Carolina Crespo

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN

Se llama entalpía de reacción al incremento entálpico de una reacción en la cual,

tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de sustancias disueltas = 1 M). 

Se expresa como ∆Hº y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción. 

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (CALOR DE FORMACIÓN).

Es el incremento entálpico (∆H) que se produce en la reacción de formación de un

mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en el estado físico normal

(en condiciones estándar). 

Se expresa como ∆Hfº  Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ∆H y

el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.

                                               C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆Hfº = – 393,13 kJ/mol

                                           H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hfº = – 285,8 kJ/mol 

LEY DE HESS.

"∆H” en una reacción química es constante con independencia de que la

reacción se produzca en una o más etapas.

ENERGÍA DE ENLACE.

Es la energía necesaria para romper un mol de un enlace de una sustancia en

estado gaseoso.

CÁLCULO DE ∆Hº A PARTIR DE LAS ENERGÍA DE ENLACE.

Aplicando la ley de Hess también puede obtenerse la energía de una reacción si

sabemos qué enlaces se tienen que romper y cuáles se tienen que formar.

                                               C₃H₈ + 5O₂ -----> 3CO₂ + 4H₂O

                                       enlaces rotos:               enlances formados:

                                                   2 C-C                          6C=O

                                                  8 C-H                           8 H-O     

                                                 5 O=O

AHº = 2 X 347 + 8 X 413 + 5 X 499 - 6 X 745 - 8 X 460 = -1657

ENTROPÍA (S)

Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse.

C₃H₈ + 5O₂ -----> 3CO₂ + 4H₂O

              3C + 4H₂ -----> C₃H_{8                    -104 KJ/MOL}  

 _5X  (  O₂  -----> O₂   )                          ₀

         3X ( C +O₂  -----> CO₂  )                    _-393KJ/MOL

      _4X (H_{2 + 1/2}O₂   -----> H₂O)                    -285 KJ/MOL

  

AH = -285 - 393 -(-104) - 0 = -2215 KJ/MOL

Problemas para el Lunes.

2002 Junio Cuestión C


2007 septiembre opción 2 problemas 2


PROBLEMA 2.- La entalpía para la reacción de obtención del benceno líquido a partir de etino según la
reacción: 3 C2H2 (g) → C6H6 (l) es −631 kJ· mol−1. En todo el proceso la temperatura es 25 º C y la
presión 15 atm. Calcula:
a) Volumen de etino necesario para obtener 0,25 L de benceno líquido.
b) Cantidad de calor que se desprende en el proceso.
c) Densidad del etino en dichas condiciones.
DATOS: R = 0,082 atm · L · mol−1 · K−1  ; d benceno = 0,874 g·cm3  ; Ar(H) = 1 u; Ar(C) = 12 u.
 Resultado: a) V = 13,68 L; b) Q = − 1766,8 kJ; c) detino = 0,015 g · mL−−−1


CUESTIÓN 3.- En una reacción de combustión de etano en fase gaseosa se consume todo el etano:
a) Escribe y ajusta la reacción de combustión.
b) Escribe la expresión para el cálculo de la entalpía de reacción (∆Hro) a partir de las entalpías
de formación ((∆Hfo).
d) Justifica el signo de las magnitudes ∆Hr
.

Resueltos en esta dirección

TERMOQUÍMICA

 La termoquímica es la parte de la química que se basa en el estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.

        A)SISTEMA, parte pequeña del Universo que se aísla para someterse a un estudio. Podemos diferenciar tres tipos:

1. Abierto: intercambia materia y energía con el entorno (una vela al aire libre)
2. Cerrado: no intercambia materia pero si energía (una vela tapada con un vaso, calienta el vaso)
3. Aislado: ni entran ni salen materias y energías (una vela en un termo, que mantiene el calor pero no le permite salir)

         B) Hay dos tipos de reacciones, las endotérmicas, que absorben energía del exterior, y exotérmicas, que desprenden energía.  

        C) Variables de estado, magnitudes que cambian a lo largo de un proceso (reacción química)

                Ejemplos:   

                   -Presión

                   -Temperatura

                   -Volumen

                   -Concentración...

       

       D) Funciones de estado 

       E) Primer principio de la termodinámica/ principio de conservación de la energía.

               Principio que sigue el criterio de que la energía ni se crea ni se destruye, si no que se transforma.

               La energía interna, representada U, es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de            todas las moléculas.

                 Energía interna (U) = Energía cinética interna + Energía de los enlaces

                                     

            ΔU = Uf - Ui = Q +W

experimento lata de cocacola         

  

                 

       Paula Álvarez Boillot

Examen de enlace químico

Examen obtenido de Junta de Andalucía   Preparación de las pruebas PAU.

