Quimica

QUÍMICA – Termoquímica

*Ejercicio Selectividad resuelto:
En la combustión de 5 g de metano, CH4 , llevada a cabo a presión constante y a 25 ºC, se desprenden 275 kJ. En estas condiciones, determine:
a) La entalpía de formación y de combustión del metano.
b) El volumen de metano necesario para producir 1 m3 de CO2 , medidos a 25ºC y 1 atm.
Datos: ∆Hºf [CO2(g)] = −393 kJ/mol,∆Hºf [H2O(l)] = −285’8 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; H = 1.
*Desarrollo:
a) empezaremos con la entalpía de combustión del metano, ya que los datos del enunciado nos permiten calcularla casi directamente, 5 g de CH4 es la masa de 0,31 mol de CH4

275 kj = 275 kj = 887,1 KJ
5 g CH4 = 0,31 mol CH4 = 887,1 mol CH4

*Esto significa que en lacombustión de 1 mol de CH4 se desprenden 887,1 kJ de energía en forma de calor, por tanto, ∆H˚combustion = - 887,1 kJ/mol
a) para determinar la entalpía de formación del metano
- escribimos la reacción de combustión del metano
CH4(g) + 2 O2(g) --> CO2(g) + 2 H2O(l); ∆H˚combustion
a esta reacción le aplicamos
∆H˚combustion = ∑n·∆H˚fproductos - ∑n·∆H˚freactivos
∆H˚c =2·∆H˚fH2O + ∆H˚fCO2 - (∆H˚fCH4+2·∆H˚fO2)‏
- 887,1 = 2·(−285’8) + (−393) - (∆H˚fCH4+2· 0)‏
∆H˚fCH4= - 77,5 kJ/mol

LEYES GENERALES DE LA QUÍMICA
LEY DE LAVOISIER O DE CONSERVACIÓN DE LA MASA: En cualquier sistema material, la masa permanece
constante, sea cual sea la transformación que ocurra en él, o bien En toda reacción química ordinaria la masa
de los reactivos es igual a la masa de losproductos.
Resolvamos 7 ejercicios.
1.- NaOH + H2SO4 ---------------> NA2SO4 + H2O

Lo primero es balancear la ecuación y lo haremos al tanteo.

1.- 2 NaOH + H2SO4 ---------------> NA2SO4 + 2H2O

Ahora la ecuación está balanceada y obtengamos el "Peso Molecular de cada sustancia"

2 ( PM NaOH) + (PM H2SO4 ) = (PM NA2SO4 ) + 2 (PM H2O)

Observamos que el peso molecular será por cadasustancia.

Na = 23
O = 16
H = 1
S = 32

Ahora tendremos:

2 (23 + 16 + 1) + (2*1 + 32 + 16*4 ) = (23 * 2 + 32 + 16 * 4) + 2 (2 * 1 + 16 )

Si te das cuenta lo que único que coloqué fueron los pesos moleculares de cada elemento y luego necesito sacar el peso molecular del compuesto.

2 (23 + 16 + 1) + (2*1 + 32 + 16*4 ) = (23 * 2 + 32 + 16 * 4) + 2 (2 * 1 + 16 )

2 ( 40 g ) + 98 g =142 g + 2 (18 )
80g + 96g = 142 + 36

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178 gramos = 178 gramos
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Cogemos 1,5 gramos de AgNO3 y lo disolvemos el agua, lo ponemos en contacto con cobre y se crea Ag, que pesa 0,88. Luego esta a esta plata se le añade HNO3 y se vuelve a crear AgNO3 que ahora debería pesar 1,5 g, pero al haber perdido un poco en los pasos anteriores, por ejemploimpregnada en la varilla oxidación que se haya caído del vaso, pesa 1,46g. Ahora este AgNO3 se mezcla con 1g NaCl y se forma un sólido,se filtra y la disolución se deja evaporar, se pesan las dos sustancias y al sumarlas tiene que dar 2,5g, uno de NaCl y 1,5 de AgNO3 pero al haber perdido otra vez sólo pesa 2,44g. Si la practica se hubiera realizado perfectamente pesaría mas, porque en los primeros pasosse ha arrastrado un poco de cobre.
2 AgNO3 + Cu ® 2Ag + CuNO3
Ag + HNO3 ® HNO2 + AgNO3
AgNO3 + NaCl ® AgCl + NaNO3

Ejercicios Resueltos de la Ley de Proust
Esta ley dice que cuando dos o más elementos se unen para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en una relación constante de peso.

Esta ley se puede ilustrar con el siguiente ejemplo:
2 H2 + O2 -----------> 2 H2O
4g + 32g36g
Establenciendo la relación de pesos reacccionantes o sea el hidrógeno y oxigeno se obtiene el siguiente ejemplo.

gramos de H2. . . . . . . 4g
------------------------- = -------------- = 0.125
gramos de O2. . . . . . 32g

Ese factor se le llama gravimétrico, es una constante y por lo tanto puede usarse para calcular el peso de oxigeno que se combina con un peso dado de hidrógeno....