Entalpia, entropia, Gibss energia askea

Presentación del tema: "Entalpia, entropia, Gibss energia askea"— Transcripción de la presentación:

1 Entalpia, entropia, Gibss energia askea
∆Go = ∆Ho - T∆So

2 DHº erreakzioa = S n DHºf (produktuak ) - S m DHºf (erreaktiboak)
15.- Selektibitatea 2013 uztaila P2 Etanolaren (l), karbono dioxidoaren (g) eta ur likidoaren formazio entalpia estandarrak (DHfº), hurrenez hurren, hauek dira: –278, –394 eta –286 kJ•mol-1. a) Idatzi etanol likidoaren errekuntza-erreakzio doitua, eta kalkulatu haren entalpia 25 ºC-an. (1,0 PUNTU) b) Irudikatu eta azaldu erreakzioari dagokion entalpia-diagrama. (0,5 PUNTU) c) Idatzi karbonoaren errekuntza-ekuazioa, eta kalkulatu zenbat gramo karbono erre beharko diren, 20 L ur 8 ºC-tik 98 ºC-raino berotzeko, baldin eta sortutako beroaren % 50 baino ez bada aprobetxatzen. Uraren bero espezifikoa = 4,18 kJ•kg-1•K-1 eta uraren dentsitatea = 1 kg•L-1 Ebazpena a) Idatzi etanol likidoaren errekuntza-erreakzio doitua, eta kalkulatu haren entalpia 25 ºC-an. C2H6O (l) + 3 O2(g)  2CO2(g) + 3 HO2(l) Hess-en legea aplikatuz DHº erreakzioa = S n DHºf (produktuak ) - S m DHºf (erreaktiboak) D Hºerreakzioa = 2 D HºfCO2 + 3D HºfH2O -(D HºfC2H6O + 3 D HºfO2) D Hºerreakzioa = 2(-394 kJl) +3(-286kJ)- ((-278kJ) + 3.(0) = -1368 kJ

3 b) Irudikatu eta azaldu erreakzioari dagokion entalpia-diagrama
Erreakzioaren norantzan entalpia aldaketa negatiboa da ( DH <0); hau da, beroa sistematik ingurunera igarotzen da. Ondorioz, erreakzioa exotermikoa da. H (kJ) Elementuak 2C (grafitoa) + 3H2 (g) + 7/2 O2 (g) S m DHºf (erreaktiboak) -278 C2H6O (l) + 3 O2 (g) Produktuen eraketa D Hºerreak C2H6O = -1368 2x(-393,5) + 3x(-285,8) =-1646 produktuak -1646 2 CO2 (g) + 3 H2O(l) Erreakzioaren norantza

4 c) Idatzi karbonoaren errekuntza-ekuazioa, eta kalkulatu zenbat gramo karbono erre beharko diren, 20 L ur 8 ºC-tik 98 ºC-raino berotzeko, baldin eta sortutako beroaren % 50 baino ez bada aprobetxatzen. Uraren bero espezifikoa = 4,18 kJ•kg-1•K-1 eta uraren dentsitatea = 1 kg•L-1 C (s) + O2(g)  CO2(g) D Hº = -394 kJ 20 L ur berotzeko behar den energia: Q = m. ce . DT DT = 98-8 = 90 K 1 kg ur 20 L ur = 20 kg ur 1 L ur kJ Q = 7524 kJ Q = 20 kg . 4, K kg.K 100kJ eratu Etekina %50koa denez 7524 kJ erabili = kJ eratu 50kJ erabili 1 mol C 12 g C 15048 kJ = 458 g C 394 kJ 1 mol C

