ENERGÍA INTERNA - PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
0
universo sistema medio
U
U
U
"Cuando un sistema recibe calor, una parte se gasta en realizar un trabajo de expansión, y el resto se almacena en forma de energía interna."
int ext
U
Q W
W
P
V
P
V
Proceso isócoro (V=cte) ∆U = QV
1) Indica si son verdaderas o falsas las siguientes proposiciones:
Un sistema gaseoso que toma calor del medio y además se comprime, nunca puede disminuir su energía interna..
Un sistema puede realizar un trabajo contra el exterior mayor que la energía en forma de calor que le suministramos, y además, aumenta su energía interna.
El calor no es una función de estado, porque depende de cómo el sistema haya evolucionado en un determinado proceso.
2) Un gas que toma energía del medio en forma de calor, se expansiona contra una presión
constante de 0,9 atm, desde un volumen inicial de 3 litros hasta un volumen final de 4,5 litros, y aumenta su energía interna en 312,4 J.¿Qué cantidad de calor ha recibido?
(SOL: Q = 450 J)
3) Halla la variación de energía interna para 1 mol de un gas que absorbe 150 J de calor y se
expande irreversiblemente, contra una presión de una atmósfera, desde un volumen inicial de 10 litros hasta un volumen final de 25 litros. (Dato: R = 8,31 J/mol·K = 0,082 atm·l/mol·K = 1,986 cal/mol·K)
CALOR ESPECÍFICO
El calor específico de una sustancia, equivale a la cantidad de energía que hay que suministrar por unidad de masa para elevar la temperatura del sistema un grado.
Hay dos condiciones notablemente distintas bajo las que se mide el calor específico y éstas se denotan con sufijos en la letra . El calor específico de los gases normalmente se mide bajo condiciones de presión constante (cp). Las mediciones a presión constante producen valores
mayores que aquellas que se realizan a volumen constante (cv), debido a que en el primer caso
se realiza un trabajo de expansión.
cp - cv = R Relación de Mayer (Gases ideales)
No obstante, en general, si nos referimos a calor específico sin mencionar las condiciones en las que se mide, estaremos hablando de calor específico a presión constante. De hecho, para la mayoría de sólidos y líquidos no se distinguen ambas medidas.
4) Calcula el incremento de energía interna que experimentan 250 mL de agua cuando
elevamos la temperatura del sistema desde 15ºC hasta 25ºC. DATOS: densidad (H2O) líquida
= 1 g/mL; calor específico del H2O líquida = 1 cal/ g ·ºC.
(SOL: 2,5 kcal)
5) Calcula la energía que se necesita para aumentar 1 litro de agua a 22ºC hasta una
temperatura de 45ºC. Calor específico agua: 4180J/kgºC. Densidad agua: 1000kg/m³.
(SOL: 96,1 KJ)
6) Para medir la capacidad calorífica de un material, se calienta 100 g de dicho material a una
que la temperatura final asciende a 23ºC. Calcula la capacidad calorífica de dicho material. Calor específico agua: 4180J/kgºC. Densidad agua: 1000kg/m³.
(SOL: 586,7J/Kg·ºC)
7) Se mezclan 5 litros de aceite a 90ºC con 2 litros de agua a 40ºC, calcula la temperatura
final de la mezcla. Calor específico agua: 4180J/Kg·ºC, del aceite: 2000J/Kg·ºC. Densidad agua: 1000 kg/m³. Densidad aceite: 920 kg/m³.
(SOL: T = 66,2 ºC)
8) Para enfriar 500gr de refresco que está a 50ºC, se utilizan 4 cubitos de hielo de 25 g cada
uno a -18ºC. Calcula la temperatura final del refresco. Calor específico refresco: 4180 J/Kg·ºC, calor específico hielo: 2090 J/Kg·ºC, calor latente hielo: 3,35·105 J/Kg. Densidad agua: 1000
Kg/m³.
(SOL: T = 26,81 ºC)
9) ¿Cuánto calor hay que suministrar para evaporar un cuarto de litro de agua que se
encuentra a 20ºC, a presión de 1 atm.? Densidad agua: 1000 Kg/m³ . Calor latente de vaporización agua: 2,2·106 J/Kg.
(SOL: 633,6 KJ)
10) Si quemamos 10 g de metano, CH4, en exceso de oxígeno, en un calorímetro a presión
constante, observamos que 3500 ml de agua pasan de una temperatura de 15ºC a 53,20ºC. Calcula la entalpía de la reacción correspondiente a la combustión de un mol de metano. DATOS: ce (H2O líquida) = 1 cal/gºC; d (H2O líquida) = 1 g/mL.
(SOL: -213,9 kcal/mol)
11) Un freno de aluminio de 300 g, e inicialmente a temperatura de 25ºC, consigue frenar una
bicicleta de 25 Kg que pasa de 30 m/s a 10 m/s en 20 segundos. Calcula la temperatura final del freno suponiendo que toda la energía se invierte en el rozamiento y que no sufre variación por enfriamiento por el aire durante esos 20 segundos. ¿Por qué se ventilan los frenos? ¿Qué potencia se ha producido? Calor específico del aluminio: 910 J/Kg·ºC
(SOL: T = 61,63 ºC; 5000 W)
12) Se dispara una bala de plomo de 5 g contra un bloque, también de plomo, de 10 Kg de
peso. La velocidad inicial de la bala se desconoce. La temperatura inicial del bloque de plomo son 15º. Si tras el impacto, la temperatura del bloque sube 0,25ºC y el bloque no se ha movido nada, calcula la velocidad inicial de la bala. ¿Es real esa velocidad? (calor específico plomo: 128 J/Kg·ºC)
(SOL: 357,8 m/s; es real suponiendo que el intercambio de energía-calor se hace únicamente de la bala al bloque)
ENTALPÍA int ext
U
Q W
W
P
V
P
V
Proceso isóbaro (P=cte) ∆H = QP
H
U
P V
U
n R T
13) Sabiendo que el calor de formación a presión constante del dióxido de carbono (gas) a
25ºC es de –393,12 KJ/mol a presión constante, halle el calor a volumen constante.
14) Sabiendo que el calor de formación del agua (sólida) a presión constante es de –241,60
KJ/mol, calcule el calor de formación a volumen constante a 18ºC.
15) Si trabajamos con gases ideales, en cuáles de los siguientes procesos se cumple que la
variación de entalpía es igual a la variación de la energía interna:
H2(g) + N2 (g) → NH3 (g)
Fe (s) + HCl (ac) → FeCl2 (ac) + H2 (g) SO2 (g) + O2 (g) → SO3(g)
H2(g) + Cl2(g) → HCl (g)
C6H12O6(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O (g)
16) Si quemamos un gramo de propano, C3H8, a 25ºC y presión de 1 atmósfera, se liberan
50,45 KJ. Indica:
La entalpía de combustión de 1 mol de propano en esas condiciones.
