TALLER DE CALORIMETRÍA
1. Escribir la ecuación termoquímica para la combustión del etano (utilice la tabla de entalpía de formación estándar). Si se combustionan 45 g de etano en una bomba calorimétrica cuya capacidad calorífica es 250 J/°C y que contenía 0,8 lt de agua, calcular la temperatura final de la bomba. La temperatura inicial fue de 14°C.
2. 200 ml de un ácido clorhídrico 0,25 M se mezclan con 200 ml de una solución 0,25 M de NaOH en un calorímetro de taza cuya capacidad calórica es de 335 J/°C . La temperatura inicial de las 2 soluciones es la misma 24,5°C y la temperatura final es de 26,9°C.
Res. 56,2 Kjoul/mol
3. La hidracina líquida se utiliza como combustible de cohetes. Su combustión se representa mediante la siguiente ecuación termoquímica:
N2H4 (l) + O2 ---> N2 (g) + 2 H2O ΔH = -622,4 KJoul
Calcular la cantidad de calor liberado por la combustión de 2 g de hidracina y los litros de N2 medidos en CN que se produjeron.
Res. 1,4 lt de N2
4. La combustión de 1,5 g de benceno líquido en la bomba rodeada de 820 g de agua, elevó la temperatura del calorímetro de 15,6 a 25,7 °C. El equivalente de agua del calorímetro es 220 g. Calcular la energía interna (ΔU) para la combustión del benceno en KJ/g y KJ/ mol. Escriba la ecuación termoquímica de dicha combustión en la que se obtiene CO2 (g) y H2O (l). Calcule previamente la entalpía de la reacción.
5. Escribir la ecuación termoquímica para la combustión del alcohol etílico. Utilice los datos de entalpías de formación estándar para calcular la entalpía de reacción propuesta.
6. A volumen constante, el calor de combustión de la glucosa es 15,6 KJ/g. Se queman 20,5 g de glucosa en una bomba calorimétrica que contenía 2,7 kg de agua y la temperatura aumentó de 20,5 a 23,6 °C.
a. Calcular la capacidad calórica del calorímetro
b. Calcular la entalpía de reacción a partir de ΔH°f de reactivos y productos.
c. Comparar dicho valor con el experimental a partir de los datos de la bomba calorimétrica.
7. La síntesis del amoníaco es un proceso exotérmico que libera 96,2 KJ/mol.
Escribir la ecuación termoquímica y calcular las Kcal liberadas cuando se han obtenido 15 kg de amoníaco.
8. Calcular el ΔH° de descomposición del KClO3 (s) en KCL (s) y en O2(g). Expresar dicho valor en BTU/lb conociendo los pesos atómicos.
9. La combustión de 2 g de almidón desprende 8,4 kcal. Calcular ΔH°f para el almidón en Kj/mol considerando que su fórmula es C6H10O5.
10. A partir de:
2 NH3 (g) + 3 N2O (g) --->4N2 (g) + 3 H2O (l) ΔH = -1010 KJ 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) --->2N2 (g) + 6 H2O (l) ΔH = -1531 KJ Calcular el valor de ΔH para: N2 (g) + ½ O2 (g) ---> N2O (g)
11. Escribir la ecuación termoquímica para la combustión del etano (utilice la tabla de entalpía de formación estándar). Si se combustionan 45 g de etano en una bomba calorimétrica cuya capacidad calorífica es 250 J/°C y que contenía 0,8 lt de agua, calcular la temperatura final de la bomba. La temperatura inicial fue de 14°C.
12. Considere la reacción:
H2 (g) + Cl2 (g) ---> 2 HCl (g) ΔH° = -184,6 KJ
Si 8 g de H2 reaccionan con 270 g de Cl2 cuántos g de HCl se obtienen y cuántos KJ se desprenden?
13. Dados:
FeO (s) + H2 ---> Fe (s) + H2O (g) ΔH= +24,7 KJ 3 Fe O (s) + ½ O2 (g) ---> Fe 3O4 (s) ΔH = -317,6 KJ H2 (g) + ½ O2 (g) ---> H2O ΔH = -241,8 KJ Calcular el valor de ΔH para :
3 Fe (s) + 4 H2O (g) ---> Fe3O4 (s) + 4 H2O (g)
14. Al combustionar 2 g de CH3OH en una bomba calorimétrica se desprenden 316 KJ. Calcular la temperatura final , si la capacidad calórica de la bomba es 75 KJ/°C y estaba rodeada de 1,5 lt de agua con una temperatura de 15°C. b. Calcular la energía interna (ΔU) de esta combustión en Kcal / mol.
15. 1,22 g de Mg metálico se disuelven en 100 ml de un HCl 6M, cuya densidad es 1,10 g/ml. El ácido se encuentra inicialmente a 23°C y la solución resultante alcanza una temperatura final de 45°C. El calorímetro de taza en el que se efectúa la reacción tiene una C = 562 J/°C. Calcular ΔH para la reacción.
Mg(s) + 2 HCl (ac) ---> MgCl2 (ac) + H2 (g)
Considere que el calor específico de la solución final es igual al del agua (4,18 J/g°C); que el valor de ΔH es por mol de Mg(s) consumido y que el peso atómico del Mg es 24,3
16. Utilizando las entalpías de formación, calcular ΔH° para la reacción 2NH3 (g) + 2 CH4 (g) + 3 O2 (g) ---> 2 HCN (g) + 6 H2O (l)
17. Al combustionar 1 mol de hidracina N2H4 (g) se obtiene N2 (g) y H2O (l) y se liberan 622,4 KJ.
a. Escribir la ecuación termoquímica para dicha combustión b. Calcular la entalpía de formación de la hidracina
18. 200 ml de un ácido clorhídrico 0,86 M se mezclan con 200 ml de una solución 0,43 M de Ba(OH)2 en un calorímetro a presión constante cuya C= 450 J/°C. La temperatura inicial de las 2 soluciones era la misma, 18,5°C. Calcular la temperatura final de la mezcla de las soluciones, sabiendo que el calor de neutralización para el proceso :
H+ (ac) + OH- (ac) ---> H2O (l) es - 56,2 KJ
19. La transformación de glucosa en ácido láctico se puede representar con la ecuación:
C6H12O6 ---> 2 C3H6O3 Considerando los siguientes experimentos:
a. 0,75 g de C6H5COOH (ácido benzoico) se quemaron en una bomba calorimétrica que contenía 1 lt de agua y el ΔT observado fue 3,6 °C. Si el calor de combustión del ácido benzoico es -26,4 KJ/g calcular C del calorímetro.
b. En el mismo calorímetro se quemaron 1,25 g de glucosa y el ΔT observado fue de 3,5 °C. Calcular el calor de combustión y la entalpía estándar de formación de la glucosa.
c. Al quemar 0,95 g de ácido láctico, en el mismo calorímetro la elevación de temperatura observada fue de 2,6°C. Calcular el calor de combustión y la entalpía estándar de formación del ácido láctico.
d. Calcular finalmente el cambio de entalpía para la transformación de glucosa en ácido láctico.