5 16) Pasatu den mendean, meatzariek eta espeleologoek “karburo lanpara” izenekoak erabiltzen zituzten. Beraietan azetilenoa lortzen zen, kaltzio karburoren eta uraren arteko erreakzioaren bidez: CaC2(s) + 2 H2O (l) C2H2 (g) + Ca (OH)2 (s) DH = -270 kJ/mol Eta ondoren azetilenoa erre egiten zen, ematen duen garra oso argitsua izanik. Kalkulatu ondokoen balioak: a) azetilenoaren formazio-entalpia. b) azetilenoaren konbustio-entalpia. Ca (OH)2 H2O CaC2 CO2 DHºf(kJ/mol) -986 -286 83 -395 Ebazpena a) azetilenoaren formazio-entalpia CaC2(s) + 2 H2O (l)  C2H2 (g) + Ca (OH)2 (s) DH = -270 kJ/mol Hess-en legea aplikatuz DHº erreakzioa = S n DHºf (produktuak ) - S m DHºf (erreaktiboak) D Herre = D Hf (C2H2 ) + D Hf (Ca(OH)2)- [D Hf (CaC2) + 2 DHf (H2 O)]

6 -270 kJ = D Hf0(C2H2) + (-986 kJ)-((+83 kJ) + 2(-286kJ)) D Hf0(C2H2) = 227 kJ/mol Erreakzioa endotermikoa da b) azetilenoaren konbustio-entalpia C2H2 (g) + 5/2 O2 (g)  2 CO2(g) + H2O (l) DH0 =??? D Herre = 2 D Hf (CO2) + D Hf (H2O) – [D Hf (C2H2) + 5/2 DHf (O2 ) D Herre = 2(–393,5 kJ) + (–285,5 kJ) – [(+227 kJ) + 5/2(0)] = –1303 kJ Hortaz, erreakzioa exotermikoa da: DHerre (C2H2 ) = –1303 kJ/mol

7 C8H18 (l) + 25/2 O2 (g)  8 CO2(g) + 9 H2O (l)
17.- Oktano likidoaren (C8H18) formazio - entalpia –252 kJ·mol-1 da. Karbonoaren eta hidrogenoaren errekuntza - entalpiak –393 eta –285 kJ·mol-1 dira, hurrenez hurren. Datu horiek baldintza normaletan estandarrak direla kontutan izanik, hau eskatzen da:  a)Oktano likidoaren errekuntza-entalpia. b)Marraztu eta azaldu erreakzioaren entalpia-diagrama. c) g karbono erretzean lortutako energia, baldin eta prozesuaren etekina % 40 bada. d) Energia horrekin 100 L ur likido berotuz gero, zenbat gradu igoko da tenperatura? Uraren bero espezifikoa = 4,18 kJ·kg-1 K-1 eta uraren dentsitatea = 1 kg·L-1 Ebazpena a)Oktano likidoaren errekuntza-entalpia C8H18 (l) + 25/2 O2 (g)  8 CO2(g) + 9 H2O (l)   Hess-en legea aplikatuz; DHº erreakzioa = S n DHºf (produktuak ) - S m DHºf (erreaktiboak)

8 D Herre = 8 D Hf (CO2) + 9 D Hf (H2O) – [D Hf (C8H18) + 25/2 DHf (O2 )]
D Herre = 8 (–393 kJ) + 9 (–285 kJ) – [(–252kJ) +25/2(0kJ)] = –5.457 kJ. Hortaz, erreakzioa exotermikoa da: D Herre (C8H18 )= –5.457 kJ.mol-1 b)Marraztu eta azaldu erreakzioaren entalpia-diagrama Erreakzioaren norantzan entalpia aldaketa negatiboa da (DH <0); hau da, beroa sistematik ingurunera igarotzen da. Ondorioz, erreakzioa exotermikoa da

9 c) 100 g karbono erretzean lortutako energia, baldin eta prozesuaren etekina % 40 bada.
100gC 1mol C 12g C 393 kJ teoriko 1mol C 40 kJ errealitatean 100 kJ teoriko = 1310 kJ 1310 kJ lortzen dira d) Energia horrekin 100 L ur likido berotuz gero, zenbat gradu igoko da tenperatura? Uraren bero espezifikoa = 4,18 kJ·kg-1 K-1 eta uraren dentsitatea= 1 kg·L-1 C(s) + O2 (g)  CO2 (g) DH = –393 kJ·mol-1 100 L ur = 100 Kg ur direnez, bero espezifikoa kontutan izanik, Q Q = m Ce DT  DT = m.ce 1310 kJ DT = = 3,1 K 100 kg. 4,18kJ/(kgK) Hortaz, tenperatura 3,1 ºC igoko da.

