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Termoquímica de 1ºbto - 2ªparte - Contenido educativo

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Subido el 13 de octubre de 2020 por Jorge G.

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Entalpía y ley de Hess. Teoría y ejemplos para mis alumnos de 2º de Bachillerato.

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¡Hola otra vez, queridos alumnos! 00:00:05
Ya estoy aquí con un segundo vídeo sobre termoquímica. 00:00:06
Este confío en que sea bastante más ameno que el anterior, 00:00:11
que fue todo de teoría. 00:00:13
Este va a tener más ejemplos, más ejercicios, 00:00:15
y espero que os ayude a fijar conceptos más concretos. 00:00:18
¡Vamos allá! 00:00:23
Es sobre la entalpía, variación de entalpía, 00:00:24
calor emitido y absorbido en una reacción química, 00:00:28
y luego veremos la ley de Hess. 00:00:30
¿Quién fue Germain Henry Hess? 00:00:32
Pues Germain Henri Gers, nacido en Ginebra, fue un químico y médico suizo muy importante 00:00:36
y sentó las bases de la termodinámica actual. Muy importante el caballero. 00:00:42
La ley de Gers se basa en dos principios, que cualquier reacción se puede descomponer siempre en la suma de otras 00:00:51
y que la entalpía es una función de estado, como ya hemos visto. 00:00:56
¿Qué era una función de estado? ¿Qué hemos dicho de la entalpía? 00:00:59
Hemos dicho que era una función, ¿vale? Una magnitud que solo depende del estado final y del inicial, ¿vale? De los reactivos y de los productos. Lo que pase entre medias, el camino entre medias da igual. Aquí tenemos unos reactivos, aquí tenemos unos productos, ¿vale? El cómo lleguemos desde aquí hasta aquí da lo mismo. Solo importa la variación de entalpía porque solo importa, entalpía es una función de estado y solo importa el valor final y el valor inicial. El camino no es importante. 00:01:00
Entalpía de formación e entalpía de reacción. ¿Qué son? La entalpía de formación, y la representamos como variación, en realidad es variación de entalpías, resumimos, abreviamos y decimos entalpía, cuando en realidad es variación de entalpía, es un fallo del lenguaje, pero bueno. 00:01:32
Entalpía, más bien, variación de entalpía de formación, ¿vale? Esta f pequeñita significa formación. La variación de entalpía de formación es el calor absorbido o emitido durante la formación de una sustancia a partir de un compuesto, a partir de sus elementos constitutivos. 00:01:47
Por ejemplo, tienes que se forma el dióxido de carbono, pues el dióxido de carbono se forma a partir de carbono y de oxígeno, entonces la entalpía de formación del dióxido de carbono, ¿vale? Es el calor absorbido o emitido, ¿vale? Por el dióxido de carbono durante su formación, ¿vale? A partir del carbono y el oxígeno originales, que son elementos, porque son elementos puros, ¿verdad? 00:02:01
mientras que el dióxido de carbono es un compuesto 00:02:26
porque está compuesto por varios tipos de elementos 00:02:30
carbono y oxígeno 00:02:33
por otro lado 00:02:34
cuando tenemos distintas sustancias 00:02:35
¿qué es la entalpía de la reacción? 00:02:37
la entalpía de la reacción 00:02:40
es el calor absorbido emitido en una reacción general 00:02:41
no tiene por qué ser con elementos 00:02:44
puede ser con varios compuestos 00:02:45
que reaccionan entre sí 00:02:47
y corresponde a la suma de las entalpías de formación 00:02:48
de los productos 00:02:51
menos la suma de las entalpías de formación de los reactivos 00:02:52
