Preguntas y problemas
La naturaleza de la energía y tipos de energía
Preguntas de repaso
6.1 Defina y proporcione un ejemplo de cada uno de los siguientes términos: energía térmica, energía química, energía potencial, energía cinética, ley de la conservación de la energía.
6.2 ¿Cuáles son las unidades de energía utilizadas comúnmente en química?
6.3 Un camión que viaja a 60 kilómetros por hora se detiene por completo ante una señal de tránsito. ¿Este cambio en la velocidad viola la ley de la conservación de la energía? Explique.
6.4 Describa la conversión de energía que ocurre en los siguientes procesos: a) Lanzar una pelota al aire y atraparla. b ) Encender una linterna. c) Subir a una montaña y bajarla esquiando. d) Encender un cerillo y dejarlo quemarse.
Cambios de energía en las reacciones químicas
Preguntas de repaso
6.5 Qué es calor? ¿Cuál es la diferencia entre calor y energía térmica? ¿En qué condiciones se transfiere el calor de un sistema a otro?
6.6 Explique los siguientes términos: termoquímica, sistema, alrededores, sistema abierto, sistema cerrado, sistema aislado, proceso exotérmico, proceso endotérmico.
6.7 La estequiometría se basa en la ley de la conservación de la masa. ¿En cuál ley se basa la termoquímica?
6.8 Describa dos procesos exotérmicos y dos endotérmicos.
Entalpía
Preguntas de repaso
6.9 Escriba una expresión para la entalpía de una reacción en función de las entalpías de reactivos y productos. ¿En qué condiciones el calor de una reacción es igual al cambio de entalpía de la reacción? 6.10 A1 escribir las ecuaciones termoquímicas, ¿por qué es importante indicar el estado físico (es decir, gaseoso, líquido, sólido o acuoso) de cada sustancia?
6.11 Explique la siguiente ecuación termoquímica:
4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H20(g) ∆H = -905 J 6.12 Considere la siguiente reacción:
2CH3OH(l) + 3O2(g) → 4H2O(l) + 2C02(g) ∆H = -1452 J
¿Cuál es el valor de ∆H si a) la ecuación se multiplica por 2, b ) se invierte la dirección de la reacción de manera que los productos se convierten en reactivos y viceversa, c) se forma vapor de agua como producto en lugar de agua líquida?
Calorimetría
Preguntas de repaso
6.13 ¿Cuál es la diferencia entre calor específico y capacidad calorífica? ¿Cuáles son las unidades de estas dos cantidades? ¿Cuál es la propiedad intensiva y cuál la extensiva?
6.14 Considere dos metales A y B, cada uno con una masa de 100 g y ambos a una temperatura inicial de 20°C. El calor específico de A es mayor que el de B. En las mismas condiciones de calentamiento, ¿cuál metal requiere más tiempo para alcanzar una temperatura de 21 °C?
6.15 Defina. calorimetría y describa dos calorímetros de uso común.
6.16 En una medición calorimétrica, ¿por qué es importante conocer la capacidad calorífica del calorímetro?
Problemas
6.17 Un trozo de plata con una masa de 362 g tiene una capacidad calorífica de 85.7 J/°C. ¿Cuál es el calor específico de la plata?
6.18 Un trozo de 6.22 kg de cobre metálico se calienta desde 20.5°C hasta 324.3°C. Calcule el calor absorbido (en kJ) por el metal.
6.19 Calcule la cantidad de calor liberado (en kJ) por 366 g de mercurio cuando se enfría desde 77.0°C hasta 12.0°C.
de la combinación de los dos metales? Suponga que no hay pérdida de calor hacia los alrededores.
(Sugerencia: El calor ganado por el oro debe ser igual al calor perdido por el hierro.)
6.21 Una muestra de 0.1375 g de magnesio sólido se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante que tiene una capacidad calorífica de 1 769 J/°C. El calorímetro contiene exactamente 300 g de agua y el aumento de la temperatura es de (.126°C. Calcule el calor liberado por la combustión del Ma, en kJ/g y en kJ/mol.
6.22 Una muestra de 2.00 X 102 mL de HCl 0.862 M se mezcla con 2.00 X 102 mL de Ba(OH), 0.431 M en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de 453J/°C. La temperatura
inicial de las disoluciones de HCI y Ba(OH)z es la misma, 20.48°C. Para el proceso H+ (ac) + OH- (ac) → H2O (l)
el calor de neutralización es -56.2 kJ. ¿Cuál es la temperatura final de la disolución mezclada?
