4M).indd 90 21/1/09 11:00:27

Documents

3 Energia de les reaccions químiques - ecasals.net L’energia total d’un sistema macroscòpic, és a dir, format per moltes partícules, és la suma de les energies següents: