ea0 energia en acciÓcesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/ea v1.3/eaglobal.pdfbmw de 3000...

Energia en acció 1 Química en context

Aquesta obra està subjecta a una llicència de Reconeixement-NoComercial-SenseObraDerivada 3.0 No adaptada de Creative Commons

EA0 ENERGIA EN ACCIÓ

EA 0

pàg Energia en acció

Aspectes energètics de les transformacions químiques.

Valoració de la importància de l’aspecte energètic de les reaccions químiques en particular de les reaccions de combustió.

EA 0.1

3 Em vull comprar un cotxe

Reflexions sobre els mitjans de transport.

EA 0.2

5 Gasolina o cotxes elèctrics

Controvèrsia cotxes elèctrics amb els de combustibles convencionals.

EA0.1 Em vull comprar un cotxe pàg. 3

http://creativecommons.org/licenses/by-nc-nd/3.0/


EA0.2 Gasolina o cotxes elèctrics pàg. 5


“Em vull comprar un cotxe”

Per fi ha arribat el moment. Fa un parell d'anys que treballo de tècnic de rajos a l'Hospital Clínic després d'acabar el cicle formatiu de grau superior de “Diagnòstic per la imatge” i he procurat estalviar bona part del meu sou per a fer realitat un somni: comprar-me un cotxe. Sempre recordaré el dia d'avui, una tarda de juny en què he agafat, potser per últim cop, la meva bicicleta i he començat a fer camí cap al concessionari.

Els somnis són ben curiosos i en ells visc amb molta intensitat una gran passió de l'ésser humà: la velocitat. Algun cop m'he despertat amb els braços estesos com si estigués agafant el volant d'un fórmula 1, potser de tant veure l'Alonso a la tele. Sempre m'ha fascinat els motors a reacció que impulsen els avions “caza” que surten a les pel·lícules americanes i que poden trencar la barrera del

so o els cotxes amb super-impuls nitro de l’últim videojoc de la play. Encara recordo quan vam

anar a Port Aventura amb l'institut a 2n de batxillerat, vaig pujar a l'Huracà Cóndor: 115 m de caiguda lliure que em van fer pensar en els astronautes dels coets espacials de la NASA durant el moment d'enlairar-se. Tanmateix, per assolir aquestes velocitats és necessària una gran quantitat d'energia que prové dels combustibles d'aquests monstres mecànics.

Sóc ben conscient que, amb el meu sou, no podria mantenir ni tan sols el consum de gasolina d'un BMW de 3000 cc, però tampoc cal que em conformi amb el cotxe d'hidrogen en miniatura que vam fer en un projecte de tecno a 4t. També recordo com tots els profes ens van parlar del canvi climàtic i de l'emissió de CO2, vam calcular la nostra petjada ecològica amb aquell simulador d'internet. Aleshores, convé tocar de peus a terra i ser més mesurat a l'hora de consumir, i ser més respectuós amb el planeta. humil amb la meva compra i respectuós amb el planeta. A més, pel que diuen, el petroli s'acabarà tard o d'hora.

En arribar al concessionari, la rebuda ha estat d'allò més reial, només ha faltat una catifa vermella a l'estil de Hollywood o que els comercials, desitjosos de comissions, em fessin la “ola” en entrar. El

cert és que la crisi ha provocat una davallada a la venta de vehicles de motor. En entrar al local he dit: “voldria comprar-me un cotxe.” Encara no havia acabat la frase quan el senyor ha començat a

parlar-me de cilindrades, velocitats màximes, de mitjanes de litres als 100 km, de motors dièsel, motors de gasolina, d'acceleració de 0 a 100 km/h en no sé quants segons, etc. Enmig d'aquest allau d'especificacions tècniques he preguntat al venedor: “Tenen cotxes elèctrics? M'agradaria que el

meu cotxe fos respectuós amb el medi ambient”. La cara del bon home ha canviat de color, m'ha

comentat que els models de què disposa la seva empresa no tenen gaire autonomia, ni assoleixen grans velocitats i, a més, són molt més cars. “Mi gozo en un pozo” vaig pensar.

Després de molt rumiar, crec que seguiré utilitzant la meva estimada bicicleta pel bé del planeta i de pas em servirà per començar l'operació bikini d'aquest any. Tinc un “michelin” que em surt pel


costat que m'agradaria fer-lo desaparèixer abans de començar a anar a la platja. La meva estranya afició de llegir les etiquetes de tot el que menjo em fa passar el dia calculant calories. Aquest matí un cacaolat (240 kcal) i dos donuts de xocolata (340 kcal) per esmorzar. Per cremar totes aquestes calories, pel que m'ha dit el Sr. Google, hauré d'anar unes dues hores en bicicleta... Encara no he començat i ja estic cansat.

1. Per què penseu que tenen tants inconvenients els cotxes elèctrics?

2. Esmenteu dues raons que justifiquin perquè es va estendre tant l'ús de la gasolina.

3. Expliqueu el significat que creus que té la frase: “l'energia prové dels combustibles”?

4. Del text que acabeu de llegir, es desprèn que tota posada en moviment requereix energia que normalment prové d'un combustible. Quin és el combustible que fa córrer la bicicleta d'aquest noi?

5. Informeu-vos sobre quin combustible utilitzen els coets espacials i per què.

6. Feu una llista de combustibles que conegueu tot indicant per a què es fan servir. Penseu en algun criteri per a escollir el millor combustible de tots.

7. Consulteu el següent web: http://www.coches-es.com/noticias/coches-es-ensena-%C2%BFcomo-funciona-el-tan-famoso-nitro/ Expliqueu en dues línies en què consisteix el “nitro” del videojoc del text.

8. Escolliu un model de cotxe i busqueu a internet les especificacions tècniques de què parla el text.

9. Utilitzeu internet per a trobar la següent informació sobre els cotxes de combustió d'hidrogen:

a) Quin combustible utilitzen ?

b) Com s'extreu l'energia d'aquest combustible?

c) D'on prové el combustible?

d) Quins contaminants es generen durant l'ús d'aquests cotxes?

e) Quin inconvenient tenen aquests cotxes?

10. Hi ha un altre tipus de cotxes d'hidrogen que funcionen amb bateries. Honda a comercialitzat un cotxe amb aquest funcionament, es diu “FCX clarity”. Consulteu aquest web i expliqueu com

funcionen aquests cotxes: http://automobiles.honda.com/spanish/fcx-clarity/

11. Observeu les següents reaccions químiques i responeu:

H2 + ½ O2 --> H2O

H2O --> H2 + ½ O2

a) En què s'assemblen aquestes reaccions?

b) On i com poden tenir lloc?

http://www.coches-es.com/noticias/coches-es-ensena-¿como-funciona-el-tan-famoso-nitro/

http://www.coches-es.com/noticias/coches-es-ensena-¿como-funciona-el-tan-famoso-nitro/

http://automobiles.honda.com/spanish/fcx-clarity/


Figura 1. Aparcaments del futur per a vehicles elèctrics.

Gasolina o cotxes elèctrics?

Us proposem una activitat cooperativa.

Treballareu en grups de tres persones. Cadascú llegeix un bloc del text A, B o C i respon les preguntes de cada bloc.

Després de posar les informacions en comú i utilitzant les dades necessàries, redacteu un document que expliqui:

- Els avantatges i els inconvenients de la gasolina en front dels cotxes elèctrics.

- Quins són els reptes en la gestió de l’energia i quines propostes pot oferir la química al

futur dels sistemes de transport.

BLOC A- La gasolina té avantatges

Per què no utilitzem vehicles elèctrics? Al cap i a la fi són nets, silenciosos i gairebé no contaminen.

Habitualment només s’utilitzen en situacions on no s’exigeix una excessiva rapidesa o autonomia,

com són la càrrega i descàrrega d’equipatges, el transport de mercaderies dins els magatzems, les

instal·lacions industrials, etc.

Un inconvenient dels vehicles elèctrics és el seu baix rendiment, causat principalment pel pes de les bateries que han de transportar. Un altre inconvenient és que tarden molt de temps en recarregar les bateries. Un vehicle elèctric s’ha de recarregar durant vàries hores cada nit. El

flux d’energia elèctrica cap a les bateries és de 55 joules per segon (55 Js-1 = 55 W) aproximadament.

Les futures estacions de servei per a cotxes elèctrics hauran de tenir sistemes ràpids de recàrrega de bateries per tal de vèncer els problemes fonamentals del cotxe elèctric: el temps de càrrega i l’escassa autonomia, donada

l’alta relació massa de les bateries/energia produïda.

En els aparcaments de cotxes elèctrics del futur, mentre el conductor és a la feina o a comprar, es podrien recarregar les bateries del cotxe o canviar-les per una bateria carregada. (Figura 1)


Figura 2. Un assortidor de gasolina dispensa combustibles amb una potència de 34 MJ·s-1(34 MW).

Compareu ara el temps de recàrrega de les bateries dels cotxes elèctrics amb el temps que es tarda a omplir el dipòsit d’un cotxe de gasolina. Un assortidor subministra gasolina a

raó d’un litre per segon (Ls-1), aproximadament, i aquest litre de gasolina proporciona, quan es crema, una energia de 34.000.000 J. Un assortidor de gasolina 34 MJ d’energia per segon, és a dir una potència de 34 MW.

La gasolina és una font d’energia altament concentrada.

Si a més tenim en compte com de fàcil i econòmic és, relativament, construir motors de gasolina, no és gens estrany que la gasolina sigui tan popular.

Tanmateix, els avenços de la tecnologia actual han millorat els vehicles elèctrics. Alguns models, segons dades del 2007 poden anar a 75 km/h i tarden 3 hores per una recàrrega completa i els preus han baixat. Una central termoelèctrica gran (2000MW) proporcionen la mateixa potència que cinquanta-nou assortidors de gasolina.

Responeu i raoneu les respostes:

1.- Quantes vegades més ràpid transfereix energia al vehicle un assortidor de gasolina que un carregador de bateries?

2.- Si una central tèrmica subministra una potència de 1000 MW, a quants assortidors de gasolina equival?

BLOC B.... però té alguns inconvenients

La gasolina té l’inconvenient que és un recurs no renovable, ja que les reserves de petroli són

limitades, probablement no duraran més de 100 anys. A més necessitem el petroli per a d’altres

finalitats, no només per aconseguir gasolina. El cru de petroli proporciona els materials de partida —o matèries primeres— per a la indústria petroquímica. Per exemple, s’usa en la fabricació

de fibres sintètiques, detergents i productes farmacèutics. A mesura que les reserves es vagin exhaurint, els derivats del petroli seran massa valuosos com per cremar-los als motors dels cotxes. Es pot pensar que estem cometent un error històric al cremar quelcom tan valuós. Les generacions futures diran: “a finals del segle XX i principis del XXI pràcticament quasi totes les substàncies

obtingudes del petroli s’utilitzaven per a ser cremades als motors de diferents vehicles i màquines”.

Un altre dels inconvenients de la gasolina i del dièsel són la contaminació que originen. Quan es crema produeix diòxid de carboni, que és la causa principal de l’efecte hivernacle. La gasolina

produeix també altres tipus d’emissions contaminants.

La figura 2 mostra els consums mitjans per passatger per a diferents mitjans de transport. A partir d’aquestes dades podríem argumentar quins mitjans de transport caldria potenciar i quins intentar

no emprar.

kWh per km recorregut i per passatger

0 5 10 15

bicicleta

ciclomotor ferrocarril

metro avió a reacció

vaixell automòbil helicòpter

llanxa ràpida 15 13

8 6,5

3 1

1 0,5

0,2

Figura 2 Consum energètic de diversos mitjans de transport per passatger.


Responeu i raoneu les vostres respostes:

1.- Quines indústries tenen com a matèria primera el petroli?

2.- Quins inconvenients trobeu en cremar petroli ? La química els podria solucionar?

3.- Quins mitjans de transport caldria potenciar i quins evitar? Per què?

Cerca d’informació.

1. Escolliu dos models de vehicle utilitari. Calculeu i compareu les emissions de diòxid de carboni (CO2). Busqueu també informació sobre les emissions d’òxid de nitrogen.

2. Calculeu les emissions de CO2 per a 2 tipus de mitjà de transport a partir de les dades del web http://www.ceroco2.org/generalitat/Calcular/default.aspx. Podeu utilitzar l’apartat de desplaçaments per

carretera i desplaçaments en avió. Argumenteu a favor i en contra de cadascun dels dos mitjans.

BLOC C.... la química els pot solucionar

Per tal que minimitzar els inconvenients de la gasolina, caldria millorar el funcionament dels motors dels automòbils per tal que la combustió de la gasolina sigui tan neta i eficient com sigui possible. A més de canviar els hàbits, caldrà que canvien els hàbits de transport, caldrà també desenvolupar els combustibles apropiats per substituir la gasolina en el transport col·lectiu del futur, per tal d’intentar disminuir el consum d’energia per persona. Un dels temes principals

d’aquesta unitat és descriure com la química pot contribuir a aconseguir aquests objectius.

Hi ha una necessitat real de millorar el rendiment dels motors d’automòbils de manera que cremin

gasolina i dièsel de la manera més neta i eficient possible. També és necessari trobar fuels adequats per substituir la gasolina i el dièsel en el futur. En aquesta unitat coneixereu la manera com la química pot contribuir a aquesta tasca. Per això caldrà aprendre la química de la combustió i entendre d’on prové l’energia quan un combustible es crema.

Responeu i raoneu les vostres respostes:

1.- Quines alternatives poden reduir els inconvenients que presenta la combustió de la gasolina?

2.- Com pot la química reduir el consum d’energia per persona ?

3.- Quins coneixements de química ens cal desenvolupar?

http://www.ceroco2.org/generalitat/Calcular/default.aspx


EA 1. Combustibles per als mitjans de transport

EA 1 Combustibles per a mitjans

de transport

EA1.1 CC

12 Com escollir un combustible per als mitjans de transport?

Alliberament i absorció de calor en les reaccions químiques. Entalpia de combustió. Diferència entre entalpia i energia despresa per unitat de massa.

Definició d’entalpia d’una substància. Visualització de l’entalpia d’una reacció mitjançant un diagrama d’entalpies.

EA1.2 TIC

15 Ús d’una simulació d’una bomba calorimètrica per determinar l’energia interna i d’entalpia d’una reacció de combustió

Processos a pressió constant i a volum constant. Energia interna

Relació entre l’energia interna i entalpia.

EA 1.3 TIC

18 Determinació de l’entalpia de formació del monòxid de carboni mitjançant l’ús d’una simulació.

Diagrames d’entalpies . Definició d’entalpia de formació. Càlcul d’entalpies estàndard de combustió a partir d’entalpies estàndard de formació.

Càlcul a partir de les entalpies de formació dels compostos que intervenen. Establiment de la llei de Hess.

EA1.4 TE

21 24

Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i dissolució. Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i dissolució en microescala.

Disseny d’experiments. Intercanvi d’energia en les reaccions químiques (sistema-entorn). Determinació entalpia en reaccions àcid-base.

Determinació experimental de la calor d’una reacció i

interpretació de la variació d’energia.

EA 1.5 TIC

27 Determinació de l’entalpia estàndard d’una reacció redox utilitzant un equip de captació de dades.

Utilització de l’equip Multilog. . Intercanvi d’energia en les reaccions químiques (sistema-entorn). Determinació entalpia en reaccions redox

Determinació experimental de la calor d’una reacció i

interpretació de la variació d’energia.

EA 1.6 TE

30 Determinació d’una entalpia d’hidratació utilitzant diagrames entàlpics.

Determinació experimental de la calor d’una reacció. Aplicació de la llei de Hess i els diagrames d’entalpia.


EA 1.7

33 Què hem après?

EA 1.1 Com escollir un combustible per als mitjans de transport pàg. 12

EA 1.2 Simulació d’una bomba calorimètrica pàg. 15


EA 1.3 Determinació de l’entalpia de formació del CO pàg. 18

EA 1.4 Determinació experimental d’entalpies pàg. 21 i 24

EA 1.5 Determinació experimental de l’entalpia d’una reacció redox pàg.27


EA 1.6 Determinació experimental d’una entalpia d’hidratació pàg. 30

EA 1.7 Què hem après? pàg. 33


EA 1.1 Com escollir un combustible adequat per als mitjans de transport?

Són molts els aspectes que condicionen l’elecció d’un combustible, entre ells si amb els seu ús

s’esgoten recursos no renovables i si les seves emissions són més o menys contaminants. Però a l’hora de decidir si un combustible és convenient per a un mitjà de transport, l’energia alliberada

per unitat de massa de combustible és un paràmetre important. Com que el combustible s’ha de

transportar en el vehicle, cal veure quin dels combustibles allibera més energia per quilogram cremat, és a dir, s’ha de conèixer la quantitat d’energia que s’allibera per unitat de massa (kJ·kg

-1). Aquest valor està relacionat amb la quantitat d’energia que s’allibera per mol (kJ·mol

-1). La taula1 mostra els valors de les masses molars i les energies alliberades per a diferents combustibles.

Combustible

Fórmula química

Massa molar / g·mol -1

Energia alliberada per mol de combustible, a pressió constant i

a 298 K / kJ·mol-1

Energia alliberada per unitat de massa (energia transferida al cremar 1 kg de combustible), a pressió

constant i a 298 K / kJ·kg -1

hexà C6H14 (l) 86 - 4163 - 48400

metà CH4 (g) 16 - 890 - 55600

metanol CH3OH (l) 32 - 726 - 22700

carboni C (s) 12 - 393 - 32800

hidrogen H2 (g) 2 - 296 - 143000 Taula 1. Energies per unitat de massa i per mol d’alguns combustibles molt comuns.

Coincideixen els combustibles que alliberen més energia per unitat de massa amb els que alliberen més energia per mol?

La taula mostra que els valors d’energia per mol no coincideixen amb els d’energia per unitat de

massa.

Hi ha una relació de proporcionalitat entre l’energia alliberada en la combustió d’un mol de

combustible i en la combustió d’un kg de combustible? Quina relació hi ha entre les energies

alliberades por mol i les alliberades per gram?

En la taula 1 podem observar que l’hidrogen és el que posseeix menor energia per mol i, tanmateix,

és el que allibera més energia en la combustió d’1 kg d’hidrogen.

Per poder comparar la calor que s’allibera en les reaccions de combustió, o en qualsevol altre procés, cal indicar exactament en quines condicions (p, T) es realitza, si té lloc a volum constat o a pressió costant, si es refereix a energia alliberada per mol o per kg, els estats físics en què es troben tant els reactius com els productes, etc.

La majoria de processos de laboratori es realitzen en un recipient obert a l’atmosfera i per tant a

pressió constant. Per facilitar els càlculs termoquímics, com determinar la variació d’energia en

aquests processos, l’any 1850 Rudolf Clausius va definir una nova magnitud termodinàmica

anomenada entalpia (H), de manera que la calor transferida a un sistema a pressió constant és igual a la variació d’entalpia del sistema. qp = ∆H.

Com que els canvis d’entalpia depenen de la temperatura i de la pressió, per poder disposar de

valors tabulats de les entalpies de les reaccions, es van definir per acord internacional unes condicions estàndard. En les condicions estàndard, la pressió és d’1 bar (10

5 Pa) i l’estat estàndard

és l’estat de les substàncies a aquesta pressió. Per a una substància en solució, l’estat estàndard és

el d’una solució de concentració 1 mol·dm-3

. L’estat estàndard pot ser a qualsevol temperatura,

però normalment s’agafa com a temperatura de referència 298 K.


L’entalpia estàndard d’una reacció ∆H°r a 298 K és la variació d’entalpia molar estàndard per a la

reacció, ajustada amb els seus coeficients estequiomètrics i amb els reactius i productes en estat estàndard. Fixem-nos que tot i que generalment s’anomena entalpia de reacció, en realitat es tracta d’una variació d’entalpia que és la diferència d’entalpia entre els productes i els reactius. Si

l’entalpia dels productes és inferior a la dels reactius la variació té signe negatiu.

A partir de l’expressió de la variació d’entalpia H = Hproductes - Hreactius

Podem deduir el signe d’aquesta magnitud en les reaccions.

• Si Hreactius és més gran que Hproductes, H és negativa i la reacció és exotèrmica. L’energia ha estat cedida pel sistema a l’entorn que l’envolta.

• Si Hreactius és més petita que Hproductes, H és positiva i la reacció és endotèrmica. El sistema ha absorbit energia de l’entorn.

Per a una determinada reacció, com per exemple la reacció de combustió del metà es pot escriure la corresponent equació termoquímica, indicant l’equació química, i al costat el valor de l’entalpia de

la reacció pel nombre de mols que indiquen els coeficients de la reacció tal i com està escrita.

CH4(g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) ∆H°r a 298 K = -890 kJ·mol-1

En forma de diagrama de nivells d’entalpies podem representar la reacció de combustió del metà

de la següent manera:

Les dades de la taula 1 s’expressen en forma de gràfic en la figura 1.

Quines de les dades del gràfic (barres o línia de punts) podrien correspondre a variacions d’entalpia

de combustió? Per què?

Podrien ser dades d’entalpies estàndard de combustió?

Quines dades caldria especificar per poder saber si són entalpies estàndard de combustió?

Raoneu la resposta.

ΔHºr

Productes

CH4(g) + 2O2 (g) Reactius

CO2 (g) + 2 H2O (g)

Entalpia

En

talp

ia

REACTIUS

PRODUCTESE

nta

lpia

REACTIUS

PRODUCTES

Reacció exotèrmica Reacció endotèrmica


kJ mol-1

-4500

-4000 -3500 -3000 -2500

-2000 -1500 -1000

-500 0

Hexà Metà Metanol Carboni Hidrogen

kJmol-1 -160000

-140000

-120000

-100000

-80000

-60000

-40000

-20000

0

kJkg-1

kJ kg-1

Figura 1. Representació gràfica de les dades de la taula 1.1. Energia alliberada per unitat de massa dels combustibles,

expressada en kJ·mol-1 (barres) i energia alliberada en kJ·kg-1 (línies).

Exercici

Observeu

els valors de l’e

nergia per unitat de massa que apareixen a la taula 1. a A partir de les dades de la taula 1, quin és el millor combustible de la taula? Quines dificultats

pràctiques presenta l’ús d’aquest combustible? b Compareu hidrogen i hexà. Expliqueu perquè l’hidrogen té la major energia per unitat de

massa i, tanmateix, la menor variació d’entalpia de combustió. c La taula següent presenta algunes dades sobre l’octà, C8H18 i el decà, C10H22, dues substàncies

que es troben a la gasolina.

∆H°r a 298 K / kJ·mol-1

Massa molar / g·mol -1

Octà, C8H18 -5470 114 Decà, C10H22 -6778 142

Utilitzeu aquestes dades per calcular l’energia alliberada per unitat de massa en la combustió de

l’octà i del decà. Compareu els resultats entre ells. Compareu els resultats amb les dades expressades en energia alliberada per unitat de massa de la taula 1.1. A quin dels combustibles s’assemblen més?

Creieu que tindria sentit comparar aquests resultats si les dades no es referissin a processos realitzats a pressió constant i a les mateixes condicions de pressió i temperatura? Per què?

EA 1.2 Ús d’una simulació d’una bomba calorimètrica per determinar la variació

d’energia interna i d’entalpia d’una reacció de combustió


Objectius

Mesurar la calor bescanviada en una reacció que es realitza en una bomba calorimètrica.

Determinar la variació d’energia interna i la variació d’entalpia de la reacció de combustió.

Introducció

Per mesurar experimentalment la calor absorbida o alliberada en una reacció química es poden utilitzar dos tipus de calorímetres, un recipient obert (no tancat hermèticament) o un recipient tancat. Amb els recipients oberts, la reacció té lloc a pressió constant, i per tant, la calor absorbida o alliberada en la reacció és igual a la variació d’entalpia de la reacció, és a dir la diferència

d’entalpia entre els productes i els reactius.

Com podem mesurar experimentalment la calor despresa quan es crema un combustible? L’oxigen,

un dels reactius d’aquesta reacció és un gas. Per determinar les calors de combustió amb exactitud s’utilitza un calorímetre tancat, anomenat bomba calorimètrica. D’aquesta manera es mesura la

calor alliberada en la reacció de combustió a volum constant. Aquesta calor és la variació de l’energia interna de la reacció.