Entalpía estándar de formación y de reacción
Preguntas de repaso
6.23 ¿Cuál es el significado de la condición de estado estándar?
6.24 ¿Cómo se determina el valor de la entalpía estándar de un elemento y de un compuesto? 6.25 ¿Cuál es el significado de entalpía estándar de reacción?
6.26 Escriba la ecuación para calcular la entalpía de una reacción. Defina todos los términos.
6.27 Enuncie la ley de Hess. Explique, con un ejemplo, la utilidad de la ley de Hess en termoquímica. 6.28 Describa cómo utilizan los químicos la ley de Hess para determinar el valor de AH," de un
compuesto midiendo su calor (entalpía) de combustión.
Problemas
6.29 ¿Cuál de los siguientes valores de entalpía estándar de formación es diferente de cero a 25°C? Na(s), Ne(g), CH4(g), S8(s). Hg(1), H(g).
6.30 Los valores de 0
f H
∆ de los dos alótropos del oxígeno, O2 y O3, son 0 y 142.2 kJ/mol, respectivamente, a 25°C. ¿Cuál es la forma más estable a esta temperatura?
6.31 ¿Cuál cantidad negativa es mayor a 25°C: 0
f H
∆ para H2O(l) o 0 f H
∆ para H2O(g)?
6.32 Prediga el valor de 0
f H
∆ (mayor que, menor que o igual a cero) para los siguientes pares d elementos a 25°C: a) Br2(g); Br2(1), b) I2(g); I2(s)
6.33 En general, los compuestos con valores negativos de 0
f H
∆ son más estables que aquéllos con
valores de 0
f
H
∆
positivos. El H2O2(l) tiene un valor negativo de 0 fH
∆
(véase tabla 6.3). ¿Por qué, entonces, el H2O2(l) tiene tendencia a descomponerse en H2O(l) y O2(g)?6.34 Sugiera algunas formas (con las ecuaciones apropiadas) que permitan medir los valores de 0
f H
∆
de Ag2O(s) y CaCl2(s) a partir de sus elementos. No es necesario hacer cálculos.
6.35 Calcule el calor de descomposición para el siguiente proceso a presión constante y 25°C: CaC03(s) → CaO(s) + CO2(g)
(Busque la entalpía estándar de formación de reactivos y productos en la tabla 6.3.)
6.36 La entalpía estándar de formación de iones en disoluciones acuosas se obtiene asignando, arbitrariamente, un valor de cero para los iones H+, es decir, 0
f H
∆ [H+(ac)] = 0. a) Para la siguiente reacción
HCl(g) → H+ (ac) + Cl-(ac) ∆H° = -74.9 kJ calcule 0
f H
∆ para los iones Cl-. b) Sabiendo que 0
f H
∆ para los iones OH- es -229.6 kJ, calcule la entalpía de neutralización cuando 1 mol de un ácido monoprótico fuerte (como el HCl) se titula con 1 mol de una base fuerte (como KOH) a 25°C.
6.37 Calcule el calor de combustión para cada una de las siguientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de formación que se encuentran en el apéndice 3:
a) 2H2(g) + O2(g) → 2H20(l)
b) 2C2H2(g) + SO2(g) → CO2(g) + 2H20 (l)
6.38 Calcule el calor de combustión para cada una de las siguientes reacciones, a partir de las entalpías estándar de formación que se encuentran en el apéndice 3.
6.39 Metanol, etanol y n-propanol son tres alcoholes comunes. Cuando se quema en el aire 1.00 g de cada uno de estos alcoholes se libera calor. El calor se libera de la siguiente manera: a) metano] (CH3OH), -22.6 kJ; b) etanol (C2H5OH), -29.7 kJ; c) n-propanol (C3H7OH), -33.4 kJ. Calcule el calor de combustión de estos alcoholes en kJ/mol.
6.40 El cambio de entalpía estándar para la siguiente reacción es 436.4 kJ: H2(g) → H(g) + H(g)
Calcule la entalpía estándar de formación del hidrógeno atómico (H). 6.41 A partir de las entalpías estándar de formación, calcule 0
reaccion H
∆ para la reacción C6H12 (l) + 9 O2(g) → 6CO2 (g) + 6H2O (1)
Para C6H12 (1), ∆H0f =-151.9 kJ/mol.