Que se resume en esta fórmula. El calor emitido o absorbido por la reacción química, esto de aquí, ¿vale? Si es negativo, la reacción química emite calor. Si esta variación de entalpía es positiva, la reacción absorbe calor. ¿Por qué? Porque es la entalpía de formación de los productos menos la entalpía de reacción de los reactivos. 00:02:55
es decir, si al final los productos tienen más energía 00:03:15
¿vale? 00:03:20
si tienen más energía que los reactivos 00:03:21
esta resta es positiva 00:03:23
porque si este número es más grande que este 00:03:25
esta resta es positiva 00:03:27
y por lo tanto la variación de entalpía de la reacción es positiva 00:03:29
y significa que le hemos dado energía a los reactivos 00:03:31
para que se conviertan en productos 00:03:34
que tienen más energía que los reactivos 00:03:35
al revés 00:03:37
¿qué pasa si esta variación de entalpía de la reacción es negativa? 00:03:39
pues la reacción es exotérmica, emite calor 00:03:42
¿Por qué emite calor si la variación de entalpía de la reacción es negativa? 00:03:45
Porque significa que esta resta es negativa 00:03:48
Es decir, que los productos tienen menos energía que los reactivos originales 00:03:50
Si este número es más grande, significa que este número es más pequeño 00:03:55
Y por lo tanto la resta es negativa, los productos tienen menos energía 00:03:59
¿Dónde se ha ido la energía que tenían los reactivos y ya no tienen los productos? 00:04:02
Pues se ha emitido en forma de calor 00:04:07
Y es la resta, claro 00:04:09
La que tenían los reactivos menos la que tienen los productos 00:04:10
es la energía que ahora falta, 00:04:13
que es la de la reacción que se emite 00:04:14
y es negativa cuando se emite. 00:04:16
Por último, mencionaros que la entalpía del oxígeno, 00:04:19
del carbono, del nitrógeno, 00:04:22
de sustancias que son elementos, 00:04:24
esa entalpía de formación es cero 00:04:26
porque son elementos que ya están formados. 00:04:27
La entalpía del flúor es cero 00:04:29
porque es un elemento. 00:04:33
Lo que sea el elemento de la tabla periódica, 00:04:35
su entalpía de formación es cero. 00:04:38
Las entalpías de formación que no son cero 00:04:40
son las de los productos, son las de los compuestos 00:04:42
perdón, compuestos, compuestos por 00:04:44
varios elementos, éstas sí tienen 00:04:46
entalpía de formación distinta de cero 00:04:48
pero la entalpía de formación 00:04:50
de los elementos es cero, lo veremos 00:04:52
en los ejemplos, no os preocupéis 00:04:54
la ley de Hess 00:04:56
en base a todo lo que hemos visto antes, la ley de Hess 00:04:58
dice, cuando una reacción química puede expresarse 00:05:00
como suma algebraica de otras reacciones 00:05:02
su entalpía de reacciones es igual a la suma algebraica 00:05:04
de las entalpías de las reacciones intermedias 00:05:06
es decir, tú tienes 00:05:08
dos reactivos que son A y B 00:05:10
y al final tienes dos productos que son C y D. 00:05:11
Esta es la reacción global. 00:05:15
Te da igual las reacciones intermedias. 00:05:17
Al final, la entalpía total es la de la reacción global 00:05:19
y es la suma de las reacciones parciales. 00:05:23
Entonces, el camino te va a dar igual. 00:05:26
Lo único que te importa es con qué has empezado, con qué has terminado. 00:05:28
Porque la energía global de la reacción es la suma de las parciales. 00:05:31
Aquí tenemos un ejemplo. 00:05:36
Un ejemplo de ley de Hess. 00:05:38
Tenemos el carbono que se quema con oxígeno para dar dióxido de carbono. Esa es una combustión y por lo tanto es exotérmica, emite calor. ¿Por qué? Porque la entalpía de formación del dióxido de carbono es 393,5 kJ por mol y estas son 0. La entalpía de formación del carbono es 0 y la entalpía del oxígeno es 0. 00:05:39
