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