6.42El primer paso en la recuperación industrial del zinc, a partir del mineral sulfuro de zinc, es el proceso de tostado, es decir, la conversión de ZnS en ZnO por calentamiento:
2ZnS(s) + 3O2 (g) → 2ZnO(s) + 2SO2(g)
∆
H
reaccion0 = -879 kJ Calcule el calor liberado (en kJ) por gramo de ZnS tostado.6.43 Determine la cantidad de calor (en kJ) que se libera cuando se producen 1.26 X 104 g de amoniaco, de acuerdo con la ecuación
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 0 reaccion H
∆ =-92.6 kJ Suponga que la reacción se efectúa en condiciones estándar a 25°C.
6.44 A 850°C, el CaC03 se descompone en gran medida, produciendo Ca0 y CO2. Suponiendo que los valores de 0
f H
∆ de reactivos y productos son iguales a 850°C que a 25°C, calcule el cambio de entalpía (en kJ) si durante una reacción se producen 66.8 g de CO2
6.45 A partir de los siguientes datos
S(rómbico) + O2(g) → SO2(g) ∆Hreaccion0 = -296.06 kJ
S(monoclínico) + O2(g) → SO2(g) 0 reaccion
H
∆
= -296.36 kJ calcule el cambio de entalpía para la transformaciónS(rómbico) → S(monoclínico)
(El azufre monoclínico y el rómbico son diferentes formas alotrópicas del azufre elemental.) 6.46 A partir de los siguientes datos,
C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆Hreaccion0 = - 393.5 kJ
H2(g) + ;1/2 O2(g) → H2O(l) 0 reaccion
H
∆
=-285.8 kJ2C2H6(g) + 7O2(g) → 4COz(g) + 6H20(l) 0 reaccion H
∆ = -3 119.6 kJ calcule el cambio de entalpía para la reacción
2C(grafito) + 3H2(g) → C2H6(g) 6.47 De los siguientes calores de combustión,
CH3OH(l) + 3/2 O2 (g) → CO2(g) + 2H2O (l) ∆Hreaccion0 = -726.41CJ
C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
∆
H
reaccion0 = -393.5 kJ H2(g) + 1/2 O2 (g) → H20(l) 0reaccion H
∆ = -285.8 kJ
calcule la entalpía de formación del metanol (CH3OH) a partir de sus elementos: C(grafito) + 2H2(g) + 1/2 O2(g) → CH3OH(1) 6.48 Calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción
2A1(s) + Fe2O3 (s) → 2Fe(s) + AI2O3(s) sabiendo que
2Al (s) +3/O2 (g) → Al2O3 (s) 0 reaccion H
Calor de disolución y calor de dilución
Preguntas de repaso
6.49 Defina los siguientes términos: entalpía de disolución. hidratación, calor de hidratación, energía reticular y calor de dilución.
6.50 ¿Por qué la energía reticular de un sólido siempre es una cantidad positiva? ¿Porqué la hidratación de los iones siempre es una cantidad negativa?
6.51 Imagine dos compuestos iónicos, A y B. A tiene mayor valor de energía reticular que B. ¿Cuál de los dos compuestos es más estable?
6.52 El catión Mg2+ es más pequeño del ion Na+ y además tiene mayor carga positiva. ¿Cuál de las dos especies tiene mayor energía de hidratación (en kJ/mol). Sugiera una explicación.
6.53 Considere la disolución de un compuesto iónico, como el fluoruro de potasio, en agua. Descomponga el proceso en los siguientes pasos: separación de cationes y aniones en fase de vapor, y la hidratación de los iones en el medio acuoso. Analice los cambios de energía asociados con cada paso. ¿Cómo depende el calor de disolución del KF de las magnitudes relativas de estas dos cantidades? ¿En qué ley se basa la relación?
6.54 ¿Por qué es peligroso agregar agua a un ácido concentrado, como el ácido sulfúrico, durante el proceso de dilución'?
Primera ley de la termodinámica
Preguntas de repaso
6.55 ¿En qué ley de basa la primera ley de la termodinámica? Proporcione una explicación en relación con el convenio de los signos para la ecuación ∆E = q + w.
6.56 Explique el significado de función de estado. Proporcione dos ejemplos de cantidades que son funciones de estado y dos que no lo son.
6.57 La energía interna de un gas ideal sólo depende de su temperatura. Analice el siguiente proceso de acuerdo con la primera ley. Se deja que una muestra de un gas ideal se expanda a temperatura constante, contra la presión atmosférica. a) ¿El gas realiza un trabajo sobre sus alrededores? b) ¿Se produce intercambio de calor entre el sistema y los alrededores? De producirse, ¿en qué dirección? c) ¿Cuál es ∆E del gas para este proceso?
