domingo, 13 de diciembre de 2015

Proyecto de la ULL: Acércate a la química

El próximo mes de febrero de 2016 se desarrollará en la Universidad de La Laguna (Química) las Jornadas ACERCATE A LA QUIÍMICA. Aquí tienes una serie de vídeos que muestran algunas experiencias que se han hecho en Jormadas anterios.

Prácticas de laboratorio que se enmarcan dentro del Proyecto de Innovación Educativa: El aprendizaje de la Química catalizado por las Tecnologías de la Información y la Comunicación

.

jueves, 26 de noviembre de 2015

Recursos multimedia Equilibrio Químico: Principio de Le Chatelier

Las siguientes animaciones en flash (swf) te ayudarán a entender el Principio de Le Chatelier.

El primero tiene voz, en inglés:





Equilibrio Químico: Videos de Quimitube

Los siguientes vídeos del canal Quimitube permiten estudiar los contenidos y ejercicios más importantes de EQUILIBRIO QUÍMICO.

Podrás acceder directamente a los videos haciendo clic en el icono: 



Incluyen los siguientes ejercicios:
  • Ejercicio 4 de la opción B de Madrid (junio 2014): ácido base, química orgánica y equilibrio químico. Reacción entre el ácido propanoico y el etanol.
  • Ejercicio de química de selectividad de Madrid de junio de 2014 en el que se resuelve teóricamente el equilibrio heterogéneo entre el SbCl3 y el agua.
  • Cacularemos las concentraciones de equilibrio de HI, I2 y H2. Para ello se dispone de una mezcla inicial y del valor de Kc.
  • Determinaremos la Kc de la descomposición de NOCl ajustada de dos modos distintos. El valor de Kc varía con los coeficientes estequiométricos.
  • Dado el valor de Kc, calcularemos el número de moles de las especies en el equilibrio, así como las presiones parciales y la total y Kp.
  • Determinaremos la Kc del equilibrio de síntesis de amoníaco a partir de N2 y H2 a 350ºC, sabiendo las cantidades iniciales de N2 y H2 y la de NH3 en el equilibrio.
  • Determinaremos el grado de disociación del equilibrio químico del PCl5 cuando la presión total de equilibrio es de 10 atmósferas, dada Kc.
  • Calcularemos el valor de Kp para el equilibrio de disociación del COCl2 para dar CO y Cl2. Disponemos del grado de disociación y de la presión total.
  • Ejercicio resuelto de Selectividad, de Madrid de junio 2011, de equilibrio químico, calcularemos el valor de Kc y de Kp para la reacción de descomposición de COCl2.

lunes, 9 de noviembre de 2015

Documentación: presentación de diapositivas de la unidad Cinética y Equilibrio Químico

Puedes ver la presentación de diapositivas de la unidad Cinética y Equilibrio Químico.

Documentación (apuntes) de Cinética y Equilibrio Químico

Puedes descargar los apuntes de la Unidad 2, Cinética y Equilibrio Químico (que corresponden a los bloque VI y VII de curriculo oficial de Química). Hay tres tipos de apuntes (uno por cada tema y un tema que incluye a ambos bloques). Además, tiene el tema de Equilibrio Químico del libro de McGraw Hill.

CINÉTICA QUÍMICA 

EQUILIBRIO QUÍMICO 

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO 

lunes, 2 de noviembre de 2015

Termoquímica. Actividades Hoja Nº 5 (con problemas resueltos)