Entonces, ¿cómo se calcula la entalpía de esta reacción química? 00:06:00
Pues la final, que es esta, menos 393, menos la inicial, que son ceros. 00:06:05
Por otro lado, ¿qué pasa si tenemos la entalpía de reacción del dióxido de carbono 00:06:14
que se separa en monóxido y oxígeno? 00:06:19
Esta reacción evidentemente no es espontánea. 00:06:23
El dióxido de carbono nunca se va a romper en monóxido y oxígeno 00:06:26
y va a empezar a liberar oxígeno. 00:06:29
Es absurdo. 00:06:30
La tenemos que forzar nosotros. 00:06:31
Aquí vamos a tener que darle calor. 00:06:33
Esta reacción es endotérmica 00:06:35
y tenemos que darle 283 kJ por cada mol 00:06:37
que queramos que reaccione de dióxido de carbono. 00:06:40
¿Vale? 00:06:45
Entonces, ¿esto de dónde sale? 00:06:45
Pues es la entalpía de formación del monóxido 00:06:47
más cero, que es la del oxígeno, 00:06:50
menos la entalpía de reacción del dióxido de carbono, 00:06:53
que es el menos 393 de antes. 00:06:56
Ahora, ¿qué pasa si las sumamos? 00:06:59
Pues si las sumamos, lo que tenemos es que podemos conseguir cuánto calor emite la combustión parcial del carbono, 00:07:01
es decir, una combustión ineficaz, para conseguir solo monóxido de carbono. 00:07:08
Si solo queremos conseguir monóxido de carbono, esta reacción química solo emite, 00:07:12
emite menos que la combustión eficaz, como podéis ver. 00:07:16
La combustión eficaz del carbono para dar dióxido de carbono emitiría 393 kJ, 00:07:19
mientras que la combustión ineficaz para producir solo monóxido 00:07:24
emitiría unos 110 kJ por cada mol de carbón que quemáramos. 00:07:28
Donde la entalpía final, como veis, es la suma, ¿verdad?, de las anteriores 00:07:32
ya que la reacción final también es la suma de las predecesoras. 00:07:36
Sumas esta reacción química más esta reacción química te da esta 00:07:39
porque carbono más oxígeno más dióxido más monóxido 00:07:41
para dar dióxido de carbono más el oxígeno más el monóxido. 00:07:45
Entonces, tú pones estos tres a la izquierda y pones estos tres a la derecha 00:07:50
El oxígeno se te va con el oxígeno, evidentemente, y el dióxido se va con el dióxido. 00:07:55
Los que sobreviven es el carbono y el oxígeno para dar monóxido, que son los que se quedan aquí. 00:08:00
Fijaos, el dióxido de carbono está a la izquierda y está a la derecha, así que en la suma no aparece. 00:08:04
El carbono está aquí y aquí se queda. 00:08:10
Aquí tienes un oxígeno y al otro lado tienes medio. 00:08:13
Aquí lo que ocurre es que sobrevive medio, este le quitamos y sobrevive medio oxígeno aquí. 00:08:15
Y este monóxido es este monóxido que ha sobrevivido también. 00:08:21
Como veis, la suma de estas dos reacciones químicas da esta reacción química. 00:08:24
Por lo tanto, la entalpía de esta reacción, el calor emitido por esta reacción, 00:08:28
es la suma de estas dos entalpías, de estas dos reacciones parciales. 00:08:31
Menos 393 más 283, te queda menos 110. 00:08:35
Esto es lo que dice la ley de Hex. 00:08:39
Que una reacción, ¿vale? 00:08:40
Se puede escribir como suma de reacciones parciales 00:08:43
y la entalpía de esa reacción es la suma de esas entalpías de las reacciones parciales. 00:08:46
Entonces vamos a ver un ejemplo muy sencillo, no de ley de Hess, pero de cálculos de entalpías de combustión, de la combustión en concreto del propano, 00:08:51
sabiendo las entalpías de formación del dióxido de carbono, del agua y del propio propano. 00:09:04
Entonces tú quemas propano, si quemas propano necesitas oxígeno y produce dióxido de carbono y vapor de agua. 00:09:08