La variación de la energía interna que acompaña a la combustión de 1 mol de propano
(SOL: a) ΔH comb = - 2219,8 KJ / mol; b) ΔU = - 2212,4 KJ)
17) En un calorímetro adecuado, a 25ºC y 1 atm de presión, quemamos completamente 5 ml
de etanol, según la ecuación:
C2H5OH (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l)
Si el calor desprendido a presión constante es de 117,04 KJ, calcula:
La variación de entalpía que acompaña a la combustión de 1 mol de etanol en esas condiciones.
La variación de la energía interna que acompaña a la combustión de 1 mol de etanol en esas condiciones.
DATOS: Densidad del etanol a 25ºC= 0,79 g/ml; R = 8,31 J·K-1·mol -1
(SOL: -1363 KJ / mol; -1360,5 KJ)
18) Considera la reacción de combustión del metano gas, CH4, para dar CO2 (g) y H2O (l) a
25ºC. Calcula la diferencia que existe entre el calor transferido por el sistema a presión constante y el calor transferido a volumen constante.
Dato: R = 8,31 J/molK
(SOL: - 4 952,8 J )
19) En la combustión de un mol de propano a la temperatura de 125ºC y presión de 0,013·105
Pa se desprenden 1621 KJ de energía en forma de calor. Escribir la ecuación termoquímica correspondiente al proceso indicado. Calcular la variación de energía interna para dicha reacción a 125,0ºC.
20) La entalpía estándar de combustión del butano (C4H10) gaseoso, para dar agua líquida y
dióxido de carbono gas, es –2 878,6 kJ/mol. Las entalpías de formación del agua líquida y dióxido de carbono son –285,8 y –393,5 kJ/mol respectivamente. Calcular, para el butano, el
calor de formación a presión constante y el calor de formación a volumen constante (R = 8,31 J/molK)
VARIACIONES DE ENTALPÍA EN REACCIONES QUÍMICAS
0 0 0
reaction f productos f reactivos
H
H
H
21) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a los procesos de formación, a partir de
sus elementos, del dióxido de carbono y dióxido de azufre y la reacción de combustión del disulfuro de carbono. Determine también la entalpía de formación del disulfuro de carbono.
Hf CO2 = -393 KJ/mol;
Hf SO2 = -296 KJ/mol;
Hf CS2 = -1073 KJ/mol22) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a los procesos de formación, a partir de
sus elementos, del dióxido de carbono, agua y ácido metanoico y la reacción de combustión del ácido metanoico. Determine también la entalpía de combustión de este ácido.
Hf CO2 = -405 KJ/mol;
Hf H2O = -286 KJ/mol;
Hf HCOOH = -415 KJ/mol23) Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas, calcule
H para la reacción problema: Fe (s) + O2 (g)
FeO (s)
H = -266,26 KJ/mol Fe (s) + O2 (g)
Fe2O3 (s)
H = 1659,46 KJ/mol FeO (s) + O2 (g)
Fe2O3 (s)
H = ?24) Calcule el calor de la reacción con estos datos:
HNO (g) = 90,29 KJ/mol;
HNO2 (g) = -33,56KJ/mol
NO (g) + O2 (g)
NO2 (g)25) Calcule el calor de la reacción con los datos siguientes:
Hf CS2 (l) = -15,84 Kcal/mol;
Hf CCl4 (l) = 33,6 Kcal/mol;
Hf S2Cl2 (l) = 14,3 Kcal/molCS2 (l) + 3 Cl2 (g)
CCl4 (l) + S2Cl2 (l)26) Calcule el calor de las reacciones con estos datos:
Hf CO (g) = -26,41 Kcal/mol;
Hf CO2 (g)= -94,05 Kcal/mol;
Hf Fe2O3 (s) = 198,50 Kcal/mol;
Hf FeO (s) = 64,30 Kcal/molFe2O3 (s) + CO (g)
2 FeO (s) + CO2 (g)
H1 = ?FeO (s) + CO (g)
Fe (s) + CO2 (g)
H2 = ?27) Calcule el calor de combustión del benceno sabiendo que:
Hf C6H6 (l) = -11,6 Kcal/mol;
Hf CO2 (g) = -94,05 Kcal/mol;
Hf H2O (l) = -63,32 Kcal/molC6H6 (l) + 15/2 O2 (g)
6 CO2 (g) + 3 H2O (l)28) Calcule el calor necesario para la descomposición de 1 mol de carbonato cálcico, sabiendo
que:
Hf CO2 (g) = -94,05 Kcal/mol;
Hf CaO (s) = -151,90 Kcal/mol;
Hf CaCO3 (s) = -288,5Kcal/mol
29) Calcule el calor de formación del propano conociendo:
Hºc C3H8 = -2220 KJ/mol;
Hºf H2O= -286 KJ/mol;
Hºf CO2 = -393,5 KJ/mol30) Calcular el calor que se libera en la combustión de 100 gramos de benceno (condiciones
estándar).
DATOS: ∆Hfº CO2 = - 94,05 Kcal/mol; ∆Hfº H2O = - 57,79 Kcal/mol; ∆Hfº C6H6 = -783,4
Kcal/mol.
31) El calor de combustión del ácido propanoico C2H5–COOH es de 387 Kcal/mol. Calcular el
calor de formación del ácido.
DATOS: ∆Hfº CO2 = - 94,05 Kcal; ∆Hfº H2O = - 57,79 Kcal.
32) Sabiendo que para la reacción siguiente
Hºr = 3 339,6 KJ/mol a 25ºC, ¿ cuánto vale el calor de formación estándar del Al2O3 a esa temperatura?Al2O3
Al (s) + O2 (g)33) Para la siguiente reacción calcule el calor de formación a 25ºC del sulfuro de plomo (II). Los
calores de formación estándar a 25ºC del PbO (s) y del SO2(g) valen –217,9 y –226,1 KJ/mol.
