Síntesis Química: la combinación de dos o más sustancias para formar un solo compuesto

Tema 6 Energía de las reacciones químicas. Tipos de reacciones Químicas. Reacciones de Síntesis o Composición En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto. Síntesis Química: la combinación de dos o más sustancias para formar un solo compuesto. A + B --> C Ejemplo: Escriba la reacción de síntesis entre el aluminio y el oxígeno. Solución: Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente.  En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: 4 Al (s) + 3 O2 (g) --> 2 Al2O3 (s) Reacciones de Descomposición o Análisis Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.   Descomposición Química: la formación de dos o más sustancias a partir de un solo compuesto. A --> B + C   Ejemplo­: Escriba la ecuación que representa la descomposición del óxido de mercurio (II). Solución: Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman.  En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: 2 HgO (s) --> 2 Hg (l)  + O2 (g) Reacciones de Desplazamiento o Sustitución Sencilla Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de actividad de los no metales mas comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo. Desplazamiento Químico: un elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto. AB + C --> CB + A ó AB + C-->AC + B Ejemplo 1: Escriba la reacción entre el magnesio y una solución de sulfato de cobre (II). Solución: El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio. A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: Mg (s) +  CuSO4 (ac) -->  MgSO4 (ac)  +  Cu (s) Ejemplo 2: Escriba la reacción entre el óxido de sodio y el flúor.  Solución: El flúor es un no metal más activo que el oxígeno y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando fluoruro de sodio.  A la vez, el oxígeno queda en su estado libre como otro producto de la reacción.   La ecuación que representa la reacción es la siguiente:  2 F2 (g) +  2 Na2O (ac) --> 4 NaF (ac)  +  O2 (g) Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes.  En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.   Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa. AB + CD --->  AD + CB Solución: En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata.  Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato.  La ecuación que representa la reacción es la siguiente: AgNO3 (ac) +  HCl (ac) ---> HNO3 (ac)  +  AgCl (s) Caso particular: Reacciones de Neutralización Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio.  Su particularidad es que  ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido.  Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.  La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:    H2SO4 (ac) +  2 NaOH (ac) ----> 2 H2O (l)  +  Na2SO4 (ac) Reacciones de Combustión Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía.  Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una de ellas.     Combustión: un hidrocarburo orgánico reacciona con el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono. hidrocarburo + O2 --> H2O + CO2 Ejemplo 1: Escriba la ecuación que representa la reacción de combustión de la glucosa, el azúcar sanguíneo (C6H12O6). Solución: En esta reacción, la glucosa es un hidrocarburo que reacciona con el oxígeno, resultando en los productos de la combustión – el agua y el dióxido de carbono. La ecuación que representa la reacción es la siguiente: C6H12O6  +  O2 -->H2O  +  CO2 1-Clasifique las siguientes reacciones como uno de los cinco tipos de reacciones descritos. 2 H2 + O2 -->2 H2O H2CO3  + 2 Na --> Na2CO3 +  H2 Ba(OH)2 --> H2O +  BaO Ca(OH)2 +  2 HCl --> 2 H2O +  CaCl2 CH4  +   2 O2  -->CO2  +  2 H2O 2 Na  +  Cl2  --> 2 NaCl Cl2   + 2 LiBr --> 2 LiCl  +  Br2 2-Complete las siguientes reacciones adecuadamente y clasifíquelas. CaO  --> Na +  F2  --> Al +  Mg(NO3)2 --> HClO +  LiOH --> C2H5OH  +  O2 --> HNO3  +  Ca  --> BaCl2  +  Na2SO4 → 3. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones representa una reacción de neutralización?  