Entropía y energía libre
    1.- Determina la variación de entalpía y de entropía para la combustión del etanol. Datos: ΔHf0(kJ/mol): etanol(l) =  277,7; CO2(g) =  393,5; H2O(l) =  285,8; S0(J·mol 1·K 1): etanol = 160,7 ; CO2 (g) = 213,6; O2(g) = 205; H2O(l) = 69,9.
    2.- Indica si la reacción de combustión del acetileno es espontánea a 25 ºC. Datos: ΔGf0[C2H2(g)] = 209,9 kJ/mol: ΔGf0[O2(g)] = 0 kJ/mol; ΔGf0[CO2(g)] =  394,4 kJ/mol; ΔGf0[H2O(l)] = –237,2 kJ/mol.
    3.- Determina la variación de entropía en la reacción: H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l). Datos: S0[H2(g)] = 130,7 J/molK; S0[O2(g)] = 204,8 J/molK; S0[H2O(l)] = 69,8 J/molK.
    4.- Calcular la temperatura de equilibrio (ΔG0 = 0) para la reacción: 2 SO3 →2 SO2 (g) + O2 (g):  Datos: ΔH0f (kJ/mol): SO3: –395,8; SO2: –296,4; S0 (J/mol·K): SO3 (g): 256,2; SO2 (g): 248,5; O2 (g): 204,8.
Espontaneidad de las reacciones químicas.
    5.- Una reacción exotérmica con aumento del desorden (entropía) será: a) siempre espontánea; b) no espontánea; c) espontánea en algunos casos dependiendo de la temperatura. Justifica la respuesta.
    6.- Razona en qué condiciones son espontáneos los siguientes procesos: a) ΔH>0 y ΔS>0; b) ΔH>0 y ΔS<0; c) ΔH<0 y ΔS>0; d) ΔH<0 y ΔS<0.
    7.- ¿Todas las reacciones exotérmicas son espontáneas? ¿Puede ser negativa la variación de entropía en una reacción espontánea? ¿Un sistema termodinámico puede tener entropía nula? Razona las respuestas.
    8.- De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atm de  presión, decide: a) Las que son espontáneas a todas las temperaturas. b) Las que son espontáneas a bajas temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas. c) Las que son espontáneas a altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas. (PAU)


    ΔH (kJ)
    ΔS (kJ/K)
    (1)
    ½ H2 (g) + ½ I2(s) → HI (g)
      25,94
      34,63 · 10-2
    (2)
    2 NO2(g) → N2O4
    –58,16
    –73,77 · 10-2
    (3)
    S(s) + H2(g) H2S
    –16,73
     18,19 · 10-2
    9.- Dadas tres reacciones espontáneas cualquiera. Razone: a) Cual es el signo de ΔG para cada una. b) Qué datos seria preciso conocer para saber si al producirse las reacciones, aumenta el grado de desorden y cual de ellas transcurriría a mayor velocidad.

    ΔH0f (kJ·mol–1)
    S0(J·mol–1·K–1)
    CO2(g)
    –393,5
    213,6
    CO(g)
    –110,5
    197,9
    O2(g)
     
    205,0
    10.- Determine la energía libre de Gibbs a 25ºC para la reacción de combustión de1 mol de monóxido de carbono, e indique si es o no un proceso espontáneo. (PAU)

    ΔH0f (kJ·mol–1)
    ΔG0f (kJ·mol–1)
    NO(g)
    90,25
    86,57
    NO2(g)
    33,18
    51,30
    11.- Consultando una tabla de datos termodinámicos a 298 K, encontramos los siguientes valores: Justifique si para dicha temperatura las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: a) La formación de NO a partir de nitrógeno y oxígeno en condiciones estándar, es un proceso endotérmico. b) El NO es una sustancia más estable que el NO2. c) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO2 es exotérmica. d) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO2 es espontánea.(PAU)
    12.- a) Las energías de los enlaces C-C, C=C y C≡C son, respectivamente 347,0; 611,0 y 833,0 kJ/ mol. Justifique el por qué de estas diferencias. b) Si la energía libre de Gibbs de formación del carbono (grafito) es nula y la del carbono (diamante) vale 2,87 kJ·mol-1 a 1 atm y 25ºC, razone si puede convertirse el grafito en diamante en esas condiciones. (PAU).

    Puedes descargar la ficha de las actividades, aquí  

    Y los ejercicios resueltos, aquí

Vídeos: Entropía y cómo calcular la variación de entropía de una reacción

Se adjuntan los siguientes vídeos de Quimitube para que comprendas el conceptor de entropía y la forma de calcular la variación de entropía en una reacción química.