6.58 A presión constante, ¿en cuáles de las siguientes reacciones el sistema realiza trabajo sobre sus alrededores? ¿En cuáles lo realizan los alrededores sobre el sistema? ¿En cuáles no se realiza trabajo?
a) Hg(l) → Hg(g) b) 3O2(g) → 2O3 (g)
c) CuSO4 .5H2O(s) → CuSO4(s) + 5H2O(g) d) H2(g) + F2(g) → 2HF(g)
Problemas
6.59 Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrededores igual a 325 J. A1 mismo tiempo, absorbe 127 J de calor de sus alrededores. Calcule el cambio de energía del gas.
6.60 El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74 J. Como resultado, libera 26 J de calor hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas.
6.61 Calcule el trabajo realizado cuando se disuelven 50.0 g de estaño en un exceso de ácido a 1.00 atm y 25°C:
Sn(s) + 2H+(ac) → Sn2+(ac) + H2(g) Suponga un comportamiento de gas ideal.
6.62 Calcule el trabajo realizado, en joules, cuando se evapora 1.0 mol de agua a 1.0 atm y 100°C. Suponga que el volumen del agua líquida es despreciable comparado con el volumen del vapor a 100°C. Infiera un comportamiento de gas ideal.
Problemas adicionales
6.63 El convenio arbitrario de asignar el valor de entalpía cero para la forma más estable de cada elemento en el estado estándar de 25°C es una manera conveniente de manejar las entalpías de reacción. Explique por qué no puede aplicarse este convenio a las reacciones nucleares.
6.64 Considere las dos reacciones siguientes: A → 2B 0
reaccion H
∆ = ∆H1
A → C 0
reaccion H
∆ = ∆H1
6.65 El cambio de entalpía estándar 0
H
∆ para la descomposición térmica del nitrato de plata es +78.67 kJ, de acuerdo con la siguiente ecuación:
AgNO3(s) → AgNO2(s) + 1/2O2(g)
La entalpía estándar de formación del AgN03 (s) es -123.02 kJ/mol. Calcule la entalpía estándar de formación del AgNO2(s).
6.66 La hidrazina, N2H4, se descompone de acuerdo con la siguiente reacción: 3N2H4(l) → 4NH3(g) + N2(g)
a) Si la entalpía estándar de formación de la hidrazina es 50.42 kJ/mol, calcule 0
H
∆ para su descomposición. b) Tanto la hidrazina como el amoniaco se queman en oxígeno para producir H2O(l) y N2(g). Escriba ecuaciones balanceadas para cada uno de estos procesos y calcule ∆H0 para cada uno de ellos. Tomando corno base la masa (por kg), ¿cuál sería mejor combustible, la hidrazina o el amoniaco?
6.67 Considere la reacción
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(I) 0 reaccion H
∆ = -92.6 kJ
Si 2.0 moles de N2 reaccionan con 6.0 moles de H2 para formar NH3, calcule el trabajo realizado (en joules) contra una presión de 1.0 atm a 25°C. ¿Cuál es el ∆E para esta reacción? Suponga que la reacción es completa.
6.68 Considere la reacción
H2(g) + Cl2(g) → 2HC1(g) 0 reaccion
H
∆
= -184.6 kJSi 3 moles de H2 reaccionan con 3 moles de Cl2 para formar HCl, calcule el trabajo realizado (en joules) contra una presión de 1.0 atm a 25°C. ¿Cuál es el ∆E para esta reacción? Suponga que la reacción es completa.
6.69 En la fotosíntesis se produce glucosa, C6H12O6, y oxígeno a partir de dióxido de carbono y agua: 6C02 + 6H20 → C6H12O6 + 602
a) ¿Cómo se puede determinar experimentalmente el valor de 0
reaccion H
∆ para esta reacción? b)La radiación solar produce alrededor de 7.0 x 1014 kg de glucosa al año en la Tierra. ¿Cuál es el cambio de 0
H
∆ correspondiente?
6.70 Una muestra de 2.10 moles de ácido acético cristalino, inicialmente a 17.0°C, se deja fundir a 17.0°C y posteriormente se calienta a 118.1°C (su punto de ebullición normal) a 1.00 atm. La muestra se deja evaporar a 118.1°C y rápidamente se enfría a 17.0°C, cristalizándose de nuevo. Calcule 0
H
∆ para el proceso total descrito.