2 K  +  2 HCl  ---> 2 KCl  +  H2 KOH  +   HNO3   KNO3  +  H2O K2SO4  +  2 NaOH  ----> Na2SO4  + 2 KOH Ca(OH)2 ----> H2O +  CaO Ninguna de las anteriores TERMOQUÍMICA Energía es la capacidad que tiene un cuerpo para producir un trabajo o transferir calor. Por ejemplo, la energía luminosa (la utilizan las plantas para realizar la fotosíntesis), la energía calorífica, la energía eléctrica,… Las centrales hidráulicas y nucleares tienen un tipo de energía y la transforman en energía eléctrica. La termodinámica es la parte de la química (y la física) que se ocupa del estudio de la relación existente entre la energía y de las reacciones químicas. El calor se representa con la letra Q y la unidad de medida es la caloría o el julio (1 caloría son 4186 Julios). Se adopta el siguiente convenio: Si la reacción química recibe calor del exterior entonces se toma Q>0 (se toma positivo porque la reacción química gana energía). Si la reacción química desprende calor al exterior entonces se toma Q<0. Las reacciones químicas siempre suelen ir acompañadas de intercambios de energía, mediante un desprendimiento o una absorción de energía, debido a que la energía que poseen los reactivos es distinta que a la que poseen los productos. Una reacción química conlleva una ruptura de los enlaces de los reactivos y una formación de nuevos enlaces de los productos. Para romper enlaces se necesita administrar energía, mientras que la formación de enlaces, normalmente, conlleva un desprendimiento de energía. De lo que se trata es de calcular esa diferencia de energía, la energía que tienen los productos (proceso final) menos la energía que tienen los reactivos (proceso inicial). Esta diferencia siempre se calcula en física y en química así: proceso final menos proceso inicial. Esa diferencia se representa por el símbolo y se lee “incremento de”. Desde el punto de vista calorífico, las reacciones químicas se clasifican en: Reacciones exotérmicas: son las reacciones en las que desprenden calor por sí mismas. Reacciones endotérmicas: son las reacciones en las que se necesita una absorción de calor externo para poderse llevar a cabo. Las ecuaciones termoquímicas son aquéllas en las que además de las cantidades de las sustancias que intervienen, se expresa también la cantidad de calor absorbido o desprendido y además aparece entre paréntesis el estado de agregación de los compuestos que intervienen en la reacción química. N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) + Energía Una reacción exotérmica se representa por CO + 1/2 O2 ----> CO2 + 283 KJ Una reacción endotérmica se representa por CO2 + 283 KJ ----> CO + 1/2 O2 Se define la entalpía de una reacción como la suma de su energía interna más el producto de su volumen por la presión exterior. Se representa por la letra H. Su fórmula es Se representa por donde = la variación de entalpía de reacción = la entalpía de los productos = la entalpía de los reactivos Si entonces la reacción química es exotérmica. Si entonces la reacción química es endotérmica. La energía calórica absorvida o desprendida por una reacción química depende directamente del número de la cantidad de substancia que interviene en la reacción. Actividad resuelta 1 de la pág 176 Entalpías de reacción y de formación. Ley de Hess La entalpía de formación de una sustancia () se define como la cantidad de calor absorbido o desprendido en la formación de un mol de dicha sustancia a partir de sus elementos simples a 1 atm de presión y a 25º C. Normalmente, las condiciones de presión y temperatura son de 1 atm y 25º C, y se llaman condiciones estándar, y por eso aparece el superíndice 0. Estas entalpías de formación se recogen tabuladas. Por ejemplo, la entalpía de formación del dióxido de carbono es: La entalpía de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero. Así, la entalpía de formación de Fe (hierro) o de O2 (oxígeno) es cero. La entalpía de reacción es el calor cedido o absorbido en una reacción química a 1 atm y a 25º C. Se tiene que: Ley de Hess: el calor de reacción es el mismo tanto si la reacción se verifica en una sola etapa como si se realiza indirectamente en varias etapas, es decir, el calor de reacción depende únicamente del estado inicial (reactivos) y final (productos) y no del camino seguido por la reacción. Cuando una reacción se puede expresar por medio