PbO (s) + SO2 (g)
PbS (g) + O2 (g);
Hºr = 839,41 KJ/mol34) Calcule el
H para la siguiente reacción conociendo las entalpías estándar de formación de:
Hºf SO2 = -289,67 KJ/mol;
Hºf SO3 = -382,55 KJ/molSO2 (g) + O2 (g)
SO3 (g)
H = ?35) Calcular el cambio estándar de entalpía a 25ºC que se produce en la reacción de 66,4 gr
de trióxido de azufre con una cantidad estequiométrica de agua según: SO3(g) + H2O(g) → H2SO4 (aq)
DATOS: ∆Hfº [SO3 (g)] = -395,6 KJ/mol; ∆Hfº [H2O (l)] = -285,8 KJ/mol; ∆Hfº [H2SO4 (l)] =
-814,0 KJ/mol
36) Las entalpías estándar de formación del CH4 (g), CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente,
-4,9 KJ/mol; -393,5 KJ/mol y -285,8 KJ/mol. Calcula la entalpía estándar de combustión del metano.
(SOL: - 890,2 KJ)
37) Calcula la variación de la entalpía estándar asociada a la reacción: C (s) + H2 (g) → C4H10
(g) sabiendo que las entalpías estándar de combustión del carbono, hidrógeno y butano son, respectivamente, -94,4 Kcal/mol, -68,6 Kcal/mol y -690,9 Kcal/mol. Comenta el resultado obtenido.
(SOL: ΔHr = -29,7 Kcal)
38) El calor de combustión estándar del ácido acético (l), CH3COOH, es -874 KJ/mol. Si las
entalpías de formación estándar del CO2 (g) y del H2O (l) , son respectivamente -393,3 y -
285,6 KJ/mol; ¿cuál será la entalpía de formación estándar del ácido acético (l)?. ¿Qué producirá más calor, la combustión de 1 Kg de carbono, o la combustión de 1 Kg de ácido acético?
(SOL: a)ΔHºf (CH3COOH) = - 483,8 KJ /mol; b)- 32 775 KJ y -14 566,7 KJ: produce más
calor la combustión de 1Kg de carbono )
39) En un horno de preparación de cal, CaO, que utiliza propano como combustible, se
producen las siguientes reacciones:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔH = 179 kJ/mol
¿Qué masa de propano se debe quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio, si sólo se aprovecha el 40% del calor desprendido?
(SOL: 8873 g C3H8)
40) Las variaciones de entalpías estándar de formación del CH4 (g), CO2 (g) y H2O (l) son,
respectivamente,-74,9 kJ/mol; -393,5 kJ/mol; -285,8 kJ/mol. Calcula:
La variación de la entalpía de combustión del metano.
El calor producido en la combustión completa de 1 m³ de metano medido en C.N.
(SOL: ΔHºcomb (CH4) = -890 kJ/mol; 39732 kJ se desprenden)
41) Tanto la hidracina (N2H4) como el amoniaco se queman con oxígeno, produciéndose agua
líquida y nitrógeno gaseoso. Calcule el valor energético, en kJ/g, de ambos compuestos. Calcule la variación de entalpía de la reacción:
N2H4 (l) → NH3 (g) + N2 (g)
DATOS: ΔHof(N
2H4) = 50,4 kJ/mol; ΔHof(NH3 (g)) = - 46,3 kJ/mol; ΔHof(H2O(l)) = - 285,5 kJ/mol
(SOL: ΔHºr = -336,4kJ; 19,4 kJ/gN2H4 desprendidos; 22,47 kJ/gNH3 desprendidos)
42) Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C12H22O11. Cuando reacciona con
oxígeno, se transforma en dióxido de carbono y agua, desprendiendo 348,9 KJ/mol, a la presión de una atmósfera. El torrente sanguíneo, absorbe por término medio, 26 moles de O2
en 24 horas. Con esta cantidad de oxígeno:
¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día?
¿Cuántos KJ se producirán en la combustión?
(SOL: 741g; 756 kJ)
43) La reacción entre la hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) se utiliza para la
propulsión de cohetes:
N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(l) ΔH = -710 kJ
Las entalpías de formación de H2O2(l) y del H2O(l) son –187,8 kJ/mol y –285,5 kJ/mol,
respectivamente. Calcule la entalpía de formación de la hidracina. ¿Qué volumen de nitrógeno, medido a –10 ºC y 50 mmHg, se producirá cuando reaccionen 64 g de hidracina?
(SOL: ΔHf (N2H4) = -56,4 kJ/mol; 655,6 L N2)
44) Dada la reacción:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Determine la cantidad de calor, a presión constante, que es necesario suministrar para descomponer 3 kg de CaCO3. ¿Qué cantidad de CaCO3 se deberá utilizar para producir 7 kg
de CaO si el rendimiento es del 90%?
DATOS: Entalpías de formación expresadas en kJ/mol: (CaCO3)= –1209,6; (CO2) = –393,3;
(CaO) =–635,1
(SOL: 5286 KJ; 13888,9 g CaCO3)
45) Calcule la variación de entalpía que se produce cuando se obtiene benceno a partir del
acetileno (etino) según la reacción:
C2H2(g) → C6H6(l)
sabiendo que las entalpías de formación del acetileno gaseoso y del benceno líquido son -226,7 kJ/mol y - 49,0 kJ/mol, respectivamente.
Calcule el calor producido, a presión constante, cuando se queman 100 g de acetileno gaseoso sabiendo que:
DATOS: ΔHfº(CO2(g)) = -393,5 kJ/mol y ΔHfº (H2O(l)) = -285,5 kJ/mol.
(SOL: ΔHrº = 631,1 kJ; 3253 KJ)
46) El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según:
ZnS(s) + O2(g) → ZnO(s) + SO2(g)
Si las entalpías de formación de las diferentes especies expresadas en kJ/mol son: (ZnS) = -184,1; (SO2) = -70,9; (ZnO) = -349,3, ¿cuál será el calor, a presión constante de una atmósfera,
que se desprenderá cuando reaccionen 17 gramos de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno? ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25 ºC y una atmósfera , se obtendrán?
(SOL: 41,22 kJ; 4,26 L SO2)
B5H9(l) + O2 (g) → B2O3(s) + H2O(l)
Calcule:
La entalpía estándar de la reacción.
El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de un gramo de pentaborano.
DATOS: ΔHfº[B5H9(l)] = 73,2 kJ·mol-1; ΔHfº[B2O3(s)] = –1263,6 kJ·mol-1; ΔHfº[H2O(l)] = –285,8
kJ.mol-1.
(SOL: -9034 KJ/mol; 71,13 kJ)
48) Calcule la variación de la entalpía estándar de la reacción:
CaC2(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(s) + C2H2(g)
¿Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm³ de acetileno, C2H2, medidos a 25°C y 1
atm?
DATOS: ΔHºf en kJ·mol-1: CaC2 = – 59,0; CO2 = – 393,5; H2O = – 285,8; Ca(OH)2 = – 986,0;
C2H2 =227,0.
