Entalpía de reacción a partir de las energía de enlace y las entalpías de formación (266)

, por F_y_Q

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Calcula la entalpía estándar de la reacción:

\ce{CH4(g) + Cl2(g) -> CH3Cl(g) + HCl(g)}

a partir de:

a) Las energías de enlace.

b) Las entalpías de formación.

Datos:

Energías de enlace (kJ/mol): C-H = 414 ; Cl-Cl = 244 ; C-Cl = 330 ; H-Cl = 430

Entalpías de Formación (kJ/mol): \Delta H_f^0(\ce{CH4}) = -74.9 ; \Delta H_f^0(\ce{CH3Cl}) = -82 ; \Delta H_f^0(\ce{HCl}) = -92.3

P.-S.

a) A partir de las energías de enlace, la ecuación que debes usar para calcular la entalpía de reacción es:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{\Delta H_R^o = \sum E_{enl}(rotos) -\sum E_{enl}(formados)}}

Si sustituyes por el número de enlaces de cada tipo que se forman y rompen:

\Delta H_R^o = [4E_{C-H} + E_{Cl-Cl}] - [3E_{C-H} + E_{C-Cl} + E_{H-Cl}]

Puedes simplificar el número de enlaces C_H en la ecuación y calcular:

\Delta H_R^o = [(414 + 244) - (330 + 430)]\ \textstyle{kJ\over mol} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{-102\ \frac{kJ}{mol}}}}


b) La entalpía de reacción en función de las entalpías de formación sigue la ecuación:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{\Delta H_R^o = \sum n_p\cdot \Delta H_f^o(prod) - \sum n_r\cdot \Delta H_f^o(react)}}

Al sustituir por las entalpías de formación te queda:

\Delta H_R^o = \Delta H_f^o(\ce{CH2Cl}) + \Delta H_f^o(\ce{HCl}) - \Delta _f^o(\ce{CH4})

Recuerda que la entalpía de formación de un elemento, en su estado de agregación en las condiciones dadas, es cero. Como conoces los datos solo tienes que sustituir y calcular:

\Delta H_R^o = [-82 - 92.3 - (-74.9)]\ \textstyle{kJ\over mol} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{-99.4\ \frac{kJ}{mol}}}}

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