10 18.- Formazio-entalpia hauek egoera estandarrean emanda daude: CO2 (g) = –393,5 kJ·mol-1 , H2O(l) = –285,5 kJ·mol-1 eta C4H10 10(g) = –124,7 kJ·mol-1. Kalkulatu butano gasaren errekuntza-beroa Zenbat litro butano gas (baldintza normaletan) erre behar da 20 litro ur 15 ºC-tik 35 ºC-ra berotzeko? Uraren bero espezifikoa = 4,18 kJ·kg-1 ·K-1 ; uraren dentsitatea = 1 kg·L-1 Ebazpena a) Kalkulatu butano gasaren errekuntza-beroa C4H10 (g) + 13/2 O2 (g)  4 CO2(g) + 5 H2O (l) Hess-en legea aplikatuz DHº erreakzioa = S n DHºf (produktuak ) - S m DHºf (erreaktiboak) D Herre = 4 D Hf (CO2) + 5D Hf (H2O) – [D Hf (C4H10) + 13/2 DHf (O2 )] D Herre = 4 (–393,5 kJ) + 5 (–285,5 kJ) – [(–124,7 kJ) + 13/2(0)] = –2.876,8 kJ Hortaz, erreakzioa exotermikoa da: DHerre (C4H10 ) = –2.876,8 kJmol-1

11 b) Zenbat litro butano gas (baldintza normaletan) erre behar da 20 litro ur 15 ºC-tik 35 ºC-ra berotzeko? Uraren bero espezifikoa = 4,18 kJ·kg-1 ·K-1 ; uraren dentsitatea = 1 kg·L-1 Behar den beroa: Q Q = m Ce DT  Q = 20 kg. 4,18 kJ·kg-1 ·K-1 . (35-15) K = 1672 kJ Energia hori lortzeko erre behar diren butano litroak 22,4 L 1mol C4H10 1mol C4H10 2.876,8 kJ = 13 L butano V = 1.672kJ 13 L butano erre behar

12 19.- Propanoaren (gasa), karbonoaren (solidoa) eta hidrogenoaren (gasa) errekuntza-entalpia molar estandarrak, hurrenez hurren, hauek dira: ,9; -393,5 eta -285,8 kJ. Kalkulatu: Erreakzio honen DHº estandarra: 3C(s) + 4H2(g) Propanoa(g) Aurreko erreakzioa exotermikoa ala endotermikoa izango da baldintza estandarretan? Zergatik?. Erregai bakoitzetik (propanoa, karbonoa, hidrogenoa) 1 g erretzen bada, zeinek du bero-ahalmenik handiena? Arrazoitu. Ebazpena 1.- C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2(g) + 4 H2O (l) 2.- C(s) + O2 (g)  CO2(g) 3.- H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) 4.- 3C(s) + 4H2(g) C3H8 (g) Propanoaren sorrera erreakzioa beste hiru errekuntza erreakzio hauek konbinatuz lor daiteke. Konkretuki, –(1) + 3(2) + 4(3) eginez Hess-en legea aplikatuz, propanoaren sorrera entalpia (1), (2) eta (3) erreakzioen entalpien funtzioa izango da: D Hf (C3H8)= 3 D H2 + 4 D H3 – DH1