(SOL: 5320 kJ; ΔHrº = -129 kJ)
49) Dadas las entalpías estándar de formación del CO2, –393,5 kJ·mol-1 y del SO2, –296,1
kJ·mol-1 y la de combustión:
CS2(l) + O2(g) → CO2(g) + SO2(g) ΔH° = – 1072 kJ
Calcule la entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono y la energía necesaria para la síntesis de 2,5 kg de disulfuro de carbono.
(SOL: ΔHfº[CS2(l)] = 86,3 kJ/mol; 2838,8 KJ)
50) Calcule la variación de entalpía estándar para la descomposición de 1 mol de carbonato de
calcio, CaCO3(s), en dióxido de carbono, CO2(g), y óxido de calcio, CaO(s) y la energía
necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio.
DATOS: ΔHºf (kJ/mol): CO2(g) = -393,5; CaCO3(s) = -1206,2; CaO(s) = -635,6.
(SOL: 177,1 kJ; 9487,5 kJ)
Las entalpías de formación estándar del CH3CH2OH (l), CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente,
− 277,30 kJ/mol, − 393,33 kJ/mol y −285,50 kJ/mol. Calcule:
La entalpía de combustión del etanol
El calor que se produce al quemar 4,60 g de etanol.
(SOL: ΔHfº (C2H5OH) = - 1365,86 kJ; 136,58 kJ)
51) Cuando se quema 1 g de etanol líquido (C2H6O) y 1 g de ácido acético líquido (C2H4O2), en
condiciones estándar, se desprenden 29,7 y 14,6 kJ, respectivamente. En ambas reacciones se forma agua líquida y dióxido de carbono gaseoso. Calcule:
Las entalpías estándar de combustión del etanol y del ácido acético.
La variación de entalpía en la oxidación de 1 mol de etanol (l) en ácido acético (l), en condiciones estándar.
DATO: ΔHºf (H2O) = -285,9 kJ/mol
(SOL: ΔHcº (C2H5OH) = -1365,9 kJ; ΔHcomº (C2H4O2) = -876 kJ; ΔHºox = -204 kJ)
52) En la combustión de 5 g de metano, CH4, llevada a cabo a presión constante y a 25 ºC, se
desprenden 275 kJ. En estas condiciones, determine:
La entalpía de formación y de combustión del metano.
El volumen de metano necesario para producir 1 m3 de CO2 , medidos a 25ºC y 1 atm.
DATOS: ΔHºf [CO2(g)] = −393 kJ/mol, ΔHºf [H2O(l)] = −285,8 kJ/mol.
(ΔHfº (CH4) = - 74,9 kJ/mol; ΔHºcomb (CH4) = -889,7 kJ/mol; 40,9 L CH4)
53) Calcule la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8). ¿Qué energía se
desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar?
DATOS: ΔHºf [CO2(g)] = −393,5 kJ/mol; ΔHºf [H2O(l)] = −285,8 kJ/mol. ΔHºc [ C10H8(g)] = −
4928,6 kJ/mol.
(ΔHfº (C10H8) = - 145,1 kJ/mol; 136 kJ)
54) Sabiendo que a 25ºC y 1 atm de presión, la reacción HgO (s) → Hg (l) + O2 (g)tiene ΔH =
La energía necesaria para descomponer 100 g de óxido.
El volumen de oxígeno medido a 25 ºC y 1 atm, que se produce al calentar una determinada cantidad de HgO que consume 418KJ.
(SOL: 41,84 KJ; 56,25 L)
55) El calor de combustión del propano, a 25ºC y presión de 1 atmósfera, es - 2 220 KJ/mol.
Escribe la ecuación termoquímica que representa la reacción que tiene lugar, e indica qué cantidad de energía puede obtenerse de una bombona de 8 Kg de gas de un 75% de riqueza.
(SOL: - 302 727,3 KJ)
56) Sabemos que la combustión del carbono en forma de grafito, a la presión de 1 atm y a 25
ºC, posee un calor de reacción de - 390 KJ/mol. Calcula la cantidad de oxígeno necesaria para que al reaccionar por completo una masa determinada de grafito, se obtengan 525 KJ.
(SOL: 43,07g de O2)
57) Las entalpías estándar de formación a 25ºC del CaO (s), CaC2 (s) y CO (g) son,
respectivamente, -636, -61 y -111 kJ/mol. A partir de estos datos y de la siguiente ecuación: CaO (s) + 3 C(s) → CaC2 (s) + CO (g)
Calcule:
La cantidad de calor, a presión constante, necesaria para obtener una tonelada de CaC2. La cantidad de calor, a presión constante, necesaria para obtener 2 toneladas de CaC2 si el
rendimiento del proceso es del 80 %.
58) La descomposición térmica del clorato de potasio se produce según la reacción (sin
ajustar):
KClO3 (s) → KCl (s) + O2 (g) La entalpía de reacción estándar.
La cantidad de calor, a presión constante, desprendido al obtener 30 L de oxígeno, medidos a 25ºC y 1 atmósfera.
DATOS: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1. ΔHºf [KClO3(s)] = - 414 kJ/mol, ΔHºf [KCl(s)] = - 436
kJ/mol.
59) Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C2H5OH(l), CO2(g) y H2O(l) son,
respectivamente, -228, -394 y -286 kJ/mol, calcule:
La entalpía de combustión estándar del etanol.
El calor que se desprende, a presión constante, si en condiciones estándar se queman 100
g de etanol.
60) Calcule la variación de entalpía estándar, a 25ºC, de la reacción:
ZnS (s) + O2 (g) → ZnO (s) + SO2 (g)
¿Qué calor se absorbe o desprende, a presión constante, cuando reaccionan 150 g deZnS con oxígeno gaseoso?
DATOS: ΔHºf [ZnS(s)] = −203 kJ/mol, ΔHºf [ZnO(s)] = −348 kJ/mol, ΔHºf [SO2(g)] = −296
kJ/mol.
61) La tostación de la pirita se produce según:
FeS2 (s) + O2 (g) → Fe2O3 (s) + SO2 (g).
Calcule:
La entalpía de reacción estándar.
La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g de pirita del 90 % de riqueza en peso.
DATOS: ΔHºf [FeS2(s)] = −177,5 kJ/mol, ΔHºf [Fe2O3(s)] = −822,2 kJ/mol, ΔHºf [SO2(g)]=
−296,8 kJ/mol.
62) Dada la ecuación termoquímica: H2O(l) → H2 (g) + O2 (g) ΔH = 571 kJ; calcule, en las
mismas condiciones de presión y temperatura:
La entalpía de formación del agua líquida.