Les bombes calorimètriques s’utilitzen especialment per a determinar les calors alliberades en les reaccions de combustió i els gasos generats, fan canviar la pressió ja que el recipient no es pot expandir ni comprimir. L’energia que tenen les molècules s’anomena energia interna (∆E).

En una bomba calorimètrica qv = ∆E

Observeu que la bomba calorimètrica no mesura entalpies. Per tenir l’equivalència entre energia

interna i entalpia, caldrà considerar com seria el procés si els gasos implicats en la combustió, poguessin realitzar una expansió o una compressió. La variació del nombre de mols de gas en la reacció implicaria una variació de volum.

En general, per una reacció entre gasos: nA A(g) + nB B (g) nCC(g) + nD D (g)

Pels productes formats en la reacció: (PV)productes = (nC + nD) RT

Pels reactius que han intervingut: (PV)reactius = (nA + nB) RT

La diferència entre : (PV)productes i (PV)reactius representa l’energia, en forma de treball d’expansió

o de compressió que la bomba calorimètrica no ha mesurat.

Per tant:

H= E +(nC + nD) - (nC + nD) · RT

H = E + RT = (mols de gasos dels productes - mols de gasos dels reactius)

El valor de RT a 298 K és 8,31J·K -1·mol -1 x 298 K = 2,48 kJ·mol -1

La diferència entre el valor mesurat amb la bomba calorimètrica (E) i el de l’entalpia de la

reacció és d’uns 2,5 kJ per cada mol de diferència que hi hagi entre els mols dels gasos formats en la reacció i els mols dels gasos que reaccionen.

Bàsicament, una bomba calorimètrica és un recipient tancat on s’introdueixen els reactius i que

disposa d’un sistema d’ignició. Aquest recipient està submergit dins d’un bany d’aigua. El

termòmetre, situat en aquest bany, mesura la temperatura de l’aigua que es manté uniforme per

l’acció de l’agitador.


En aquesta activitat utilitzareu una simulació d’una bomba calorimètrica per calcular la calor bescanviada a volum constant en la combustió de l’àcid benzoic.

Procediment 1. Podeu trobar la simulació d’una bomba calorimètrica a la pàgina web http://www.chm.davidson.edu/ronutt/che115/bomb/bomb.htm . Entreu al web i al final de la pàgina trobareu la simulació.

2. Primer heu d’indicar la substància que voleu cremar i la quantitat. Escolliu l’àcid benzoic i trieu una massa entre 1g i 7 g.

3. Inicieu el procés.

http://www.chm.davidson.edu/ronutt/che115/bomb/bomb.htm


4. Observeu bé tot el procés de preparació. Anoteu totes les dades que us proporciona la simulació (pressió de l’oxigen, volum d’aigua, temperatura inicial de l’aigua).

5. Realitzeu la ignició.

6. Anoteu la temperatura final.

Resultats 1. Calculeu la quantitat de calor absorbida per l’aigua (Ce= 4,180 kJ·kg -1· K-1).

2. La capacitat calorífica dels components del calorímetre és de 1,937 kJ·K -1. Trobeu la quantitat de calor que han absorbit.

3. Indiqueu la quantitat de calor total bescanviada en la reacció, a volum constant.

4. Calculeu la variació d’energia interna i la variació d’entalpia estàndard de la reacció de combustió de l’àcid benzoic i compareu-les.

Aplicació Utilitzeu la mateixa simulació i seguiu el mateix procediment per obtenir la variació d’energia

interna i la variació d’entalpia estàndard de la reacció de combustió de la sacarosa (C12H22O11).


EA 1.3 Determinació de l’entalpia de formació del monòxid de carboni mitjançant l’ús d’una simulació

Objectius

Trobar l’entalpia de reacció de la combustió incompleta del carboni per a formar monòxid de

carboni a partir d’altres reaccions amb entalpies conegudes aplicant la llei de Hess.

Fer el diagrama d’entalpia d’aquesta reacció.

Relacionar els diagrames d’entalpies amb els valors de les entalpies de reacció tot aprenent o

consolidant la construcció d’aquest tipus de diagrames.

Introducció

El carboni és un combustible no gaire utilitzat en els sistemes de transport actualment, però va ser molt popular en el segle XIX i XX a les màquines de les locomotores i vaixells. Va ser substituït per altres combustibles menys pesats i que acumulaven més energia en la mateixa quantitat de combustible.

Quan crema el carboni es pot produir una combustió completa o bé incompleta depenent de la quantitat d’oxigen amb què reacciona.

Combustió incompleta: C(s) + ½ O2(g) CO(g) ΔHº = ? Combustió completa: C(s) + O2(g) CO2(g) ΔHº = -393 kJ·mol -1

No és possible determinar l’entalpia de combustió incompleta del carboni per a formar monòxid de

carboni perquè la reacció evoluciona cap a la combustió total, per tant l’entalpia coneguda és la de

formació del diòxid de carboni.

Podem definir la variació d’entalpia estàndard per a una reacció,H°298, com la variació d’energia que s’origina en el sistema quan quantitats estequiomètriques de reactius reaccionen sota

condicions estàndard per donar lloc a la formació dels productes. Això vol dir a105Pade pressió i 298 K, amb totes les substàncies en el seu estat estàndard.

Variació d’entalpia estàndard de combustió,H°c,298. És la variació d’energia que es produeix

quan 1 mol d’un combustible es crema completament. Teòricament els combustibles haurien de cremar-se sota condicions estàndard:105Pade pressió i 298 K. A la pràctica això és impossible, per aquesta raó cremem el combustible en les condicions que podem i, després, fem els càlculs per a traslladar el valor mesurat a condicions estàndard.

Totes les reaccions de combustió són exotèrmiques. Hc és sempre negativa.

Variació de l’entalpia estàndard de formació H°f,298. És la variació d’energia que es produeix

quan 1 mol d’un compost es forma a partir de les substàncies simples, sempre que es trobin en condicions estàndard.

D’acord amb la definició anterior, la variació d’entalpia de formació d’una substància simple pura en condicions estàndard és 0.

En aquesta activitat haureu de trobar l’entalpia de combustió incompleta del carboni a partir d’altres entalpies conegudes i utilitzareu la llei de Hess mitjançant un applet o simulació. La pàgina

web que necessiteu per veure aquest applet és la següent:

http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/resources/deltah/deltah.html

http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/resources/deltah/deltah.html


Procediment 1. Entreu a la pàgina web anterior i on posa instruccions, escolliu l’opció “carbon oxides”:

2. Seguint les instruccions trobareu una sèrie de reaccions en les quals intervenen els reactius C(s),

O2(g), CO(g) i CO2(g), de manera que sumant aquestes reaccions podreu calcular l’entalpia de la

reacció desitjada. Utilitzeu com a ajuda la següent pantalla on posa “test reactions”.

3. Fixeu-vos que quan us trobeu una reacció adient per aquest exercici el programa dirà “add

reaction to list”. No us oblideu de clicar aquest botó.

Heu d’anar afegint totes les reaccions per aconseguir arribar, mitjançant la suma, a reacció en

estudi. Si us equivoqueu en alguna reacció podeu eliminar-la clicant a “remove last reaction” i

si voleu començar de nou cliqueu a “clear list”. Si acabeu aquest apartat amb èxit el programa

dirà “congratulations”.


4. Una vegada tingueu les reaccions apropiades construïu el diagrama d’entalpia de la combustió

incompleta del carboni. Aneu a la pantalla on diu “enthalpy diagram” i desplaceu els reactius

fins que aparegui el valor desitjat de cada entalpia. Si teniu dificultats en construir el diagrama aneu a la pantalla on diu “hints” i accedireu a algunes pistes per construir-lo. Cliqueu a “check

diagram” per comprovar si el diagrama construït és correcte.

Resultats 1. Escriviu al vostre quadern totes les reaccions necessàries per trobar l’entalpia de formació del

monòxid de carboni.

2. Escriviu al costat de cada reacció la seva entalpia i calculeu mitjançant la llei de Hess l’entalpia de la reacció.

3. Dibuixeu el diagrama d’entalpia al vostre quadern.

4. Raoneu la posició en el diagrama d’entalpia dels diferents reactius que intervenen en la

reacció de formació del monòxid de carboni.

Aplicació 1. Emprant el mateix applet que heu utilitzat en la primera part d’aquesta activitat, calculeu

l’entalpia de reacció estàndard de combustió del monòxid de nitrogen i dibuixeu el seu diagrama

d’entalpia:

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

2. Calculeu també l’entalpia de reacció estàndard de la reacció de combustió del magnesi i

dibuixeu el seu diagrama d’entalpia:

Mg(s) + 1/2 O2(g) MgO(s)


EA 1.4 Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i de dissolució

Mètode de micro escala

Introducció

Per mesurar experimentalment les variacions d’entalpies estàndard de reacció, hem definit el que

per nosaltres és el sistema reaccionant i el que és l’entorn de tal manera que la determinació de la calor transferida d’un a l’altre es pugui calcular.

És més fàcil determinar variacions d’entalpies de reacció si les substàncies reaccionen en fase

aquosa, perquè el sistema són les molècules o ions en solució dels reactius i productes, i podem considerar que l’entorn és principalment l’aigua de la solució.

En aquest treball pràctic heu de calcular canvis d’entalpia per a processos en solució aquosa.

Practicareu la tècnica de micro escala.

Material i equipament Equipament Termòmetre digital Xeringa de 10 cm3 (2) Espàtula Balança de 0,01 g de

sensibilitat Recipient aïllant (bloc de

porexpan gruixut preparat tal com s’indica

en el disseny de l’experiment)

Reactius i altres materials (a utilitzar uns o altres segons la reacció en estudi) solució d’àcid clorhídric 2,0 mol·dm

-3 solució d’hidròxid de sodi 2,0 mol·dm

-3

carbonat de sodi anhidre, Na2CO3 carbonat de sodi hidratat, Na2CO3·10H2O

Ulleres de seguretat i guants

Disseny de l’experiment

Preparació del bloc de porexpan per fer les reaccions

Necessiteu un bloc de porexpan (podeu reciclar-lo de qualsevol bloc dels emprats per embalatges).

Agafeu amb unes pinces un tub d’assaig que estigui sec, i escalfeu el fons a la flama d’un Bunsen,

durant un minut màxim.

Pressioneu el fons calent del tub sobre el bloc de porexpan, de manera que quedi un pou d’una

profunditat d’uns 4 cm. Podeu fer varis pous, sense necessitat de tornar a escalfar el tub.

Responeu:

1 Hi ha reaccions endotèrmiques i exotèrmiques. Com us adonareu que es tracta d’una reacció d’un

tipus o de l’altre? En la vostra resposta, feu servir les paraules: sistema, entorn, temperatura, transferir.

2 L’entorn no és exclusivament l’aigua de la solució, encara que per facilitar càlculs ho considerem

així. Què més forma part de l’entorn i que caldria tenir en compte?

3 Quines magnituds caldrà mesurar per poder calcular la variació d’entalpia de la reacció?

Recordeu que H es mesura en kJ·mol -1


Procediment

Canvi 1: entalpia d’una reacció de neutralització

Reacció entre l’HCl(aq) i el NaOH(aq). Heu de fer servir 2 cm3 de solució 2,0 mol·dm -3 d’aquests

reactius.

Escriviu l’equació d’aquesta reacció química.

a) Teniu a punt el bloc de porexpan amb un dels pous. Agafeu amb una xeringa, 2 cm3 d’un dels

reactius. Poseu el termòmetre digital dins el pou i preneu nota de la temperatura.

b) Amb l’altre xeringa, agafeu 2 cm3 de l’altre reactiu i buideu-los dins el pou. Remeneu amb el

termòmetre i quan veieu que la temperatura ja no varia, preneu nota d’aquesta temperatura.

c) Feu servir un segon pou, per repetir l’experiment.

d) Proveu ara amb 3 cm3 de cada una de les solucions, en un altre pou.

e) Calculeu l’entalpia de la reacció de neutralització.

Canvi 2: entalpia de dissolució

Podeu escollir entre les opcions següents:

- La dissolució de carbonat de sodi anhidre en aigua. Heu de fer servir 5 cm3 d’aigua i 0,25 g

de Na2CO3(s).

- La dissolució del carbonat de sodi decahidratat i aigua. Heu de fer servir 5 cm3 d’aigua i 2,7 g

de Na2CO3.10H2O(s).

Escriviu l’equació de la reacció química.

a) Prepareu els reactius i el bloc de porexpan amb els pous per fer la reacció.

b) Feu la reacció tot prenent les precaucions de seguretat necessàries. Poseu primer l’aigua, que

mesurareu amb una de les xeringues i després el sòlid.

c) No oblideu de mesurar i prendre nota de les magnituds que després utilitzareu per fer càlculs.

d) Recordeu que és important repetir més d’una vegada les mesures.

Anàlisi de resultats Calculeu per a cadascun dels processos que heu estudiat:

- El canvi d’entalpia en kJ·mol-1 , indicant si és un procés endotèrmic o exotèrmic.

- L’error relatiu de la vostra determinació a partir de la següent taula de dades:

Reacció / dissolució H / kJ·mol -1 HCl(aq) i NaOH(aq) - 57,67 carbonat de sodi anhidre(s) i l’aigua - 24,59 carbonat de sodi decahidratat(s) i l’aigua + 67,74

- En funció dels vostres resultats, quines poden ser les possibles fonts d’error?

- Com es podrien minimitzar aquests errors?

Qüestionari 1 - Serien diferents els valors calculats si per a la reacció de neutralització s’utilitza àcid nítric i

hidròxid de potassi?


2 - Les determinacions experimentals de canvis d’entalpia permeten, emprant la llei de Hess el

càlcul de variacions d’entalpia de reaccions no possibles en la pràctica, com és el cas de la reacció:

carbonat de sodi anhidre + aigua carbonat de sodi hidratat Na2CO3(s) + 10 H2O Na2CO3·10H2O(s)

Feu servir les dades de la taula per calcular el valor de H d’aquesta reacció.

3 - Tenim un sòlid blanc que sabem que és carbonat de sodi, però no sabem si és anhidre o hidratat. Com és podria esbrinar d’una manera ràpida?

Informe

Elaboreu un informe del treball experimental realitzat explicant els passos que heu seguit per dur a terme l'experiència. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu, introducció, procediment, adquisició i enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.4 Determinació experimental d’entalpies estàndard de reacció i de dissolució

Objectiu Trobar experimentalment els valors d’entalpies de dissolució i l’entalpia d’una reacció de

neutralització.

Introducció Per mesurar experimentalment les variacions d’entalpies estàndard de reacció, hem de definir el

què per nosaltres és el sistema reaccionant i el què és l’entorn de tal manera que la determinació de la calor transferida d’un a l’altre es pugui calcular.

És més fàcil determinar variacions d’entalpies de reacció si les substàncies reaccionen en fase

aquosa, perquè el sistema són les molècules o ions en solució dels reactius i productes, i podem considerar que l’entorn és principalment l’aigua de la solució.

En aquest treball pràctic heu de calcular canvis d’entalpia per a processos en solució aquosa.

Material i equipament Equipament - Termòmetre - Proveta de 50 cm3

- Pipeta de 25 cm3

- Espàtula - Balança de 0,1 g de

sensibilitat - Recipient aïllant

Reactius i altres materials (a utilitzar uns o altres segons la reacció en estudi) - solució d’àcid clorhídric 2,0 mol·dm

-3

- solució d’hidròxid de sodi 2,0 mol·dm-3

- carbonat de sodi anhidre, Na2CO3

- carbonat de sodi hidratat, Na2CO3·10H2O - hidròxid de sodi sòlid

Ulleres de seguretat i guants

Disseny de l’experiment

1 Hi ha reaccions endotèrmiques i exotèrmiques. Com us adonareu que es tracta d’un tipus o altre

de procés? En la resposta, feu servir les paraules: sistema, entorn, temperatura, transferir.

2 L’entorn no és exclusivament l’aigua de la solució, encara que per facilitar càlculs ho considerem

així. Què més forma part de l’entorn i que caldria tenir en compte?

3 Dibuixeu o expliqueu com ha de ser un recipient idoni per fer una reacció entre ions en solució aquosa d’acord amb les respostes als apartats anteriors.

4 Quines magnituds caldrà mesurar per poder calcular la variació d’entalpia de la reacció?

Recordeu que ΔH es mesura en kJ·mol -1

Procediment

Canvi 1: entalpia d’una reacció de neutralització

Reacció entre l’HCl(aq) i el NaOH(aq). Heu de fer servir 25 cm3 de solucions 2,0 mol·dm -3

d’aquest reactius.


5. Prepareu el recipient i els reactius per fer la reacció. Heu de tenir present tot allò que s’ha

decidit en l’apartat “Disseny de l’experiment”


6. Feu la reacció tot prenent les precaucions de seguretat necessàries. No oblideu prendre nota de les magnituds que després serviran per fer els càlculs.

7. Recordeu que és important repetir més d’una vegada el procediment i anotar les dades.

Canvi 2: entalpia de dissolució

Podeu escollir entre les opcions següents:

- La dissolució de NaOH(s) en aigua. Utilitzeu 100 cm3 d’aigua i 4,1g de NaOH del 97% de puresa.

- La dissolució de carbonat de sodi anhidre en aigua. Heu de fer servir 100 cm3 d’aigua i 5,0 g de

Na2CO3(s).

- La dissolució entre el carbonat de sodi decahidratat i l’aigua. Heu de fer servir 100 cm3 d’aigua i

13,5 g de Na2CO3.10H2O(s).


a) Prepareu el recipient per fer la reacció i els reactius . Heu de tenir present tot allò que s’ha

decidit en l’apartat “Disseny de l’experiment”

b) Feu la reacció tot prenent les precaucions de seguretat necessàries.

c) No oblideu de mesurar i prendre nota de les magnituds que després utilitzareu per fer càlculs.

d) Recordeu que és important repetir més d’una vegada les mesures.

Adquisició i enregistrament de les dades

Heu de mesurar la temperatura de l’entorn abans i després de fer la reacció així com la quantitat de reactiu que ha intervingut.

Escriviu ordenadament les dades que heu recollit.

Preneu nota de la sensibilitat dels aparells de mesura que heu fet servir, de manera que pugueu donar els resultats amb el nombre correcte de xifres significatives.

Anàlisi de resultats

Calculeu per a cadascun dels processos que heu estudiat:

a) El canvi d’entalpia en kJ·mol-1 , indicant si és un procés endotèrmic o exotèrmic.

b) L’error relatiu de la vostra determinació a partir de la següent taula de dades:

Reacció / dissolució ΔH / kJ·mol -1

HCl(aq) i NaOH(aq) - 57,67 NaOH(s) en aigua - 42,87 carbonat de sodi anhidre(s) en aigua - 24,59 carbonat de sodi decahidratat(s) i aigua + 67,74

c) En funció dels vostres resultats, quines poden ser les possibles fonts d’error?

d) Com és podrien minimitzar aquests errors?


Qüestionari

1 - Serien diferents els valors calculats si per a la reacció de neutralització s’utilitza àcid nítric i

hidròxid de potassi?

2 - Les determinacions experimentals de canvis d’entalpia permeten, emprant la llei de Hess, el càlcul de variacions d’entalpia de reaccions no possibles en la pràctica, com és el cas de la reacció:

carbonat de sodi anhidre + aigua carbonat de sodi hidratat Na2CO3(s) + 10 H2O Na2CO3·10H2O(s)

Feu servir les dades de la taula per calcular el valor de ΔH d’aquesta reacció.

3 - Tenim un sòlid blanc que sabem que és carbonat de sodi, però no sabem si és anhidre o hidratat. Com és podria esbrinar d’una manera ràpida?

Informe

Elaboreu un informe del treball experimental realitzat explicant els passos que heu seguit per dur a terme l'experiència. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu, introducció, procediment, adquisició i

enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.5 Determinació de l’entalpia estàndard d’una reacció redox utilitzant un equip de captació de dades.

Objectiu

Trobar experimentalment l’entalpia d’una reacció redox.

Introducció

Per mesurar experimentalment les variacions d’entalpies estàndard de reacció, hem de definir el que per nosaltres és el sistema reaccionant i el que és l’entorn de tal manera que la determinació de la calor transferida d’un a l’altre es pugui calcular.

És més fàcil determinar variacions d’entalpies de reacció si les substàncies reaccionen en fase aquosa, perquè el sistema són les molècules o ions en dissolució dels reactius i productes, i podem considerar que l’entorn és principalment l’aigua de la solució.

En aquest treball pràctic haureu de trobar el canvi d’entalpia per a la reacció exotèrmica dels ions

Cu(II) amb el zinc.

Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+

(aq)

Per tal d'assegurar que tots els ions Cu2+ reaccionin, posareu zinc en excés i en pols molt fina per tal que el temps de reacció sigui curt.

Predicció

El sensor de temperatura permet visualitzar el gràfic de la temperatura en funció del temps. Abans d'obtenir-lo, intenteu dibuixar, de manera aproximada, la forma que al vostre parer tindrà el gràfic.

Material i equipament Equipament Vas de plàstic Pipeta de 25 cm3 amb xeringa Espàtula Balança de 0,1 g de sensibilitat Recipient aïllant

Reactius Solució de sulfat de coure (II) 0,1 M Zinc en pols

Ulleres de seguretat i guants per quan manipuleu la solució de sulfat de coure (II) Elements de l'equip MULTILOG

- Interfície MultiLogPro - Sensor de temperatura (rang: -25ºC a

110ºC; resolució: 0,13ºC) Ordinador

Procediment Muntatge de l'experiència

8. Mesureu 25 cm3 de solució de CuSO4 amb una pipeta i poseu-los en un vas de plàstic. Col·loqueu aquest dintre d'un recipient aïllant. Tapeu el recipient amb una tapadora aïllant que tingui un forat per fer-hi passar el sensor de temperatura. Peseu i guardeu a part entre 3,5 i 4,0 g de zinc en pols.


Moviment d’agitació del calorímetre.

9. Connecteu a l'entrada 1 de la interfície el sensor de temperatura, i introduïu la sonda dins la solució de CuSO4.

10. Connecteu la interfície a l'ordinador. I engegueu la interfície.

11. Obriu el programa Multilab .

Configuració del sistema:

Enregistrament de les dades

1. Comenceu la captació de dades clicant el botó Executar. Espereu uns segons fins que la temperatura es mantingui constant. Quan la temperatura es mantingui constant afegiu el zinc. Destapeu el recipient i aboqueu el zinc de manera ràpida procurant que caigui tot dins la solució.

Tapeu el recipient i immediatament comenceu a moure el recipient amb un suau moviment de vaivé, per facilitar el contacte entre els reactius. Manteniu l'agitació del recipient durant uns 2 minuts. La imatge ens indica com s’ha d’agitar el calorímetre. Cal remenar agafant el dispositiu amb les mans i donar-li un moviment de zim-zam endavant i enrere.

2. Deixeu el sistema en funcionament uns 4 o 5 minuts més. Ara ja no cal agitar. Finalitzeu la captació de dades, clicant el botó Stop.

3. Anomeneu i guardeu l'arxiu amb l'opció Guardar com del menú Arxiu.

Llenceu els residus al contenidor de metalls pesants

Anàlisi i tractament de les dades

Necessiteu saber la temperatura de l’entorn abans i després de fer la reacció, així com la quantitat

de reactiu que ha intervingut. Feu servir les dades del gràfic per trobar la variació de temperatura de l’entorn i calcular la calor transferida pel sistema reaccionant.

- Per determinar la variació de temperatura, cliqueu els botons Commutar primer cursor i Commutar segon cursor.

- Completeu les dades de la taula següent.

Quantitat d'ió coure (II) (mol) Variació de temperatura (ºC) Massa de solució (kg) Capacitat calorífica de l'aigua (Jkg-1 K-1)

Freqüència: Cada segon Mode d'escalat: Escala completa Mode de gravació: Substituir Per temps: 16:40MM:SS


- Calculeu, utilitzant les dades anteriors, l'energia absorbida per l'entorn i l'H de la reacció. Preneu nota de la sensibilitat dels aparells de mesura que heu fet servir, de manera que pugueu donar els resultats amb el nombre correcte de xifres significatives.