6.71 Calcule el trabajo realizado, en joules, por la reacción 2Na(s) + 2H2O (1) → 2NaOH(ac) + H2(g)
cuando 0.34 g de Na reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso a 0°C y 1.0 atm. 6.72 Se cuenta con los siguientes datos:
H2(g) → 2H(g)
∆
H
0 = 436.4 kJBr2(g) → 2Br(g) ∆H0 = 192.5 kJ
H2(g) + Br2(g) → 2HBr(g) ∆H0 = -72.4 kJ
Calcule 0
H
∆ para la reacción
H(g) + Br(g) → HBr(g)
6.73 El metano] (CH3OH) es un disolvente orgánico que también se utiliza como combustible en algunos motores de automóviles. Calcule la entalpía estándar para la formación del metanol, a partir de los siguientes datos:
2CH3OH(l) + 3O2(g) → 2C02(g) + 4H2O(l) ∆Hreaccion0 = -1 452.8 kJ
6.75 Una muestra de 1.00 mol de amoniaco a 14.0 atm y 25°C que se encuentra en un cilindro cerrado con un pistón móvil, se expande contra una presión externa constante de I .00 atm. Cuando alcanza el equilibrio, la presión y el volumen del gas son 1.00 atm y 23.5 L, respectivamente. a) Calcule la temperatura final de la muestra. b) Calcule q, w y ∆E para el proceso. El calor específico del amoniaco es 0.0258 J/g °C.
6.76 El "gas productor" (monóxido de carbono) se prepara haciendo pasar aire sobre coque calentado al rojo:
C ( s ) + 1 / 2 O2 ( g ) → C O ( g )
El gas de agua (mezcla de monóxido de carbono e hidrógeno) se prepara haciendo pasar vapor de agua sobre coque calentado al rojo:
C ( s ) + 1 / 2 O2 ( g ) → C O ( g )
Durante muchos años, tanto el gas productor como el gas de agua se utilizaron como combustibles industriales y domésticos. La producción de estos gases en gran escala se hacía de manera alterna, es decir, primero se obtenía gas productor, luego gas de agua y así sucesivamente. Utilizando un razonamiento termoquímico, explique por qué se eligió este procedimiento.
6.77 Compare el calor producido por la combustión completa de 1 mol de metano (CH4) con el calor producido por la combustión de un mol de gas de agua (0.50 moles de H2 y 0.50 moles de CO), en las mismas condiciones. A partir de su respuesta, ¿sería preferible utilizar metano en lugar de gas de agua como combustible? Sugiera otras dos razones que expliquen la preferencia del metano sobre el gas de agua como combustible.
6.78 La llamada economía del hidrógeno se basa en la producción del hidrógeno a partir de agua, utilizando la energía solar. El gas se quema posteriormente como combustible:
2H2(g) + O2(g) → 2H20(l)
La ventaja principal de utilizar hidrógeno como combustible es que no contamina. Una gran desventaja es que, al ser un gas, es más difícil de almacenar que los líquidos o sólidos. Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso, a 25°C y 1.00 atm, que se requiere para producir una cantidad de energía equivalente a la que se produce por la combustión de un galón de octano (C8H18). La densidad del octano es 2.66 kg/ gal y su entalpía estándar de formación es -249.9 kJ/mol. 6.79 Tanto el etanol (C2H5OH) como la gasolina (que se supone que está constituida en su totalidad por
octano, C8H18) se utilizan como combustibles para automóviles. Si la gasolina se vende a 1.20 dólares/gal, ¿cuál debe ser el precio del etanol para proporcionar la misma cantidad de calor por dólar? La densidad y 0
f H
∆ del octano son 0.7025 g/mL y -249.9 kJ/ mol, y los del etanol son 0.7894 g/mL y -277.0 kJ/mol, respectivamente. 1 gal = 3.785 L.
6.80 ¿Qué volumen de etano (C2H6), medido a 23.0°C y 752 mmHg, se requiere para calentar 855 g de agua desde 25.0°C hasta 98.0°C?
6.81 Si la energía se conserva, ¿cómo es posible que se presente una crisis energética? 6.82 El calor de evaporación de un líquido
evap H
∆ es la energía que se requiere para evaporar 1.00 g del líquido en su punto de ebullición. En un experimento, se colocaron 60.0 g de nitrógeno líquido (punto de ebullición -196°C) en un vaso desechable de espuma de poliuretano que contiene 2.00 X 10= g de agua a 55.3°C. Calcule el calor molar de evaporación del nitrógeno líquido si la temperatura final del agua es 41.0°C.
