Exemplos de preguntas sobre entalpía e cambios de entalpía
A entalpía é un concepto clave na termodinámica química, que se atopa con frecuencia en diversos temas de química, desde reaccións químicas ata cambios de fase. Neste artigo, revisaremos varios problemas de exemplo e discutiremos a entalpía e os cambios de entalpía para axudarnos a comprender mellor o concepto.
Entendendo a entalpía
A entalpía (H) é a cantidade total de enerxía nun sistema termodinámico. Inclúe non só a enerxía interna almacenada nas partículas, senón tamén a enerxía necesaria para crear espazo para as partículas nun ambiente de presión determinado. A entalpía mídese en joules (J) no Sistema Internacional (SI).
Matematicamente, a entalpía defínese como:
\[ H = U + PV \]
Onde:
– \(H \) é a entalpía
– \(U\) é a enerxía interna
– \(P \) é a presión
– \(V \) é o volume
Cambio de entalpía
A variación de entalpía (ΔH) ocorre cando ten lugar unha reacción química ou un proceso físico. Esta variación de entalpía pódese definir como a cantidade de calor liberada ou absorbida por un sistema a presión constante. Matematicamente:
\[ ΔH = H_{\text{produto}} – H_{\text{reactivo}} \]
As reaccións exotérmicas son reaccións que liberan calor ao ambiente e, nestas reaccións, ΔH é negativo. Mentres tanto, unha reacción endotérmica é unha reacción que absorbe calor do ambiente e, nesta reacción, ΔH ten un valor positivo.
Exemplos de preguntas e debate
Exemplo de pregunta 1: Cambio na entalpía de combustión
Pregunta:
Sábese que a combustión completa dun mol de metano (CH4) produce dióxido de carbono (CO2) e auga (H2O). Os datos de entalpía de formación son os seguintes:
– (ΔH_{f, H_2O(l) = -285.8 kJ/mol)
– (ΔH_{f, CO_2 (g) = -393.5 kJ/mol)
– (ΔH_{f, CH_4(g) = -74.8 kJ/mol)
Calcula a variación de entalpía (ΔH) da reacción de combustión.
Debate:
A reacción de combustión do metano é:
\[ CH_4 (g) + 2 O_2 (g) \rightarrow CO_2 (g) + 2 H_2O (l) \]
A variación de entalpía da reacción (\(ΔH\)) pódese calcular usando a entalpía de formación:
\[ ΔH = \Sigma \ΔH_f \text{produtos} – \Sigma \ΔH_f \text{reactivos} \]
Produto:
ΔH_f (CO_2 (g)) = -393.5 kJ/mol
ΔH_f (H_2O(l)) = -285.8 kJ/mol
Entalpía total dos produtos:
\[ (-393.5 \text{kJ/mol}) + 2 \text(-285.8 \text{kJ/mol}) = -393.5 – 571.6 = -965.1 \text{kJ/mol} \]
Reactivos:
ΔH_f (CH_4 (g)) = -74.8 kJ/mol
ΔH_f (O_2 (g)) = 0 kJ/mol
(O osíxeno no seu estado estándar ten unha entalpía de formación de cero.)
Entalpía total dos reactivos:
\[ (-74.8 \text{kJ/mol}) + 2 \times (0 \text{kJ/mol}) = -74.8 \text{kJ/mol} \]
Entón, a variación de entalpía (ΔH)) é:
\[ \Delta H = -965.1 \text{kJ/mol} – (-74.8 \text{kJ/mol}) \]
\[ \Delta H = -965.1 + 74.8 \]
\[ ΔH = -890.3 \text{kJ/mol} \]
Entón, a variación de entalpía para a combustión de 1 mol de metano é de \(-890.3 \text{kJ/mol}\).
Exemplo de pregunta 2: Cambios de entalpía en procesos físicos
Pregunta:
Calcula a variación de entalpía cando 50 gramos de xeo (\(H_2O_{(s)}\)) a 0 °C se funden en auga (\(H_2O_{(l)}\)) a 0 °C. Sábese que a calor de fusión do xeo (\( \Delta H_{\text{fus}} \)) é de 6.01 kJ/mol e a masa molar da auga é de 18 g/mol.
Debate:
O primeiro paso é calcular o número de moles de xeo.
\[ \text{Moles de xeo} = \frac{50 \text{g}}{18 \text{g/mol}} \aprox. 2.78 \text{mol} \]
A continuación, calculamos a variación de entalpía para a fusión do xeo:
\[ ΔH = n ΔH_{\text{fus}} \]
ΔH = 2.78 mol → 6.01 kJ/mol
\[ ΔH \aprox. 16.7 \text{kJ} \]
Entón, a variación de entalpía ao fundir 50 gramos de xeo a 0 °C é duns 16.7 kJ. Este é un proceso endotérmico porque o xeo absorbe calor para converterse en auga.
Exemplo 3: Reacción de Hess
Pregunta:
Emprega a lei de Hess para determinar a variación de entalpía para a seguinte reacción:
\[ 2 C(grafito) + 3 H_2(g) \rightarrow C_2H_6(g) \]
Coñécense varias reaccións coas súas respectivas variacións de entalpía:
1. (C(grafito) + O₂(g)⁻ CO₂(g), ΔH = -393.5 kJ)
2. (H_2(g) + \frac{1}{2}O_2(g) \rightarrow H_2O(l), \Delta H = -285.8 \text{kJ})
3. (2 C_2H_6(g) + 7 O_2(g) = 4 CO_2(g) + 6 H_2O(l), ΔH = -3119.6 kJ)
Debate:
Para calcular a variación de entalpía (\(ΔH\)) da reacción, precisamos inverter e multiplicar algunhas das reaccións para que coincidan coa reacción obxectivo.
Pasos:
1. Cambia a reacción \(C_2H_6 \rightarrow 2 CO_2 + 3 H_2O\):
\[2C_2H_6(g) + 7O_2(g) \rightarrow 4 CO_2(g) + 6H_2O(l), \Delta H = -3119.6 \text{kJ}\]
Reaccións inversas e divididas:
\[ 4CO_2(g) + 6H_2O(l) \rightarrow 2C_2H_6(g) + 7O_2(g), \Delta H = 3119.6/2 = 1559.8 \text{kJ} \]
2. Reacción (C → CO_2):
\[ 4C(grafito) + 4O_2(g) \rightarrow 4CO_2(g), \Delta H = 4 × -393.5 = -1574 \text{kJ} \]
3. Reacción \(H_2\rightarrow H_2O\):
\[ 6H_2(g) + 3O_2(g) \rightarrow 6H_2O(l), \Delta H = 6 \times -285.8 = -1714.8 \text{kJ} \]
Combinando todo isto, obtemos:
\[2C(grafito) + 3H_2(g) \rightarrow C_2H_6\]
\[ ΔH = 1559.8 – 1574 – 1714.8 = -1729 \text{kJ}\]
Entón, a variación de entalpía da reacción de 2 moles de grafito e 3 moles de \(H_2\) a \(C_2H_6(g)\) é de -1729 kJ.
Polo tanto, comprender o concepto de entalpía e a súa aplicación a varios tipos de reaccións proporciona información sobre como a enerxía está implicada nos cambios químicos e físicos. Os problemas anteriores son algúns exemplos que se usan con frecuencia no currículo para reforzar a comprensión destes conceptos.