Cuestiones resueltas de selectividad. J. Campillo Página 63

Números atómicos. Ca 20  Cl:17  I: 53  C:6  H:1  K:19  H:1  Hg: 80  N:7  P:15  Si:14  F:9

1.  Haz un esquema del ciclo de Born- Haber para el CaCl₂ y calcula ∆H_f^o por mol de

CaCl2 (s) utilizando los valores de las energías de los procesos:

 Sublimación del calcio: 178,2 kJ · mol–1

 Disociación de la molécula de cloro: 243,2 kJ · mol

 Primera energía de ionización del calcio: 590 kJ · mol–1

 Segunda energía de ionización del calcio: 1.145 kJ · mol–1

 Afinidad electrónica del cloro: – 348,0 kJ · mol–1

 Energía de red  (reticular) del CaCl2: – 2.223 kJ · mol–1

2. Para las especies químicas: yodo I, metano CH₄ , cloruro de potasio KCl, cloruro de

Hidrógeno HCl, mercurio  Hg, y amoníaco NH₃ , indique de forma razonada:

a) Las que poseen enlace covalente, metálico o iónico

b) De las que tienen enlace covalente indicar  las que son polares o no polares, teniendo en cuenta su geometría.

 3. Dadas las especies moleculares PF₃ y SiF₄.

a) Determine su geometría mediante la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia y la hibridación de orbitales

b) Razone si los enlaces P-F  o Si-F serán polares.

c) Razone si las moléculas presentarán momento dipolar.

4.

a) Represente, según la teoría de Lewis, las moléculas de etano (C₂H₆), eteno (C₂H₄) y etino (C₂H₂).

b) Qué tipo de hibridación presenta el carbono en cada una de las moléculas.

5. Justifique la veracidad  (utilizando tus conocimientos del enlace) de las siguientes afirmaciones:

a) El agua pura es mala conductora de la electricidad.

b) El cloruro de sodio, en estado sólido, no conduce la electricidad.

c) La disolución formada por  azúcar (C₁₂H₂₂O₁₁) en agua no conduce la electricidad.

d) El potasio  conduce la electricidad.

e) El diamante es una sustancia muy dura.

f) El Helio es un gas a temperaturas muy bajas.

problemas de selectividad sobre enlace químico

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examen con solución de Cartagena.

y en fqcolindres exámenes de PAu cantabria.

Un posible examen. Justo el del año pasado

1. 1 Considera las siguientes configuraciones electrónicas:

1ª) 1s²   2s² 2p⁶  3s¹   2ª) 1s²  2s¹ 2p¹   3ª)1s² 2s² 2p⁵    4ª) 1s² 2s² 2p⁷  

5º) 1s² 2s² 2p⁶  3s²3p⁶  4s² 3d¹

a) Razona cuáles no son posibles.

En los que sean posibles:

b) Deduce los electrones que  tienen tendencia a ganar o a perder y el signo del ión que se formará.

c) Indica si hay alguno que no esté en su estado fundamental.

d) Indica los números cuánticos posibles del último electrón.

2, Escribir la estructura electrónica de los elementos con número atómico 19, 35 y 36; contestar las siguientes cuestiones justificando cada una de las respuestas:

a)  Situar en una tabla periódica cada uno de los tres elementos indicando el grupo y periodo al que pertenecen.

c) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?

d) ¿Cuál es el elemento más electropositivo y cuál el más electronegativo?

e) ¿Cuál será el más grande y cual el más pequeño?.

3. a) Define energía reticular.

b) Diseña el ciclo de Born-Haber para el cloruro de litio y calcula el valor de la afinidad electrónica  del cloro, a partir de los siguientes datos:

DATOS: Esub (Li)= 155 kJ/mol ; Edis (Cl-Cl)= 494 kJ/mol ; Ei (Li)= 520 kJ/mol ;

; Uret (LiCl)= -2799 kJ/mol ; ∆Hf (LiCl)= -596 kJ/mol

4. Dadas las especies químicas BCl3 y NCl3.

a) Razona la geometría de cada molécula según el método de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia, indicando la hibridación del átomo central.

b) Polaridad de los enlaces B-Cl y N-Cl.

c) polaridad de las moléculas de BCl₃  y NCl₃

_d) Justifica porqué el NCl₃ es líquido a temperatura más alta  que el BCl₃

5. Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) C (diamante), 3) metano  CH₄ , 4) cloruro de potasio y 5) agua, escoge  justificadamente las más representativas de:

a. Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la

temperatura ambiente.

b. Una sustancia de alta conductividad eléctrica, que funde alrededor de los 100°C.

c. Una sustancia covalente de muy alto punto de fusión.

d. Una sustancia no conductora que se transforma en conductora el fundir.

e. Una sustancia con enlaces de hidrógeno.