13 3 CO2(g) + 4 H2O (l)  C3H8 (g) + 5 O2 (g)
DH= – DH1 = ,9 kJ 3C(s) + 3O2 (g)  3CO2(g) DH= 3 D H2 =3( –393,5) kJ 4H2 (g) + 2 O2 (g)  4 H2O (l) DH= 4 D H3 = 4( –285,8) kJ D H = -103,8 kJ 3C(s) + 4H2(g)  C3H8 (g) D Hf (C3H8) = -103,8 kJ/mol b) Aurreko erreakzioa exotermikoa ala endotermikoa izango da baldintza estandarretan? Zergatik?. Erreakzio hauen baldintza estandarreko entalpiak diagrama honek biltzen ditu:

14 Ikusten denez, D Hf (C3H8) < 0 da; hots, erreakzioa exotermikoa da.

15 c) Erregai bakoitzetik (propanoa, karbonoa, hidrogenoa) 1 g erretzen bada, zeinek du bero-ahalmenik handiena? Arrazoitu Hiru erreagaien masa molekularrak hauek direla kontutan hartuz: M (C3H8) = 44 g/mol; M (H2) = 2 g/mol; M (C) = 12 g/mol Bakoitzeko 1g erretzean askatutako beroak hauek dira, banan-bana: 2.219,9kJ askatu 1mol(C3H8) Q(C3H8 ) = = 50,45 kJ/g 1mol(C3H8) 44g 393,5kJ askatu 1mol(C) Q(C ) = = 32,79 kJ/g 12g 1mol(C) 1mol(H2) 285,5kJ askatu = 142,9 kJ/g Q(H2 ) = 1mol(H2) 2g Beraz, hidrogenoak du bero-ahalmen handiena masa unitateko.

16 C8H18 (l) + 25/2 O2 (g)  8 CO2(g) + 9 H2O (l)
Herri batzuetan autoen motorretan gasolinaren ordezko moduan etanola erabiltzen da. Gasolina oktano purua dela suposatuz: Bi substantzion errekuntza-ekuazioak idatzi, doituta. Determinatu zein erregaik duen bero-ahalmen handiena (sorturiko beroa, erre den kilogramo bakoitzeko) Substantzia etanola oktanoa Karbono dioxidoa ura Hfº (kJ/mol) -278 -270 -394 -286 Datuak : Ebazpena a)Oktano eta etanoaren erreakuntza ekuazioak C8H18 (l) + 25/2 O2 (g)  8 CO2(g) + 9 H2O (l) C2H6O (l) + 6 O2 (g)  2 CO2(g) + 3 H2O (l) b)Determinatu zein erregaik duen bero-ahalmen handiena (sorturiko beroa, erre den kilogramo bakoitzeko) Hess-en legea aplikatuz DHº erreakzioa = S n DHºf (produktuak ) - S m DHºf (erreaktiboak)

17 Ondorioz, oktanoak bero-ahalmen handiena du
DHerrekuntza (C8H18) = 8DHf (CO2) + 9DHf (H2O)- [D Hf (C8H18) + 25/2 DHf (O2)] DHerrekuntza (C8H18) = 8DHf (-394 kJ) + 9DHf (-286 kJ)- [(-270 kJ) + 25/2(0)] D H errekuntza (C8H18) = kJ/mol 5280 KJ askatu 1mol C8H18 Bero-ahalmena  = 46,3 kJ/g  46,3.103 kJ/kg 1mol C8H18 114 g C8H18 Bero-ahalmena = 46,3.103 kJ/kg C8H18 D Herrekuntza C2H6O = 2DHf (CO2) + 3DHf (H2O)- [D Hf (C2 H6 O) + 6 DHf (O2)] D Herre = 2(–394 kJ) + 3(–286 kJ/mol) – [1mol(-278 kJ/mol) + 6(0)] = –1368 kJ 1368 KJ askatu 1mol C2H6O Bero-ahalmena  = 29,7 KJ/g  29,7.103 kJ/kg 1mol C2H6O 46 g C2H6O Bero-ahalmena = 29,7.103 kJ/kg C2H6O Ondorioz, oktanoak bero-ahalmen handiena du