VIDEO 1.- Concepto de espontaneidad de las reacciones químicas. Concepto de entropía



VÍDEO 2.- Segundo principio de la Termodinámica. Entropía del Universo



VÍDEO 3.- Tercer principio de la Termodinámica. Entropía molar estándar



VÍDEO 4.- Calcular la entropía de una reacción a partir de las entropías molar estándar



VÍDEO 5.- Deducción cualitativa del signo de la variación de entropía de una reacción

domingo, 25 de octubre de 2015

Termoquímica: Videos de Quimitube (Teoría y ejercicios)


Accede al siguiente enlace para ver los videos de Quimitube (Teoría y ejercicios de Termoquímica)

 http://www.quimitube.com/videoscategory/termodinamica-quimica 
Hay 22 videos de teoría y 37 videos de ejercicios, explicados  con detalle.

Termoquímica. Actividades de aprendizaje Hoja Nº 4 (con problemas resueltos)

Calor de formación y de reacción (entalpías de formación y de reacción). Ley de Hess
    1.- Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se desprenden 296,8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno 560 kJ. Con estos datos determina la variación de entalpía que se produce en el proceso: 2 H2S (g) + SO2 (g)   2 H2O (l) + 3 S (s).
    2.- Dadas las entalpías estándar de formación: ΔHof [CO (g)] = –110,5 kJ/mol;
    ΔHof [CO2(g)] = –393,5 kJ/mol. Hallar la entalpía de la siguiente reacción: CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g)
    3.- Calcula el calor de formación a presión constante del CH3–COOH (l) (ácido acético) si conoces que los calores de combustión del C (s), H2 (g) y CH3–COOH) (l) son respectivamente –393,13, –285,9 y –870,7 kJ/mol.
    4.- Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes calores de reacción:  C (s) + ½ O2 (g) CO (g); ΔH = –110,4 kJ 
    H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l); ΔH = –285,5 kJ 
    CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g); ΔH = –283,0 kJ 
    HCOOH(l) + ½O2 (g) H2O(l) + CO2(g); ΔH = –259,6 kJ
    5.- Calcula el calor de formación a presión constante del metano (g) (CH4) a partir de los calores de combustión del C (s), H(g) y CH4 (g) cuyos valores son respectivamente  393,5,  285,9 y  890,4 kJ/mol.
    6.- Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del amoniaco: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 6 H2O (g) + 4 NO (g). Calcular ΔH0reacción. Datos: ΔH0f (kJ/mol): NH3: –46,2; H2O: –241,8; NO: +90,4 kJ/mol
    7.- En una fábrica de cemento es necesario aportar al horno 3300 kJ por cada kilogramo de producto. La energía se obtiene por combustión de gas natural (que se considerará metano puro) con aire. Se pide: a) Formule y ajuste la reacción de combustión del gas natural. b) Determine el calor de la combustión completa del gas natural c) Calcule, por tonelada de cemento producido, la cantidad necesaria del gas natural expresada en kg. d) ¿Cuantos metros cúbicos de aire medidos a 1atm y 25ºC serán necesarios para la combustión completa de la cantidad de gas natural del apartado e) Considere que la combustión del gas natural se realiza en condiciones estándar y que el aire contiene un 21% en volumen de oxigeno. Δf : metano: –74,8kJ/mol; CO2: –393,5kJ/mol y H2O: –285,8kJ/mol R = 0,082 atm l/mol K ; Masas atómicas: C=12, H=1, O=16.
    8.- a) Formule la reacción de formación del etanol. b) Calcule la entalpía de formación del etanol en condiciones estándar, sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es –29,69 kJ/g, la entalpía de formación del dióxido de carbono es –393,34 kJ/mol y la entalpía de formación del agua líquida es –285 kJ/mol c) Interprete el resultado numérico obtenido en cuanto a su signo. Masas atómicas: C=12, H=1, O=16
    9.- Calcule a) El calor de hidratación de la cal viva. b) El calor desprendido cuando se apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua, una tonelada de cal viva. DATOS: ΔHf H2O(l) = -285,5 kJ/mol; ΔHf CaO(s) = -634,9 kJ/mol; ΔHf Ca(OH)2= -985,6 kJ/mol. Masas atómicas Ca = 40; O = 16.
Energía de enlace (enalpía de enlace)
    10.- a) Define la magnitud denominada energía de enlace. b) ¿Cuál es la unidad internacional en que se mide la energía de enlace? c) ¿Cómo se puede calcular la entalpía de una reacción determinada si disponemos de una tabla de valores de energía de enlace? d) ¿Cómo se explica que la entalpía de enlace C=C no alcance el doble del valor de la entalpía del enlace  C–C?
    11.- Determina la entalpía normal de formación del metano, con lo siguientes datos:
    ΔH0sublimación [C(g)] =716,7 kJ/mol; Eenlace [H–H] = 436,4 kJ/mol; Eenlace [C–H] = 415,3 kJ/mol.
    12.ría medias de enlace (kJ/mo)
    Energías medias de enlace (kJ/mol)
    Enlace
    Energía
    Enlace
    Energía
    H–H
    436
    C=C
    610
    C–H
    415
    C=N
    615
    C–C
    347
    C–N
    285
    C–O
    352
    O=O
    494
      Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno para formar etano, según la reacción:
          CH2=CH2 + H2 CH3–CH3 a partir de los datos de la tabla adjunta.
    13.- A partir de las energías de enlace (Ee) (C H) = 415,3 kJ/mol; (Cl Cl) = 243,8 kJ/mol; (C Cl) = 327,8 kJ/mol; y (Cl H) = 432,4 kJ/mol, determinar la entalpía normal de reacción del proceso: CH4(g)+ Cl2(g) →  CH3Cl(g) + Hcl(g)