Aquí la reacción química ya está ajustada. Genial. 00:09:15
Sabemos que este, menos 394, es la entalpía de formación del dióxido de carbono. 00:09:18
Este, menos 286, es la entalpía de formación del agua. 00:09:25
Y este, menos 184, es la entalpía de formación del propano. 00:09:29
Y la entalpía de formación del oxígeno es cero porque es un elemento. 00:09:34
Entonces, ¿cuánto calor emite esta reacción química? 00:09:36
¿Cuánto calor se emite al quemar un mol, por ejemplo, de propano? 00:09:39
Bueno, pues por mol, lo que hacemos es, para calcular la entalpía de la reacción de esta reacción de quemar un mol de propano es 3, este coeficiente, por, porque son los moles, ¿verdad?, en general, por los 394 del dióxido de carbono más 4 por la entalpía de formación del agua, que es menos 286, y estos serían los productos. 00:09:43
la entalpía de formación de los productos 00:10:07
menos la entalpía de formación de los reactivos 00:10:10
que sería 1, ¿vale? 00:10:13
porque aquí hay un 1, que no se ve 00:10:14
un 1 por la del propano 00:10:16
más 5, pero por 0 00:10:18
porque 0 es la entalpía de formación de una sustancia pura 00:10:20
como es el oxígeno 00:10:23
si hacemos esta cuenta, ¿vale? 00:10:24
lo que nos queda es menos 2140 kJ por mol 00:10:26
es decir, que por cada mol que quemamos de propano 00:10:30
se emiten 2140 kJ 00:10:33
¿Vale? ¿Qué pasa si queremos quemar un litro de propano en condiciones estándar? 00:10:37
Pues utilizamos la ecuación de los gases ideales. 00:10:42
Tenemos un litro de propano, es un litro de gas en condiciones estándar, ¿verdad? 00:10:44
A leches. Eso aparte no lo tengo hecho. 00:10:49
Pues un litro, con la ecuación de los gases ideales, calcularíamos los moles, ¿vale? 00:10:53
P por V es igual a N por R por T, así que el número de moles es P por V partido por R por T. 00:10:58
la N por lo tanto es 00:11:02
la presión que es 1 por 00:11:05
el volumen que es 1 litro partido por la R 00:11:06
que es 0,082 y partido por la temperatura 00:11:09
que es 25 grados centígrados que son 00:11:11
298 Kelvin, eso 00:11:12
son los moles que es 1 litro de propano 00:11:14
en estas condiciones, lo multiplicáis por esto 00:11:17
y te quedan los kilojulios, ya no por mol 00:11:19
sino para 1 litro 00:11:21
vale, siento no tenerlo hecho, pensaba que lo tenía aquí 00:11:23
no pasa nada 00:11:25
vamos a pasar a otro ejemplo 00:11:26
calcula la entalpía de la formación 00:11:28
en este caso no es la entalpía de la reacción 00:11:31
quieren que calcule la entalpía de formación del ácido etanoico 00:11:34
el que aparece en el acético, el que aparece en el vinagre 00:11:37
sabiendo que las entalpías de formación del dióxido de carbono y del agua 00:11:39
son las mismas del ejercicio anterior 00:11:43
y que además la entalpía de combustión del ácido es menos 870 00:11:45
ahora lo que tienen es la entalpía de la reacción 00:11:48
y lo que quieren es calcular la entalpía de formación del ácido etanoico 00:11:51
igual que antes 00:11:54
tenemos el ácido etanoico o acético 00:11:56
el que está en el vinagre, que es esta fórmula 00:11:58
se quema con oxígeno y produce dióxido de carbono y vapor de agua. 00:12:00
La entalpía de la reacción es la suma de las entalpías de los productos 00:12:04
menos la suma de las entalpías de los reactivos, como hemos visto antes. 00:12:07
Esta fórmula, ¿vale? 00:12:10
Por cierto, el cerito significa condiciones estándar. 00:12:11
Una atmósfera de 25 grados centígrados. 00:12:14
La entalpía de la reacción, como digo, que nos la dan, 00:12:17