- El valor de l'H per a la reacció entre el zinc (s) i els ions Cu2+ (aq) és de -216,8 kJ mol-1. Determineu l'error relatiu en el resultat de l'entalpia de la reacció.

Qüestionari

1. Compareu el gràfic obtingut amb el de la vostra predicció. Quines diferències més significatives hi trobeu?

2. Quina explicació trobeu al fet que la temperatura disminueixi lentament desprès d'assolir la màxima temperatura?

3. Indiqueu en el gràfic en quin instant finalitza la reacció?

4. Quin seria l'augment de temperatura si es fes reaccionar la mateixa quantitat d’ions coure (II) i

s’augmentés la del zinc?

5. Al gràfic es poden apreciar tres trams ben diferents: abans d'afegir el zinc, mentre hi ha reacció i un cop la reacció ha acabat. Com expliqueu la forma de la gràfica en cadascun un d'aquests trams?

6- Quines són les possibles fonts d'error en aquesta experiència? Com es podrien minimitzar aquests errors?

7- Si s'hagués fet reaccionar nitrat de coure (II) en lloc de sulfat de coure (II), la variació d'entalpia de la reacció seria la mateixa?

Informe

Elaboreu un informe del treball experimental. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu, introducció,

procediment, adquisició i enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.6 Determinació d’una entalpia d’hidratació utilitzant diagrames entàlpics

Objectiu Trobar l’entalpia d´hidratació del sulfat de coure anhidre per formar sulfat de coure

pentahidratat.. CuSO4(s) + 5 H2O(l) CuSO4·5H2O(s)

forma anhidre forma hidratada

Introducció El sulfat de coure(II) anhidre és un sòlid de color blanc. Quan es posa en contacte amb aigua s’hidrata i es dissol. De la solució es poden obtenir per precipitació cristalls de color blau de CuSO4·5H2O(s).

No és possible mesurar directament l’entalpia de la transformació de la forma anhidre del sulfat de

coure(II) a la forma hidratada, perquè també intervé l’entalpia de dissolució; per això cal mesurar

les entalpies de dissolució de cada sal i calcular l’entalpia d’hidratació mitjançant la representació

dels diagrames d’entalpia.

Disseny i realització de l’experiment

Quin procediment experimental podríeu realitzar per determinar l’entalpia de dissolució del sulfat

de coure anhidre i l’entalpia de dissolució del sulfat de coure pentahidrat? Quin material necessitaríeu? Què us caldria mesurar? Quina quantitat de substància dissoldrem? En quanta aigua la dissoldrem?

Abans d’acabar de concretar el mètode experimental que utilitzareu, cal que reflexioneu i tingueu en compte els següents aspectes:

Cal utilitzar el mateix material i procediment, tant per a la determinació experimental de l’entalpia

de dissolució del sulfat de coure anhidre com en el cas de la dissolució en aigua del sulfat de coure pentahidratat.

Cal que el vas de precipitats que utilitzeu per determinar les entalpies de dissolució estigui ben aïllat.

Heu de dissoldre 0,025 mol de cada una de les formes del sulfat de coure en un mateix volum d’aigua i mesurar el canvi de temperatura del procés de dissolució.

Decidiu com i en quins moments mesurareu la temperatura.

Planifiqueu l’experimentació però abans d’acabar-la de concretar doneu resposta a les següents qüestions:

a) Quina ha de ser la massa de cada un dels sulfats de coure(II) que heu de pesar?

b) Quin volum d’aigua agafareu per dissoldre les mostres de cada sulfat? Hi ha cap inconvenient si

el volum és molt gran? I si és molt petit? Cal que sigui el mateix volum per al sulfat de coure(II) anhidre i per al sulfat de coure (II) hidratat?

A continuació feu una proposta de planificació i guió de l’experiment i consulteu amb el

professor/a abans de començar l’experimentació.


Procediment

- Prepareu material i reactius per dur a terme els experiments. Heu de tenir present tot allò que s’ha decidit a l’apartat “Disseny de l’experiment”. Podeu fer l’experiment per determinar

l’entalpia de dissolució de la sal anhidre i després procedir de manera exactament igual per a la

sal hidratada, o a l’inrevés.

- Treballeu tenint en compte les precaucions de seguretat necessàries.

Poseu-vos les ulleres de seguretat i guants

- No oblideu mesurar i prendre nota de les magnituds que després utilitzareu per fer càlculs.

- Recordeu que és important repetir més d’una vegada les mesures, o treballar amb les dades obtingudes per altres grups d’alumnes per poder fer la mitjana.

- Un cop acabada l’experimentació llenceu els residus en el contenidor de residus corresponent.

Llenceu els residus al contenidor de metalls pesants

Adquisició i enregistrament de les dades

Heu de mesurar la temperatura de l’aigua abans d’afegir el sòlid. Si després d’afegir el sòlid la

temperatura augmenta, heu de mesurar la màxima que s’assoleix després de la dissolució.

Escriviu ordenadament les dades que heu recollit i les masses de sal i volums d’aigua utilitzats en

cada experiment.

Preneu nota de la sensibilitat dels aparells de mesura que heu fet servir, de manera que pugueu donar els resultats amb el nombre correcte de xifres significatives.

Anàlisi de resultats

A partir de les dades experimentals recollides calculeu les entalpies de dissolució de cada sal. Cal que tingueu en compte que la variació d’entalpia s’expressa en kJ·mol

-1.

Indiqueu si es tracta de processos endotèrmics o exotèrmics.

Representeu les entalpies dels processos de dissolució en aigua del sulfat de coure anhidre i del sulfat de coure pentahidratat en el mateix diagrama d’entalpies. Relacioneu aquests diagrames amb

el diagrama d’ hidratació del sulfat de coure per obtenir sulfat de coure hidratat, i utilitzant les dades de les corresponents entalpies de dissolució calculeu l’entalpia d’ hidratació.

Feu un càlcul aproximat del possible error relatiu en la vostra determinació tenint en compte que el valor més acceptat per la variació d’entalpia de la reacció d’hidratació del sulfat de coure(II) és de

– 77 kJ.mol-1.

En funció dels vostres resultats, quines poden ser les fonts d’error? Com es podrien minimitzar.

Qüestionari

Expliqueu utilitzant els conceptes d’entalpia d’enllaç i d’entalpia de solvatació, l’origen dels canvis

d’entalpia d’aquests processos.


Informe

Elaboreu un informe del treball experimental realitzat explicant els passos que heu seguit per dur a terme l'experiment. L’informe ha d’incloure: títol, objectiu, introducció, procediment, adquisició i enregistrament de dades, anàlisi de resultats, conclusió i les respostes al qüestionari.


EA 1.7 Què hem après?

En aquesta activitat trobareu una llista amb els punts fonamentals que convé que tingueu recollits en els vostres apunts i les qüestions per comprovar els coneixements de química que heu après en l’apartat EA1.

Assegureu-vos que els vostres apunts recullen els punts següents. Recordeu que haureu de consultar moltes vegades alguns d’aquests punts en estudiar unitats posteriors.

- Energia alliberada per unitat de massa i per mol. - Entalpia de reacció, entalpia de combustió i entalpia de formació. - Entalpia estàndard de reacció - Diagrames entàlpics. Llei de Hess.

Per facilitar-vos la tasca de resolució dels exercicis següents presentem a continuació què s’entén

per diagrames entàlpics i l’enunciat de la llei de Hess.

Diagrames entàlpics. La llei de Hess

La figura 1 mostra un diagrama entàlpic, també conegut com a cicle d’entalpia. Existeix un camí directe i un camí indirecte per fer reaccionar el grafit (C) i l’hidrogen (H2) fins a produir metà (CH4). És impossible mesurar la variació d’entalpia del camí directe. El camí indirecte passa per

l’obtenció de CO2 i H2O, i comporta dos canvis d’entalpia que nosaltres podem mesurar.

Figura 1 Un cicle entàlpic per trobar la variació d’entalpia de formació del metà, CH4

La idea clau és que la variació total d’entalpia per un camí indirecte és la mateixa que la variació

d’entalpia a través d’un camí directe. Això té sentit si pensem que, en qualsevol procés, l’energia

roman constant, ni es crea ni es destrueix: aquesta és la llei de conservació de l’energia. Sempre

que els estats inicial i final siguin els mateixos, el canvi d’entalpia també serà sempre el mateix,

independentment de la manera com s’aconsegueixi passar de l’estat inicial a l’estat final. Aquesta

és una manera d’enunciar la llei de Hess. Un cicle entàlpic com el de la Figura 1, s’anomena un

cicle de Hess o un cicle termoquímic.

Si coneixem les variacions d’entalpia que es produeixen en dues parts del diagrama o cicle, podem

determinar la variació d’entalpia en el tercer (Figura 2).

C(s) + 2H2(g) CH4(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

H per aquest cami...

té el mateix valor que per aquest altre camí


Figura 2 Exemple d’un cicle de Hess: H1 = H2 - H3

En el cicle representat en la Figura 2 podem mesurar H2 i H3 i determinar H1, que és la variació d’entalpia que no podem mesurar directament.

Vegem ara a quins processos corresponen cadascuna d’aquestes variacions d’entalpia.

H1 és la variació d’entalpia de formació del metà (CH4) en condicions estàndard i a 298 K, H°c (CH4), i correspon a la reacció:

C (s) + 2H2 (g) CH4 (g) H2 és la variació d’entalpia que es produeix en la combustió d´1 mol de carboni i de 2 mols

d’hidrogen, en condicions estàndard i a 298 K

H2 = H°c (C) + 2 H°c (H2) i correspon a les reaccions:

C (s) + O2 (g) CO2 (g) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

H3 és la variació d’entalpia de la combustió d´1 mol de metà en condicions estàndard i a 298 K,

H°c (CH4), i correspon a la reacció: CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) Ja coneixem el significat de H1, H2 i H3. Del cicle de la figura 2 es dedueix, tenint en compte la llei de Hess, que

H1 = H2 - H3

El signe negatiu davant H3 és degut al fet que el procés es realitza en sentit contrari a la combustió del metà.

Hem vist que:

H1 = H-f (CH4) H2 = H-c (C) + 2 H-c (H2) H3 = H-c (CH4)

Els valors de les entalpies de combustió són: H°c (C) = - 393,5 kJ mol-1 H°c (H2) = - 285,8 kJ mol-1 H°c (CH4) = - 890,3 kJ mol-1 Substituint els valors de les entalpies de combustió, determinats experimentalment, s’obté: H°f (CH4) = H°c (C) + 2 H°c (H2) - H°c (CH4) = -393,5 kJ + 2(-285,8) kJ - (-890,3) kJ = -74,7 kJ mol-1

C(s) + 2H2(g) CH4(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

+ 2O2 (g) H2

H1

H3 + 2O2


Els càlculs es poden representar també en un diagrama entàlpic (Figura 3)

La utilització dels cicles entàlpics o de diagrames entàlpics, ens permet calcular el valor de canvis d’entalpia que no es poden determinar directament.

Els càlculs poden esdevenir confosos si escrivim H°f,298 cada cop que hem d’expressar la variació

d’entalpia. És per això que molt sovint utilitzarem solament H°f per designar les entalpies estàndard a 298 K.

En general, si coneixem les entalpies estàndard de formació dels reactius i productes d’una reacció, el canvi d’entalpia de la reacció ve donada per la formula:

Exercicis i qüestions

1. Expliqueu quin és el significat de variació d’entalpia estàndard de formació.

2. Expliqueu perquè les variacions d’entalpia de formació poden tenir signe negatiu o positiu,

però els canvis d’entalpia de combustió són sempre negatius.

3. Imagineu-vos que us demanen que mesureu el canvi d’entalpia de combustió del metà

utilitzant una cuina de gas i una cassola.

a) Quin altre material necessitaríeu?

b) Quines mesures hauríeu de realitzar?

c) Quines seran les fonts d’imprecisió o d’error més grans?

4. La variació d’entalpia de combustió per a l’heptà, C7H16, és - 4.817 kJ mol-1.

a) Calculeu l’energia transferida quan es cremen les següents quantitats d’heptà:

C(s) + 2H2(g)

CH4(g) + O2(g)

CO2(g) + 2 H2O(l)

Hf 0

H 0 / kJ·mol

-74,7

H10 + H0

2

-965,1H3

0

-890,3H3

0

+890,3

Figura 3Diagrama entàlpic per l’entalpia de formació del metà a partir de les substàncies simples.


i 10 g

ii 10 kg

Quins són els supòsits que heu de fer per realitzar aquests càlculs?

b) Quina informació addicional necessitareu per calcular l’energia transferida quan es crema 1

litre d’heptà?

Resp: a) i) -481,7kJ ii) -481700kJ la combustió té lloc en condicions estàndard; b) la densitat de l’heptà.

5. La variació d’entalpia de combustió del carboni és igual a la variació d’entalpia estàndard de

formació del diòxid de carboni. Expliqueu el perquè.

6. Escriviu una equació que representi la formació d´1 mol d’aigua a partir de les seves

substancies simples en condicions estàndard.

a) Consulteu la variació d’entalpia de formació de l’aigua.

b) Calculeu la variació d’entalpia quan 1 g d’hidrogen es crema amb oxigen. Quines

aproximacions haureu de fer?

c) Calculeu la variació d’entalpia estàndard per a la reacció:

H2O (l) H2 (g) + 1/2 O2 (g)

Resp: b) -286kJ·mol -1 c) -143 kJ

7. a) Consulteu els valors de la variació d’entalpia de formació de cadascun dels compostos següents:

i clorur d’hidrogen

ii iodur d’hidrogen

b) Dibuixeu un diagrama entàlpic, que representi les variacions d’entalpia que es produeixen

quan es formen cadascun dels compostos anteriors.

Resp: i) -92kJ·mol-1 ; +26,4 kJ·mol -1

8. a) Escriviu una equació que representi la formació del propà, C3H8, a partir de les seves substàncies simples en estat estàndard.

b) Dibuixeu un cicle entàlpic, per mostrar les relacions entre la formació del propà a partir de carboni i d’hidrogen i la combustió d’aquesta substància per donar diòxid de carboni i aigua.

c) Utilitzeu aquest cicle entàlpic per calcular el valor de la variació d’entalpia de formació del

propà.

Heu d’utilitzar únicament les següents dades de variació d’entalpia de combustió:

H°c (C) = -393 kJ mol-1 H°c (H2) = -286 kJ mol-1

H°c (C3H8) = -2219 kJ mol-1

H°f (CO2) = -393 kJ mol-1H°f (H2O) = -286 kJ mol-1

Resp: c) -104 kJ·mol -1


9. Suposeu que necessiteu determinar la variació d’entalpia estàndard de formació del monòxid de carboni. No la podeu mesurar directament perquè és difícil que el carboni es converteixi únicament en monòxid de carboni. Tanmateix, podeu convertir C i CO a CO2, i podeu utilitzar els canvis d’energia trobats en aquestes reaccions per determinar la variació d’entalpia

estàndard de formació del CO.

C (s) + O2 (g) CO2 (g); H°c (C) = - 393 kJ mol-1

CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g); H°c (CO) = - 283 kJ mol-1

Dibuixeu el cicle o diagrama entàlpic i utilitzeu-lo per calcular la variació d’entalpia de

formació estàndard del CO (g).

Resp: -110 kJ·mol -1

10. Escalfem el gas contingut en un cilindre metàl·lic vertical dotat d’un pistó de 3 kN de pes i el

pistó es desplaça 20 cm. Considerant que la calor absorbida pel gas ha estat de 40 J, calculeu la variació d’energia interna del gas.

a) Quin significat físic té l’energia interna d’un sistema?

b) Es pot determinar l’energia interna d’un sistema? Raoneu la resposta.

11. L’equació termoquímica corresponent a la reacció de neutralització en solució aquosa és:

H+ (aq) + OH- (aq) → H2O (l) ΔH0= –54 kJ · mol–1

a) Trobeu quina quantitat de calor es desprendrà en la neutralització de 25 cm3 d’àcid clorhídric

2 M amb 25 cm3 d’hidròxid de sodi 2 M.

b) Si la massa de la solució anterior és de 52 g i estava a 20 °C, calculeu la temperatura final de la solució.

Dada: capacitat calorífica de l’aigua: 4,18 J · g–1K–1

Resp: a) -2,7 kJ b) 7,6ºC

12. En la fermentació alcohòlica de la glucosa s’obté etanol i diòxid de carboni segons la reacció:

C6H12O6(s) 2 C2H5OH (l)+ 2 CO2(g)

L’entalpia d’aquesta reacció és difícil de trobar experimentalment. Però es coneixen bé les entalpies per les reaccions de combustió de l’etanol i de la glucosa.

a) Dissenyeu un cicle entàlpic que permeti fer el càlcul de l’entalpia de la fermentació.

b) Calculeu l’increment d’entalpia d’aquesta reacció quan fermenten 800 g de glucosa sabent que

els increments d’entalpia per a les reaccions de combustió de la glucosa i de l’etanol són, respectivament, –2813 kJ·mol–1 i –1371 kJ·mol–1.

Resp: -71kJ·mol -1

13. La gasolina és una mescla d’hidrocarburs i suposem que equival a l’octà.

a) Escriviu l’equació de combustió de l’octà.

b) Calculeu l’entalpia estàndard de combustió de l’octà amb les dades següents:


c) Calculeu l’energia que necessita un automòbil per cada quilòmetre si consumeix

6 litres d’octà per cada 100 km (Densitat de l’octà líquid = 0,8 kg·L-1).

Resp: b) -5074 kJ·mol .1; c) 2136,4 kJ

14. L’etanol (CH3CH2OH) és un combustible utilitzat en diversos àmbits i amb perspectives de futur en el camp del transport. La seva oxidació dóna àcid acètic. En condicions estàndard, en la combustió d’ 1 g d’etanol s’alliberen 29,8 kJ i en la combustió d’1 g d’àcid acètic 14,5 kJ.

Calculeu:

a) l’entalpia de combustió estàndard de l’etanol i de l'àcid acètic

b) la variació de l’entalpia estàndard de la reacció d’oxidació de l’etanol a àcid acètic.

Resp: a) -1354,55 kJ·mol -1, -852,94 kJ·mol -1; b) -501,61 kJ·mol -1

15. La calor de combustió (C3H8) a pressió constant d’1 atm i temperatura de 25ºC és -2218,8 kJ mol-

1.

a) Escriviu la reacció corresponent.

b) Calculeu la variació d’energia interna.

Resp: -2221,3 kJ

16. (PAU 1011)Un dels gasos més presents en la nostra vida és el metà, component principal del gas natural, que és un bon combustible. A partir de les dades de la taula següent, responeu a les qüestions:

Entalpies de combustió en condicions estàndard i a 298K

Reacció de combustió Entalpia de combustió (kJ·mol -1)

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) -890,3

C(s) + O2 (g) CO2(g) -393,5

H2(g) + O2(g) H2O(l) -285,8

a) Imagineu que us voleu dutxar amb aigua a una temperatura de 38ºC.Tenint en compte que l'aigua entra a l'escalfador a 13ºC i que en gasteu 20L, digueu quina massa de metà cal cremar, a pressió constant, per a escalfar-la.

b) Escriviu la reacció corresponent a l’entalpia estàndard de formació del metà, i calculeu-ne el valor a 298K.

Dades: densitat de l’aigua (entre 13ºC i 38ºC) = 1 kg·L-1 Capacitat calorífica específica de l’aigua

(entre 13ºC i 38ºC)= 4,18 J·K -1· g -1

Resp: a) 37,5 g; b) -74,8 kJ·mol -1

17. En la combustió d’un mol de butà (C4H10) mesurat a 298K i 1,01·105 Pa a pressió constant es desprenen 2600kJ d’energia en forma de calor.

a) Escriviu la reacció corresponent.

Entalpies de formació estàndard ∆Hfo / kJ·mol -1

C8H18 (l) H2O(g) CO2 (g)

-250,0 -241,8 -393,5


b) Calcula la variació d’energia interna.

Resp: b) -2603,7 kJ

18. La calor de combustió del propà (C3H8) a pressió constant d’1 atm i temperatura de 25ºC és -2218,8 kJ·mol -1. Calculeu:

a) La variació d’energia interna.

b) La variació d’entalpia de formació estàndard de l’aigua líquida

Dades: ∆Hºf(CO2(g)) = -393,5 kJ·mol -1 ; ∆Hºf(C3H8 (g)) = -103,8 kJ·mol -1

Resp: a) -222,3 kJ ; b) -233,6 kJ·mol -1

19. En la combustió d’un mol de butà (C4H10) mesurat a 298K i 1,01·105Pa es desprenen 2600kJ d’energia en forma de calor.

a) Escriviu i igualeu la reacció corresponent i calculeu la calor que s’obtindrà en la combustió de

225 g de butà.

b) Calculeu la massa d’aigua sòlida (gel) a -10ºC que es pot escalfar fins a 70ºC amb aquesta calor.

Dades: λf (gel)= 334kJ·kg -1; ce(gel) = 2,09 kJ· kg -1·K -1; ce(aigua)= 4,18 kJ·kg -1 · K -1

Resp: a) 10086 kJ; b) 15,6 kg

20. (PAU 0304)L’acetilè (C2H2) s’obté fent reaccionar el carbur de calci (CaC2) amb aigua, segons la reacció:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) C2H2(g) + Ca(OH)2(s)

En la qual es desprenen 270,7 kJ per mol de CaC2.

a) Escriviu la reacció de combustió de l’acetilè i determineu la variació d’entalpia estàndard per a

aquesta reacció.

b) Calculeu la calor que es desprèn quan es crema l’acetilè obtingut a partir de 6,4g de carbur de calci.

Dades: ∆Hºf(CO2(g))= -393,5 kJ·mol -1; ∆Hºf(CaC2(s)) = 83 kJ·mol -1

; ∆Hºf(H2O (l))= -286 kJ·mol -1; ∆Hºf(Ca(OH)2 (s)) = -986 kJ·mol -1

Resp: a)-1303,3kJ·mol -1; b) 130,3kJ

21. El diòxid de sofre és un dels gasos que s’emeten com a conseqüència de la combustió

d’hidrocarburs fòssils. Per reacció amb l’oxigen atmosfèric pot transformar-se en triòxid de sofre (gas).

a) Si les entalpies estàndard de formació del diòxid i del triòxid de sofre són , respectivament, -297 i -395 kJ·mol -1

, calculeu la variació d’entalpia corresponent a aquesta reacció. És un procés exotèrmic o endotèrmic?

b) Calculeu la variació d’energia interna a 25ºC d’aquest procés.

c) Trobeu la quantitat de calor intercanviada a pressió constant quan es formen 30 litres de triòxid de sofre, mesurats a 25ºCi 1 atm.

Dades: R= 0,082 atm·L·K -1·mol -1 = 8,31J·K -1 · mol -1

Resp: a) -98kJ·mol -1 exotèrmic; b)-96,8kJ·mol -1; c)-120,3kJ

22. El metanol líquid pot esdevenir un combustible de futur per als vehicles de motor.

a) Calculeu la variació d’entalpia estàndard a 25ºC del procés de combustió.


b) Calculeu l’energia alliberada, en condicions estàndard a 25ºC,associada a la combustió d’1L de

metanol.

∆Hºf metanol líquid: -238,7 kJ·mol -1 ; ∆Hºf diòxid de carboni gas = -393,5 kJ·mol -1; ∆Hºf aigua

líquida= -285,6 kJ·mol -1 ; densitat del metanol líquid a 25ºC: 0,800 g·cm -3

Resp: a) -726kJ·mol -1; b) 1,82·104kJ

23. (PAU 0910)Escriviu la reacció de formació del CO gasós i calculeu l’entalpia de formació a partir

del diagrama entàlpic següent:

Resp: -110kJ·mol -1

24. La variació d’entalpia de reacció estàndard corresponent a la combustió del butà és de 2600

kJ·mol -1.

a) Formuleu l’equació termoquímica de la combustió del butà.

b) Calculeu la calor que es desprèn en la combustió d’1m3 de butà mesurat en condicions estàndard

i pressió constant.

c) Quina serà la variació d’energia interna per mol de butà en condicions estàndard?