de una ecuación química que equivale a la suma algebraica de dos o más ecuaciones químicas, la variación que corresponde a la reacción global es igual a la suma algebraica de las variaciones de entalpía de las reacciones parciales correspondientes. Ejemplo: Actividad 5 Ejercicios: Pág 183,184 y 185. (2,9,10,13) Ejercicios: 1. En la combustión de 5g de metano, CH4, llevada a cabo a presión constante y a 25º C, se desprenden 275KJ. En estas condiciones, determine: La entalpía de formación y combustión del metano. El volumen de metano necesario para producir 1m3 de CO2, medidos a 25 ºC y 1atm. Datos: Masas atómicas: C = 12; H = 1. Solución: La reacción de combustión del metano es: CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O Calculamos la energía que se desprende en la combustión de un mol de metano PMCH4 =16 ; X = 880KJ luego H = -880 KJ Aplicando la ecuación -880 = 1(-393)+ 2(-285,8)-1 H0CH4; H0CH4= -393-571,6+ 880= -84,6 KJ/mol b)A la vista de la reacción un mol de metano produce un mol de CO2 de aquí que en 1m3 que son 1000 litros haya el mismo número de moles que en 1000 litros de metano en las mismas condiciones. Por tanto se necesita 1000 litros de CH4 2. Las entalpías de formación estándar del agua líquida, ácido clorhídrico en disolución acuosa y óxido de plata sólido son, respectivamente: -285,8, -165,6 y –30,4 KJ/mol. A partir de estos datos y de la siguiente ecuación: Ag2O(s) + 2HCl(aq)  2AgCl(s) + H2O(l) H0 =-176,6 KJ Calcule: a) La entalpía de formación estándar del AgCl(s) b) Los moles de agua que se forman cuando se consumen 4 litros de ácido clorhídrico 0,5 molar. Solución: a) Se calcula aplicando -176,6 = 2HfAgCl(s) + 1(-285,8)-1(-30,4)-2(-165,6) Despejando HfAgCl(s) = -126,2KJ/mol b) Los moles de agua moles de HCl = 4x0,5 = 2 moles de HCl; a la vista de la reacción 2 moles de HCl produce un mol de agua, como tenemos 2 moles de HCl se formara 1 mol de agua. 3. El dióxido de manganeso se reduce con aluminio según la reacción: 3 MnO2(s) + 4Al(s)  2Al2O3(s) + 3Mn(s) H0 = -1772,4KJ Calcule: La entalpía de formación estándar del Al2O3(s) La energía que se desprende cuando se ponen a reaccionar, en las mismas condiciones, 50 g de MnO2(s) con 50 g de Al(s) Datos: Masas atómicas: A l= 27; Mn = 55; O =16 Solución: a)La entalpía de formación estándar del Al2O3(s) se obtiene aplicando la ecuación que da la entalpía de reacción: -1772,4= 2; b) Vamos a calcular el reactivo limitante para ello hallamos el nº de moles que tenemos de MnO2 y de Al nº de moles MnO2 = 50/87 =0,575 nº de moles Al=50/27 =1,852; A la vista de la reacción el reactivo limitante es el que se encuentra en menor proporción esto es el MnO2 Por tanto ¸ Se desprende 339,71 KJ 4. a) Calcule la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8) b)¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar? Datos: ; Masas atómicas: H =1;C =12 Solución: a) calcule la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8). La reacción de combustión del naftaleno es: C10H8 + 12 O2  10 CO2 + 4 H2O aplicando - 4928,6 = 10(-393) + 4(-285,8) – 1(Hf0 C10H8) ; Hf0 C10H8= - 144,6 KJ/mol b) 100 g de naftaleno PM C10H8 = 128 nº de moles de naftaleno =100/128 = 0,78125 X = 3850,47 KJ 5- Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes, calcular ΔH a 298 K para la reacción de etileno(C2H5) con agua(H2O) para dar etanol(C2H5OH). C2H4(g) + H2O(l) → C2H5OH(l) 1.C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ΔH= -1.367 KJ/mol 2.C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH= -1.411 KJ/mol 6- A partir de los siguientes datos a 25°C: 1. C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH= -393.13 KJ/mol 2. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH= - 285,8 KJ/mol 3. 2C2H6(g) + 7 O2(g) → 4CO2 + 6H2O(l) ΔH= -3119,6 KJ/mol Calcular ΔH para la reacción: 2C(s) + 3H2(g) → C2H6(g) 7. Dadas las reacciones: 1. H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g)    ΔH= -241.8 KJ/mol 2. H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)    ΔH= -285.8 KJ/mol Calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es:  H2O(l)  H2O(g) 8- A partir de los siguientes datos: 1. H2(g) → 2H(g) ΔH=436,4 KJ/mol 2. Br2(g) → 2Br(g) ΔH=192,5 KJ/mol 3. H2(g) → 2HBr(g) ΔH=-104,1 KJ/mol Calcular ΔH para la reacción: H(g) + Br(g) → Hbr(g) 9- La acetona (CH3COCH3) es un solvente muy utilizado en el hogar, como disolvente del esmalte para las uñas. Conociendo las siguientes ecuaciones termoquímicas. 