6.83 Explique por qué se experimenta una sensación de enfriamiento cuando se frota etanol sobre la piel, sabiendo que
C2H5OH(1) → C2H5OH (g) ∆H° = 42.2 kJ 6.84 ¿Para cuáles de las siguientes reacciones 0
reaccion H
∆ = 0
f H
∆
a) H2(g) + S(rómbico) → H2S(g) b) C(diamante) + O2(g) → CO2(g) c) H2(g ) + CuO(s) → H2O(l) + Cu(s) d) O (g) + O2(g)→ O3 (g)
6.85 Calcule el trabajo realizado (en joules) cuando se congela 1.0 mol de agua a 0°C y 1.0 atm. Los volúmenes de un mol de agua y de hielo son 0.0180 L y 0.0196 L, respectivamente.
6.86 Una muestra de 0.020 moles de un gas inicialmente con un volumen de 0.050 L a 20°C se expande a temperatura constante hasta un volumen de 0.50 L. Calcule el trabajo realizado (en joules) por el gas si se expande cr) contra el vacío y h) contra una presión constante de 0.20 atm. c) Si el gas del inciso b) se expande hasta que su presión se iguala a la presión externa, ¿cuál será su volumen final al detenerse la expansión y cuál será el trabajo realizado?
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ∆H° = -395.4 kJ
6.88 a) Para lograr una mayor eficiencia, el congelador de un refrigerador debe estar repleto de alimentos. ¿Cuál es la base termoquímica de esta recomendación? b) Empezando a la misma temperatura, el té y el café permanecen calientes durante más tiempo en un termo que una sopa de pasta en caldo de pollo. Sugiera una explicación.
6.89 Calcule el cambio de entalpía estándar para el proceso de fermentación. (Véase problema 3.66.) 6.90 Los esquiadores y la gente que realiza actividades a la intemperie en climas fríos, disponen de
ciertos hornos portátiles. La envoltura de papel del paquete, permeable al aire, contiene una mezcla de hierro en polvo, cloruro de sodio y otros componentes, todo humedecido con un poco de agua. La reacción exotérmica que produce el calor es muy común, esto es, la formación de herrumbre a partir del hierro:
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
Cuando se retira la envoltura de plástico, las moléculas de O2 penetran a través del papel, provocando el inicio de la reacción. Un recipiente común contiene 250 g de hierro para calentar las manos o los alimentos durante más de 4 horas. ¿Cuánto calor (en kJ) se produce por esta reacción? (Sugerencia: véanse los valores de 0
f H
∆ en el apéndice 3.)
6.91 Una persona come 0.50 libras de queso (lo que representa una energía de 4 000 kJ). Suponga que no almacena energía en su cuerpo. ¿Qué masa de agua (en gramos) es necesario que transpire para mantener su temperatura original? (Se necesitan 44.0 kJ para evaporar 1 mol de agua.) 6.92 Se calcula que el volumen total del océano Pacífico es de 7.2 X 108 km3. Una bomba atómica
mediana produce 1.03x1015 J de energía al hacer explosión. Calcule el número de bombas atómicas que se necesitan para liberar la cantidad suficiente de energía capaz de aumentar la temperatura del agua del océano Pacífico 1 °C.
6.93 Una muestra de 19.2 g de hielo seco (dióxido de carbono sólido) se deja sublimar (evaporar) en un aparato como el que se muestra en la figura 6.10. Calcule el trabajo de expansión realizado en contra de una presión externa constante de 0.995 atm y a una temperatura constante de 22°C. Suponga que el volumen inicial del hielo seco es despreciable y que el CO2 se comporta como un gas ideal.
6.94 La entalpía de combustión del ácido benzoico (C6H5COOH) por lo general se utiliza corno estándar para la calibración de bombas calorimétricas a volumen constante; su valor, determinado con exactitud, es de -3 226.7 kJ/mol. Cuando se queman 1.9862 g de ácido benzoico, la temperatura aumenta desde 21.84°C hasta 25.67°C. ¿Cuál es la capacidad calorífica del calorímetro? (Suponga que la cantidad de agua que rodea al calorímetro es exactamente de 2000 g.)