La cantidad de calor, a presión constante, que se libera cuando reaccionan 50 g de H2 con
63) Sabiendo que los calores de combustión del hidrógeno (gas), carbono (grafito), eteno (gas)
y etano (gas) son, respectivamente, -286,2, -407,1, -1297,0 y –1550,2 KJ/mol, calcule:
El calor de formación del eteno (gas) y del etano (gas).
El calor intercambiado cuando el eteno se transforma en etano
64) El carbono a alta temperatura reacciona con vapor de agua produciendo monóxido de
carbono e hidrógeno. El monóxido de carbono obtenido puede reaccionar posteriormente con vapor de agua produciendo dióxido de carbono e hidrógeno. Calcule las entalpías de ambos procesos, sabiendo que las entalpías molares de formación de los compuestos implicados son: monóxido de carbono = -1104,4; dióxido de carbono = -393,1 y agua (vapor) = -241,6 KJ/mol.
65) La combustión del butano viene expresada por la siguiente ecuación química:
C4H10 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)
Calcular la entalpía estándar de dicha reacción, ∆Hr, sabiendo que: ∆Hfº [H2O (l)] = -285,5
KJ/mol; ∆Hfº [CO2 (g)] = -393,5 KJ/mol; ∆Hfº [C4H10 (g)] = -124,7 KJ/mol
66) La nitroglicerina de fórmula C3H5(NO3)3, es un explosivo que se descompone según la
reacción:
C3H5(NO3)3 (l) → CO2 (g) + H2O (g) + O2 (g) + N2 (g)
para la cual ∆Hº = -5700 kJ, a 25ºC. Calcular:
La entalpía de formación estándar de la nitroglicerina, sabiendo que las entalpías de formación estándar del dióxido de carbono y del agua son, respectivamente, -393 y –242 kJ/mol, a 25ºC.
El calor desprendido cuando se descomponen 30 gramos de nitroglicerina.
67) Las variaciones de entalpía estándar de formación del CH4 (g) y CO2 (g) y H2O (l) son,
respectivamente,-74,9 kJ/mol ; -393,5 kJ/mol y –285,8 kJ/mol. Calcule:
La variación de la entalpía de combustión del metano.
El calor producido en la combustión completa de 1 m³ de metano medido en condiciones normales.
68) Escribe la reacción de combustión del butano (C4H10). Calcula las kcal que suministrará
una bombona que contenga 4 Kg de butano (1 cal = 4,186 J). Calcula el volumen de oxígeno, en condiciones normales, que será necesario para la combustión de todo el butano contenido en la bombona.
DATOS: entalpías de formación del agua líquida y dióxido de carbono son, respectivamente – 285,8 y –393,5 kJ/mol.
LEY DE HESS
"La variación de Entalpía en una reacción química va ser la misma si esta se produce en una sola etapa o en varias etapas."
Es decir, que la suma de los ∆H de cada etapa de la reacción nos dará un valor igual al ∆H de la reacción cuando se verifica en una sola etapa.
69) Dadas las variaciones de entalpía para las siguientes reacciones, calcule
H (empleando la ley de Hess) para la reacción problema: H2 (g) + O2 (g) → H2O (l)
H = -569,35 KJ/mol H2 (g) + O2 (g) → H2O2 (l)
H = -187,26 KJ/mol H2O2 (g)
H2O (l) + O2 (g)
H = ?70) Calcule la variación de entalpía (empleando la ley de Hess) de la reacción problema a partir
de los siguientes datos:
H2 (g) + I2 (s)
HI (g)
H = 51,83 KJ/mol H2 (g) + I2 (g)
HI (g)
H = -11,28 KJ/mol I2 (s)
I2 (g)
H = ?71) Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes, halle el calor de la reacción (empleando la
Ley de Hess) problema:
N2 (g) + O2 (g)
NO2 (g)
H = -8,03 Kcal/mol N2 (g) + O2 (g)
N2O4 (g)
H = -23,44 Kcal/mol N2O4 (g)
NO2 (g)72) Dados los siguientes calores de reacción a presión constante:
4HCl (g) + O2(g) 2H2O (l) + 2Cl2(g) Hº= -148,4 kJ
H2(g) + F2(g) 2HF (l) Hº= -1.200,0 kJ
2H2(g) + O2(g) 2H2O (l) Hº= -571,6 kJ
Calcula la entalpía de reacción de:
HCl (g) + F2(g) HF (l) + Cl2(g)
73) Dados los siguientes calores de reacción a presión constante:
H2SO4 (aq) + Zn (s) ZnSO4 (aq) + H2(g) Hº= -80,1 kcal
H2(g) + O2(g) H2O (l) Hº= -136,6 kcal
H2SO4 (aq) + ZnO (s) ZnSO4 (aq) + H2O (l) Hº= -50,52 kcal
74) Calcule, empleando la Ley de Hess, el calor de la siguiente reacción conociendo los siguientes datos:
Hºf NaOH (s) = 101,9 Kcal/mol
Hºf HCl (g) = -22,06 Kcal/mol
Hºf NaCl (s) = -98,23 Kcal/mol
Hºf H2O (l) = 63,32 Kcal/mol NaOH (s) + HCl (g)
NaCl (s) + H2O (l)75) A partir de las siguientes reacciones:
NH3 (g) + N2O (g) → N2 (g) + H2O (l) ΔH1 = - 505 KJ/mol N2O (g) + H2 (g) → N2H4 (l) + H2O (l) ΔH2 = - 317 KJ/mol NH3 (g) + O2 (g) → N2H4 (l) + H2O (l) ΔH3 = - 72 KJ/mol H2 (g) + O2 (g) → H2O (l) ΔH4 = - 285 KJ/mol
Calcula la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, y la variación de
entalpía en la reacción de combustión de la hidracina líquida, siendo los productos de reacción nitrógeno molecular y agua líquida (emplee la Ley de Hess).
(SOL: ΔHºf (N2H4) = 50,25 KJ/mol; ΔHºc (N2H4) = - 620,25 KJ/mol)
76) Los calores de combustión a 25ºC del etano, eteno e hidrógeno son –1553,3 kJ/mol ;
1405,4 kJ/mol ; -284,5 kJ/mol, quedando en todos los casos agua líquida. Calcule el calor de hidrogenación del eteno a etano empleando la Ley de Hess.
77) Los calores de combustión del hidrógeno, del carbono, y del propano son –284,5 kJ.mol-1 ;
-391,7 kJ.mol-1 ; -2210,8 kJ.mol-1 , respectivamente. El calor de hidrogenación del propeno es de –123,3 kJ.mol-1 . Todos ellos se han medido a 25ºC y 1 atm, quedando líquida el agua que se pueda formar. Calcule el calor de formación del propano en las mismas condiciones empleando la ley de Hess.