1.H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH= -286 KJ/mol 2. C (s) + O2(g) → CO2(g) ΔH= -393.13 KJ/mol 3. CH3COCH3 + 4O2(g) → 3CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH= -1786 KJ/mol Calcular ΔHf para la acetona CH3COCH3 según la reacción: 3C (s) + 3H2(g) +1/2O2(g) → CH3COCH3(l) 10- Determinar ΔH del metano (CH4) a partir de 25°C para la siguiente reacción: 1. C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH= -393,5 KJ/mol 2. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH= - 285,8 KJ/mol 3. CH4 + 2O2(g) → CO2(g) +2H2O(l) ΔH= - 890,3 KJ/mol C(grafito) +2H2(g) → CH4(g) Pág 183,184 y 185. (2,9,10,13) 11-La Unió Europea, en la seua estratègia per a reduir les emissions de CO2, há legislat que els automòbils de gasolina venuts a partir de 2012 tinguen un límit d’emissions de 120 g de CO2 per cada quilòmetre recorregut. Podem considerar que la gasolina està formada exclusivament per isooctà, C8H18, i que la reacció de combustió és aquesta: 2C8H18 (l) + 25O2 (g) ---> 16CO2 (g) + 18H2O(g) a) Tenint en compte la restricció d’emissions esmentada, calculeu el volum (en litres) de CO2 emès cada 100 km, mesurat a 25 ºC i 1 atmosfera. b) Calculeu el consum màxim de gasolina (en litres cada 100 km) d’aquests automòbils. c) Calculeu l’energia (en kJ) alliberada en la combustió total d’un dipòsit que conté 75 litres de gasolina. Dades: Densitat aproximada de la gasolina: 0,780 g·cm-3 Masses atòmiques: H: 1,0; C: 12,0; O: 16,0 Entalpíes de formació estàndar (kJ·mol-1): AHº [H2O(g)]: -242 ; AHº [CO2 (g)]: -394 ; AHº [C8H18 (l)]: - 250; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1 12-Considere la reacció en fase gasosa següent: 4 HCl(g) + O2 (g) -->2 Cl2 (g) + 2 H2O(g) a) Es fa reaccionar 1 mol de HCl(g) amb 1 mol d'O2(g). Calcule el valor de la constant d'equilibri Kp a 25 ºC i 1 atm sabent que, en aquestes condicions i una vegada arribat l'equilibri, hi ha presents 0.3 mols de Cl2(g). b) Calcule la variació d'entalpia (en kJ per mol d'O2) estàndard de reacció. c) Cap a on es desplaçarà l'equilibri si augmentàrem la temperatura. Dades: Masses atómiques: H: 1; O: 16; Cl: 35.5 g/mol i AHº [H2O (g)] : - 242 kJ·mol-1 ; AHº [HCl (g)] : - 92 kJ·mol-1 13- El dihidrogen, H2(g), es pot utilitzar com un combustible alternatiu per als automòbils. Es pot obtenir a partir de metà segons la reacció: CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g) Fem reaccionar 1000 g de metà amb 1800 g d'aigua. Conteste a les qüestions següents: a) Identifique el reactiu limitant (en defecte). b) Quina quantitat, en grams, de dihidrogen s'obtindrà si el rendiment és del 100 %? c) Calcule el volum, en litres, de CO(g) obtingut, determinat a 20 oC i 1,2 atm de pressió. d) Calcule la variació d'entalpia estàndard de la reacció. Indique si es tracta d'un procés exotèrmic o endotèrmic. Dades: Masses atòmiques: H = 1; C = 12; O = 16. Entalpies de formació estàndard, ΔHºf (kJ·mol-1): CO(g) = -110,5; CH4 (g) = -74,8; H2O(g) = -241,8;H2(g) = 0.R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1. 14- Durant una etapa ciclista de 5 hores de durada, un ciclista realitza un esforç que requereix una energia mitjana de 31,8 KJ per minut per sobre de les seues necessitats metabóliques normals. Per a reposar forces i continuar la competició a l'endemà, ingereix sacarosa (C12H22O11) que, al metabolizarse, es descompon en CO2(g) i H2O(l), segons la reacció: C12H22O11(s) + 12 O2 (g)--->12 CO2 (g) + 11H2O(l) a) Calcule l'entalpia de la reacció de combustió de la sacarosa. b) Indique si es tracta d'una reacció exotèrmica o endotèrmica. c) Calcule la quantitat de sacarosa (en grams) que necessita ingerir el ciclista per a compensar l'energia consumida durant la etapa. Dades: Entalpies de formació estàndard: AHº f (C12H22O12 ) = "2222 kJ/mol ,AHº f (CO2 ) = "394 kJ/mol i AHo f (H2O) = "286 kJ/mol Masses atòmiques: H: 1; C: 12; O: 16 g·mol-1.

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