es la entalpía de los productos, que también nos las dan, 00:12:20
son la del dióxido de carbono y la del agua, 00:12:24
menos la entalpía de deformación de los reactivos, 00:12:26
La del oxígeno es cero y la del acético es la incógnita que está aquí. 00:12:28
Si construimos esta ecuación justo debajo, menos 870 es la entalpía de la reacción, lo decía el enunciado, 00:12:33
es 2 por la del dióxido de carbono más 2 por la del agua, 00:12:39
esto ya serían los reactivos, perdón, los productos, los productos, ¿vale? 00:12:45
Y le restamos el acético menos cero, ¿vale? 00:12:52
esto es por el agua líquida, ni caso 00:12:57
el caso es que 00:12:59
de aquí despejamos la entalpía de formación del acético 00:13:02
¿vale? simplemente pasamos esto para allá 00:13:04
multiplicando, restando, no 00:13:06
queda restando, pasaría sumando, esto está 00:13:08
restando, pasaría sumando y esto se queda 00:13:10
negativo ¿vale? así que cuidado 00:13:12
al final te queda menos 569,8 00:13:13
kilojulios por mol que te lo dejo probar 00:13:16
otro ejemplo 00:13:18
al reaccionar a 25 grados 00:13:22
centígrados ¿vale? al reaccionar a 25 grados 00:13:25
centígrados amoníaco con metano 00:13:27
se obtiene hidrógeno y cianuro de hidrógeno 00:13:29
el cianuro de hidrógeno también se conoce como ácido cianídrico 00:13:31
HFN, es una sustancia 00:13:33
un líquido de color azul 00:13:35
muy interesante 00:13:37
determina el calor de la reacción 00:13:38
a presión constante y calcula el calor absorbido 00:13:41
o desprendido de la formación de 5 gramos 00:13:43
de cianuro de hidrógeno, ácido cianídrico 00:13:44
o sea, vamos a ver 00:13:46
si averiguamos 00:13:49
si formar 00:13:49
construir, componer 00:13:52
5 gramos de cianuro de hidrógeno 00:13:55
nos va a costar energía 00:13:57
o nos va a dar energía, ¿vale? 00:13:58
La formación de 5 gramos de cianuro de hidrógeno, 00:14:00
¿cuánta energía tenemos que darle o cuánta energía va a emitir? 00:14:03
La reacción química, el amoníaco con el metano, 00:14:06
el amoníaco con el metano reacciona para dar hidrógeno y ácido cianídrico, 00:14:10
cianuro de hidrógeno. 00:14:13
Entonces, sabemos que la entalpía de la reacción 00:14:14
es la entalpía de los productos, hidrógeno y ácido cianídrico, 00:14:16
por cierto, el hidrógeno es cero porque es un elemento, 00:14:20
menos las de los reactivos, amoníaco y metano, 00:14:23
que nos las dan, claro. 00:14:27
Aquí no están, pero vamos, hay tablas con esos datos, ¿vale? 00:14:28
Nos darían las entalpías de los reactivos y nos darían también la entalpía del ácido cianhídrico. 00:14:32
Entonces, ¿cuál es la entalpía de la reacción? 00:14:44
Pues la del ácido cianhídrico, 135, más tres veces la del hidrógeno, que es cero porque es un elemento, 00:14:46
menos la de los reactivos, que es 46 del amoníaco y 34 del metano, ¿vale? 00:14:56
Esto se puede buscar en tablas, son datos, ¿vale? 00:15:04
Entonces al final te queda que la variación de entalpía de la reacción de formación del ácido cianídrico, 00:15:06
¿verdad?, de esta reacción química en la cual se forma ácido cianídrico, 00:15:11
te queda 256,1 kilojulios por mol. 00:15:15
¿Eso qué significa? 00:15:17
Que para formar un mol de ácido cianídrico, de HCN, de cianuro hidrógeno, 00:15:18
necesitas aplicar, aportar 256 kilojulios 00:15:22
¿por qué? porque ha salido positiva 00:15:26
entonces la reacción es endotérmica y tienes que meterle calor 00:15:27
bien, nos están hablando en el enunciado de 5 gramos de cianurohidrógeno 00:15:30
bueno, pues 5 gramos de cianurohidrógeno 00:15:35
¿cuántos moles son? pues 5 gramos 00:15:37