78) Las entalpías de formación del agua líquida y del dióxido de carbono gas son
respectivamente, –285,5 kJ/mol y –393,5 kJ/mol a 25ºC y la entalpía de combustión del acetileno es –1295,8 kJ/mol.
Calcule la entalpía de formación del acetileno si consideramos que el agua formada en la combustión está en estado líquido.
Sabiendo que la entalpía de formación del etano es –84,6 kJ/mol, calcule la entalpía de hidrogenación del acetileno según la reacción: C2H2(g) + H2(g) → C2H6(g)
(SOL: ΔHfº (C2H2) = 223,3 kJ/mol; ΔHrº = -307,9 kJ/mol)
79) Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes: Calcule:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHº = - 393,5 kJ H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔHº = - 285,8 kJ
CH3COOH (l) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔHº = - 870,3 kJ
La entalpía estándar de formación del ácido acético y la cantidad de calor, a presión constante, desprendido en la combustión de 1 kg de este ácido.
80) A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:
C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔHº = - 393,5 kJ
H2 (g) + O2 (g) → H2O (l) ΔHº = - 285,8 kJ
C2H6 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) ΔHº = - 3119,6 kJ
Calcule la entalpía de formación estándar del etano y la cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión de 100 g de etano.
81) Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas, en las mismas condiciones:
P (s) + Cl2 (g) → PCl3 (g) ΔH1 = - 635,1 kJ
PCl3 (g) + Cl2 (g) → PCl5 (g) ΔH2 = - 137,3 kJ
Calcule la entalpía de formación del PCl5(g), en las mismas condiciones y la cantidad de calor,
ENERGÍA DE ENLACE
0
r enlaces rotos enlaces formados
H
E
E
Enlace Energía media de enlace (KJ/mol)
H−H
436
C−H
415
C−C
347
C=C
610
C≡C
830
C(grafito)
718,6
O−H
460
C−O
352
Enlace Energía media de enlace (KJ/mol)
C=O
730
O−O
142
O=O
494
N−H
389
N≡N
945
H−Cl
431
C−Cl
331
Cl−Cl
243
82) Calcula, a partir de las energías medias de enlace, la variación de entalpía aproximada que
acompaña a la hidrogenación de 1 mol de etileno para dar etano. Compara el resultado con la entalpía de reacción.
CH2=CH2(g) + H2(g) → CH3-CH3(g)
(SOL: - 131 kJ)
83) A partir de los siguientes datos de energía de enlace, calcula:
La variación de entalpía de formación del amoniaco gas
La variación de energía interna que acompaña al proceso anterior.
(SOL: - 40,5 kJ/mol; – 38,0 kJ/mol )
84) Calcula la entalpía estándar de formación del propeno (C3H6) a partir de las energías de
enlace de la tabla (energía de enlace del grafito: 718,6 KJ/mol)
85) Calcula el valor de la entalpía de hidrogenación del acetileno (etino) para dar etano, a partir
de las energías medias de enlace.
(SOL: - 305 KJ/mol )
86) Calcula la energía del enlace H- Cl, a partir de los siguientes DATOS: ΔHf (HCl (g)) = -92,3
kJ/mol; ΔHodis(H2 (g)) = 436 KJ/mol; ΔHodis(Cl2 (g)) = 242,6 KJ/mol
(SOL: 431,6 kJ )
87) Calcula la entalpía de formación del amoniaco: N2(g) + H2(g) → NH3(g) y la energía
desprendida al formarse 224 litros de amoniaco en condiciones normales.
DATOS: Energías medias de enlace en kJ/mol: (N≡N) = 946; (H−H) = 436; (N−H) = 390.
(SOL: ΔHfº (NH3) = - 43 kJ/mol; 430 kJ)
88) Calcule la entalpía de enlace H─Cl sabiendo que la energía de formación del HCl(g) es −92,4 kJ/mol y las de disociación del H2 y Cl2 son 436 kJ/mol y 244 kJ/mol, respectivamente.
¿Qué energía habrá que comunicar para disociar 20 g de HCl?
(SOL: ΔH(H-Cl) = 431,9 kJ/mol; 236,65 kJ)
89) Determine los valores de las entalpías de las siguientes reacciones:
H2(g) + Cl2(g) → HCl(g)
CH2=CH2(g) + H2(g) → CH3CH3(g)
DATOS: Energías de enlace (kJmol-1): (H-H)=436,0; (Cl-Cl)=242,7;(C-H)=414,1; (C=C) = 620,1; (H-Cl) = 431,9; (C-C) = 347,1
90) Calcule la variación de entalpía estándar de hidrogenación, a 25ºC, del acetileno para
formar etano según la reacción:
C2H2 (g) + H2 (g) → C2H6 (g)
A partir de las energías medias de enlace y a partir de las entalpías estándar de formación, a 25 ºC.
DATOS: Energías medias de enlace en kJ/mol: (C−H) = 415; (H−H) = 436; (C−C) = 350; (C≡C) = 825. ΔHºf [ C2H6 (g)] = −85 kJ/mol, ΔHºf [ C2H2 (g)] = 227 kJ/mol.
91) Calcule la energía de hidrogenación del 1,3 butadieno a butano, conociendo las siguientes
entalpías de enlace: ∆HC=C = 612,90 kJ/mol ; ∆HC-C = 348,15 kJ/mol ; ∆HC-H = 415,32 kJ/mol ;
∆HH-H = 436,4 kJ/mol.
92) Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl (g)
Cuya variación de entalpía en condiciones estándar es de -184,6 KJ. Calcula Hfº [HCl (g)] y
determina la energía del enlace H – Cl si las energías de los enlaces H – H y Cl – Cl son, respectivamente, 435 KJ/mol y 243 KJ/mol
93) Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción: H2(g) + Cl2(g) → HCl(g) ΔH =
-184,4 kJ7mol. Calcule:
La energía desprendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.
La entalpía del enlace H-Cl, si las entalpías de enlace H-H y Cl-Cl son, respectivamente, 435 kJ/mol y 243 kJ/mol.
(SOL: 25560 kJ; ΔH(H-Cl) = 431,9 kJ/mol)
94) Dada la reacción: CH4 (g) + Cl2 (g) → CH3Cl (g)+ HCl (g)
Calcule la entalpía de reacción estándar utilizando:
Las entalpías de enlace.
Las entalpías de formación estándar.
DATOS: Entalpías de enlace en kJ/mol: (C-H) = 414; (Cl-Cl) = 243; (C-Cl) = 339;(H-Cl) = 432. ΔHºf [CH4(g)] = -74,9 kJ/mol, ΔHºf [CH3Cl(g)] = - 82 kJ/mol, ΔHºf [HCl(g)] = - 92,3 kJ/mol.