Na:11  C:6  H:1  K:19  Cl:17

6.  Explica mediante el esquema de Lewis (Átomo con puntitos) el enlace covalente para formar las moléculas de H-H,  F-F,  HF y H₂O.     H:1  F:9  O:8

Estás moléculas se unen entre sí para formar líquidos o sólidos. Ordena los enlaces entre las moléculas de más intensidad a menos intensidad  justificando tu afirmación.

¿Cómo se llaman esos enlaces entre las moléculas?

seguimos practicando el enlace:

1.      A partir de los átomos A y B cuyas configuraciones electrónicas son, respectivamente, 1s²2s² 2p² y 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

a)     Explique la posible existencia de las moléculas: AB, B₂ y AB₄. 

b)     Justifique la geometría de la molécula AB₄. 

c)     Discuta la existencia o no de momento dipolar en AB₄. 

2.     Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas:

a)     Un hilo de cobre. 

b)     Un cristal de Cu(NO₃)₂ . 

c)     Una disolución de Cu(NO₃)₂ . 

3.     En los siguientes compuestos: BCl₃ , SiF₄ y BeCl₂.

a)     Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. 

b)     ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central? 

4.     Dadas las especies: H₂O, NH₄⁺ y PH₃

a)     Represéntelas mediante estructuras de Lewis. .

b)     Justifique su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia. 

5.      

a)     Escriba el ciclo de Born-Haber para el KCl.

b)     ¿Cómo explica el hecho de que los metales sean conductores de la electricidad? 

Soluciones  aquí

examen de enlace químico

Hazte un resumen de la lección a partir de los apuntes.

Publica la solución a algún ejercicio de estos si sabes hacerlos.   

Responde a los siguientes apartados:

a) Define energía reticular.

b) Diseña el ciclo de Born-Haber para el óxido de litio y calcula el valor de la afinidad electrónica 2ª del oxígeno, a partir de los siguientes datos:

DATOS: Esub (Li)= 155 kJ/mol ; Edis (O=O)= 494 kJ/mol ; EI1 (Li)= 520 kJ/mol ;  EA1 (O)= -149 kJ/mol ; Uret (Li2O)= -2799 kJ/mol ; ∆Hf (Li2O)= -596 kJ/mol

2. Dadas las especies químicas BCl3 y NCl3.

a) Escribe la estructura de Lewis de cada molécula.

b) Razona la geometría de cada molécula según el método de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia, indicando la hibridación del átomo central.

c) Considerando las geometrías moleculares, razona acerca de la polaridad de ambas moléculas.

3. Para las especies químicas: yodo, metano, cloruro de potasio, cloruro de hidrógeno, mercurio y amoníaco, indica de forma razonada:

a) Las que poseen enlace covalente.

b) De entre las del apartado a), las que son polares, teniendo en cuenta su geometría.

c) La de mayor temperatura de fusión.

4. La tabla que sigue corresponde a los puntos de fusión de distintos sólidos iónicos

Compuesto               NaF     NaCl    NaBr    NaI

Punto de fusión(°C) 980     801      755      651

 a) Considerando los valores anteriores, indica cómo variará la energía reticular en este grupo de compuestos y razona cuál es la causa de esa variación.

b) Ordénalos de menor a mayor solubilidad en agua.

5. Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) C (diamante), 3) metano, 4) cloruro de potasio y 5) agua, escoge las más representativas de:

a. Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la temperatura ambiente.

b. Una sustancia de alta conductividad eléctrica, que funde alrededor de los 100°C.

c. Una sustancia covalente de muy alto punto de fusión.

d. Una sustancia no conductora que se transforma en conductora el fundir.

e. Una sustancia con enlaces de hidrógeno.

6. ¿Qué es la resonancia? Utiliza el ion CO₃^2- para ejemplificarlo. 

Para mañana.

1.- Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF, HI y HCl. Justificar brevemente la respuesta. 2.- Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se observa que en la primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justifique esto de forma razonada. 3.- A partir de las configuraciones electrónicas de los correspondientes átomos, dé las estructuras de Lewis de las especies químicas : NF3 , NO2- y NO3-.  Justificar la forma de la molécula de  trifluoruro de nitrógeno e indicar si es  o no una molécula polar. 4.-  Defina qué se entiende por energía reticular y en qué tipo de compuestos se utiliza.. información en el enlace.

Trabajo para el Lunes y el Martes

Problemas familiares graves me retienen en Burgos, el  Lunes y  el  Martes.

Os conviene  estudiar  por vuestra cuenta el enlace metálico. Repasar el enlace covalente y el enlace iónico y hacer los problemas que vienen en los apuntes.

Buscar y resolver  problemas de selectividad de Cantabria (recuerda fq colindres) relacionados con el enlace.