Entalpía de formación de la acetona a partir de entalpías de combustión (6190)

, por F_y_Q

a) Calcula la \Delta H_f^o de la acetona líquida a partir de las siguientes reacciones de combustión y sus respectivas entalpías:

\ce{C3H6O(l) + 4O2(g) -> 3CO2(g) + 3H2O(l)}\ \ \ \Delta H_C^o(1) = -1\ 784.0\ \textstyle{kJ\over mol}

\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}\ \ \ \Delta H_C^o(2) = -393.3\ \textstyle{kJ\over mol}

\ce{H2(g) + \textstyle{1\over 2} O2(g) -> H2O(l)}\ \ \ \Delta H_C^o(3) = -285.5\ \textstyle{kJ\over mol}

b) ¿Por qué puedes utilizar las entalpías de combustión para calcular la entalpía de formación de la acetona? ¿Qué ley estás aplicando para realizar este cálculo?

P.-S.

a) Debes combinar las reacciones de combustión que te dan en el enunciado hasta obtener la reacción de formación de la acetona:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{3C(s) + 3H2(g) + \textstyle{1\over 2}O2(g) -> C3H6O(l)}}}

La entalpía de formación la calculas operando con las entalpías de combustión del mismo modo que con las reacciones:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{\Delta H_f^o = -\Delta H_C^o(1) + 3\Delta H_C^o(2) + 3\Delta H_C^o(3)}}

Sustituyes los valores del enunciado y calculas:

\Delta H_f^0 = [1\ 784 + 3(- 393.3) + 3(- 285.5)]\ \textstyle{kJ\over mol}= \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{-252.4\ \frac{kJ}{mol}}}}


b) Las entalpías son funciones de estado y por eso se pueden usar para calcular la entalpía de formación. Estás aplicando la ley de Hess.

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.