Dades: R= 8,31 J·mol -1·K-1

Resp: b) 1,05·105kJ; c) -2591kJ·mol -1

25. (PAU 0708) El butà i el propà són dos gasos combustibles utilitzats en la indústria i en les llars.

a) Escriviu les reaccions de combustió del butà i del propà i calculeu, per a cada combustió, la calor a pressió constant alliberada en condicions estàndard a 25ºC quan es forma 1 mol de CO2.

b) Considerant la calor a pressió constant alliberada quan es forma 1 mol de CO2, justifiqueu quin dels dos combustibles contribuirà més a l’agreujament de l’efecte hivernacle.

Dades: Temperatura:25ºC Propà gas Butà gas H2O(l) CO2(g) ∆Hºf (kJ·mol -1) -103,8 -126,5 -285,8 -393,5

Resp: a) -719kJ (butà) ; -740kJ (propà)

26. Quina de les següents afirmacions és certa?

a) L’energia de formació del Fe(l) és zero.

b) En algunes reaccions és possible que ∆E = ∆H


c) La condensació és un procés endotèrmic.

d) Per un mateix procés, la variació d’entalpia depèn que el procés es faci a pressió i a volum

constant.

e) El mètode més exacte per calcular ∆H d’una reacció és a partir de les energies d’enllaç.

f) La calor de formació del Cl(g) és zero.

Resp: b

27. Donades les reaccions següents:

2 Cr(s) + 3/2 O2(g) Cr2O3(s) ∆H= -1130 kJ

C(s) + ½ O2(g) CO(g) ∆H= -110 kJ

Quant val el canvi d’entalpia de la reacció: 3C(s) + Cr2O3(s) 2 Cr(s) + 3 CO(g)

a) +800kJ b) -800kJ c) -1460 kJ d) + 1020 kJ e) +1460 kJ

Resp: a

28. En una bomba calorimètrica es col·loquen 2,45g de l’ hidrocarbur líquid pentà, amb la quantitat

suficient d’oxigen per fer-ne la combustió total.

a) Escriviu la reacció de combustió del pentà.

b) Un cop efectuada la combustió, l’augment de temperatura que s’observa és d’ 11,2 ºC. S’ha

determinat que el calorímetre emprat per augmentar 1ºC es necessiten 10,7 kJ. Quanta energia s’ha

desprès en la combustió del pentà?

c) Feu el càlcul de la variació d’entalpia estàndard de combustió del pentà.

Resp: b) -119,84 kJ; c)-3,53·103kJ·mol -1


EA 2 Combustibles del nostre cos

EA 2

Pàg. El combustible del nostre cos

EA 2.1 CC

46 El paper de l’oxigen en les reaccions de combustió

Iniciació a l’entalpia i energia d’enllaç.

EA 2.2 CC

48 Per què aporta més energia l’oli d’oliva que la glucosa?

Relació entre el contingut d’oxigen de la substància que es crema i l’energia alliberada.

Entalpies de reacció

EA 2.3 CC

50 Per què ens engreixem? Consum energètic en diverses activitats esportives.

Relació entre l’entalpia de combustió i l’entalpia específica de combustió. Càlculs estequiomètrics.

EA 2.4 CC

53 Quina diferència hi ha entre cremar nutrients al laboratori i dins el nostre organisme?

Llei de Hess. Diagrames d’entalpia. o cicles entàlpics. Conservació de l’energia.

Establiment de la llei de Hess. Visualització de l’entalpia d’una reacció mitjançant un diagrama d’entalpies.

EA 2.5

55 Què hem après?


EA 2.1 El paper de l’oxigen en les reaccions de combustió pàg. 46

EA 2.2 Per què aporta més energia un gram d’oli d’oliva que un gram de glucosa? pàg. 48


EA 2.3 Per què en engreixem? pàg. 50

EA 2.4 quina diferència hi ha entre cremar nutrients al laboratori i dins el nostre organisme pàg. 53


EA 2.1 El paper de l’oxigen en les reaccions de combustió Hem vist que els combustibles dels transports alliberaven energia. Aquests combustibles generalment són hidrocarburs. El nostre cos utilitza nutrients de composició diversa (lípids, glúcids i proteïnes). D’altra banda una reacció de combustió sempre necessita l’oxigen.

La taula 1 mostra les energies alliberades per mol de diferents combustibles.

Combustible

Fórmula química

Entalpia alliberada per mol de combustible, a pressió constant i

a 298 K / kJ·mol-1

hexà C6H14 (l) - 4163

metà CH4 (g) - 890

metanol CH3OH (l) - 726

carboni C (s) - 393

hidrogen H2 (g) - 296 Taula 1. Entalpies de reacció d’alguns combustibles molt comuns.

Com influeix la proporció d’oxigen que hi ha en un combustible en la quantitat d’energia

alliberada?

Si analitzem les dades de la taula 1 i ens centrem en els valors expressats en kJ·mol -1, que en realitat corresponen a variacions d’entalpies estàndard de combustió a 298 K, podem observar que

tenen valor negatiu i també que tenen valors molt diferents.

12. Per què les entalpies estàndard de combustió són negatives? Quina pot ser la causa de les diferències entre els valors d’aquestes variacions d’entalpia quan es cremen diferents

combustibles?

13. De què depèn l’entalpia estàndard de combustió d’un combustible?

14. Què creieu que passa a nivell molecular quan un combustible es crema?

Els valors de les entalpies són negatius perquè durant la combustió els reactius cedeixen energia a l’entorn. Són reaccions exotèrmiques.

Els combustibles són fonts d’energia, i alliberen la seva energia quan es combinen amb l’oxigen.

Per això hauríem de parlar de sistemes combustible-oxigen com a font d’energia. Quan es crema

una substància, l’energia que es desprèn depèn del nombre d’enllaços amb oxigen que es formen.

- Si teniu dubtes sobre igualació de reaccions químiques podeu consultar la part de conceptes de 1r curs.

- Per trencar un enllaç, igual que passa quan cal trencar algun objecte, cal subministrar energia.

La variació d’entalpia que s’obté en cremar un combustible depèn de dos factors: en primer lloc depèn del nombre d’enllaços que han de trencar-se i formar-se, la qual cosa depèn de la grandària de la molècula. Per aquesta raó, molècules grans, com ara la molècula d’hexà, tenen una ∆H˚r més gran que la d’altres molècules més petites, com la del metà.

En segon lloc, ∆H˚r també depèn de quins àtoms estan enllaçats.

En l’exercici 2, es demana mostrar els enllaços que es trenquen i es formen en la combustió del

metà i en la del metanol. Els productes obtinguts són els mateixos, però la diferència fonamental està en què el metanol ja té un enllaç O—H. En altres paraules, un dels enllaços amb oxigen ja està


format, a diferència del metà, en el qual s’han de formar tots. Una altra forma d’explicar-ho és dir que el metanol està ja parcialment oxidat.

L’energia que es desprèn durant la combustió prové de la formació d’enllaços amb oxigen. Com

que el metanol ja en posseeix un, cedirà menys energia quan es crema.

Com a regla general, quants més àtoms d’oxigen conté un combustible en la seva molècula, menys energia per mol cedirà en cremar-se. Els combustibles oxigenats com els alcohols i els èters són més pobres en energia que els hidrocarburs; tanmateix, això no vol dir que siguin combustibles poc útils. En alguns casos els combustibles oxigenats són preferibles perquè contaminen menys que els hidrocarburs.

Exercicis i qüestions 1. Escriviu les equacions ajustades per a la combustió completa de metà (CH4), hexà (C6H14) i metanol (CH3OH).

a) Escriviu amb fórmules desenvolupades les reaccions de combustió del metà i del metanol per tal de poder identificar els enllaços que es formen i que es trenquen quan aquests combustibles es cremen, és a dir reaccionen amb l’oxigen.

b) Per què la ∆H°r del metà és molt menys negativa que la ∆H°r del hexà?

c) Per què la ∆H°r del metanol és menys negativa que la ∆H°r del metà? Contesteu tenint en compte que ambdós tenen el mateix nombre d’àtoms de carboni i d’hidrogen.

d) Dibuixeu per separat els diagrames d’entalpies de la combustió del metà i de la del metanol. Dibuixeu els diagrames d’entalpies de les dues reaccions en els mateixos eixos de coordenades.

Què tenen en comú els dos diagrames? Quina informació us aporten els diagrames d’entalpies?

2. L’etanol (CH3CH2OH) és un combustible utilitzat en diversos àmbits i amb perspectives de futur en el camp del transport. La seva oxidació dóna àcid acètic. En condicions estàndard, en la combustió d’ 1 g d’etanol s’alliberen 29,8 kJ i en la combustió d’1 g d’àcid acètic 14,5 kJ.

Calculeu:

a) l’entalpia de combustió estàndard de l’etanol i la de l’àcid acètic.

b) la variació de l’entalpia estàndard de la reacció d’oxidació de l’etanol a àcid acètic. L’etanol

reacciona amb l’oxigen i s’obté aigua com a subproducte de reacció.

Dades: Masses atòmiques relatives: H: 1; C:12; O:16.

substància ∆Hfo / kJ·mol -1

àcid acètic -487,0 metanol -283,3 aigua -285,5


CH2—OOC – (CH2)16 –CH3

CH —OOC - (CH2)16 – CH3

CH2—OOC– (CH2)16 – CH3

Triestearina

EA 2.2 Per què aporta més energia l’oli d’oliva que la glucosa?

Considerem dos aliments, un ric en glucosa -un glúcid- i l’oli d’oliva -un greix-, i comparem l’energia mitjana que proporciona la combustió d’un gram d’un glúcid i la de la combustió d’un

gram d’oli d’oliva. D’un gram d’un glúcid es poden obtenir uns 17 kJ. En canvi, un gram d’oli

d’oliva pot proporcionar uns 39 kJ.

A continuació es mostren les fórmules de la glucosa i de dos greixos, la trioleïna, greix present a l’oli d’oliva i la triestearina que es troba al greix de la carn vacuna.

e) glucosa C6H12O6 (el sucre del most del raïm) f) trioleïna (trioleat de gliceril) C57H104O6 (el component principal de l’oli d’oliva) g) triestearina (triestearat de gliceril) C57H110O6 (component del greix de la carn vacuna)

Glucosa

Observeu les seves fórmules i quins àtoms estan enllaçats entre ells.

A partir de la fórmula molecular, quina de les dues molècules conté més àtoms d’oxigen per àtom de carboni?

Les reaccions de combustió de la glucosa i de la trioleïna i les seves corresponents entalpies de combustió són les següents:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O ∆Hº = - 2816 kJ·mol -1

C57H104O6 +

80 O2 → 57 CO2 + 52 H2O ∆Hº = - 33600 kJ·mol -1

Observeu les fórmules semidesenvolupades de la glucosa i de la trioleïna i digueu quines diferències hi ha.

Quants enllaços C-C i quants enllaços C-O hi ha en cadascuna de les molècules?

Quina s’assembla més a l’estructura dels hidrocarburs? Per què?

Calculeu i compareu les energies que proporcionen per gram, creieu que s’obtindrà més energia

d’un compost més o menys oxigenat?

Quina relació hi ha entre el percentatge d’oxigen en una molècula i la quantitat d’energia que

s’allibera en seva reacció de combustió?

Compareu, per a l’oli d’oliva i la glucosa les dades en kJ·mol-1 quines diferències observeu? Per

què?

Trioleïna


Com argumentaríeu a partir de les fórmules desenvolupades de les molècules, el fet que la quantitat de calor alliberada en cremar, en les mateixes condicions, un gram d’un lípid, com la trioleïna sigui

aproximadament el doble que en cremar un glúcid, i que sigui més propera a la calor alliberada en cremar un gram de gasolina (48 kJ·g -1)?

Si heu pensat bé les vostres respostes haureu deduït que com la glucosa està molt més oxigenada- hi ha més àtoms de carboni per àtoms d’oxigen- que la trioleïna, component principal de l’oli d’oliva, i per tant, proporciona menys energia per gram ja que com més oxigenat és un compost,

menys energia allibera la seva combustió per donar CO2 i H2O.


Necessitem menjar per viure

EA 2.3 Per què ens engreixem? Consum energètic en diverses activitats esportives

Els greixos són uns nutrients molt energètics. Són compostos que consten de cadenes carbonades llargues, similars a les dels hidrocarburs de les gasolines.

Els glúcids no aporten tanta energia per gram com els greixos. Tal i com hem vist en el cas de la glucosa, la seva entalpia estàndard de combustió és de -2,8 MJ·mol -1 que correspon a una entalpia específica de 16 kJ·g -1. Aquesta energia és aproximadament igual a la que es necessita per elevar 4 graus la temperatura d’1 L d’aigua.

Les proteïnes constitueixen també un tipus important de combustible nutricional. Estan formades per cadenes d’aminoàcids i són massa

importants per a la cèl·lula com per ser emprades com a combustible. Són les responsables de gran part de les funcions de les cèl·lules vives i construeixen el teixit muscular. La major part de les proteïnes que ingerim es reserven i es reordenen. Només una petita part s’oxida i forma urea CO(NH2)2. Aquesta oxidació te una entalpia

específica de 17 kJ·g -1, molt similar a l’entalpia

específica dels glúcids.

En les taules de calories dels aliments, que s’utilitzen per dissenyar dietes, o en la mateixa

informació de les etiquetes dels aliments, podem trobar-hi les quantitats d’energia que

allibera la seva combustió expressades en kJ·g -1 o en Kcal·g -1, a vegades de manera global i altres diferenciant els diferents nutrients. (Alerta a vegades apareix el valor expressat en calories i en realitat són kcal!). Aquests valors són les entalpies mitjanes específiques dels diversos glúcids que assimila l’organisme (des

de mono o disacàrids fins a midons), dels diversos tipus de greixos i de diverses proteïnes.

La taula següent mostra les propietats termoquímiques d’alguns nutrients (entalpies mitjanes

específiques).

Entalpies mitjanes específiques Glúcid Lípid Proteïna 17 kJ·g -1 37 kJ·g -1 17 kJ·g -1

El consum energètic diari que es recomana als homes de 18 a 20 anys és de 12 MJ, la qual cosa equival a unes 2800 kcal, i per a les dones de la mateixa edat 9 MJ, unes 2100 kcal. Tot i que, la quantitat d’energia que un individu necessita depèn de la seva forma física i del seu nivell

d’activitat.

Què passa si mengem gran quantitat d’aliments molt energètics i fem poc exercici?

El nostre organisme utilitza l’excés d’energia per sintetitzar els greixos que s’emmagatzemen com

a reserva energètica del nostre cos. Hem vist que prenent les mateixes quantitats en massa, els greixos són més energètics, aporten aproximadament, el doble d’energia que un glúcid. Si no fem

exercici físic i tenim una ingesta d’aliments superior a les de les nostres necessitats de consum

energètic anirem acumulant greix.

Córrer aprima?


Els dipòsits de greix del teixit adipós del cos humà s’utilitzen per a satisfer les exigències

energètiques quan es redueix l’energia aportada per la dieta. També s’utilitzen per satisfer activitats

físiques amb necessitats energètiques elevades. Els humans emmagatzemem energia principalment en el greix, en un adult una vintena de quilos de mitjana. També l’emmagatzemen en forma de

glúcid (glicogen) en menor quantitat, aproximadament mig quilo. Altres organismes vius com els vegetals poden emmagatzemar energia en forma d’olis (greix) com el que hi ha a les llavors, o en

forma de midó (glúcid). Per emmagatzemar una quantitat igual d’energia, les patates necessiten més del doble de massa de midó que massa de greix necessiten els humans.

Quins canvis hi hauria en un organisme humà si acumuléssim energia majoritàriament en forma de midó?

A més, els aliments rics en greixos contribueixen en major mesura al greix corporal, ja que a l’organisme li resulta fàcil aquesta conversió en la qual només es desaprofita un 3% de l’energia

continguda en els greixos mentre que en convertir els glúcids en greixos es perd un 23 % de calories.


1. Calculeu quants grams de greix aporten la mateixa energia de combustió que la que allibera la combustió de 100 g d’un glúcid.

Dades. Entalpies mitjanes específiques: Glúcid 17 kJ·g -1; Lípid 37 kJ·g -1

Resp: 45,9g

2. Utilitzeu les dades de la taula 1 i de la taula 2 per respondre les següents preguntes:

a) Quina quantitat d’ energia consumiria un ciclista per recórrer 10 km en bicicleta en un temps de

mitja hora? A quina massa de pa equival aquesta energia?

b) Quanta estona podria caminar una noia a 5 km h-1 si consumís la mateixa quantitat d’energia

que consumiria anant en bicicleta recorrent 5 km en 15 min?

c) Una persona de pes mitjà que juga a tennis crema uns 30 kJ per minut. Quant de temps hauria de jugar per cremar l’energia alliberada en una ració de 60 g de formatge?

Activitats esportives kJ·h -1

Home(70 kg) Dona (58 kg) Nedar (3,5 km·h -1) 3010 2500 Córrer (9 km·h -1) 2000 1650 Jugar a tennis (individuals) 1750 1450 Anar amb bicicleta (20 km·h -1) 1500 1250 Caminar ràpid (7 km·h -1) 1500 1250 Caminar (5km·h -1) 1000 830

Taula 1 . Requeriments energètics mitjans en diverses activitats esportives(Font Atkins)


Productes light.

(composició centesimal) Entalpia específica

ALIMENT Aigua Proteïnes

Greixos Glúcids kJ. g-1

Pomes 84,3 0,3 0,0 11,9 2,5 Llet 87,6 3,3 3,8 4,7 2,6 Patates 80,5 1,4 0,1 19,7 3,5 Pa 39,0 7,8 1,7 49,7 12,6 Peix (bacallà) 76,6 21,4 1,2 0,0 3,1 Carn (vacuna) 54,3 23,6 21,1 0,0 13,1 Formatge 37,0 26,0 33,5 0,0 17,0 Hamburguesa 40,9 15,8 14,2 29,1 17,3 Taula 2 Propietats termoquímiques d’alguns aliments. Composició i contingut energètic de diferents aliments. (Font: Atkins)

Resp: a) 850kJ, 67,46g; b) 1,5h; c)34min. 3. Busqueu informació sobre la composició d’algun aliment anomenat “light” i compareu-la amb la del mateix aliment normal. Quina és la seva principal diferència? Com podríeu argumentar, comparant el valor de l’entalpia específica mitjana de

combustió del greixos i la de la resta de nutrients, que l’aliment “light” engreixi

menys?


EA 2.4 Quina diferència hi ha entre cremar nutrients al laboratori i dins el nostre organisme?

Serà la mateixa l’energia alliberada per la glucosa quan la cremen dins un calorímetre de laboratori o quan és

el nostre organisme el que la utilitza com a font d’energia?

Té lloc la mateixa reacció dins l’organisme que dins el calorímetre?

Els glúcids, lípids i proteïnes reaccionen a l’interior de la cèl·lula en processos que

impliquen nombroses reaccions. Els tres nutrients reaccionen en diferents vies metabòliques i s’obté acetil-CoA. Aquesta substància s’incorpora al cicle de Krebs i xperimenta transformacions fins a transformar-se en diòxid de carboni i aigua.

La metabolització de la glucosa a l’interior de les cèl·lules aeròbiques té lloc en diferents etapes: la glucòlisi, el cicle de Krebs i la cadena respiratòria de transport d’electrons. Aquest

procés es pot expressar mitjançant la següent equació química global:

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + energia

Però dins l’organisme, la combustió de la glucosa té associades altres reaccions químiques

acoblades, com el pas d’ADP a ATP de manera que el balanç global tenint en compte les reaccions

associades és:

C6 H12 O6+6 O2+6 H2O + 12 NAD++36 ADP + 36Pi → 6 CO2 + 12 H2O+36 ATP+ 12 NADH + 12 H+

Les condicions en què aquestes reaccions es realitzen dins l’organisme són molt diferents a les de

la combustió de la glucosa dins un calorímetre. Però, a les mateixes condicions, per exemple condicions estàndard, la suma de les entalpies de les reaccions per etapes seria igual a l’entalpia de

combustió de la glucosa dins un calorímetre, ja que els reactius inicials i els productes finals són els mateixos.

La variació d’entalpia d’una reacció química és la mateixa que la suma de les entalpies de les reaccions que formen part d’un cicle entàlpic, realitzades per un camí alternatiu o indirecte. El

canvi total d’entalpia per a la ruta indirecta és el mateix que el canvi d’entalpia en la ruta directa. És lògic que sigui així, ja que segons la llei de la conservació de l’energia, aquesta no es pot crear

ni destruir. Per tant, mentre les substàncies que reaccionen i les que s’obtenen siguin les mateixes,

el canvi d’entalpia serà el mateix sigui quin sigui el camí que es segueixi o les etapes que es segueixin per anar des de l’estat inicial fins al final, una altra manera d’enunciar la Llei de Hess.

Si no fos així, en tornar de l’estat final a l’inicial es produiria un guany o una pèrdua d’energia, i

això, tal i com enuncia el primer principi de la termodinàmica, no es produeix.

Els cicles que uneixen estats inicials i finals seguint vies diferents s’anomenen cicles entàlpics, cicles termodinàmics o cicles de Hess. Una altra manera de representar els canvis d’entalpia de

reaccions químiques són els diagrames entàlpics. Tant uns com altres constitueixen una bona manera de calcular entalpies de reaccions, quan coneixem les entalpies d’altres reaccions.

A continuació es representen de manera simplificada els cicles entàlpics i els diagrames entàlpics de la combustió de la glucosa. En el gràfic es representa la mateixa reacció global, en un cas en una sola etapa (vermell) i en l’altre en etapes (blau), totes exotèrmiques. La suma de les entalpies de

les etapes correspon a l’entalpia de combustió de la glucosa. Es tracta d’una representació


simplificada ja que el procés de combustió de la glucosa dins l’organisme consta de més de tres

etapes, és només per exemplificar la llei de Hess i verificar el primer principi de la termodinàmica.

Exercicis i qüestions 1. El diagrama entàlpic anterior, que compara diverses rutes d’una mateixa reacció és només una

representació simplificada. Creieu que hi ha només 3 etapes?

Expliqueu amb les vostres paraules què vol dir la llei de Hess. 2. Aquest és un exemple de diagrama d’entalpies.

Escriviu les reaccions termoquímiques que s’hi representen i la relació entre elles.

Productes

C6H12O6(s) + 6O2 (g)

Reactius

6 CO2 (g) + 6 H2O (g)

Entalpia

∆Hr0

∆Hr0(1)

∆Hr0(2)

∆Hr0(3)

C6H12O6(s) + O2 (g)

6 CO2 (g) + 6 H2O (g)

Substàncies de la via metabòlica

∆H per aquesta via

...és el mateix que per

CICLE ENTÀLPIC DIAGRAMA ENTÀLPIC


EA 2.5 Què hem après? En aquesta activitat trobareu una llista amb els punts fonamentals que convé que tingueu recollits en els vostres apunts i les qüestions per comprovar els coneixements de química que heu après en l’apartat EA2.


- Energia alliberada per unitat de massa i per mol. - Relació entre el contingut d’oxigen de la substància que es crema i l’energia alliberada - Relació entre l’entalpia de combustió i l’entalpia específica de combustió. Càlculs

estequiomètrics. - Diagrames entàlpics. Llei de Hess.


1. La sacarosa o sucre comú és un disacàrid de fórmula molecular C12H22O11. En la seva combustió

es desprenen 9589,3 kJ·mol -1.

El ciclamat de sodi (C6H12NSO3Na) és un edulcorant. En la seva reacció de combustió es desprenen 3218,6 kJ.mol-1.

a) Quants grams de ciclamat de sodi alliberaran per combustió la mateixa calor que un gram de sacarosa?

b) Escriviu la reacció de combustió de cadascuna de les substàncies.

c) Calculeu el valor de les entalpia específica de combustió (kJ·g -1) a partir del valor de l’entalpia molar.

d) Compareu els valors de les entalpies molars i les entalpies específiques i raoneu les diferències.

e) Raoneu les diferències entre dues les entalpies específiques en base al percentatge d’àtoms

d’oxigen present en les dues molècules.