partido por la masa molecular que es 27 00:15:41
porque es 1 del hidrógeno más 00:15:44
12 del carbono más 14 del nitrógeno 00:15:46
1 más 12, 13. 13 más 14, 27. 5 partido por 27 te queda 0,185 moles de cianuro de hidrógeno que, si lo multiplicas por los kilojulios por mol, te queda que fabricar 5 gramos de cianuro de hidrógeno te cuesta 47,4 kilojulios. 00:15:49
directamente trabajamos, como veis, en kilojulios, en miles de julios 00:16:09
porque es que el julio es una unidad muy canija, muy canija 00:16:14
entonces por eso trabajamos en kilojulios, en miles de julios 00:16:16
serían 47.400 julios 00:16:19
otro ejemplo más 00:16:21
si la entalpía de combustión del metanol, del alcohol metílico 00:16:24
es de menos 762 kilojulios mol 00:16:28
es decir, es muy exotérmica, claro 00:16:31
quemamos alcohol, alcohol metílico 00:16:34
si quemamos metanol, evidentemente emite calor 00:16:36
o sea, una llama 00:16:39
y emites 762 kilojulios por cada mol que quemas de metanol. 00:16:40
Calcula la masa de metanol necesaria para conseguir un millón de kilojulios, 00:16:45
el volumen de aire necesario y el volumen de dióxido de carbono desprendido. 00:16:49
Es un problema muy completo de reacción química. 00:16:53
Necesitamos saber que el aire contiene un 21% de oxígeno, ¿verdad? 00:16:55
Porque te preguntan el aire necesario, pero lo que reacciona no es el aire, es el oxígeno solo. 00:17:02
La reacción transcurre a 710 milimetros de mercurio y a 15 grados centígrados 00:17:06
Un problema muy, muy completo 00:17:11
Lo primero que hacemos 00:17:13
¿Cuál es la variación de entalpía de combustión del metanol? 00:17:14
Menos 762 kilojulios por mol, ¿vale? 00:17:17
Esto es un dato 00:17:20
Entonces, no queremos 762 kilojulios 00:17:21
Perdón, queremos un millón de kilojulios 00:17:27
Vale, ¿cuánto metanol hay que quemar? 00:17:31
Pues vamos a verlo 00:17:32
Ese millón de kilojulios 00:17:33
Si lo dividimos entre 762 kilojulios por mol, te quedan los moles necesarios, ¿vale? Y esos moles necesarios, si a su vez lo multiplicas por 30 gramos, que pesa cada mol de metanol, ¿verdad? 30 gramos, porque el metanol, ¿verdad? Es este, CH3OH, 14, perdón, 12 del carbono más 3, más 4 hidrógenos, serían 16, más 16 del oxígeno, ¿vale? 00:17:35
A ver, me parece que me he equivocado, que no es 30. A ver, 12 y 16 son 28 y 2 es 30, son 32. En lugar de 30 es 32, perdón, me he equivocado. Pero bueno, 1310 por 30 por 32, pues da aproximadamente unos, van a hacer falta unos 42 kilogramos aproximadamente de metanol. 00:18:01
por otro lado, nos preguntan 00:18:20
volumen de aire necesario 00:18:23
pues es muy fácil 00:18:24
¿cuántos moles de oxígeno hacen falta? 00:18:26
pues si tienes que hacen falta 00:18:29
1310 moles 00:18:31
¿verdad? de metanol, ¿cuántos hacen falta 00:18:32
de oxígeno? pues miramos la reacción química 00:18:35
¿verdad? sabemos que por cada 2 moles 00:18:37
de metanol hacen falta 3 moles 00:18:39
de oxígeno, así que van a hacer falta, para 1310 00:18:41
van a hacer falta 00:18:43
1965 moles de oxígeno 00:18:44
1975 moles de oxígeno 00:18:46
puro para quemar los 1.310 moles de metanol. Bien, pero en el aire no tenemos oxígeno 00:18:49
puro, lo que tenemos es aire. Tenemos que calcular el volumen de aire, creo que nos 00:18:55
preguntan. Primero, estos moles de oxígeno, ¿cuánto volumen ocupan? Pues utilizamos 00:18:58
la ecuación de los gases hidrales, el volumen de oxígeno es el número de moles de oxígeno 00:19:03
por R, 0,082 por la temperatura y partido por la presión. La temperatura, pues nos 00:19:06
han dicho 15 grados centígrados, 288 Kelvin. 710 milímetros de mercurio, 710 milímetros 00:19:11