95) Para la siguiente reacción: CH4 (g) + Cl2 (g) → CCl4 (g) + HCl (g). Calcule la entalpía de
reacción estándar utilizando:
Las entalpías de enlace.
Las entalpías de formación estándar.
DATOS: Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−H) = 415; (Cl−Cl) = 244; (C−Cl) = 330; (H−Cl) = 430. ΔHºf [CH4(g)] = −74,9 kJ/mol, ΔHºf [CCl4(g)] = −106,6 kJ/mol, ΔHºf [HCl(g)] = −92,3 kJ/mol.
ENTROPÍA - SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA rev
Q
S
T
Boltzman relacionó la entropía con el grado de desorden que un sistema presenta a nivel atómico:
S
gas
S
fluid
S
solid96) Razone cómo varía la entropía en los siguientes procesos:
Formación de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.
Fusión de hielo.
Sublimación de yodo.
97) Dada la ecuación: C2H6 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l). Razona si a una misma
temperatura:
El calor desprendido a volumen constante es mayor, menor o igual que el desprendido si la reacción tuviera lugar a presión constante.
La entropía en la reacción anterior aumenta o disminuye.
98) Indica el signo de la variación de entropía en los siguientes procesos, considerados todos a
temperatura constante
NaCl (s) ⇔ Na+ (aq) + Cl- (aq)
C3H6O (l) + 4 O2 (g) ⇔ 3 CO2 (g) + 3 H2O (l) H2 (g) + 2 O2 (g) ⇔ H2O (l)
CaCO3 (s) ⇔ CaO (s) + CO2 (g)
99) ¿Porqué en la reacción:
CH4 (g) + 2∙O2 (g) CO2 (g) + 2∙H2O (g)
∆G y ∆H tienen casi el mismo valor?.
100) En condiciones standard de 25ºC la reacción de formación del agua líquida presenta una variación de entalpía de -68,3 Kcal/mol. Escriba la reacción de formación y determine la variación de entropía a esta misma temperatura discutiendo la espontaneidad o no del proceso.
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS - TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
G
H T
S
CUESTIONES
101) En la siguiente reacción: A (g) + 2B (g) = C (g) + 2D (g) los valores de ΔHº y ΔGº poseen un valor muy parecido. ¿Por qué?
(SOL: porque ∆S ≈ 0)
102) Explique razonadamente las siguientes cuestiones:
Cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción en la que ΔHº < 0 y ΔSº < 0, siendo estas dos magnitudes constantes con la temperatura.
La entalpía de formación del agua a 298 K es -286 KJ / mol. Sin embargo, cuando se mezclan a 298 K el hidrógeno y el oxígeno, no se observa reacción apreciable.
La ley de Hess es una consecuencia directa de que la entalpía es una función de estado.
103) Indique cuándo un proceso es espontáneo. Explique si la temperatura puede modificar la espontaneidad de un determinado proceso y como puede modificarla.
104) Dada la reacción: A(g) + B(g) → C(g) + D(s); ΔH = - 85 kJ/mol; |ΔS|= 85 J/K·mol
Indique, justificadamente, cuál será el signo de S. ¿A qué temperatura estará en equilibrio la reacción? ¿A partir de qué temperatura será espontánea la reacción?
105) Discuta los siguientes enunciados, razonando la respuesta:
En una reacción exotérmica la entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos.
Para que una reacción química sea espontánea, es suficiente con que sea exotérmica.
106) Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
En un proceso espontáneo la entropía del sistema puede disminuir.
Un proceso espontáneo puede ser endotérmico.
En un proceso espontáneo la variación de la entropía del sistema puede ser nula.
107) En una reacción en la que ΔH<0 y ΔS<0, se considera que ambas funciones
termodinámicas permanecen constantes al cambiar la temperatura. Razone, en función de la temperatura, cuándo esta reacción:
Estará en equilibrio.
Será espontánea.
108) Dada reacción: N2O(g) → N2(g) + ½ O2(g) ΔH = 43 kJ y ΔS = 80 J/K Justifique el signo positivo de la variación entropía.
Si se supone que esas funciones termodinámicas no cambian con la temperatura ¿será espontánea la reacción a 27 ºC?
109) Razone la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones, en relación con un proceso exotérmico:
La entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos.
El proceso siempre será espontáneo.
110) Justifique si en determinadas condiciones de temperatura puede ser espontánea una reacción química, la cual:
Es exotérmica y en ella disminuye el desorden.
Es endotérmica y en ella disminuye el desorden.
ΔH > 0 y ΔS < 0.
ΔH < 0 y ΔS < 0.
ΔH < 0 y ΔS > 0.
111) Distinga entre ΔH y ΔHº para una determinada reacción. Distinga entre proceso
endotérmico y exotérmico. ¿Puede una reacción exotérmica no ser espontánea? Razone la respuesta.
112) Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:
Toda reacción exotérmica es espontánea.
En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.
En el cambio de estado H2O(l) → H2O(g) se produce un aumento de entropía.
113) Para una reacción determinada ΔH = 100 kJ y ΔS = 300 J·K-1. Suponiendo que ΔH y
ΔS no varían con la temperatura razone:
Si la reacción será espontánea a temperatura inferior a 25 ºC.
La temperatura a la que el sistema estará en equilibrio.
114) Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
La entalpía no es una función de estado.
Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna.
Si ΔH<0 y ΔS>0, la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
115) Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
Las reacciones espontáneas transcurren a gran velocidad.
La entropía del sistema disminuye en las reacciones exotérmicas.
El calor de reacción a presión constante es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y de los reactivos.
116) Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
La reacción N2H4 (g) → N2 (g) + H2 (g) ΔH = -95,40 kJ, es espontánea.
La entalpía es una función de estado.
Todos los procesos espontáneos producen un aumento de la entropía del universo.
PROBLEMAS
117) Dada la reacción: A (g) + B (g) → C (g) + D (s), cuyos valores de variación de entalpía y
de entropía son: ΔH = - 104 KJ/mol y ΔS =70 J/mol·K. Indica justificadamente:
Cuál será el signo esperado para la variación de la entropía.
A qué temperatura la reacción está en equilibrio
En qué intervalo de temperaturas será espontánea la reacción.
Las variaciones de ΔH y de ΔS con la temperatura se consideran despreciables.
(SOL: ΔS<0; T = 1485 K; por encima de 1485 K el proceso es espontáneo)
118) Determina ΔGºf para la reacción de formación del amoníaco gas, e indica a partir de
qué temperatura dejará de ser espontánea esta reacción.