Dades. Masses atòmiques relatives H 1; C 12; N 14; O 16; Na 23; S 32. Resp: a) 1,47; b)28,03kJ·g -1 i 19,04 kJ·g -1 2. Les begudes alcohòliques contenen etanol, C

2H

5OH. Les dietes per al control del pes, exclouen

les begudes alcohòliques. Per què engreixa l’alcohol ?

Els alcohols són una família de compostos orgànics que contenen el grup funcional -OH. La seva combustió produeix energia, de fet l’etanol s’utilitza en alguns països com alternativa a la

gasolina per a automòbils. De la mateixa manera també es produeix energia quan es metabolitza en el nostre organisme.

L’alcohol engreixa: cadascuna d’aquestes dosis de begudes alcohòliques proporciona 300 kJ (unes 70 kcal). A partir de les dades de la taula 2 (EA 2.3) calculeu aproximadament quants grams de pa aporten la mateixa energia que una d’aquestes dosis

de begudes alcohòliques.

Resp: 23,8g

1 copa de vi 1 copa de licor 1 canya de cervesa


3. Anant en bicicleta es cremen aproximadament 1 g de glucosa cada minut. En una tasca com estudiar es crema aproximadament 1 g de glucosa cada 2 min. Si l’entalpia estàndard de combustió

de la glucosa és -2,8 MJ·mol -1, calculeu:

a) La massa de glucosa que caldria per proporcionar l’energia necessària per anar mitja hora en

bicicleta.

b) El consum energètic en J·min -1 d’una activitat com estudiar.

Dades: Masses atòmiques relatives H 1; C 12; O 16.

Resp: a)91,6g; b) 16374,3 J·min -1

4. Una ració de gelat són 120 g. Els gelats tradicionals contenen aproximadament un 16 % de greixos, un 13% de sucre i 4% de proteïnes. Els gelats de iogurt contenen aproximadament el mateix percentatge de proteïnes, un 3 % de greixos i un 27% de sucre. Calculeu el valor energètic d’una ració de cada tipus de gelat.

Resp: 1076,4 kJ i 769,2 kJ


EA 3 Els combustibles dels coets

EA 3

pàg. Els combustibles dels coets

EA 3.1 CC

60 Quins són els millors combustibles per als coets?

Energies d’enllaç. Relació entre entalpies de reacció i energies d’enllaç

Elaboració del concepte d’energia d’enllaç. Consideració dels factors dels quals depèn la fortalesa de l’enllaç: longitud, polaritat i caràcter simple, doble o triple.


EA 3.2 TIC

62 Càlcul d’entalpies de reacció d’alguns combustibles a partir d’entalpies d’enllaç

Energia d’enllaç. Càlcul d’entalpies de combustió de diversos combustibles a partir d’energies d’enllaç.

Elaboració del concepte d’entalpia d’enllaç.

EA 3.3

66 Què hem après

EA 3.1 Quins són els millors combustibles per als coets? pàg. 60

EA 3.2 Càlcul d’entalpies de reacció a partir d’entalpies d’enllaç pàg. 62


Fig. 4.1 Portada original “De la Terra a

la Lluna” de Jules Verne.

EA 3.1 Quins són els millors combustibles per als coets? Els combustibles que s’utilitzen en els viatges espacials són molt diferents

dels utilitzats en els automòbils, perquè estan dissenyats per treballar en condicions molt diferents.

El combustible més utilitzat en cotxes és la gasolina que allibera una gran quantitat d’energia per litre i també per kg, quan es crema reaccionant amb l’oxigen de l’aire. En els vols

espacials, la massa de combustible és encara molt més important que el volum que ocupa perquè cal vèncer la força del camp gravitatori terrestre. A més del combustible, un coet ha de portar l’oxidant per cremar

en absència d’aire. Per últim, cal tenir en compte que

el coet es mou per l’impuls dels gasos quan surten del

motor i la velocitat es controla a partir del volum de gasos produït.

Llegiu el text següent adaptat d’un article de

“Scientific American” :

“Quin tipus de combustible utilitzen els coets i com se'ls dóna l’energia suficient per arribar a l'espai?” Bryan K. Smith, Enginyer en cap del NESC1 per al GRC2.13 de febrer de 2006.

Un coet funciona per un intercanvi de quantitat de moviment. Tant la massa del propulsor com l'alta velocitat dels seus gasos quan surten del motor, donen al coet el seu impuls. En una càmera d’alta pressió té lloc la reacció entre el

propulsor i l’oxidant, alliberant una gran quantitat d’energia i de gasos que són conduits cap a una tovera d’escapament.

La velocitat amb que surten aquests gasos, juntament amb les propietats adients del propulsor, ofereix la potència i l’energia, necessària per aconseguir enviar el vehicle a l'espai.

Els científics mesuren l'eficiència dels propulsors amb l’anomenat impuls específic, que mesura l'impuls, o canvi de quantitat de moviment, per unitat de massa de propulsor gastat. Una altra propietat a tenir en compte és l'empenta o la força generada pel propulsor, que està relacionada amb la densitat del carburant. Per desgràcia, els propulsors que tenen un elevat impuls específic no tenen una alta densitat i per tant no generen gaire empenta, i a l’inrevés, els de densitat alta no tenen un impuls específic elevat.

Es necessita un propulsor amb un impuls específic elevat, mentre el coet es mou per l'espai, però com que tenen poca densitat no donen una empenta suficient per escapar-se de l’atracció terrestre. Cal considerar, també, la facilitat d'ignició

del propulsor, l’estabilitat de la combustió, la temperatura, l'emmagatzematge, la fiabilitat, la toxicitat, el cost i la disponibilitat. Així, doncs, s’utilitzen diferents propulsors segons la funció que han de realitzar.

El propulsor pot ser sòlid, líquid o gas, cadascun amb les seves avantatges i desavantatges. Els sòlids tenen una major densitat i per tant empenta. També són fàcilment emmagatzemables, transportables, fiables, menys complexos i també poden contenir el seu propi oxidant. Un cop encesos, però, els propulsors sòlids cremen contínuament, limitant el nombre d'aplicacions. S’utilitzen propulsors sòlids, per exemple, en la primera etapa dels míssils militars, en coets comercials i

per aixecar la llançadora del terra i portar-la a gran altura. El propulsor sòlid més comú és el perclorat d'amoni barrejat amb alumini en pols.

Els líquids, en particular, líquids de baixa temperatura, ofereixen un impuls específic més alt i es poden encendre i apagar, això els fa els millors candidats per als viatges espacials. Per exemple, l'hidrogen líquid i oxigen líquid tenen un impuls específic molt elevat i s'utilitzen per a la segona etapa d'un coet. Líquids densos com la RP-1 (similar al querosè) a vegades s'usen per a la primera fase, però els falta l'impuls específic per al seu ús en l'espai. Per acabar, els propulsors gasosos tenen poca densitat, però poden oferir alguns avantatges de rendiment i emmagatzematge a llarg termini per als viatges espacials.

Els requisits específics d’una missió espacial tenen com a consideració principal la selecció del propulsor. Per exemple, la NASA en el nou sistema de transport d’humans, destinat a substituir el transbordador espacial, s'utilitzarà propulsors

sòlids per a la primera etapa, l'hidrogen líquid i oxigen per a la segona etapa, i líquids propulsors per al mòdul de servei

1 Centre de d'Enginyeria i Seguretat de NASA, on es realitzen tests d’anàlisi i avaluació dels projectes d'alt risc de NASA per assegurar èxit de seguretat i missió. 2Centre de recerca John H. Glenn.

Fig. 4.2 Font: NASA. Llançament del Transbordador espacial Discovery per començar la missió espacial STS-116


per tal d'arribar a l’Estació Espacial Internacional. Aquest disseny de propulsors pot canviar en les futures missions

lunars i a Mart.

Mireu el vídeo “Energia i coets” que podeu trobar a http://www.youtube.com/wattch?v=9prugOjmpIk Exercici 1.a) Amb la informació recollida responeu les preguntes següents,

i Quines són les característiques d’un propulsor?

ii Raoneu si seria convenient que el transbordador espacial utilitzés perclorat d’amoni i

alumini per fer tot el trajecte.

iii Completeu la taula següent sobre alguns propulsors i justifiqueu quins tindran un major impuls específic.3

Substància Fórmula

química Massa molar Densitat

Perclorat d’amoni Alumini Hidrazina Hidrogen líquid Querosè RP-1

iv Què fa que una reacció sigui molt exotèrmica?

v Els avions alemanys Messerschmitt Me 163 utilitzats durant la segona guerra mundial tenien uns petits inconvenients però han estat molt importants. Argumenteu aquesta controvèrsia.

b) La hidrazina (N2H4) reacciona amb el peròxid d’hidrogen (H2O2) segons l’equació:

N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) N2 (g) + 4 H2O (l)

i Torneu a escriure la reacció utilitzant les fórmules desenvolupades planes.

ii Justifiqueu quins enllaços seran més forts i per tant alliberaran més energia per a formar-se: a) N – N o N ≡ N b) N – H o H – O

iii Argumenteu per què la hidrazina és un bon combustible.

c) Quin enllaç és més fort en cadascun dels parells següents? Argumenteu la vostra resposta. Busqueu després els valors de les seves entalpies d’enllaç i compareu-les amb les vostres previsions:

a) H – H o H - O b) O = O o O – O

c) C ≡ C o N ≡ N d) C – C o Si - Si

e) C ≡ N o C ≡ C f) N ≡ N o N - N

d) Escriviu les vostres conclusions sobre: “De què depèn la intensitat dels enllaços?”

EA 3.2 Càlcul d’entalpies de reacció d’alguns combustibles a partir d’entalpies

d’enllaç

3 Pots consultar: http://www.braeunig.us/space/propel.htm#tables

http://www.youtube.com/wattch?v=9prugOjmpIk

http://www.braeunig.us/space/propel.htm#tables


Objectiu

Calcular les entalpies de diverses reaccions a partir de les entalpies d’enllaç.

Introducció

Hi ha diferents procediments experimentals per obtenir la variació d’entalpia d’una reacció.

Tanmateix alguns processos poden ser molt complicats de realitzar. En aquests casos, la variació d’entalpia de la reacció s’obté a partir d’entalpies d’altres reaccions aplicant la llei de Hess.

Un cas particular d’aquesta aplicació consisteix en la utilització de les entalpies mitjanes d’enllaç,

que es defineixen com l’entalpia necessària per a trencar un enllaç. A partir d’aquesta informació el

diagrama entàlpic del procés seria:

Tal com mostra el diagrama, el procés de trencament dels enllaços (REACTIUS ÀTOMS) és un procés endotèrmic, mentre que el procés de formació d’enllaços (ÀTOMS PRODUCTES) és exotèrmic.

En aquesta activitat calculareu les entalpies de diverses reaccions a partir de les entalpies de trencament d’enllaços. Es tracta de valors que estan tabulats i que són de fàcil consulta.

Procediment

1. Obriu l’arxiu activitat_energia_enllaç.xls

2. Cada full de l’arxiu proposa el càlcul de la variació d’entalpia d’una reacció de combustió. Hi ha

la combustió del metà, la del propà, la de l’etanol i tres reaccions que es donen en els coets. Seleccioneu una reacció.

3. En cada reacció estudiada trobareu tres parts: la part superior on fareu la igualació de l’equació

química, el requadre central on posareu les dades per a realitzar el càlcul de la variació d’entalpia

de la reacció i la part inferior on hi ha les dades que podeu necessitar.

PRODUCTES

ÀTOMS

ΔH0

1= suma entalpies enllaços

trencats ΔH02= suma

entalpies enllaços formats

ΔH0 reacció

REACTIUS


4. El primer que cal fer és igualar l’equació química. Quan la igualació sigui correcta podreu

continuar.

Comprovareu si els valors introduïts són correctes perquè la cel·la canviarà de color, mentre que si són erronis quedaran ratllats.

5. Abans d’iniciar el procés de càlcul, cal que escriviu la fórmula desenvolupada dels reactius i dels

productes. Fixeu-vos en quin tipus d’enllaços es trenquen o es formen. Seleccioneu-los en el menú desplegable que t’apareixerà.

6. Compteu el nombre d’enllaços que es trenquen a cada molècula dels reactius i anoteu la

informació a la columna nombre enllaços trencats per molècula. Repetiu el procés pels enllaços que es formen i anoteu-los a la columna nombre d’enllaços formats. per molècula.

7. Busqueu en les Dades el valor de l’entalpia d’enllaç corresponent a cadascun dels enllaços

trencats o formats. Escriviu-la amb el signe adequat en les columnes entalpia formació enllaç i entalpia trencament enllaç.

RECORDEU que el valor que està tabulat correspon a l’entalpia de

trencament de l’enllaç.

8. Indiqueu el coeficient estequiomètric de cada compost en la columna coeficient estequiomètric.

9. Si el resultat obtingut és correcte, passeu a la reacció següent.

ATENCIÓ! Quan un compost tingui diferents tipus d’enllaç, cal que els introduïu seguint l’ordre en què apareixen a la llista.


Resultats

Per recollir el resultat obtingut podeu imprimir els fulls de càlcul, quan hagueu arribat a una solució correcte o podeu anotar els resultats en la taula de la pàgina següent.

Full de càlcul

Equació igualada amb fórmules desenvolupades

REACTIUS Tipus enllaç trencat

Nombre enllaços trencats per

molècula

Entalpia enllaços trencats

Coeficient estequiomètric

Entalpia

PRODUCTES Tipus enllaç format

Nombre enllaços formats per

molècula

Entalpia enllaços formats

Coeficient estequiomètric Entalpia

Balanç d’entalpia: ΔH =

../../../Dropbox/2n%20Batxillerat/EA%20Energia%20en%20acció/EA%20-%20words%20i%20pdfs/activitat_energia_enlla_%20oct%2010.xls



- Completeu el diagrama entàlpic per a la combustió del metà. Dibuixeu les estructures de Lewis dels reactius i dels productes, i afegiu les dades que heu obtingut en el càlcul de l’entalpia de la

reacció.

- Compareu les entalpies d’enllaç carboni – carboni quan l’enllaç és senzill, doble o triple. Quina

diferència creieu que hi haurà en les longituds d’aquests enllaços? Busqueu aquestes longituds d’enllaç per a documentar la vostra resposta.

- Utilitzeu les dades del full de càlcul per a trobar la variació d’entalpia de la reacció següent que

es produeix en la fotosíntesi:

CO2 + H2O C6H12O6 (glucosa) + O2

glucosa

PRODUCTES

ÀTOMS ΔH01=

ΔH02=

ΔH0 =

REACTIUS





- Entalpies estàndard d’enllaç.

- Càlcul d’entalpia de reacció a partir d’entalpies d’enllaç.


1. Donada la reacció CH4 (g) + Cl2 (g) CH3Cl (g) + HCl(g) Calculeu l’entalpia de la reacció estàndard a partir de les energies d’enllaç.

Dades: entalpia d’enllaç estàndard C-H :414 kJ·mol -1 Cl- Cl: 243 kJ· mol -1 C-Cl 339 kJ·mol -1 H-Cl :432 kJ·mol -1 Resp: -114kJ·mol -1

2. Donada la reacció CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O (g), calculeu l’entalpia de l’enllaç

C=O. Dades per la reacció esmentada, ∆Hº = -802,24 kJ·mol -1

. Entalpies d’enllaç (en kJ·mol-1

) ∆Hº

(O-H): 462,3; ∆Hº (O=O): 494,5; ∆Hº (C-H): 415,3 Resp: 801,62 kJ·mol -1

3. El gas natural (metà, CH4) pot ser un combustible per a motors d’automòbils. En moltes

ciutats circulen autobusos urbans amb metà com a combustible. a Escriviu l’equació de la combustió del metà. b Definiu entalpia d’enllaç. c Useu les taules de les dades d’entalpia d’enllaç per calcular l’entalpia de combustió del

metà. d L’entalpia estàndard de combustió del metà trobada experimentalment, és ∆Hc

o = -890,3kJ·mol -1

. Per què aquest valor no coincideix amb el que s’obté en fer el càlcul emprant

entalpies d’enllaç? Resp: c)-812kJ·mol -1


EA 4 L’aprofitament de l’energia dels combustibles

EA 4

L’aprofitament de l’energia dels combustibles

EA 4.1 CC

71 L’energia es conserva però es degrada

Definició d’entropia com a magnitud termodinàmica. Entropia del sistema, de l’entorn i global.

Construcció del concepte d’entropia d’una substància.

EA 4.2 CC

74 Un cas a la indústria química Criteri d’espontaneïtat com a augment de l’entropia total (Univers).

Caracterització del concepte d’espontaneïtat d’una reacció química. Establiment de la variació d’entropia de l’Univers com a criteri d’espontaneïtat d’un procés.

EA 4.3 CC

79 La mort tèrmica de l’Univers i la interpretació de l’entropia

Justificació de les diferències d’entropia entre els tres estats.


EA 4.4 CC

84 Relacionar idees sobre l’entropia

Relacionar els conceptes d’entropia, energia, entalpia,..

EA 4.5

87 Què hem après?

EA 4.1 L’energia es conserva però es degrada pàg. 71

EA 4.2 Un cas a la indústria química pàg. 74


EA 4.3 La mort tèrmica de l’Univers i la interpretació de l’entropia pàg. 79

EA 4.4 Relacionar idees sobre l’entropia pàg. 84


EA 4.5 Què hem après pàg. 87


EA 4.1 L’energia es conserva però es degrada

Quin cotxe és més eficient?

En un blog d’internet hem trobat l’anàlisi comparativa sobre consums efectuada per un conductor.

Entenem que un cotxe és més eficient si gasta menys energia per fer el mateix treball, per exemple recórrer una distància de 100 km.

Per tant per comparar les eficiències ens cal conèixer el seu consum real d’energia.

Perquè la comparativa sigui correcta hem de fer-ho amb el mateix cotxe amb diferents motors, el mateix disseny i aerodinàmica, la mateixa massa, els mateixos neumàtics, el mateix trajecte i amb les mateixes condicions de tràfic i meteorologia. A la pàgina web: http://www.spritmonitor.de/en/ podem trobar dades sobre consums de diferents models de cotxes. En el nostre cas hem comparat tres models de la marca Renault.

Renault Fluence Z.E., amb motor elèctric. Renault Fluence, amb motor combustió interna. El consum d’un cotxe elèctric s’expressa en kWh/100Km Veiem que no es podem comparar directament els consums

El consum d’un cotxe amb motor de combustió de gasolina o dièsel, s’acostuma a donar en litres de combustible/100 Km

Per un motor elèctric la conversió és: 1 kWh són 3,6 MJ.

Un litre de gasolina pot generar una energia entre 32,18 MJ i 34,78 MJ. Un litre de gasoil (dièsel) pot generar una energia entre 35,86 MJ i 38,65 MJ.

El consum d’un Renault Fluence Z.E varia segons les condicions:

- En ciutat el consum és d’uns 14,4

kWh/100km - En autopista a 120km/h el consum és de

18,5kWh/100km - En cas d’alta velocitat i consumint

calefacció o aire condicionat l’autonomia

pot ser de 80kM. Com que la bateria pot emmagatzemar 22kWh estaríem parlant d’un consum de 27,5 kWh/100km

De fet el Renault Fluence elèctric pesa gairebé 300 kg més que el Fluence de combustió interna.

Els models de Fluence de motor de combustió que comparem són els més similars per prestacions i potència :

- Renault Fluence gasolina 1.6 16 v 110 CV, el consum segons Spritmonitor es de 7,6 l/100 km.

- Renault Fluence dièsel 1.5 dCi 110 CV, el consum segons Spritmonitor es de 5,7 l/100 km

Renault Fluence gasolina: 7,6 l/100 km equival a 244,57 MJ/100 km – 264,33 MJ/100 km. Renault Fluence dièsel: 5,7 l/100 km equival a 204,40 MJ/100 km – 220,31 MJ100 km.

http://www.spritmonitor.de/en/


Renault Fluence elèctric: 18,5 kWh/100 km equival a 66,6 MJ/100 km. Qüestions:

1.- Si analitzem les dades de l’article, quin cotxe podem dir que és el que més consumeix? Quina relació d’energies consumides trobem entre els tres vehicles?

2.- Quina és la relació de consum entre el vehicle dièsel i el vehicle elèctric en carretera i utilitzant la calefacció?

3.- Quina relació trobeu entre l’energia que pot generar un litre de gasolina i un litre de gasoil?

5.- Quines dades i quins càlculs ens fan falta fer, per poder comprovar les dades sobre les energies que es poden obtenir en la combustió d’un litre de gasolina?

4.- Sabent que el cotxe amb motor de gasolina té una potència de 130CV, i suposant que s’ha

mogut per autopista a 100Km/h durant una hora com podem calcular l’energia total que s’ha

degradat, és a dir que no s’ha convertit en energia mecànica?

L’eficiència de les màquines ha preocupat als científics des de sempre. La història de la ciència amb els descobriments i definicions de científics que s’havien plantejat totes aquestes qüestions abans que nosaltres ens seran de gran ajut.

James Prescott Joule 1818 -1889

James Prescott Joule va demostrar que l’energia mecànica es pot convertir en calor.

L’experiment de Joule va permetre demostrar que quan un mecanisme o procés produeix treball una part de l’energia és dissipa en forma de calor . D’altra banda aquesta energia dissipada no es pot tornar a utilitzar per fer treball.

A la natura es presenta una asimetria:

Podem transformar tot el treball en energia tèrmica, però no tota l’energia tèrmica en treball:

“ La natura accepta l’equivalència entre treball i calor però demana un impost cada vegada que el calor es transforma en treball”. Atkins

Rudolf Julius Emmanuel Clausius 1822 - 1888

Clausius va ser el científic que ens en va donar la clau. Va introduir el concepte d’entropia. Va demostrar que no existeix cap procés que permeti que tota l’energia tèrmica que s’allibera es converteixi en treball.

“No és possible cap procés que transfereixi calor d’un cos fred a un calent.” Enunciat de Clausius del 2n principi de la termodinàmica

Rudolf Clausius va establir aquesta relació entre la calor i la temperatura i l’anomenà entropia. L’entropia permet mesurar les restriccions o limitacions que determinen la viabilitat d’un procés i també la direcció en la qual es produiria.

Clausius va definir una magnitud termodinàmica, l’entropia, que relaciona la calor transferida i la


temperatura. La variació d’entropia de l’entorn ve donada pel quocient entre la calor transferida de forma reversible i la temperatura, per tant e l canvi d’entropia de l’entorn causat per una transferència de calor depèn de la temperatura. ΔSentorn = - q rev /T

L’entropia permet mesurar l’energia que ha perdut la seva capacitat de fer treball.

Segons Clausius, el 2n principi de termodinàmica es pot expressar amb el corol·lari: «En un sistema aïllat, no pot tenir lloc cap procés al qual s’associï una disminució total d’entropia del sistema».

En sentit general, el segon principi de la termodinàmica afirma que les diferències entre un sistema i el seu entorn tendeixen a igualar-se, i en particular que les diferències de temperatura tendeixen a igualar-se.

Una màquina tèrmica és aquella que proporciona treball eficaç gràcies a la diferència de temperatura entre dos cossos. Com que qualsevol màquina termodinàmica requereix una diferència de temperatura, no es pot obtenir cap treball útil d’un sistema aïllat en equilibri sense cap aportació d’energia exterior.


1. El segon principi de la termodinàmica té diferents enunciats.

Relacioneu l’enunciat del 2n principi segons Kelvin-Plank,

«És impossible qualsevol procés cíclic que tingui com a últim resultat l’absorció d’energia en forma de calor procedent d’un focus calent i la conversió de tota aquesta energia en forma de calor en energia en forma de treball»

amb el fet que el rendiment dels motors de combustió no sigui del 100%.