de mercurio hay que pasarlo a atmósferas. 760 milímetros de mercurio es una atmósfera. 00:19:19
Lo que hacemos es dividir 710 entre 760 y nos quedan 0,934 atmósferas. De ahí sacamos 00:19:25
que el volumen necesario de oxígeno para esta combustión son unos 49.700 litros. Sabiendo 00:19:32
que el aire contiene un 21% de volumen de oxígeno, 00:19:39
si esto es el 21%, ¿cuánto es el 100%? 00:19:45
Pues unos 236.000 litros de aire, 00:19:48
es decir, unos 236-237 metros cúbicos de aire 00:19:53
que contienen estos 49.700 litros de oxígeno. 00:19:57
Es un problema, como veis, muy completo 00:20:01
porque hay que saber de entalpías 00:20:03
y hay que manejarse con la ecuación de los gases ideales 00:20:04
para calcular el volumen de aire 00:20:07
y para terminar nos piden el volumen de dióxido de carbono desprendido, 00:20:08
como una reacción química cualquiera. 00:20:11
El volumen de dióxido de carbono desprendido, pues, es muy fácil, ¿verdad? 00:20:13
Porque los moles son los mismos, ¿de acuerdo? 00:20:17
Entonces, como son los mismos moles que de... 00:20:20
Perdón, como son los mismos moles de metano, 00:20:24
los 1.310 moles, ¿verdad? 00:20:26
Porque tienen el mismo coeficiente estequiométrico, aquí hay un 2, aquí hay un 2. 00:20:28
Entonces, se emiten 1.310 moles de dióxido de carbono. 00:20:30
esos 1.310 moles de dióxido de carbono 00:20:34
¿verdad? utilizamos la ecuación de los gasidiales otra vez 00:20:38
y nos salen aproximadamente unos 33.000 litros 00:20:40
unos 33 metros cúbicos de dióxido de carbono 00:20:42
otro ejemplo más 00:20:45
otro ejemplo más de entalpías 00:20:49
calcula la entalpía de formación del benceno líquido 00:20:52
a partir de las entalpías de formación del dióxido de carbono 00:20:54
y del agua líquida 00:20:57
que nos las dan 00:20:58
sabiendo también que la entalpía de combustión del benceno líquido es 00:20:59
de menos 310 kilojulios por mol 00:21:02
genial 00:21:04
De nuevo nos dan la entalpía de la combustión, la entalpía de los dos productos, agua y dióxido de carbono, 00:21:05
y tenemos que calcular la entalpía de formación del benceno líquido, como ya sabemos. 00:21:13
La entalpía de la reacción es esta, o sea, perdón, la reacción química es esta. 00:21:19
El benceno, C6H6, se quema con oxígeno para dar dióxido de carbono y vapor de agua. 00:21:22
Bueno, la variación de entalpía, ¿vale?, de la combustión del benceno, que la sabemos, ¿vale?, 00:21:27
Es, que es, por cierto, aquí está, menos 3.270. Esa, esa combustión, esta, esto es menos 3.270, ¿verdad? Esta es menos 3.270, esto es menos 3.270, y es 6 por la del agua más 3 por la del dióxido de carbono, no, esto es un 12, perdón, que me he equivocado. 00:21:33
Esto es un 12, ¿vale? Y menos, esta es 0, y menos dos veces la entalpía de formación del benceno. 00:21:58
Entonces, al 3.270 le restamos este y este, ¿vale? Y te quedan unos 51 kilojulios por mol, que sería la entalpía de formación del benceno. 00:22:10
Como veis, siempre, siempre, siempre es la misma fórmula, todo el rato, todo el rato la fórmula es esta. 00:22:20
En todos los ejercicios de entalpías la fórmula es esta. 00:22:28
La entalpía de la reacción, ¿qué es? 00:22:32
La entalpía de los productos menos la entalpía de los reactivos. 00:22:34
Entonces, la incógnita puede ser la entalpía de la reacción 00:22:38
o puede ser la entalpía de formación de uno de los productos o de uno de los reactivos. 00:22:40
Como sólo es una ecuación y es de primer grado, sólo puede tener una incógnita. 00:22:45
Espero que estos ejemplos hayan quedado más o menos claros. 00:22:51