Termoquímica. Actividades de aprendizaje Hoja Nº 3

LEY DE HESS. Cálculo de la entalpía estándar de reacción a partir de las entalpías estándar de formación
1.- La reacción de oxidación catalítica del amoníaco es el punto de partida para la obtención industrial del ácido nítrico y sucede según la ecuación siguiente: 4 NH3 (g) 5 O2 (g) → 6 H2O (l) + 4 NO (g).Calcula la entalpía de esta reacción utilizando datos de la tabla de entalpías estándar de formación. Sol: ΔHo= -1168 kJ 
Datos ΔHof [NH3(g)]=-46,3 kJ·mol-1; ΔHof [O2(g)]= 0; ΔHof [H2O(l)]=-285,8 kJ·mol-1;ΔHof [NO(g)]=+90,4 kJ·mol-1

2.- Calcula la entalpía estándar de la reacción de síntesis del disulfuro de carbono, CS2 (l), a partir de sus elementos, C (grafito), y azufre, S(s). A partir de estos datos: 
C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHo=-393,5 kJ S(s) + O2(g) → SO2 (g) ΔHo= -296,1 kJ
CS2 (s) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔHo=-1072 kJ Sol: 86,3 kJ 
3.- Formula la reacción de descomposición del CaCO3 (s) y calcula la entalpía estándar a partir de los datos de las entalpías de formación. Sol: +177,8 kJ