DATOS: ΔHºf (NH3 (g)) = - 11,05 kcal/mol; ΔSºf (NH3 (g)) = - 23,7 cal/mol·K
(SOL: ΔGº=- 3,99 Kcal/mol·K < 0;T = 466,24 K) 119) Ajusta la siguiente reacción:
H2S (g) + SO2 (g) → H2O (l) + S (s)
y a partir de los siguientes datos termodinámicos, todos en condiciones estándar, calcula las variaciones de entalpía, entropía y energía libre cuando reacciona 1 mol de SO2 con un
exceso de H2S. Indica, además, si la reacción es o no espontánea en esas condiciones.
(SOL: ΔHºr = - 55,1 Kcal; ΔSºr = - 0,101 kcal/K; ΔGºr = -24,94 kcal; proceso espontáneo)
120) Dada la reacción (sin ajustar): SiO2 (s) + C (grafito) → SiC (s) + CO (g). Calcule la entalpía de reacción estándar.
Suponiendo que ΔH y ΔS no varían con la temperatura, calcule la temperatura mínima para
que la reacción se produzca espontáneamente.
DATOS: ΔHºf [SiC(s)] = - 65,3 kJ/mol, .ΔHºf [SiO2 (s)] = 910,9 kJ/mol, ΔHºf [CO(g)] =
-110,5 kJ/mol. Variación de entropía de la reacción: ΔSº = 353 J·K-1
121) La conversión de metanol en etanol puede realizarse a través de la siguiente reacción (sin ajustar):
CO (g) + H2 (g) + CH3OH (g) → C2H5OH (g) + H2O (g) Calcule la entalpía de reacción estándar.
Suponiendo que ΔH y ΔS no varían con la temperatura, calcule la temperatura a la que la
reacción deja de ser espontánea.
DATOS: ΔHºf [CO(g)] = −110,5 kJ/mol, ΔHºf [CH3OH(g)] = −201,5 kJ/mol, ΔHºf [C2H5OH(g)]
= −235,1 kJ/mol, ΔHºf [H2O(g)] = −241,8 kJ/mol. Variación de entropía de la reacción: ΔSº =
-227,4 J·K-1.
122) Para una reacción dada entre gases ideales se cumple que
Hº = 4180 KJ y
Sº = 1254 J/mol K. Calcule
G a 298ºK.123) Calcule
G a 25ºC para la reacción siguiente sabiendo que:
Hºf (25ºC) NH3 = -45,98 KJ/mol
S (25ºC) NH3 = 192,28 J/mol
S (25ºC) N2 = 191,02 J/mol
S (25ºC) H2 = 130,83 J/molN2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)124) Calcule por encima de qué temperatura será espontánea una reacción entre gases si
Hº = 4320 KJ y
Sº = 1300 KJ/mol K125) Para una reacción
Sº = 209 J/mol K a 25ºC. ¿ Cuánto tendrá que valer
Hº para que esa reacción sea espontánea?126) El cloruro de etilo puede obtenerse por 2 vías:
C2H6 (g) + Cl2 (g)
C2H5Cl (g) + HCl (g)
S= 2J/mol·K C2H4 (g) + HCl (g)
C2H5Cl (g)
S = -129 J/mol·KPor otra parte se sabe que a 25ºC el calor de formación del C2H5Cl es igual a –104,9 KJ/mol y
el calor de formación del ácido clorhídrico es de –92,3 KJ/mol. La entalpía de formación del C2H6 es de –84,7 KJ/mol y la del C2H4 es igual a 52,3 KJ/mol. Justifique cual de las 2 vías es
la más favorable.
127) El sulfuro de hidrógeno reacciona con el dióxido de azufre para producir agua líquida y azufre sólido:
H2S (g) + SO2 (g) H2O (l) + S (s)
¿A partir de qué temperatura no es espontánea dicha reacción? DATOS: H2S (g) : Hfº = -20,6 KJ/mol ; Sº = 205,7 J/mol∙K
SO2 (g) : Hfº = -296,8 KJ/mol ; Sº = 248,1 J/mol∙K
S (s) : Sº = 31,8 J/mol.K
Suponer los valores de H y S independientes de la temperatura.
128) El agua oxigenada es una disolución acuosa de peróxido de hidrógeno que se descompone de acuerdo con la reacción:
H2O2 (l) H2O (l) + O2 (g)
¿A partir de qué temperatura no es espontánea dicha reacción? DATOS: H2O2 (l) : Hfº = -187,8 KJ/mol ; Sº = 109,6 J/mol.K
H2O (l) : Hfº = -285,8 KJ/mol ; Sº = 69,9 J/mol.K
O2 (g) : Sº = 205,0 J/mol.K
Suponer los valores de H y S independientes de la temperatura.
129) La lluvia ácida se forma al reaccionar en la atmósfera el trióxido de azufre con el agua de acuerdo con la reacción:
SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq)
¿Qué temperaturas son más favorables para la formación espontánea de la lluvia ácida? DATOS: SO3 (g) : Hfº = -395,6 KJ/mol ; Sº = 256,6 J/mol.K
H2O (l) : Hfº = -285,8 KJ/mol ; Sº = 69,9 J/mol.K
H2SO4 (aq) : Hfº = -907,5 KJ/mol; Sº = 17,0 J/mol.K
Suponer los valores de H y S independientes de la temperatura.
130) El combustible utilizado en los motores de los cohetes Apolo 11 y 12 fue la combinación de dimetilhidracina (CH3)2N-NH2 y tetróxido de dinitrógeno. Estas dos sustancias
se queman según la siguiente reacción:
(CH3)2N-NH2 (l) + N2O4 (l) → N2(g) + H2O (l) + CO2 (g)
Calcular:
¿Cuántos kilogramos de N2O4 se necesitan para reaccionar con un kg de dimetilhidracina? El ∆Hº para la reacción. Calcúlese por cada kilogramo de mezcla de combustible (en la
proporción estequiométrica)
El ∆Sº para dicha reacción.
¿Cuál es el ∆Gº para esta reacción?
¿Existe alguna relación entre las funciones termodinámicas y la constante de equilibrio? DATOS: ∆Hºf (CH3)2NNH2 (l) = 11,8 Kcal/mol Sº = 51,7 cal/mol·grado ∆Hºf N2O4 (l) = - 4,66 Kcal/mol Sº = 52 cal/mol·grado ∆Hºf H2O (g) = - 57,8 Kcal/mol Sº = 45,1 cal/mol·grado ∆Hºf CO2 (g) = - 94,1 Kcal/mol Sº = 51,1 cal/mol·grado Sº = 45,8 cal/mol·grado (N2)