2. Considerant l’equació definida per Clausius sobre la degradació d’energia com l’augment

d’entropia de l’entorn: ΔSentorn = - q rev /T,

Calculeu el canvi d’entropia de l’entorn quan s’allibera 1J (l’energia d’un batec del cor) a l’entorn

a 37ºC (la temperatura corporal). Resp:3,2x10-3 J/K

3. El cos humà genera calor a la velocitat de 100 w (1w = 1J/s) a) A quina velocitat genera entropia a l’entorn una persona en un entorn a 20ºC. Quanta entropia genera en un dia? b) Si la temperatura ambient és de 30ºC es genera més o menys entropia a l’entorn? Resp: a)29,4kJ/K ·s;

4. Podem considerar la benzina com una mescla d’octans (C8H18). Sabent que les entalpies de formació de l’aigua líquida, el diòxid de carboni gas i l’octà líquid, són respectivament: -242 kJ/mol, -394kJ/mol i -250 kJ/mol

a) Escriviu la reacció igualada de combustió de la benzina.

b) Calculeu l’energia alliberada en la combustió de 5l de benzina, si la seva densitat és 0,8 g/cm3

c) Quin canvi d’entropia es produeix a l’entorn en aquest procés a 20ºC? Resp: b) 170


EA 4.2 Un cas a la indústria química El dilema de l’empresa BASF L’empresa BASF és una de les majors empreses químiques del món.

En aquesta empresa es produeix l’etanoat d’etil o acetat d'etil. És un compost orgànic de fórmula

CH3COOCH2CH3. És un líquid incolor amb olor dolça i es fa servir com a pega, per treure l'esmalt de les ungles i com insecticida en entomologia per conservar els cossos dels insectes. L'acetat d'etil és l'èster de l'etanol i l'àcid acètic. Es produeix a gran escala com a solvent. En total se'n produeixen anualment unes 1.300 tones. En el vi l'acetat d'etil és l'èster més comú i en vins joves contribueix al gust afruitat però si n'hi ha massa el vi agafa gust de vinagre.

A continuació us presentem dues possibles maneres de sintetitzar:

a) Reacció de formació a partir dels seus elements: b) Reacció d’esterificació a partir de l’àcid acètic i l’alcohol etílic, amb aigua com a producte

secundari.

Escriviu les dues reaccions de les opcions que teniu i penseu en criteris científics i econòmics per a decidir quin procés és el millor. Resolent el dilema

Tal i com heu estudiat, els processos espontanis no requereixen un impuls constant perquè es realitzin. És suficient que la reacció quedi iniciada per tal que pugui avançar fins a l’esgotament

d’algun dels reactius. Per aquest motiu, un primer criteri per a decidir la millor reacció serà

determinar l’espontaneïtat d’aquestes dues reaccions. Per fer-ho, seguiu els següents passos:

1. Determineu la variació d’entalpia estàndard de cada reacció a partir de les entalpies de

formació.

2. Determineu la variació d’entropia de l’entorn per a cada reacció a partir de la variació

d’entalpia estàndard de reacció.

3. Determineu la variació d’entropia de la reacció a partir de les entropies molars estàndards.

4. Determineu l’espontaneïtat de cada reacció a 20ºC.

5. Discutiu com variarà l’espontaneïtat de cada reacció en augmentar o disminuir la

temperatura.


És espontània aquesta combustió?

Són processos espontanis o no ho són?

Es poden identificar fàcilment els canvis espontanis?

Per què el paper s’enfosqueix amb el pas del temps? Continua cremant un combustible en

presència d’oxigen, un cop encès? Per què es refreda espontàniament la carcassa metàl·lica d’un

vehicle quan aquest ja ha deixat de funcionar?

Què vol dir que un procés sigui espontani? Sempre alliberen calor els processos espontanis?

A les gasolineres és freqüent sentir olor de gasolina ja que aquesta s’evapora molt fàcilment. Es

posa a cremar espontàniament la gasolina? D’altra banda tots sabem que si el motor d’un cotxe s’ha escalfat, si aturem el vehicle i el deixem

sense funcionar durant una estona, la carcassa del vehicle deixa de cremar. S’allibera o s’absorbeix

calor quan un cos metàl·lic a alta temperatura es refreda?

Quina magnitud termodinàmica permet predir el sentit del canvi?

L’espontaneïtat.

Què entenem per canvi espontani?

Un canvi espontani és un canvi natural, és a dir el que tendeix a produir-se sense que calgui cap acció externa. La difusió dels vapors de gasolina és un exemple de canvi espontani. També ho serien l’expansió d’un gas en el buit i la dispersió d’un solut en

el si del dissolvent, cosa que es fa ben visible quan el solut és acolorit. Un altre exemple és el refredament d’un cos calent fins arribar a la temperatura de l’entorn. Perquè es produeixin els

processos contraris als indicats, es necessita realitzar alguna acció. Que una reacció química sigui espontània vol dir que hi ha una

tendència natural perquè la reacció tingui lloc. Sempre s’ha observat la tendència dels combustibles

a cremar per donar diòxid de carboni i aigua, mentre que el diòxid de carboni i l’aigua,

espontàniament no formen combustible.


Per què sentim l’olor?

Difusió dels gasos

Ara bé, cal diferenciar entre la espontaneïtat i la velocitat (aspecte cinètic de les reaccions). Sense la presència d’una espurna, no s’inicia la combustió, però un cop iniciada, no cal cap acció perquè

es produeixi sola. A vegades, les reaccions són tan lentes que pot semblar que no es produeixin, però tal i com veurem en una altra unitat, si, per exemple modifiquem la temperatura o afegim un catalitzador, la velocitat augmenta i la reacció es produeix.

L’espontaneïtat d’un procés té a veure amb aspectes energètics i per tant termodinàmics. Una

reacció pot ser espontània tot i que aparentment no ho sembli, ja que pot ser que la velocitat de reacció sigui molt petita. Quan parlem de velocitat dels processos veurem que per iniciar una reacció química cal una energia d’activació inicial, tot i que sigui exotèrmica, per tant, per iniciar una reacció cal aportar una energia inicial, però, si el procés és espontani, la reacció continua sense aportació d’energia externa.

Un canvi espontani és un canvi possible termodinàmicament, tot i que pot no estar afavorit des del punt de vista de la cinètica.

Les reaccions de combustió són espontànies i tenen entalpies de reacció negatives. Podríem dir que tots els canvis exotèrmics són espontanis pel fet que siguin exotèrmics? Hi ha reaccions i processos espontanis que són endotèrmics? Per exemple, la gasolina en un recipient obert s’evapora

espontàniament, la qual cosa es posa de manifest per l’olor de gasolina que se sent. L’evaporació

d’un líquid és però un procés endotèrmic, la variació d’entalpia de vaporització és positiva, perquè

un líquid s’evapori cal una font de calor, que pot ser el propi entorn o medi, que aporti la calor

necessària. Què passa quan la gasolina s’evapora? Les coses passen per atzar? L’entropia i el sentit del

canvi.

Si es vessa una mica de gasolina en un plat, en una habitació tancada, es nota immediatament que l’olor arriba a tot arreu. La

gasolina s’evapora i els seus vapors es difonen (s’escampen) per

ocupar tot l’espai existent. Per què es difon el vapor de la gasolina?

Per què no es queda concentrat en una part de l’habitació? Es

difon seguint les lleis de l’atzar i de la probabilitat que prediuen

que s’ha de difondre.

Suposem ara que tenim el vapor de la gasolina dins un recipient tancat que té una paret al mig. Inicialment està concentrat en una part del recipient i es difon a l’altra quan es treu l’envà que les separa. Cada molècula es mou en

línia recta fins que topa amb una altra molècula o amb les parets del recipient. Aleshores, canvia de direcció. Quan es treu l’envà, les molècules es mouen a l’atzar per tot arreu i seria una casualitat que, passat un cert temps, arribessin a concentrar-se totes juntes alhora en un dels extrems. El més

normal és que es distribueixen per tot el recipient.

El nombre de molècules és molt elevat, i el nombre de situacions possibles en què totes elles poden estar distribuïdes, ocupant les dues zones del recipient resulta impossible d’imaginar. És per això que la

probabilitat que totes es trobin concentrades en una de les dues zones és extremadament petita.

Aquesta idea de “nombre de situacions possibles” és molt important

en química (igual que en física i en biologia), perquè determina si és probable o no que succeeixi un canvi. La idea bàsica és que els sistemes evolucionen cap als estats més probables. Com més situacions possibles té un esdeveniment, és més probable que es produeixi.


Hem parlat de les possibilitats de distribució de les molècules de la gasolina. L’entropia però també

és una mesura de les possibles distribucions de l’energia del sistema entre les seves molècules. Des del punt de vista energètic, l’estat més probable és aquell en que les molècules estan distribuïdes

entre els possibles nivells d’energia de manera que el sistema assoleixi l’entropia màxima. Així

doncs, l’entropia d’un sistema en unes condicions determinades és una mesura del nombre de possibilitats d’ordenació de les molècules i de distribució de la seva energia. El sistema tendeix a

evolucionar cap al seu estat més probable, és a dir, al d’entropia més gran.

L’entropia i el criteri d’espontaneïtat

Les reaccions de combustió de combustibles derivats del petroli són espontànies i molt exotèrmiques, però ja s’ha indicat anteriorment que no tots els canvis exotèrmics són espontanis, i

que hi ha canvis endotèrmics com la vaporització de les gasolines o altres líquids, que són espontanis. L’altre factor, a banda de l’energia alliberada, que determina l’espontaneïtat d’un

procés és l’entropia, magnitud que mesura el grau de desordre espacial del sistema a nivell

molecular i el grau de desordre a nivell energètic. En el proper apartat parlarem més sobre aquests dos tipus de desordre.

En els processos espontanis com la vaporització d’una gasolina i la difusió dels vapors de les

gasolines, el sistema evoluciona cap a una màxima entropia. Però en el refredament d’un cos

metàl·lic a alta temperatura, el sistema disminueix l’entropia, per tant, l’augment de l’entropia del

sistema no serveix com a criteri d’espontaneïtat. L’energia que el cos transfereix a l’entorn quan es

refreda, fa augmentar l’entropia dels gasos de l’entorn que envolta el sòlid. Aquest augment

d’entropia de l’entorn supera la disminució d’entropia del sistema. El sistema evoluciona cap a un

augment de l’entropia total (sistema + entorn). L’aspecte clau és que la matèria i l’energia

tendeixen a estar cada cop més desordenades, però evidentment, cal tenir en compte el sistema i l’entorn. És l’augment d’entropia total o entropia de l’Univers (sistema + entorn) el factor global

que regula l’espontaneïtat dels canvis.

La variació d’entropia total és la suma de la variació d’entropia del sistema i la variació d’entropia

de l’entorn

ΔStotal = ΔSsistema + ΔSentorn

En els sistemes aïllats, com l’Univers, la calor que cedeix el sistema és la que absorbeix l’entorn i a

l’inrevés. Per a una determinada temperatura i a pressió constant, la variació d’entalpia del sistema

és igual a la de l’entorn, però amb signe canviat. .

ΔHentorn ≈ - ΔHsistema. ΔSentorn = - ΔHsistema / T ΔStotal = ΔSsistema - ΔHsistema. ⁄ T Quan té lloc un procés espontani en un sistema aïllat la variació total d’entropia (suma de la del

sistema i la de l’entorn) és sempre positiva.

La quantitat d’entropia total de qualsevol sistema aïllat termodinàmicament tendeix a incrementar amb el temps és a dir, en els processos espontanis.

L’Univers és un sistema aïllat termodinàmicament i per tant l’entropia total de l’Univers sempre

tendeix a augmentar espontàniament ΔStotal = ΔSsistema +ΔSentorn › 0 , que constitueix un dels possibles enunciats del 2n Princpi de la Termodinàmica.

Tal i com s’ha explicat en l’apartat en el qual s’ha definit l’entropia, podem escriure, per a un

procés a pressió i temperatura constant:

ΔStotal = ΔSsistema - ΔHsistema. ⁄ T › 0


La variació d’entropia global d’un procés (sistema + entorn) ens serveix com a criteri per

determinar l’espontaneïtat dels processos en sistemes aïllats. Aquest és el criteri d’espontaneïtat a

partir de l’augment total d’entropia (sistema + entorn).

En els processos espontanis la matèria i l’energia tendeixen a estar cada cop més desordenades.


1. Expliqueu utilitzant el criteri d’augment d’entropia de l’Univers (sistema + entorn) perquè el gel

es fon espontàniament a temperatures superiors a 0 ºC tot i que sigui un procés endotèrmic? Utilitzeu la influència de la temperatura en l’entropia de l’entorn per explicar que si la temperatura

exterior és molt baixa la fusió del gel no és un procés espontani. Seria positiva o negativa la variació d’entalpia del sistema? Com podríeu calcular la variació d’entalpia de l’entorn? 2. Expliqueu utilitzant el criteri d’augment d’entropia de l’Univers (sistema + entorn) perquè es

espontani el refredament d’un tros de metall calent (transferència de calor des d’un cos calent a un

entorn més fred). Seria positiva o negativa la variació d’entalpia del sistema? Seria positiva o negativa la variació de l’entropia de l’entorn? Per què? Quina de les dues variacions d’entropies (∆S sistema o ∆S entorn) té un valor absolut més gran? 3. Justifiqueu perquè la obtenció de diamants a partir de carboni grafit no és favorable a qualsevol temperatura i a pressió atmosfèrica. Dades: ΔSsis = -4 JK-1 mol-1 ΔH= + 2kJ mol

-1


EA 4.3. La mort tèrmica de l’Univers i la interpretació de l’entropia Una hipòtesi per a la fi del món

Llegiu el següent article de Sir James Hopwood Jeans, un físic i astrònom anglès de principis del segle XX:

“La segunda ley de la termodinámica predice que sólo puede haber un final para el universo, una "muerte térmica" en la que la temperatura es tan baja que hace la vida imposible. Toda la energía tenderá a acabar en la forma más degradada, la energía térmica; en un estado de total equilibrío termodinámico y a una temperatura cercana al cero absoluto, que impedirán cualquier posibilidad de extracción de energía útil. Será el desorden más absoluto (la máxima entropía) del que ya no se podrá extraer orden (baja entropía).

En esta "muerte térmica" del universo, el factor más importante lo marcará la segunda ley de la termodinámica, que afirma que cualquier proceso crea un incremento neto en la cantidad de desorden o entropía del universo. Esta ley que rige para el universo entero es una parte cotidiana de nuestras vidas. Al echar leche en una taza de café, por ejemplo, el orden que representaba las dos tazas separadas de café y leche se ha transformado en un desorden representado por una mezcla aleatoria de café y leche. La tendencia a mezclarse es la más natural (aumento de desorden o entropía), lo contrario, el desmezclarse es practicamente imposible y necesitaría de una serie de procesos que tomarían orden del entorno para devolver más desorden. Al final el resultado total sería más desorden, aunque en una región limitada podríamos haber obtenido más orden.

La entropía esta aumentando incesantemente en las estrellas tanto como en nuestro planeta. Esto significa que, con el tiempo, las estrellas agotarán su combustible nuclear y morirán, convirtiéndose en masas muertas de materia nuclear. El universo se oscurecerá a medida que las estrellas, una a una, dejen de


centellear. Todas las estrellas se convertirán en agujeros negros, estrellas de neutrones o estrellas enanas frías (dependiendo de su masa) en menos de 1024 años a medida que sus hornos nucleares se apaguen. En menos de 1032 años, según las Teorías de Gran Unificación (GUT) los protones y los neutrones probablemente se desintegraran, por ser inestables en grandes escalas de tiempo. Eso significa que toda la materia tal como la conocemos, nuestros cuerpos, la Tierra o el sistema solar se desintegrará en partículas más pequeñas tales como electrones y neutrinos.”

A continuació aprendrem més sobre aquesta magnitud tan misteriosa, a partir de la seva interpretació submicroscòpica.

L’entropia depèn de:

La temperatura. El volum. La quantitat d’electrons dels àtoms. La complexitat química de les molècules. L’estat físic i el tipus d’estructura.

En acabar aquest apartat, sereu capaços d’explicar i predir el valor de l’entropia quan es

modifiquen aquests cinc factors.

L’entropia com a mesura del desordre molecular i energètic.

Quina relació podem establir entre l’entropia i l’energia alliberada en un procés ?

El nom entropia ve de la paraula grega en-tropein que vol dir “ transformació ”. El motor del cotxe

necessita una font d’energia per realitzar treball. El sistema combustible–oxigen produeix l’energia a partir d’un procés químic. Una part d’aquesta energia produeix treball i una altra és transfereix en forma de calor i ja no pot ser utilitzada perquè un altre motor faci cap treball.

El sistema ha guanyat entropia, és a dir ara una part de l’energia inicial s’ha repartit en el sistema.

Quin efecte produeix un augment d’entropia en un sistema?

A mitjans del segle XIX, es va desenvolupar bona part de coneixement sobre com es produïa la interacció entre la matèria i l’energia és a dir la termodinàmica. Però tot i que les propietats

termodinàmiques es podien predir no es podien explicar. Boltzman va ser el físic que va ser capaç d’establir el pont entre el món macroscòpic i el microscòpic de la química. Va relacionar les

propietats termodinàmiques amb el comportament dels àtoms, les molècules i els ions que formen la matèria.

Ludwig Boltzmann 1844- 1906

Ludwig Boltzmann va interpretar l’entropia com una

mesura de la multiplicitat associada als estats dels sistemes. La idea bàsica es que els sistemes evolucionen cap als estats més probables. Els sistemes es dirigeixen espontàniament cap a un augment de l’entropia perquè

els estats desordenats són més nombrosos i per tant més probables.

Si transferim energia a un sistema, augmenta el nombre de possibilitats de distribució de l’energia

entre les molècules. Per tant quan transferim calor augmentem l’entropia.


L’entropia és una mesura de l’ordre o desordre d’un sistema. Abans d’un canvi en un sistema tenim

una entropia i després una altra diferent, el valor final menys l’inicial és aquesta variació (ΔS). Si

l’entorn és molt calent serà també caòtic i una transferència d’energia es notarà menys que en un

entorn fred perquè estarà ordenat i notarem més el desordre provocat per la mateixa quantitat de calor.

L’energia dissipada en forma de calor reverteix en un augment d’entropia de l’entorn. Aquest

augment d’entropia és més gran com menor sigui la temperatura a la qual té lloc el procés.

Un sistema amb poca entropia té molta capacitat de fer treball, un sistema amb molta entropia perd la capacitat de fer treball.

L’entropia està relacionada amb el fet que no es pot aprofitar tota l’energia alliberada en forma de

calor per fer treball. L’augment d’entropia està relacionat amb la calor alliberada i amb la

temperatura a la qual es produeix el procés.

Per tant, segons Boltzmann l’entropia es pot interpretar com una mesura de la multiplicitat associada als estats dels sistemes. L’entropia mesura el grau de desordre espacial del sistema a

nivell molecular i el grau de desordre energètic (nombre de maneres en què l’energia es pot

distribuir en el sistema).

A tall d’exemple, podem dir que l’entropia d’una substància en estat gasós és major que l’entropia

de l’estat líquid i aquest major que l’estat sòlid, per tant, en un canvi de sòlid a líquid, l’entropia del

sistema augmenta i en un refredament d’un sòlid, l’entropia disminueix. Més endavant, en l’apartat

dedicat a l’entropia de les substàncies s’explica amb més detall la raó d’aquest fets.

Dues analogies sobre l’entropia

Tot seguit es proposa una analogia entre el 2n Principi de la Termodinàmica i un procés ben habitual per vosaltres, com el que possiblement té lloc a la vostra habitació. Està relacionat amb el desordre molecular que mesura l’entropia. Quin és el procés espontani? Raoneu-ho tot comparant amb l’analogia proposada. Podem fer una analogia amb els diners i la capacitat de fer treball. Un milió d’euros té més

capacitat de fer treball que un milió d’euros repartit entre un milió de persones. En el segon cas

l’entropia és més gran. Aquest fet està relacionat amb el desordre energètic que mesura l’entropia.


L’entropia estàndard de les substàncies.

Una manera de poder predir l’espontaneïtat, requereix calcular la variació d’entropia total del

procés.

La variació d’entropia de l’entorn la podem calcular per a un procés a pressió i temperatura constant mitjançant: ΔSentorn = - ΔHsistema. ⁄ T Però com podem calcular ΔSsistema?

En les reaccions químiques ΔSsistema depèn de les entropies de les substàncies que intervenen en la reacció. Per conèixer la variació d’entropia d’una reacció, ens cal conèixer el valor numèric de l’entropia de les substàncies.

L’energia interna de les

substàncies és una mesura de la quantitat d’energia de les

seves partícules; l’entropia és

una mesura de com estan distribuïdes les partícules i de com està distribuïda l’energia

entre les partícules. Com més desordenada és la disposició dels àtoms i les molècules d’una substància i com més dispersa la distribució de la seva energia,

més gran serà l’entropia.

L’entropia de les substàncies depèn de la temperatura i el volum (per a una mateixa quantitat de substància) ja que en augmentar la temperatura augmenta el moviment i en conseqüència el desordre relatiu de les seves partícules. També augmenta la dispersió d’energies ja que la dispersió

de les velocitats de les partícules d’un gas s’eixampla en augmentar la temperatura. Un augment de

volum comporta també un augment de desordre molecular. En definitiva l’augment de temperatura

i de volum augmenten el grau de llibertat de moviment de les partícules que formen les substàncies i un augment sobre el grau de dispersió de l’energia. Aquest és el raonament a nivell microscòpic

que explica perquè l’entropia d’una substància augmenta segons l’estat sigui, sòlid, líquid o gasós.

En un cristall perfecte a T= 0 K, hi ha un ordre perfecte i absència total de moviment, per tant, l’entropia és zero. Això ens porta al que es coneix com a Tercer Principi de la Termodinàmica.

Com que hi ha un zero absolut d’entropia, es poden calcular valors absoluts d’entropia, a diferència

del que passa amb l’energia interna.

Per calcular les variacions d’entropia de les reaccions químiques hi ha taules d’entropia molar

estàndard de les substàncies a 105 Pa, és a dir a 1 bar. Generalment estan tabulades per a una temperatura de 298 K. Evidentment, totes són positives, ja que qualsevol substància està més desordenada a 298 K que a 0 K.


1.Justifiqueu l’espontaneïtat dels processos següents considerant els canvis d’energia en el sistema

i en l’entorn:

a) la llet calenta es refreda b) un compost orgànic se solubilitza en aigua sense augmentar la temperatura. c) la gasolina crema 2. Responeu de manera raonada les preguntes següents: a) Per què la majoria de reaccions exotèrmiques són espontànies? b) Per què pot ser espontània una reacció endotèrmica?


3. Justifiqueu els valors de l’entropia dels següents hidrocarburs 4. Sense fer cap càlcul, indiqueu si en els processos següents l’entropia del sistema augmenta o disminueix a) N2(g) + 2 O2(g) 2 NO2 (g) b) Sublimació de la neu carbònica CO2(s) CO2(g) c) Fotosíntesi 6 CO2 (g) + 6 H2O(l) C6H12O6 (s) + 6O2(g) d) Evaporació de l’aigua de la roba. 5. Calculeu la variació d’entropia per els processos següents i justifiqueu el valor obtingut: a) C(s) + H2O (g) CO(g) + H2(g) b) 2 NO2 (g) N2O4(g) c) N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g) Taula d’entropies estàndard d’algunes substàncies So/ J·K -1 ·mol -1

Resp: a) 133,8 J K-1 mol-1; b) -175,8 J K-1 mol-1; c) -198,8 J K-1 mol-1 6. Calculeu la variació d’entropia estàndard a 298 K de la reacció de combustió de la glucosa, de la

reacció de combustió del metà, i de la reacció de combustió de l’hidrogen. Justifiqueu el signe de la variació d’entropia obtinguda en base a les característiques de les reaccions (sòlids, gasos, nombre

de mols, etc.)

Taula d’entropies estàndard d’algunes substàncies So/ J·K -1 ·mol -1

Resp: glucosa: 259 J K-1 mol-1; metà: -244,6 J K-1 mol-1; hidrogen: -163,4 J K-1 mol-1

Hidrocarbur CH4(g) C2H6(g) C3H8(g) C4H10(g) C5H12(l) S(J K-1mol-1) 186 230 270 310 261

Substància S (J K-1 mol-1) C(s) grafit 5,7 H2O (g) 188,7 CO(g) 197,6 H2(g) 130,6

NO2(g) 240,0 N2O4(g) 304,2

N2(g) 191,6 NH3(g) 192,3

Sòlids i líquids C grafit C diamant C6H12O6 (s) C2H5OH (l) H2O (l)

2,4 5,7 212 72,8 69,9 Gasos

H2(g) O2(g) H2O (g) CO2(g) CH4 (g) 130,7 205,1 188,8 213,7 187,9


EA 4.4. Relacionar idees sobre l’entropia

1 Abans de començar comproveu que enteneu els termes espontani, factible, sistema, entorn, variació d’entalpia, exotèrmic i endotèrmic, contrastant les vostres opinions amb el professor.