Datos: ΔHof [CO(g)]=-393,5 kJ·mol-1; ΔHof [CaO(s)]=-635,6 kJ·mol-1; ΔHof [CaCo3(s)]=-1206,9 kJ·mol-1 
4.- Formula la reacción de síntesis de un mol de metanol CH3OH (l) y calcula la entalpía de la reacción a partir de la siguientes ecuaciones termoquímicas: Sol: -238,7 kJ 
CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) ΔHo=-726,4 kJ 
C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHo=-393,5 kJ H2 (g) + ½ O2 (g) →H2O (l) ΔHo=-285,8 kJ
Cálculo de la entalpía estándar de reacción a partir de las entalpías de enlace 
5.- Calcula la entalpía estándar de la reacción de combustión del gas hidrógeno, según la ecuación siguiente, a partir de los datos que aparecen en la tabla de entalpías de enlace: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) 
ΔHH-H= 436,4 kJ·mol-1; ΔHO=O = 498,7 kJ·mol-1; ΔHO-H= 460,4 kJ·mol-1 Sol: - 468,5 kJ·mol-1 
6.- Utilizando los valores de las entalpías de enlace que aparecen en las tablas (se incluyen), determina con carácter aproximado la entalpía estándar de cada una de las siguientes reacciones: 
a) Br2 (g) + 3 F2 (g) → 2 BrF3 (g) Sol: - 537,7 kJ 
b) Hidrogenación de eteno con formación de etano: CH2═CH2 (g) + H2 (g) → CH3─CH3 (g) Sol: -118,6 kJ

c) Combustión del etanol: C2H5OH (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (g) Sol: 1015,9 kJ.
ENTROPÍA: Cálculo de la variación de entropía en procesos químicos 
7.- Calcula la variación de entropía que experimenta un mol de hielo al fundir a la temperatura de 0 ºC y a la presión externa de 1 atm, según la ecuación; H2O (s) ↔H2O (l). Calor de fusión latente del hielo, LF= 334.000 J·kg-1. Supón que el proceso de fusión del hielo es reversible. Sol: ΔS= 22,05 J·K-1 

Entropía molar estándar 
8.- Calcula el cambio de entropía estándar de 100 g de agua cuando se congela a 0 ºC.

Datos: So [H2O (s)]= 43,2 J·mol-1·K-1; So [H2O (l)]= 69,9 J·mol-1·K-1 Sol: - 148, 3 J·K-1

9.- Calcula el cambio de entropía en el proceso etanol (l) →etanol (g), supuesto éste reversible, sabiendo que el calor molar de vaporización del etanol a 25 ºC es 36,4 kJ·mol-1.

Si la entropía estándar del etanol líquido es 161 J·mol-1K-1, calcula la entropía estándar del vapor de etanol. Sol: 122 J·mol-1·K-1; 283 J·mol-1K-1 

Entropía estándar de reacción 
10.- A partir de los datos de la tabla de entropías molares estándar, calcula la variación de entropía que tiene lugar en las reacciones siguientes: a) CaCO3 (s) → CO2 (g) + CaO (s); b) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 
Sol: ΔSo= 160,5 J·K-1; ΔSo= - 199 J·K-1 
11.- Calcula la variación de entropía en las siguientes reacciones en condiciones estándar:

a) H2 (g) +Cl2 (g) →2 HCl (g); b) S (s) + O2 (g) → SO2 (g); c) MgCO3 (s) → MgO (s) + CO2 (g) 
Sol: 20 J·K-1; 11,6 J·K-1; 174,7 J·K-1

12.- Predice si en cada una de las siguientes reacciones hay aumento o disminución de la entropía:
a) Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl (s); b) NH4Cl (s) → NH3 (g) + HCl (g); c) H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)

Simulaciones: Energía de las reacciones químicas


En esta animación podeís estudiar todo lo que afecta a la energía de las reacción químicas: entalpía de reacción, ley de Hess, energía libre...




Recurso flash ¿Cómo se aplica la ley de Hess para hallar la entalpía de una reacción?

Puedes aprenderte la ley de Hess con el siguiente ejemplo, explicado paso a paso:






martes, 13 de octubre de 2015

Termoquímica. Actividades de aprendizaje Hoja Nº 2

Primer principio de la termodinámica. Relación Qv y QP. ΔU= Qv y ΔH= Qp

  1. Determina la variación de entalpía de un sistema que en cierto proceso disminuyó en 100 kJ su energía interna y desarrolló un trabajo de expansión de 10 kJ a presión contante. Sol: - 90 kJ
  2. Con los datos anteriores, calcula el calor cedido a presión constante y el calor que cedería si el proceso se hubiera producido a volumen contante. Sol.:Qp= - 90 kJ y Qv= - 100 kJ.
  3. Indica a qué tipo de procesos corresponden las condiciones siguientes:

a) El calor transferido a un sistema es igual al cambio de su energía interna.

b) La variación de energía interna es igual al trabajo intercambiado.

c) El calor y el trabajo intercambiados son cantidades de igual valor absoluto.