6.95 El término cal incluye óxido de calcio (CaO, también llamado cal viva) e hidróxido de calcio [Ca(OH)2, también llamado cal apagada]. Se utiliza en siderurgia para eliminar impurezas ácidas, en el control de la contaminación del aire para eliminar óxidos ácidos como el SO2 y en el tratamiento del agua. La cal viva se prepara industrialmente calentando piedra caliza (CaCO3) a una temperatura superior a 2 000°C:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H0 = 177.8 kJ La cal apagada se produce tratando la cal viva con agua:
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ∆H0= -65.2 kJ
La reacción exotérmica de la cal viva con el agua, así como los calores específicos tan bajos tanto de la cal viva (0.946 J/g °C) como de la cal apagada (1.20 J/g °C), hacen que sea peligroso almacenar y transportar la cal en recipientes de madera. Los barcos de vela hechos de madera, que transportan cal pueden incendiarse si accidentalmente el agua penetra en las bodegas. a) Si una muestra de 500 g de agua reacciona con una cantidad equimolar de CaO (ambos a una temperatura inicial de 25°C), ¿cuál es la temperatura final del producto Ca(OH)2? Suponga que el producto absorbe todo el calor liberado en la reacción. b)Conociendo que las entalpías estándar de formación de CaO y H2O son -635.6 kJ/mol y -285.8 kJ/mol, respectivamente, calcule la entalpía estándar para la formación de Ca(OH)2.
6.96 El óxido de calcio (CaO) se utiliza para eliminar el dióxido de azufre que se genera en las plantas de combustión de carbón:
2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g) → 2CaSO4(s)
Calcule el cambio de entalpía de este proceso si diariamente se eliminan 6.6 X 105 g de SO2. 6.97 La sal de Glauber, sulfato de sodio decahidratado (Na2SO4 . 10 H2O) tiene una transición de fase
(es decir, de fusión o de congelación) a una temperatura útil de 32°C:
Por esta razón, este compuesto se utiliza para regular la temperatura en los hogares. Se coloca en bolsas de plástico en el techo de una habitación. Durante el día, el proceso de fusión que es endotérmico absorbe calor de los alrededores, enfriando la habitación. Durante la noche, libera calor mientras se congela. Calcule la masa de sal de Glauber, en kilogramos, que se necesita para disminuir 8.2°C la temperatura del aire de una habitación a 1.0 atm. Las dimensiones de la habitación son 2.80 m x 10.6 m x 17.2 m, el calor específico del aire es 1.2 J/g - °C y la masa molar del aire puede tomarse como 29.0 g/mol.
6.98 Un globo de 16 m de diámetro se infla con helio a 18°C. a) Calcule la masa de He en el globo, suponiendo un comportamiento ideal, b) Calcule el trabajo realizado (en joules) durante el proceso de inflado si la presión atmosférica es de 98.7 kPa.
6.99 Se adiciona un exceso de zinc metálico a 50.0 mL de una disolución de AgN03 0.100 M en un calorímetro a presión constante como el que se muestra en la figura 6.7. Como resultado de la reacción
Zn(s) + 2Ag+(ac) → Zn2+ (ac) + 2Ag(s)
la temperatura se eleva de 19.25°C a 22.17°C. Si la capacidad calorífica del calorímetro es 98.6 J/°C, calcule el cambio de entalpía para la reacción anterior con una base molar. Suponga que la densidad y el calor específico de la disolución son las mismas que las del agua e ignore los calores específicos de los metales.
6.100 a) Una persona bebe cuatro vasos de agua fría (3.0°C) diariamente. El volumen de cada vaso es 2.5 X 102 mL. ¿Cuánto calor (en kJ) tiene que suministrar el cuerpo para elevar la temperatura del agua a 37°C, que es la temperatura corporal? b)¿Cuánto calor pierde el cuerpo si se ingieren 8.0 x 102 g de nieve a 0°C para quitar la sed? (La cantidad de calor necesario para fundir la nieve es 6.01 kJ/mol.)
6.101 Un manual para conductores establece que la distancia para detenerse se cuadriplica conforme se duplica la velocidad; es decir, si un automóvil con una velocidad de 25 millas por hora recorre 30 pies antes de detenerse, entonces un automóvil con una velocidad de 50 millas por hora recorrerá 120 pies antes de detenerse. Justifique esto utilizando la mecánica y la primera ley de la termodinámica. [Suponga que cuando un automóvil se detiene, su energía cinética ( 2
2 1
mu ) se convierte totalmente en calor.]