2 Disposareu d’un conjunt de targes amb afirmacions o frases sobre l’entropia. Treballant per

parelles, intenteu ordenar les targes en una seqüència de raonament. No hi ha una única manera d’ordenar els conceptes de manera correcta i les targes es poden ordenar de diferents maneres. Per exemple, podríeu ordenar-ho de manera lineal (diagrama de flux) o amb ramificacions a partir d’una tarja inicial (xarxa). Una possible ordenació podria ser la següent.

3 Compareu la vostra manera d’ordenar les targes amb la d’altres estudiants. Discutiu les

diferències en les vostres maneres de raonar. Pregunteu al vostre professor/a els aspectes que no enteneu.

4 Escriviu cada grup 3 frases o raonaments que enllacin cadascun un mínim de tres targes, ja sigui de manera lineal o ramificada.

5 Feu una posada en comú de les diferents frases escrites pel grups.

4 Mantingueu la vostra disposició de les cartes de manera que us pugueu referir a ella mentre responeu les preguntes següents.

Escriviu les explicacions que es demanen a continuació

Necessitem Treballarem

Conjunt de targes de l’entropia. Treball en petit grup o en parelles.

TARJA

TARJA

En aquesta activitat utilitzareu un conjunt de targes que contenen conceptes relacionats amb l’entropia.

Podreu reflexionar i aprofundir en aquests conceptes i aprendre a relacionar-los construint frases i raonaments coherents.

TARJA TARJA TARJA


1 Escriviu un text que expliqui de manera resumida el paper de l’entropia en el fet que una reacció es

produeixi o no es produeixi.

2 Escriviu un text que expliqui perquè el gasos són menys solubles quan la temperatura augmenta.

3 Quan una determinada sal es dissol en aigua, la temperatura disminueix en alguns graus (la solució es refreda).

La solubilitat de la sal augmenta amb la temperatura.

Expliqueu aquestes dues observacions en termes d’entalpia i d’entropia.

4 Quan un sòlid iònic es dissol, sempre hi ha un augment important de l’entropia. Veritat o fals?

Expliqueu la vostra resposta.

Material per construir les targes

A Com que l’energia no pot ser

destruïda ni creada, l’energia de

l’Univers es manté constant.

B Com més desordre té un sistema,

major nombre de possibilitats d’ordenació (permutacions).

C Com que les energies es conserven, les probabilitats guanyen predomini. L’Univers adopta l’estat desordenat amb la distribució més probable de l’energia.

D Donar calor a l’entorn (la resta de

l'Univers) dóna a l'Univers més energia per distribuir i per tant augmenta l'entropia.

E La distribució més probable d’energies és: (i) la que té més maneres d’ordenar-

se; (ii) la que té més permutacions; (iii) la menys ordenada; (iv) la més desordenada; (v) la que té major entropia.

F S és el símbol utilitzat per a

l’entropia. H és el símbol utilitzat per a l’entalpia.

G L’entropia és una mesura del

desordre o de l’aleatorietat

H La temperatura a la qual un

procés endotèrmic esdevé factible ve determinat per T = H/Ssis

I Ssis per a la reacció

N2 + 3H2 2NH3

és negativa perquè 4 partícules

J Els gasos tendeixen a tenir major

entropia que els líquids, els quals a la vegada tendeixen a tenir major entropia que els sòlids.


K La segona llei de la

termodinàmica es pot enunciar com: l’entropia total de l’Univers sempre augmenta en els processos espontanis.

L El canvi d’entropia a l’Univers

(Stot) es troba sumant els canvis d’entropia en el sistema (Ssis) i en l’entorn (Sentorn).

M L’entropia de l’entorn augmenta

quan el sistema allibera calor.

N Sentorn = –∆H/T on T es la

temperatura en Kelvin.

O Les unitats d’ S són J mol–1 K–1

P Les reaccions endotèrmiques

poden ser espontànies només si Ssis és positiva.

Q Els gasos es mesclen

espontàniament perquè la mescla té major desordre que els gasos per separat.

R Ssis es pot calcular a partir de

dades estàndard Ssis = Sproductes – Sreactants

S L’estat amb l’entropia més alta és

el que té més maneres d'ordenar-se (permutacions) per a la mateixa propietat de conjunt.

T Les descomposicions tèrmiques tenen Ssis positiva perquè es forma un gas (i un sòlid) a partir d’un sòlid.

Ex. CaCO3(s) CaO(s) + CO2 (gas)





- Criteri d’espontaneïtat com a augment de l’entropia total (Univers).

- Entropia estàndard de les substàncies. Diferències d’entropia segons l’estat de les substàncies.


1. Raoneu si l’entropia del sistema augmenta o disminueix durant aquests processos: a) N2(g) + 2O2(g) 2 NO2(g)

b) Sublimació de la neu carbònica CO2(s) CO2(g) .

2. Justifiqueu els valors de l’entropia dels següents hidrocarburs:

Hidrocarbur CH4(g) C2H6(g) C3H8(g) C4H10(g) C5H12(l)

S(J K-1mol-1) 186 230 270 310 261

3. Calculeu la variació d’entropia per els processos següents i justifiqueu el valor obtingut:

a) 2CO(s) + O2 (g) 2CO2(g)

b) 2 C2H6 (g) + 7O2(g) 4CO2(g) + 6 H2O(g)

c) N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)

Dades:

Substància S (J·K-1·mol-1)

CO2(g) 213,7 H2O (g) 188,7 CO(g) 197,6 H2(g) 130,6 C2H6 (g) 229,5 O2(g) 205,0 N2(g) 191,6 NH3(g) 192,3 Resp: a)- 172,6 J·K-1·mol-1; b) +93 J·K-1·mol-1 ; c) -198,8 J·K-1·mol-1

4. Sense fer cap càlcul, indiqueu si l’entropia del sistema augmenta o disminueix durant aquests processos: a) Fotosíntesi de la glucosa 6 CO2 (g) + 6 H2O(l) C6H12O6 (s) + 6O2(g)

b) Evaporació de l’aigua de la roba.


5.Com podem justificar que els processos de fusió del gel a +10º i congelació de l’aigua a -10ºC són processos espontanis.

Dades: H2O(l) H2O(s) ΔS = 22,0 J·K-1·mol -1 ΔH=-6,01kJ·mol -1

Resp: ΔStotal= +0,9 J·K -1·mol -1 ΔStotal= +0,8 J·K -1·mol -1

6. Les roques calcàries (CaCO3) existeixen des de fa molt temps. Expliqueu perquè a temperatura ambient (25ºC) no es descomponen en òxid de calci i CO2 i si ho fan a temperatures de 1000ºC.

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ΔS= +159 J·K-1·mol -1 ΔH = +179 kJ·mol

-1

Resp: ΔStotal (298K)= -442 J·K -1·mol -1 ; : ΔStotal (1273K) = +18 J·K -1·mol -1

7.Calculeu el canvi d’entropia de l’entorn quan

a) S’allibera 1mJ a l’entorn a 2x10-7K.

b) S’allibera 1J, l’energia d’un batec del cor a 37ºC.

c) L’entorn absorbeix 20J, que és l’energia alliberada quan es congela 1 mol d’heli a 3,5K.

Resp: a) 500J·K -1; b)3,22x10-3J· K-1; c) 0,57J· K-1

8.Per què la majoria de reaccions exotèrmiques són espontànies?

9.Si considerem la reacció d’intercanvi de deuteri amb l’ hidrogen en l’aigua, calculeu el canvi

d’entropia de l’entorn i indiqueu si serà espontània o no.

D2(g) + H2O(l) H2(g) + D2O(l) ΔHº= +1,96kJ ; ΔSº= +114,15 J· K-1


EA 5 Els éssers vius i les màquines com a sistemes termodinàmics

EA 5

Pàg. Els éssers vius i les màquines com a sistemes termodinàmics

EA 5.1 CC

93 Una magnitud termodinàmica molt útil per als químics

Energia de Gibbs estàndard. Energia de Gibbs estàndard de formació d’una substància.

Energia de Gibbs, màxim treball útil i espontaneïtat. Criteri d’espontaneïtat de les

reaccions químiques.

Elaboració del concepte d’entalpia lliure d’una reacció per decidir l’espontaneïtat de reaccions químiques que tenen lloc a pressió i temperatura constant. Relació entre l’entalpia lliure d’una reacció i el màxim treball útil que es pot obtenir d’aquesta reacció. Caracterització del concepte d’espontaneïtat d’una reacció química.

EA 5.2 CC

98 El cotxe d’hidrogen Càlcul d’energies de Gibbs a partir de l’entalpia i l’entropia.

Càlcul de l’entalpia lliure estàndard d’una reacció a partir dels valors de l’entalpia i de l’entropia estàndards de la reacció, i a partir d’entalpies lliures estàndard de formació.


EA 5.3 TIC

101 Simulació dels factors que controlen l’espontaneïtat del procés

Espontaneïtat o no espontaneïtat a diferents temperatures.

EA 5.4 CC

104 Són eficients els processos metabòlics?

Eficiència energètica en reaccions metabòliques i exemples de càlcul.

Relació entre l’entropia i

l’entalpia lliure de les reaccions metabòliques en els organismes vius.

EA 5.5

107 Què hem après?

EA 5.1 Una magnitud termodinàmica molt útil per als químics pàg. 93

EA 5.2 El cotxe d’hidrogen pàg. 98


EA 5.3 Una simulació per interpretar els canvis d’energia de Gibbs pàg. 101

EA 5.4 Són eficients els processos metabòlics pàg. 104


EA 5.1 Una magnitud termodinàmica molt útil per als químics. Observeu les dues imatges i des del punt de vista termodinàmic, discutiu en petit grup quines creieu que són les seves similituds i diferències? Les preguntes i comentaris que trobareu a continuació us poden ajudar a plantejar-vos qüestions.

Tot són màquines? Poden estudiar-se els éssers vius com a sistemes termodinàmics?

Podríem considerar els éssers vius com una màquina i estudiar el seu funcionament des del punt de vista termodinàmic?

Hem parlat dels motors de combustió com a sistemes termodinàmics. Com podríeu relacionar el funcionament dels éssers vius amb el d’aquests sistemes?

I pel que fa a l’entropia? Els éssers vius són sistemes ordenats o desordenats?

Cal treball químic per a la síntesi de components cel·lulars, proteïnes, àcids nucleics, lípids i polisacàrids?

Els processos catabòlics (desintegradors) d’oxidació de nutrients com és el cas de la glucosa,

requereixen o alliberen energia?

Després de la lectura del text següent torneu a reflexionar sobre aquestes qüestions i anoteu en quins aspectes heu canviat la vostra opinió.

Els éssers vius són sistemes oberts, ja que intercanvien matèria i energia amb el medi, i tenen estructura no homogènia. Són sistemes fisicoquímics altament ordenats perquè estan formats per molècules de gran mida amb estructures molt complexes, per tant tenen entropia baixa.

Els organismes vius requereixen aportació contínua de matèria i d’energia per a realitzar treball

biològic i mantenir les seves estructures. Les estructures estan en constant canvi, permanentment renovades en un procés continu (estat estacionari). Els organismes necessiten energia en forma de treball químic per a la síntesi de components cel·lulars, proteïnes, àcids nucleics, lípids, polisacàrids, i aquesta energia s’obté dels processos catabòlics (desintegradors) d’oxidació de

nutrients com és el cas de la glucosa. També s’utilitza l’energia química per al transport de

molècules d’un compartiment a un altre (treball osmòtic), com per exemple l’entrada de proteïnes,

carbohidrats i lípids a l’interior de la cèl·lula, o el transport d'ions (treball electroquímic) com el

transport actiu d'ió sodi cap a l’exterior de la cèl·lula, i el treball mecànic realitzat per la musculatura esquelètica i per la llisa. Els éssers vius es poden considerar sistemes termodinàmics oberts polifàsics o heterogenis.

En els éssers vius tenen lloc reaccions espontànies, com la combustió de la glucosa o d’altres

nutrients (catabolisme) i amb el treball útil d’aquestes reaccions es produeixen reaccions no

espontànies com són la síntesi de proteïnes i altres macromolècules (anabolisme).


Hi ha reaccions químiques capaces de proporcionar treball útil i que evolucionen de manera espontània per produir aquest treball.

Quines característiques d’una reacció química determinen que sigui espontània?

Predir l’espontaneïtat de les reaccions és fonamental en la tasca dels químics. Els processos

espontanis són els que tendeixen a evolucionar en un sentit i proporcionen treball útil. Quina relació hi ha entre l’entalpia d’una reacció química i la seva espontaneïtat? Com afecta el valor de

la variació d’entropia a la capacitat de les reaccions per produir treball útil? Hi ha alguna magnitud

termodinàmica que per si sola ens permeti determinar el sentit del canvi?

En sistemes aïllats, el processos espontanis són aquells en els quals l’entropia total, la del sistema

més la de l’entorn, augmenta, però, es podria predir l’espontaneïtat de les reaccions químiques a partir de magnituds termodinàmiques de la pròpia reacció?

El criteri d’espontaneïtat de les reaccions químiques a partir de l’energia de Gibbs

Correspon a aquest científic el mèrit de relacionar les magnituds termodinàmiques d’entalpia i d’entropia que ens permeten mesurar l’energia útil i per tant el màxim treball útil que en pot

proporcionar procés químic en condicions isotermes. L’energia de Gibbs o entalpia lliure (ΔG) porta aquest nom perquè

defineix la part d’energia d’un procés químic que es pot convertir

en energia / treball útil. ΔGr = wútil, màx ΔGrº = ΔHrº – T ΔSrº La variació de l'energia de Gibbs és igual al màxim treball útil que es pot obtenir en una reacció en condicions isotermes ΔGr = wútil, màx Entenem per treball útil, quan la reacció transcorre a p i T constants, qualsevol treball excepte el treball d’expansió o de compressió. Precisament el nom

lliure indica que l’energia de Gibbs, és la que queda lliure per poder fer treball útil. El treball que

realitzen els sistemes sobre l’entorn té signe negatiu. Les reaccions espontànies són les que

produeixen treball útil. Per tant la variació d’energia de Gibbs en les reaccions espontànies té signe negatiu. Si una reacció no és espontània i volem fer que tingui lloc, cal subministrar energia o algun tipus de treball.

És a dir, quan es produeix una reacció química espontània a pressió i temperatura constants, la variació d’energia de Gibbs és igual a la quantitat màxima de treball útil que es pot obtenir de la

reacció i aquesta variació d’energia de Gibbs ΔGr té signe negatiu.

ΔGr < 0 Reacció espontània Pot fer un treball màxim útil igual a ΔGr

ΔGr > 0 Reacció no espontània Per què es produeixi cal subministrar com a mínim un treball útil ΔGr

L’energia de Gibbs d’una reacció ens informa del sentit en que tindrà lloc la reacció i del màxim

treball útil que ens pot proporcionar.

Quan una recció és completa, és a dir tots els reactius es transformen en productes, l’energia de

Gibbs és mínima quan tot el reactiu limitant s’ha transformat en productes. L’energia de Gibbs dels

productes és inferior a la dels reactius i el sentit del procés espontani és el sentit de la reacció en la qual ΔG és negativa.

Per a l’energia de Gibbs (G), de la mateixa manera que ja s’ha comentat per a altres magnituds

termodinàmiques com l’entalpia H i l’entropia S, per poder disposar de valors tabulats són útils les magnituds en estat estàndard. Per a una reacció química es defineix ΔGr

o , variació d’energia de

Gibbs estàndard de la reacció que té lloc entre els productes i els reactius quan es troben en l’estat

Josiash Gibbs 1939- 1910


estàndard i la reacció es produeix a p i T constants, a la pressió d’un bar i a una temperatura determinada.

L’energia de Gibbs estàndard de formació d’una substància ΔGfº és l’energia de Gibbs de la

reacció de formació d’un mol d’una substància a partir de les corresponents substàncies simples en

la forma més estable i en condicions estàndard. Els seus valors són útils per calcular l’energia de

Gibbs estàndard de les reaccions químiques.

ΔGrº = ∑√p ΔGfºP (productes) - ∑√R ΔGfºR (reactius)

Les energies de Gibbs estàndard de formació de les substàncies ΔGfº constitueixen una mesura de l’estabilitat termodinàmica dels compostos respecte de les substàncies simples que intervenen en la

seva reacció de formació. Com més negatiu sigui el valor de ΔGfº més estable termodinàmicament és un compost.

L’ ΔGr d’una reacció química ens permet conèixer si la reacció és espontània o no ho és i la quantitat màxima de treball útil que ens pot subministrar. En el cas de reaccions completes, ΔGr

o ens permet conèixer el sentit espontani de la reacció quan té lloc en condicions estàndard.

És interessant comparar els valors de ΔGr de les reaccions de combustió de diversos combustibles i nutrients, ja que és aquesta variació la que ens permetrà conèixer el màxim treball útil que ens poden subministrar. La temperatura a la que es produeix la reacció influeix en el valor de ΔGr. Les reaccions i condicions per a les quals ΔGr té un valor més negatiu són les que poden realitzar més treball útil.

La Bioenergètica s’encarrega de l’estudi dels processos de captació, transformació i lliurament

d’energia en els sistemes biològics i en concret dels canvis en l’energia de Gibbs que permeten

predir l’espontaneïtat de les reaccions químiques.

Vist de manera global, els organismes vius tenen energia de Gibbs elevada, i per tant estan allunyats de l’equilibri termodinàmic. Per a un organisme viu, l’equilibri termodinàmic equival a la

mort i descomposició, estat d’entropia màxima i d’entalpia lliure mínima.

Quins factors determinen el màxim treball útil que pot produir una reacció? Depèn l’espontaneïtat d’una reacció de la temperatura a la qual es produeixi?

Els combustibles cremen en reaccions completes espontànies i de la seva combustió en podem obtenir treball útil, que és igual a l’energia de Gibbs de la reacció quan es produeix a pressió i

temperatura constants. El màxim treball útil produït per una reacció espontània realitzada a pressió i temperatura constants, i per tant la variació de la seva energia de Gibbs tenen valor negatiu. ΔGr < 0 reacció espontània ΔGr > 0 la reacció inversa és espontània

En general, és interessant predir si una reacció és sempre espontània o si la seva espontaneïtat depèn de la temperatura a la qual es realitzi. L’energia de Gibbs està relacionada amb l’entalpia,

l’entropia i la temperatura. La taula següent ens pot ajudar en aquesta predicció.

L’equació ΔGr = ΔHr – T ΔSr mostra els factors que governen el sentit del canvi espontani a pressió i temperatura constants i que es poden resumir a la taula següent:

Variació d’entalpia

ΔHr

Variació d’entropia

ΔSr

Tipus de reacció Variació d’energia de Gibbs ΔGr

ΔHr < 0 ΔSr > 0 Espontània a qualsevol temperatura

ΔGr< 0 sempre

ΔHr < 0 ΔSr < 0 Espontània si la temperatura és baixa

ΔGr< 0 si el valor absolut de ΔHr és més gran que el de T ΔSr

ΔHr > 0 ΔSr > 0 Espontània si la temperatura és alta

ΔGr< 0 si el valor absolut de T ΔSr és més gran que el de ΔHr


ΔHr > 0 ΔSr < 0 No espontània ΔGr> 0 sempre


1. Expliqueu perquè els éssers vius els podem estudiar com a sistemes termodinàmics. A quin tipus de sistema termodinàmic podem comparar el funcionament d’un ésser viu? Raoneu utilitzant criteris termodinàmics:

a) Per què l’entropia dels éssers vius és elevada?

b) Per què els éssers vius es troben allunyats de l’equilibri? 2. L’entalpia estàndard de combustió de la glucosa és de -2,8 MJ·mol -1 . L’entropia estàndard de la

reacció de combustió de la glucosa és 968,4 J·K -1·mol -1. Calculeu l’energia de Gibbs estàndard de la combustió de la glucosa. Resp: 3,08 MJ·mol -1

3. L’etanol, C2H5OH que és un líquid a 25 ºC, és un combustible d’ús domèstic i industrial i s’està

investigant el seu possible ús com a combustible en el transport. Amb l’ajuda de les dades de la taula:

a) Escriviu la reacció de combustió de l’etanol i calculeu la seva energia de Gibbs estàndard a 298

K.

b) Expliqueu si la reacció serà o no espontània a aquesta temperatura.

Taula de dades:

Substància C2H5OH (l) O2(g) CO2(g) H20(l) ΔHºf (kJ mol-1) -277,3 0,0 -393,5 -285,8 Sº (J K-1mol-1) 160,7 205,1 213,7 69,9

Resp: a) – 1326,5 kJ·mol -1 b) exotèrmica

4. La reacció global de la fotosíntesi és:

6 CO2(g) + 6 H2O (l) → C6 H12 O6 (s) + 6 O2(g) ∆H >0

Diríeu que és espontània o no ho és? Raoneu la resposta en base al valor esperat de ∆G i als signes

de la variació d’entalpia i de la variació d’entropia.

Des del punt de vista energètic, per què la fotosíntesi té lloc en gran quantitat en tot el món? 5. L’energia de Gibbs estàndard de formació de la glucosa és a 298 K és -910 kJ·mol -1. Escriviu la reacció de formació de la glucosa i indiqueu si aquesta reacció de formació de la glucosa fa treball útil sobre l’entorn.

6. La taula següent ens mostra les energies de Gibbs de formació estàndard a 298 K d’algunes

substàncies. Substància H2O(g) H2O(l) CH4(g)

metà C2H6(g) età

C6H12(g) hexà

C2H2 (g) acetilè

CO2(g)

C6H12O6(s) glucosa

∆Gfº /kJ·mol -1

-228,6 -237,2 -50,8 -32,9 26,7 209,2 -394,4 -910

Taula 1. Energies de Gibbs estàndard de formació de diverses substàncies a 298 K.


a) Escriviu la reacció de formació de l’età, de l’acetilè, de l’hexà i de la glucosa. Ordeneu els

compostos per ordre creixent d’estabilitat termodinàmica. Quines reaccions produeixen treball útil?

Quines de les reaccions de formació que heu escrit són espontànies? Raoneu les respostes.

b) Calculeu l’energia de Gibbs estàndard a 298 K de la reacció de combustió del metà i de la reacció de combustió de la glucosa a 298 K. És d’esperar que tingui valors positius o negatius?

Raoneu la resposta i contrasteu-la amb el resultat numèric. Resp: b) metà -818 kJ·mol -1; glucosa -33,2 kJ·mol -1

7. En cremar 1,35 g de glucosa, C6 H12O6 (s), en condicions estàndard, s’alliberen 21,06 kJ en

forma de calor.

a) Escriviu la reacció de combustió de la glucosa.

b) Calculeu l’entalpia estàndard de la reacció i indiqueu si és endotèrmica o exotèrmica.

c) La variació d’entropia estàndard de la reacció de combustió d’un mol de glucosa és igual a 259

J/K. Justifiqueu si la combustió de la glucosa és una reacció espontània en condicions estàndard. Dades: masses atòmiques relatives H: 1; C. 12; O: 16 Resp: b) 2808kJ·mol -1, exotèrmica;


Automòbil BMW Hydrogen 7

EA 5.2 El cotxe d’hidrogen.

L’hidrogen com a combustible A l’inici d’aquesta unitat hem vist que un dels problemes de la gasolina i el dièsel és la contaminació que generen i que és necessari desenvolupar combustibles apropiats per substituir la gasolina. Una bona solució és

utilitzar motors propulsats per hidrogen.

Aquests motors utilitzen habitualment l’hidrogen

per l’obtenció d’energia elèctrica, encara que també

existeixen alguns models de cotxes que es mouen gràcies a la combustió de l’hidrogen.

L’avantatge d’aquest tipus de vehicles és que l’adaptació dels actuals motors tèrmics és

relativament senzilla, la tecnologia d’aquests motors està molt desenvolupada i diverses marques ja

disposen actualment de prototipus d’un motor tèrmic amb consum d’hidrogen.