  1. En los procesos termodinámicos que se llevan a cabo con líquidos y sólidos puede decirse que ΔU y ΔH son prácticamente iguales. Explica porqué.
  2. En un proceso adiabático, un sistema desarrolla un trabajo de 150 J. Calcula la variación que experimenta su energía interna. Sol.: - 150 J.
  3. Cierta reacción tiene lugar mediante absorción de 4,05 kJ a la presión constante de 1 atm y con desprendimiento de gases que producen un aumento de volumen de 3 L. Determina el cambio de entalpía durante la reacción, el trabajo de expansión desarrollado y la variación de la energía interna.

Sol.: ΔH= 4050 J, W= - 303,9 J y ΔU= 3646,1 J.

  1. Se quema una muestra de etanol, C2H5OH, de 1,0 g en una bomba calorimétrica a volumen constante según la ecuación: C2H5OH (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l).

La bomba contiene 3,0 kg de agua y la temperatura d e ésta se eleva dede 24,3 ºC a 26,2 ºC. Calcula, en kJ·mol-1, la variación de la energía interna que tuvo lugar en la combustión y el calor de combustión del etanol a presión constante y a 25º C. (Datos complementarios: capacidad colorífica específica del agua: 4180 J·kg-1·ºC-1; equivlante en agua del calorímetro: 0,647 kg).

Sol.: ΔU= -1334,19 kJ·mol-1 y Qp= - 1336,67 kJ·mol-1

  1. Se queman en una bomba calorimétrica 1,44 g de naftaleno, C10H8, a volumen constante, de modo que la temperatura de los 2000 g de agua del calorímetro aumenta desde 20,2 ºC a 25,8 ºC. Calcula el calor de combustión del naftaleno a volumen constante, en kJ·mol-1 (equivalente en agua del calorímetro: 430 g). Sol.: - 5,06·103 kJ·mol-1.
  2. Un mol de nitrógeno reaccona a volumen constante y a 25 ºC con el hidrógeno según la reación N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g). El calor producido es de 41 kJ. Calcula el valor del calor de combustión molar si esta reacción sucede a la misma temperatura y a la presión constante de 1 atm. Sol.: - 45,95 kJ·mol-1

Entalpía estándar de reacción y de formación.

  1. Calcula cuántos gramos de propano deben quemarse para producir 700 kJ según la reacción C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + H2O (l). ΔHo= - 2220 kJ·mol-1. Sol.: 13,90 g.
  2. Formula la ecuación de combustión del butano, C4H10, y calcula cuántos gramos de esta sustancia hay que quemar para producir 350 kJ, sabiendo que su entalpía estándar de combustión es ΔHo= - 2877 kJ·mol-1. Sol.: 7,07 g
  3. Calcula cuánto calor se producirá en condiciones estándar cuando reaccionen totalmente 25 kg de CaO en la reacción denominada apagado de la cal viva: CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s). Δho= -65,21 kJ. Sol.: 2,91·104 kJ.

  1. Considerando la gasolina como octano puro, C8H18, calcula el calor producido cuando se quema totalmente 1 L de gasolina en condiciones estándar. (densidad gasolina: 800 kg·m-3; calor de combustión del octano: - 5471 kJ·mol-1.
  2. Formula la reacción de combustión del metano y calcula cuántos kilogramos de este gas debe quemarse en condiciones estándar para producir 3,7·106 kJ de calor si se sabe que sólo se aprovecha el 75% del calor obtenido en la combustión. Sol.: 64,89 kg