Más o menos. 00:22:55
Si tenéis dudas me preguntáis en el foro. 00:22:57
recordad que todo se hace con esa fórmula 00:22:59
me gustaría, ¿vale? que repasarais estos ejemplos 00:23:01
pausando el vídeo 00:23:05
y que intentárais hacer por vosotros mismos esta tarea 00:23:07
¿vale? este ejercicio 00:23:11
que luego pondré, luego se hubiera resuelto, claro 00:23:12
este ejercicio es importante 00:23:15
es la combustión de la gasolina 00:23:17
en concreto uno de sus componentes que es el octano 00:23:19
la gasolina en realidad es una mezcla de octano y heptano 00:23:21
el octano en particular, ¿vale? 00:23:24
es C8H18, octano 00:23:27
Se quema con oxígeno para dar vapor de agua y dióxido de carbono. 00:23:29
Es una reacción muy exotérmica. 00:23:33
Bien, queremos calcular el calor desprendido a la combustión de 60 litros de gasolina. 00:23:34
Queremos quemar 60 litros de octano y saber cuánto calor nos da esa reacción química. 00:23:41
Nos dan la entalpía de formación del octano, 00:23:46
la entalpía de formación del dióxido de carbono, anídrido carbónico, 00:23:48
y la entalpía de formación del agua. 00:23:51
¿Vale? Entonces, ¿cuál es la entalpía de la reacción? 00:23:53
pues será 18 por la entalpía de formación del agua 00:23:56
más 16 por la entalpía de formación del anidrido carbónico 00:24:02
menos 2 por la entalpía de formación del octano 00:24:06
y menos también 25 por la entalpía de formación del oxígeno 00:24:10
pero esta es cero, ¿vale? 00:24:15
porque es un elemento. 00:24:16
Ese número es la entalpía de la reacción 00:24:17
por mol quemado de octano, ¿verdad? 00:24:22
Vale, pues ahora, cuidado, ¿vale? 00:24:28
Ahora cuidado, porque si eso es así, 00:24:31
ahora lo que toca es estos 60 litros de octano, ¿vale? 00:24:34
Como tenemos la densidad, lo pasamos a gramos, ¿vale? 00:24:40
Estos litros los multiplicamos por, 00:24:44
cuidado que los litros habría que pasarlos a mililitros, 00:24:46
los pasas a mililitros, los multiplicas por la densidad 00:24:48
y ya tienes los gramos que pesan esos litros de octano. 00:24:50
Lo divides entre la masa molecular del octano y ya tienes los moles de octano. 00:24:54
Esos moles de octano por el calor que has calculado de la reacción 00:24:59
es el calor emitido en esta reacción química al quemar esos 60 litros. 00:25:02
Esta tarea quiero que me la entreguéis a través del aula virtual. 00:25:09
Crearé una tarea específicamente para esta tarea, para este ejercicio. 00:25:13
buscad la tarea que voy a publicar 00:25:17
a continuación de estos dos vídeos 00:25:19
y os dejaré pues esta semana 00:25:21
para hacerlo como mucho 00:25:23
espero que no os den problemas, intentadlo 00:25:24
y me entregáis algo, lo podéis entregar 00:25:27
o bien haciéndolo en el 00:25:29
cuaderno y luego sacando y subiendo una foto 00:25:31
o bien pasándolo a ordenador 00:25:33
y pasándolo a PDF 00:25:35
y me subís un archivo, lo que queráis, ¿vale? 00:25:37
chicos, espero que 00:25:40
haya sido lo más claro posible 00:25:41
y que se hayan entendido 00:25:42
estos ejemplos y que seáis capaces 00:25:44
todos de hacerme esta tarea, ¿de acuerdo? 00:25:47
Venga, nos vemos. Un abrazo a todos. 00:25:50
Idioma/s:
es
Autor/es:
Jorge García García
Subido por:
Jorge G.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
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114
Fecha:
13 de octubre de 2020 - 17:20
Visibilidad:
URL
Centro:
IES JORGE GUILLÉN
Duración:
25′ 53″
Relación de aspecto:
1.37:1
Resolución:
1000x732 píxeles
Tamaño:
248.40 MBytes

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