Las plantas verdes mediante el proceso de la fotosíntesis sintetizan hidratos de carbonos necesarios para su desarrollo como la glucosa según la siguiente reacción

PROBLEMA I Las plantas verdes mediante el proceso de la fotosíntesis sintetizan hidratos de carbonos necesarios para su desarrollo como la glucosa según la siguiente reacción. 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ΔHº = 2 813 kJ/mol Se pide: a) Calcular haciendo uso de la ley de Hess la entalpía de formación de la glucosa, razonando si la reacción es exotérmica o endotérmica (1,3 puntos). b) Calcular la energía que se necesita para obtener 5 g de glucosa (0,7 puntos). Datos: ΔHºf[CO2 (g)] = –393,5 kJ/mol. ΔHºf[H2O (l)] = –285, 5 kJ/mol. Masa atómica (C) = 12; Masa atómica (O) = 16; Masa atómica (H) = 1. Apartado a) La reacción de formación de la glucosa, que es la reacción de la cual nos piden la entalpía, es: R: ΔHºR = ? Nos dan como datos las entalpías de las siguientes reacciones: A) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ΔHºA) = 2 813 kJ/mol B) Formación del CO2(g): C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHºB) = –393,5 kJ/mol C) Formación del H2O(g): H2(g) + O2(g) → H2O(l) ΔHºC) = –285,5kJ/mol Expresamos la reacción R como combinación lineal de las otras 3 reacciones: R = 6·B)+6·C)+A) Comprobamos que con esta combinación se obtiene realmente la reacción buscada: 6·B) 6C(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) 6·C) 6H2(g) + 3O2(g) → 6H2O(l) A) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6C(s) + 6H2(g) + 3O2(g) → C6H12O6 (s) (reacción R) Así pues, según la ley de Hess, la entalpía de formación de la glucosa es de: ΔHºR = 6·ΔHºB) +6·ΔHºC) +ΔHºA) = 6·(–393,5)+6·(–285,5)+2 813 = kJ/mol La reacción es, por tanto, un proceso exotérmico, ya que el valor de su entalpía es negativo. Apartado b) Para obtener 1 mol de glucosa según la reacción inicial se necesitan 2 813 kJ. 1 mol de glucosa equivale a una masa de 6·16 + 12·1 + 6·12 = 180 gramos de glucosa. x = 78,14 kJ Para obtener 5 gramos de glucosa son necesarios 78,14 kJ. PROBLEMA II Dadas las entalpías estándar de formación (a 25 ºC) del CO2, –393,5 kJ/mol y del SO2, –296,1 kJ/mol y la de la combustión: CS2(l) + 3O2(g)→CO2(g) + 2SO2(g) ΔH = −1 072kJ Calcule: a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono a la temperatura dada (1 punto). b) El calor que, a 25 ºC y en las condiciones estándar de presión, debemos aportar para la síntesis de 2,5 kg de disulfuro de carbono (1 punto). Masas atómicas: C = 12; S = 32. Apartado a) Aplicaremos la relación: De donde se obtiene, despejando: kJ/mol (*) Al ser el O2(g) un elemento y estar en su estado natural, su calor de formación vale 0. Apartado b) En el apartado anterior hemos calculado el calor de formación estándar del disulfuro de carbono, que nos informa de que para formar (sintetizar) un mol de disulfuro de carbono en condiciones estándar, es necesario aportar 86,3 kJ. Para obtener el calor que es necesario aportar si se quieren sintetizar 2,5 kg de disulfuro de carbono () basta con establecer una simple proporción: ; de donde x = 2 838,41 kJ PROBLEMA III La entalpía de formación del tolueno gas (C7H8) es de 49,95 kJ/mol, y las entalpías de formación del CO2(g) y del H2O(l) son, respectivamente, –393,14 y –285,56 kJ/mol. a) Calcule la entalpía de combustión del tolueno gas. b) ¿Cuántos kJ se desprenden en la combustión completa de 23 g de tolueno? Apartado a) La reacción de combustión del tolueno gas es: Al darnos como datos las entalpías de formación de todas las sustancias participantes en esta reacción, calcularemos su entalpía mediante la relación: donde ci se refiere a los coeficientes estequiométricos de cada sustancia en la reacción ajustada. Sustituyendo datos, tenemos que: *NOTA: Apartado b) Calculamos los moles que hay en 23 gramos de tolueno: Utilizando el valor de la entalpía de combustión obtenido en el apartado a): Al quemar 23 g de tolueno se liberan 1271,60 kJ PROBLEMA IV A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas: ΔHº = −393,5 kJ ΔHº = −285,8 kJ ΔHº = −3 119,6 kJ Calcule: a) La entalpía de formación estándar del etano. b) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión de 100 g de etano. Masas atómicas: C = 12; H = 1. La reacción de formación del etano es: A esta reacción le llamaremos R. Las reacciones que proporciona el enunciado como dato son: A: B: C: Intentaremos escribir la reacción R como combinación de las reacciones A, B y C. Si esto es posible, según la ley de Hess, podremos calcular la entalpía de la reacción R realizando la misma combinación con las entalpías de las reacciones A, B y C. Se propone la siguiente combinación: Comprobamos si esta combinación propuesta es correcta: 2A: 3B: Se obtiene la reacción R, con lo cual la combinación propuesta es correcta. Así pues, según la ley de Hess: Apartado b) Calculamos cuántos moles de etano hay en 100 g de etano: Calculamos, por último el calor liberado en la combustión de estas 3,333 moles, tomando como referencia el calor liberado en la combustión de 2 moles (reacción C): En la combustión de 100 g de etano se liberan 5 198,81 kJ.

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