6.1112 La entalpía estándar de formación de HF(ac), a 25°C, es -320.1 kJ/mol; de OH-(ac) es -229.6 kJ/mol; de F-(ac) es -329.1 kJ/mol y de H2O(l) es -285.8 kJ/mol.
a) Calcule la entalpía estándar de neutralización de HF(ac): HF(ac) + OH-(ac) → F-(ac) + H2O(l)
b) Utilizando el valor de -56.2 kJ como el cambio de entalpía estándar para la reacción H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l)
calcule el cambio de entalpía estándar para la reacción
HF(ac) → H+(ac) + F-(ac)
6.103 ¿Por qué el frío, el aire húmedo y caliente, y el aire húmedo son más desagradables que el aire seco a la misma temperatura? (Los calores específicos del vapor de agua y del aire son aproximadamente 1.9 J/g °C y 1.0 J/g °C, respectivamente.)
6.104 A partir de la entalpía de formación del CO2 y de la siguiente información, calcule la entalpía estándar de formación del monóxido de carbono (CO).
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H° = -283.0 kJ
¿Por qué no es posible obtenerlo directamente, midiendo la entalpía de la siguiente reacción? C(grafito) + ½ O2(g) → CO(g)
6.105 Una persona que pesa 46 kg bebe aproximadamente 500 g de leche, que tiene un valor "calórico" aproximado de 3.0 kJ/g. Si sólo 17% de la energía de la leche se convierte en trabajo mecánico, ¿hasta qué altura (en metros) podrá subir dicha persona, basándose en esta cantidad de energía? [Sugerencia: el trabajo realizado durante el ascenso está dado por mgh, donde m es la masa (en kilogramos), g es la aceleración gravitacional (9.8 m/s') y h es la altura (en metros). 6.106 La altura de las cataratas de Niágara, hacia el lado de los Estados Unidos de América, es de 51
metros. a) Calcule la energía potencial de 1.0 g de agua en la parte alta de las cataratas en relación con el nivel del piso. b) ¿Cuál es la velocidad de caída del agua si toda la energía potencial se convierte en energía cinética? c) ¿Cuál sería el aumento en la temperatura del agua si toda la energía cinética se transformara en calor? (Consulte la sugerencia del problema anterior.)
me-tales. Verifique la ley para los metales que se encuentran en la tabla 6.1. La ley no se cumple para uno de los metales. ¿De cuál se trata? ¿Por qué?
6.108 Determine la entalpía estándar de formación del etanol (C2H5OH) a partir de su energía estándar de combustión (-1367.4 kJ/mol).
6.109 El acetileno (C2H2) y el benceno (C6H6) tienen la misma fórmula empírica. De hecho, es posible obtener benceno a partir de acetileno, como sigue:
3C2H2(g) → C6H6 (l)
Las entalpías de combustión para C2H2 y C6H6 son -1299,4 kJ/mol y -3 267.4 kJ/mol, respectivamente. Calcule la entalpía estándar de formación de C2H2 y de C6H6 y, con estos valores, el cambio de entalpía para la formación de C6H6 a partir de C2H2.
6.110 Se coloca un cubo de hielo a 0°C en un vaso desechable de espuma de poliuretano, que contiene 361 g de un refresco a 23°C. El calor específico del refresco es aproximadamente el mismo que el del agua. Después de que el hielo y el refresco alcanzan una temperatura de equilibrio de 0°C, permanece un poco de hielo. Determine la masa de hielo que se fundió. Ignore la capacidad calorífica del vaso desechable. (Sugerencia: se necesitan 334 J para fundir 1g de hielo a 0°C.)
6.111 Una compañía de gas de Massachusetts cobra 1.30 dólares por 15 ft3 de gas natural (CH4) medido a 20°C y 1.0 atm. Calcule el costo de calentar 200 mL de agua (suficiente para preparar una taza de café o té) desde 20 hasta 100°C. Suponga que sólo 50% del calor generado por la combustión se utiliza para calentar el agua, el resto se pierde en los alrededores.
6.112 Calcule la energía interna de un pequeño dirigible Goodyear lleno con helio gaseoso a 1.2 x 105 Pa. El volumen del dirigible es 5.5 x 103 m3. Si toda la energía se utiliza para calentar 10.0 ton de cobre a 21°C, calcule la temperatura final del metal. (Sugerencia: véase sección 5.7 como ayuda para calcular la energía interna de un gas. 1 ton = 9.072 X 105 g.)
6.113 En general, las reacciones de descomposición son endotérmicas, mientras que las reacciones de combinación son exotérmicas. Proporcione una explicación cualitativa para estas tendencias. 6.114 El acetileno (C2H2) se puede obtener por la reacción de carburo de calcio (CaC2) con agua. a)
Escriba una ecuación para la reacción. b) ¿Cuál es la cantidad máxima de calor (en joules) que se obtiene por la combustión de acetileno, empezando con 74.6 g de CaC2?