Encara que té diversos inconvenients com ara el perill de combustió en omplir el dipòsit i el fet d’haver de disposar de l’hidrogen en estat líquid per

tenir la suficient reserva d’aquest combustible en el vehicle, cosa que suposa haver-lo de refredar a temperatures extremadament baixes (-250 ºC a una pressió entre 3-5 bar) i disposar de dipòsits especials. A més són molt cars i no hi ha una xarxa de distribució d’hidrogen adequada cosa que fa

que els cotxes que funcionen amb hidrogen no puguin recórrer distàncies llargues i també combinin la combustió de gasolina. Un exemple és el BMW Hydrogen 7 un cotxe que presumeix d’ésser 100

per cent net amb la capa d’ozó i l’entorn.

Màxim treball útil fet pel motor de combustió d’hidrogen La reacció de la combustió de l’hidrogen és la següent: ΔHºr = -241,8 kJ mol-1

ΔSºr = -44,45 J k-1mol-1

Podeu observar que la reacció és exotèrmica (entalpia negativa) i que tendeix a una disminució del desordre (entropia negativa).

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g)


Què determinarà el màxim treball útil de la reacció de combustió de l’hidrogen?

Quan té lloc una reacció química espontània a pressió i temperatura constants la disminució d’entalpia lliure, ΔG, correspon a la quantitat màxima de treball útil que es pot obtenir de la

reacció:

L’energia de Gibbs la podem calcular de la següent manera:

L’entropia estàndard de l’aigua gas és petita comparada amb la de l’hidrogen gas i l’oxigen gas, a

més hi ha una disminució del nombre de mols de gas (Δνgasos < 0), per la qual cosa s’obté una

entropia de la reacció de combustió de l’hidrogen negativa:

ΔSºr = Sº(H2O(g)) – Sº (H2(g)) – ½ Sº (O2(g)) = (188,8 –130,7 – ½ ·205,1) J K -1mol-1= - 44,45 J K-1mol-1

Per aquest motiu, a mesura que augmenta la temperatura del motor disminueix l’espontaneïtat de

la reacció, és a dir, el màxim treball útil que es pot obtenir del motor.

Suposant que el motor funcioni a 600 ºC (873 K), el màxim treball útil de la reacció de combustió de l’hidrogen a aquesta temperatura és:

Observeu la taula següent corresponent a la reacció transcorreguda en motors que funcionen a diferents temperatures:

Temperatura motor (ºC)

Factor energètic Hrº (kJ mol-1)

Factor entròpic T Srº (kJ mol-1)

Màxim treball útil Grº (kJ mol-1)

100 -241,8 -16,6 -225

200 -241,8 -21,0 -221

300 -241,8 -25,5 -216

500 -241,8 -34,4 -207

600 -241,8 -38,8 -203

L’augment de temperatura disminueix el màxim treball útil que es pot obtenir de la reacció de combustió de l’hidrogen, és a dir, disminueix el rendiment del combustible.

Si se suposa que el motor treballa al voltant d’una temperatura màxima de 600 ºC (més no

aguantarien els materials) el màxim treball útil que s’obté de la reacció baixa respecte a

temperatures inferiors.

D’altra banda és necessari treballar a temperatures altes ja que el motor d’un cotxe és una

màquina tèrmica que aprofita la diferència de temperatura (gradient tèrmic) i la transforma en treball mecànic.

ΔG = wútil, màx

ΔGº = ΔHº - TΔSº

ΔHºr= -241,8 kJ·mol -1 TΔSºr= -38,8 kJ·mol -1 ΔGºr

= -241,8 + 38,8 = -203 kJ·mol -1


Esquema d’un motor tèrmic. Per tant, tots els cotxes que funcionen mitjançant un procés de combustió, sigui el combustible gasolina, alcohol, hidrogen, etc., han de tenir en compte aquests dos factors oposats respecte la temperatura de treball del motor que limiten el rendiment del motor: baixa temperatura per a obtenir el màxim treball útil de la reacció de combustió o temperatura més elevada per a afavorir el gradient tèrmic i transformar-lo en mecànic.

Exercicis i qüestions 1. Calculeu l’energia de Gibbs per la reacció de combustió de l’hidrogen a les diferents

temperatures de treball del motor que apareixen a la taula anterior. Feu servir les dades següents:

Dades: H2O(g) O2(g) H2(g)

ΔHºf (kJ mol-1) -241,8 0,0 0,0 Sº (J K-1 mol-1) 188,8 205,1 130,7

Resp: A 100ºC = -225 kJ mol-1 ( Veure dades de la taula pàgina 2)

2. L’etanol, C2H5OH que és líquid a 25 ºC, és un combustible d’ús domèstic i industrial i s’està

investigant el seu possible ús com a combustible en el transport. Amb ajuda de la taula contesteu les següents preguntes:

a) Escriviu la reacció de combustió de l’alcohol i calculeu la seva ΔGº a 25 ºC. b) Expliqueu si la reacció serà o no espontània a aquesta temperatura.

C2H5OH(l) O2(g) CO2(g) H20(l)

ΔHºf (kJ mol-1) -277,3 0,0 -393,5 -285,8 Sº (J K-1mol-1) 160,7 205,1 213,7 69,9

Resp: a) C2H5OH(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆Hc

º = -1367 kJ.mol-1 ∆Gº = -1325,8 kJ.mol-1

b) serà espontània perquè l’energia lliure de la reacció és < 0.


EA5.3 Una simulació per interpretar gràficament els canvis d’energia de Gibbs Objectius

Interpretar gràficament l’expressió de l’energia de Gibbs.

Relacionar els canvis d’entalpia i d’entropia de diferents reaccions i valorar en quin marge de

temperatures es poden produir de forma espontània.

Introducció

De què depèn que un procés sigui o no sigui espontani?

Les reaccions en què la temperatura es manté constant, es caracteritzen per un factor entàlpic ΔH i

un factor entròpic TΔS que determinen si l’ ΔG del procés és favorable o no a l’espontaneïtat,

segons l’expressió de l’energia de Gibbs:

ΔGº = ΔHº - T ΔSº

Aquesta espontaneïtat ve determinada pel signe de ΔGº. Si ΔGº ‹ 0 el procés serà espontani en canvi, si ΔGº › 0 el procés no ho serà.

En aquesta activitat de simulació, podem comparar els factors entàlpics i els entròpics de diferents reaccions i interpretar la influència de la temperatura en l’ espontaneïtat dels processos.

Activitat 1: Interpretació gràfica de l’expressió de l’energia de Gibbs.

1.- Obriu l’applet de l’activitat a l’adreça :

http://chemconnections.org/Java/Gibbs/Gibbs.html 2.-Premeu el botó “quantitative” i introduïu les dades dels increments d’entalpia (ΔH) i d’entropia

(ΔS ) que es proposen més avall.

Clicant a l’esquerra de la pantalla us apareixerà el gràfic amb una línia recta que cal interpretar:

- Fixeu-vos en els eixos de la gràfica , que us sembla que representen ?

- Quina informació ens aporta la línia de l’eix d’abscisses ?

http://chemconnections.org/Java/Gibbs/Gibbs.html


- Què representa el valor de l’ordenada en l’origen?

- Què representa la recta ? Quin és el significat del seu pendent ?

- Què ens permet determinar el punt de tall de la recta amb l’eix d’abscisses?

Activitat 2: Interpretació de l’espontaneïtat de les reaccions en funció de la temperatura.

Premeu el botó “quantitative” per introduir les dades de les reaccions de la taula.

Després d’introduir les dades de cada reacció potser haureu de tornar a clicar a l’esquerra de la pantalla.

Anoteu a la taula per a quins valors de temperatura les reaccions següents seran espontànies.

Reacció ΔHº

kJ/mol ΔSº J/mol Interpretació

de l’ espontaneïtat en relació a la temperatura.

C2H5OH(l) +3 O2(g) 2CO2(g)+ 3H20(l)

-1128,7 -138,9

C3H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)

-2044,7 101,3

H2(g) + ½ O2(g) H2O (g)

-241,8

-44,45

Ag2O (s) 2Ag(s)+O2

30,6 60,2

MgCO3(s) MgO(s) +CO2(s)

100,3 174,8

N2(g) + 3F2(g) 2NF3 (g)

-249 -277,8

N2(g) + 3Cl2(g) 2NCl3 (g) 460 - 275

N2F4 (g) 2NF2(g) 93,3 198,3

1.- Les tres primeres reaccions són de combustió; compareu les tres gràfiques i justifiqueu les diferències.

2.- Analitzeu com afecta cada tipus de factor (entàlpic i entròpic) a l’espontaneïtat. Us pot ajudar la taula següent:

Canvi d’entalpia Canvi d’entropia Canvi d’energia lliure Tipus de reacció ΔH ‹ 0 ΔS ‹0

ΔH ‹0 ΔS› 0

ΔH ›0 ΔS ‹0

ΔH ›0 ΔS ›0


3.- Quines són les conclusions que podem extreure a partir de les dades analitzades ? ΔS ΔH 4. Expliqueu el cas del gel. És sempre espontània la seva fusió? Interpreteu el següent diagrama.


Esquema d’un motor dièsel

EA 5.4 Són eficients els processos metabòlics? En el text que trobareu en aquesta activitat apareixen els conceptes d’eficiència energètica, procés

espontani i no espontani i màxim treball útil entre d’altres. Llegiu-lo de manera cooperativa, intenteu donar resposta a les preguntes que formula (abans i després de la lectura) i discutiu en grup els conceptes que hi apareixen amb la finalitat d’aclarir possibles dubtes i d’avançar en la seva

construcció.

Com aprofita l’energia el nostre organisme?

Quines són les diferències i les similituds entre cremar combustibles i menjar aliments?

Quines eficiències energètiques tenen els motors de combustió? I els processos metabòlics en els éssers vius?

En el cas dels automòbils el que ens interessa és el moviment, per tant considerem l’energia que

s’aprofita per al moviment (energia cinètica). En el cas del cos humà ens interessa l’ATP que es

forma, ja que és el que aporta l’energia per què es produeixin els processos no espontanis de

l’organisme. En concret interessa la relació entre el nombre de molècules d’ATP que s’han format

per cada molècula de glucosa, o d’un altre nutrient, que reacciona (es crema). La relació entre

l’energia de Gibbs d’aquestes molècules d’ATP i l’energia de

Gibbs de la combustió de la glucosa, seria una manera de calcular l’eficiència de la combustió de la glucosa en els éssers vius.

Tant els vehicles com les persones necessiten un tipus de combustible per funcionar. Tot i que els dos tipus de combustible es cremen i proporcionen energia, hi ha diferències importants entre ells. Per exemple, cada vehicle funciona amb un sol tipus de combustible, mentre que nosaltres mengem una gran varietat d’aliments, tots ells més saborosos que la gasolina.

Una altra diferència és que no es pot omplir el dipòsit de gasolina més enllà de la seva capacitat, mentre que nosaltres ens podem sobrealimentar.

La majoria d’automòbils funcionen amb hidrocarburs,

la gasolina n’és una mescla amb una part importat

d’octà (C8H18), mentre els éssers humans rebem l’energia principalment de glúcids, proteïnes i greixos. No tots els glúcids que ingerim són energètics; els polisacàrids com la cel·lulosa tenen com a funció afavorir el moviment dels aliments en el tracte intestinal. El cos humà descompon els glúcids digeribles en glucosa, la qual és soluble en la sang i pot ser transportada a les cèl·lules.

En aquesta unitat s’ha esmentat que una de les condicions d’un bon combustible és que alliberi una

gran quantitat d’energia en la seva combustió, però s’ha dit també que no es podia transformar en

treball tota l’energia que alliberen les reaccions. També s’ha parlat de la idea d’eficiència d’un

vehicle i s’ha comentat que les eficiències dels motors de combustió són aproximadament d’un 30

% global. Aquesta dada engloba, a més de les característiques termodinàmiques de la pròpia reacció de combustió, el gradient tèrmic, el qual depèn de la diferència entre la temperatura del motor i la temperatura ambient, i altres factors com el pes i disseny aerodinàmic del cotxe, disseny dels mecanismes, lubricant utilitzat, etc. Per exemple, els motors dièsel són més eficients que els de combustió, tant a causa del combustible com del disseny del motor.

També en aquesta mateixa unitat s’ha fet referència a l’energia alliberada pels nutrients (glúcids,

lípids i proteïnes) i s’ha comparat l’energia alliberada en la combustió de la glucosa en un calorímetre i la seva “combustió” dins l’organisme. Recordem que l’energia alliberada ha de ser la


Mitocondri on té lloc el cicle de Krebs i la respiració cel·lular.

mateixa, ja que l’energia alliberada en un cicle entàlpic és la mateixa sigui quin sigui el camí, tot i

que en la cèl·lula aquesta reacció global té lloc en moltes etapes.

Són més eficients energèticament els motors dels automòbils o la cèl·lula?

En els complexos processos de la respiració cel·lular, una part de l’energia química es degrada en

forma de calor i una part s’aprofita per sintetitzar ATP que servirà per realitzar treballs biològics (mecànic, químic i de transport). La resta, en definitiva reverteix en un increment d’entropia

(molècules més petites) i degradació en forma de calor.

Els éssers vius en general són força eficients en els processos de captar, transformar i utilitzar energia. El treball químic que pot fer la cèl·lula (anabolisme, transport a través de membranes,..) està directament relacionat amb el nombre ATP’s que s’obtenen. La conversió d’ATP en ADP

allibera l’energia necessària per realitzar els processos no espontanis que tenen lloc dins la cèl·lula.

Si ens centrem en el procés de la metabolització de la glucosa, en el qual per cada mol de glucosa produeixen 36 mols d’ATP, i es fan els càlculs corresponents a partir de les energies de Gibbs de la glucosa i l’ATP, podríem dir que el procés té una eficiència de gairebé el 40 %, més elevat que els

del motors de combustió.

El considerable valor de l’eficiència dels éssers vius s’explica per l’existència de vies metabòliques constituïdes per múltiples seqüències de reaccions catalitzades per enzims i sota l'estricta regulació, per l’acoblament de reaccions catabòliques i anabòliques, i per la presència de compostos

fosforilats per a la transferència d’energia.

La metabolització de la glucosa a l’interior de les cèl·lules aeròbiques té lloc en diferents etapes: la

glucòlisi, el cicle de Krebs i la cadena respiratòria de transport d’electrons. La combustió de la

glucosa té associades altres reaccions químiques acoblades, com el pas d’ADP a ATP, la de NAD+

a NADH, etc. En concret per cada molècula de glucosa que reacciona amb oxigen i forma diòxid de carboni i aigua, es formen 36 molècules d’ATP a partir de 36 molècules d’ADP. El balanç

global tenint en compte les reaccions associades és:

C6 H12 O6+6 O2+6 H2O + 12 NAD++36 ADP + 36 Pi → 6 CO2 + 12 H2O+36 ATP+ 12 NADH + 12 H+

C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O ∆Gº = -2867 kJ mol-1 (∆Hº = -2813 kJ mol-1

∆Sº = 0,18 kJ mol-1 )

ATP → ADP ∆Gº’= -31 kJ mol-1

Considerant que l’energia que interessa als éssers vius

és la associada a l’ATP, es pot calcular l’eficiència

energètica a partir d’aquestes dades

termodinàmiques de ∆Gº de la combustió de la glucosa i del pas d’APT a ADP. Per fer-ho cal calcular el quocient entre el valor de diferència entre ∆G

º de la glucosa i el valor de ∆Gº en el pas de 36

ATP a 36 ADP, i la ∆Gº de la glucosa.

En realitat, cada via metabòlica té la seva pròpia eficiència. Per a la degradació de la glucosa en diòxid de carboni i aigua, amb la corresponent formació d’ATP, acabem de veure que el rendiment calculat és

d’un 40%. Però, per exemple, per al procés de

transformació de l’energia emmagatzemada en l’organisme en forma química en el glicogen i els

greixos acumulats, en realitzar exercici físic, només s’aprofita per obtenir treball entre un 20 i un

30 % d’aquesta energia emmagatzemada, la resta es desaprofiten en forma de calor.

L’organisme humà com qualsevol altra màquina tèrmica és enormement ineficient i tot que

l’entrenament pot aconseguir millores significatives, de cap manera no va en contra dels límits


establerts pel segon principi de la termodinàmica que estableix la impossibilitat de fer una conversió total d’energia calorífica a energia mecànica, sempre hi ha una part de l’energia que es desaprofita, i estableix els límits de l’energia útil.

El pas d’ATP a ADP allibera energia necessària per dur a terme reaccions químiques en principi

desafavorides des del punt de vista termodinàmic. En l’organisme el que ens interessa és que

l’energia que s’allibera en el pas ATP a ADP s’utilitza posteriorment per a moltes reaccions dins la

cèl·lula que no són espontànies i per aportar l’energia necessària per a les reaccions d’ anabolisme,

mitjançant les quals es sintetitzen molècules tan complexes com les macromolècules del nostre organisme.

En la fotosíntesis també es formen molècules més complexes, la qual cosa suposa una disminució d’entropia. De fet és un procés no espontani, que es produeix gràcies a l’energia de la llum solar.

D’acord amb el primer principi de la termodinàmica, l’energia es conserva, és a dir no es pot crear

ni destruir, però d’acord amb el segon principi es perd una part del treball que es podria realitzar,

de manera que el màxim treball útil que es pot realitzar en condicions isotermes és el corresponent a l’energia de Gibbs.

En una pila electroquímica, la variació d’energia de Gibbs correspon al màxim treball elèctric que

la pila pot proporcionar. En el cas dels combustibles, l’energia emmagatzemada en un combustible

es converteix en energia tèrmica, que es dispersa en el medi ambient i perd la seva utilitat com a treball.


1. L’eficiència energètica del metabolisme de la glucosa dins les cèl·lules del nostre organisme és

d’un 40%. Calculeu aquesta eficiència sabent que a partir de cada molècula de glucosa que reacciona en l’organisme s’obtenen 36 molècules d’ATP. Utilitzeu les dades que s’indiquen a

continuació.

C6 H12 O6 + 6O2+ 6 H2O + 36 ADP + 36Pi → 6 CO2 + 12 H2O+ 36 ATP C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O ∆G

º = -2867 kJ mol-1 (∆Hº = -2813 kJ·mol-1 ∆Sº = 0,18 kJ

mol-1 ) ATP → ADP ∆G

º’= -31 kJ·mol-1

Resp: 61%

2. Calculeu la quantitat d’energia per gram de glucosa que proporcionen els ATP que es formen en el seu metabolisme.

Dades: C6 H12 O6 + 6O2+ 6 H2O + 36 ADP + 36Pi → 6 CO2 + 12 H2O+ 36 ATP C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O ∆G

º = -2867 kJ mol-1 (∆Hº = -2813 kJ mol-1 ∆Sº = 0,18 kJ

mol-1 ) ATP → ADP ∆G

º’= -31 kJ mol-1

Resp: 6,2kJ.mol-1





- Treball útil i energia de Gibbs.

- Càlcul d’energies de Gibbs a partir de l’entalpia i l’entropia.

- Criteri d’espontaneïtat d’un procés a diferents temperatures.

- Eficiència energètica.


1. En la fermentació acètica del vi, per l’acció de bacteris del gènere Acetobacter, l’etanol

(alcohol etílic) reacciona amb l’oxigen de l’aire, es transforma en àcid acètic i aigua i dóna lloc al vinagre. a) Calculeu la ∆H

o d’aquesta reacció a 25ºC i raoneu si és exotèrmica o endotèrmica.

b) Calculeu la ∆So i justifiqueu el caràcter positiu o negatiu d’aquesta variació a partir de les

característiques de la reacció.

Substància So / J·K -1· mol ∆Hof / kJ·mol -1

C2H5OH(l) 160,7 -277,6

CH3COOH(l) 159,8 -487,0

H2O(l) 70,0 -285,8

O2(g) 205,0 Resp: a) ∆H

o = - 495,2 kJ.mol-1 b) b) ∆So = -135,9 J·K -1· mol

2. El KClO3 es descompon en clorur de potassi i oxigen. Les entalpies estàndard de formació del clorur de potassi i el KClO3 a 25ºC són, respectivament -437 kJ·mol -1 i -398 kJ·mol -1. a) Calculeu la variació d’entalpia de la reacció i indiqueu si aquesta és exotèrmica o

endotèrmica.

b) Raoneu quin serà el signe de la variació d’entropia estàndard de la reacció. Resp: a) –39 kJ · mol–1

3. Justifiqueu si la reacció serà o no espontània en condicions estàndard. La fabricació industrial de l’àcid nítric requereix una oxidació catalítica prèvia de l’amoníac, d’acord amb la reacció:

4 NH3(g) + 5 O2 4 NO (g) + 6 H2O(g)

a) Calculeu la variació d’entalpia estàndard de la reacció a 25ºC.

b) Calculeu la variació d’entropia estàndard de la reacció a 25ºC.

c) Determineu a partir de quina temperatura la reacció tindrà lloc espontàniament si totes les espècies estan en el seu estat estàndard.


NH3(g) O2(g) NO(g) H2O(g)

∆Ho

f / kJ·mol -1 -46,11 0 90,25 -241,82

So / J·K -1· mol -1 192,45 205,14 210,76 188,83

Resp: a) ∆Ho = - 226,6 kJ.mol-1 b) + 45,1J·K -1· mol -1 c) 5024,6 K

4. Sabem que la temperatura d’ebullició d’un líquid és la temperatura a la qual el líquid pur i el

gas pur coexisteixen a 1 atm de pressió, és a dir, ∆G=0. Considerem el procés següent:

Br2 (l) Br2(g) a) Calculeu la variació d’entalpia estàndard a 25ºC.

b) Calculeu ∆Go a 25ºC i indica si el procés és espontani en aquesta temperatura.

c) Determineu la temperatura d’ebullició del Br2(l) si suposem que ∆Ho i ∆S

o no varien amb la temperatura.

Dades: ∆Hf0Br2(g)= 30,91 kJ·mol -1

; ∆Hf0Br2(l)= 0 ; S0 Br2(g)=245,4 J·mol -1·K -1; S0Br2(l) =

152,2 J·mol -1·K -1. Resp: a) ∆Hºv=30,91 kJ.mol-1 b) ∆G

o = 3,2 kJ.mol-1, no serà un procés espontani. c) Te = 58,6 ºC

5. La hidrazina(N2H4) reacciona amb el peròxid d’hidrogen(H2O2) segons l’equació: N2H4(l) + H2O2(l) N2(g) + 4 H2O(l)

a) A partir dels valors de la taula següent, calculeu la variació d’entalpia estàndard i la variació d’entropia estàndard del procés a 25ºC.

N2H4(l) H2O2(l) N2(g) H2O(l)

∆Hf0/kJ·mol -1 50,63 -187,78 0 -285,83

S0/ J·K -1· mol -1 121,21 109,6 191,61 69,91 b) Justifiqueu si la reacció serà espontània a 25ºC en condicions estàndard.

c) Aquesta reacció s’ha utilitzat a de vegades en la propulsió de coets. Calculeu la quantitat

d’energia produïda a partir d’1kg d’hidrazina.

Dades: masses atòmiques O:16; H:1; N:14

Resp: a) - 818,4 kJ mol-1 130,84 J K-1mol-1 b) ∆Gº = -857,4 kJ mol-1 c) 27280 kJ

6. En la reacció entre l’etè i l’aigua per donar etanol

C2H4(g) + H2O(l) C2H6O(l) s’alliberen 44 kJ. Calculeu a partir de les dades, la variació d’energia de Gibbs estàndard a 298K i

indiqueu si la reacció ( en condicions estàndard) serà espontània en el sentit indicat.

Dades: S0(etè(g))= 219,5 J·K -1· mol -1, S0(H2O(l)= 69,91J·K -1· mol-1; S0(etanol)= 160,7 J·K -1· mol -1

Resp: ∆Gº = - 4,6 kJ.mol-1 ∆Gº<0 per tant ser

ea0 energia en acciÓcesire.cat.mialias.net/recursos/context/quimica/ea v1.3/eaglobal.pdfbmw de 3000...

Documents