Problemas de Qu´ımica General Curso 2017-2018
1◦ de C. Qu´ımicas Grupo 911 Hoja 6
1. A partir de los datos sobre las reacciones que se dan seguidamente, determinar la entalp´ıa de reacci´on est´andar para el proceso cuya ecuaci´on sin ajustar completamente es:
a CO(g) + b H2(g) → c CH4(g) +d CO2(g) + 2 H2O(l) C(grafito) +1 2 O2(g) → CO(g) ∆H =−110.5 kJ CO(g) +12 O2(g) → CO2(g) ∆H =−283.0 kJ H2(g) +12 O2(g) → H2O(l) ∆H =−285.8 kJ C(grafito) + 2 H2(g) → CH4(g) ∆H =−74.81 kJ CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H =−890.3 kJ
Sol. 4 CO(g) + 8 H2(g) → 3 CH4(g) + CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H =−747.5 kJ mol−1.
Nota: En este ejercicio y los siguientes similares a ´este, el mol−1 se refiere a mol de grado de avance de la reacci´on. Se puede omitir en las unidades de ∆H.
2. Determinar la entalp´ıa de reacci´on para el proceso:
a N2H4(l) + b H2O2(l) → cN2(g) + 4 H2O(l)
a partir de los datos siguientes:
N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l) ∆H =−622.2 kJ
H2(g) +12 O2(g) → H2O(l) ∆H =−285.8 kJ
H2(g) + O2(g) → H2O2(l) ∆H =−187.8 kJ
Sol. N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(l) ∆H =−818.2 kJ mol−1.
3. El tetracloruro de carbono es un disolvente comercial importante que se prepara por reacci´on de cloro gaseoso con el sulfuro de carbono. Determinar ∆H para la reacci´on:
a CS2(l) + b Cl2(g) →c CCl4(l) + S2Cl2(l)
usando los datos apropiados de la siguiente tabla:
CS2(l) + 3 O2(g) →CO2(g) + 2 SO2(g) ∆H = −1077. kJ 2 S(s) + Cl2(g) → S2Cl2(l) ∆H = −58.2 kJ C(s) + 2 Cl2(g) → CCl4(l) ∆H = −135.4 kJ S(s) + O2(g) →SO2(g) ∆H = −296.8 kJ SO2(g) + Cl2(g) → SO2Cl2(l) ∆H = +97.3 kJ C(s) + O2(g) →CO2(g) ∆H = −393.5 kJ CCl4(l) + O2(g) → COCl2(g) + Cl2O(g) ∆H = −5.2 kJ Sol. CS2(l) + 3 Cl2(g) →CCl4(l) + S2Cl2(l) ∆H =−283.5 kJ mol−1 4. Una importante fuente de hidr´ogeno comercial es la reacci´on:
a CH4(g) +b O2(g) →c CO(g) + 2 H2(g)
Determinar la entalp´ıa para esa reacci´on a partir de los siguientes datos:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H =−802 kJ
CH4(g) + CO2(g) → 2 CO(g) + 2 H2(g) ∆H = +247 kJ
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g) ∆H = +206 kJ
5. Los calores de combusti´on (∆H) por mol de 1,3-butadieno [C4H6(g)], butano [C4H10(g)] y H2
son –2540.2, –2877.6 y –285.8 kJ respectivamente. Calcular la entalp´ıa de hidrogenaci´on del 1,3-butadieno a butano:
a C4H6(g) + b H2(g) → C4H10(g) Sol. C4H6(g) + 2 H2(g) → C4H10(g) ∆H=−234.2 kJ mol−1
6. El metabolismo de la glucosa, C6H12O6, da CO2(g) y H2O(l) como productos. El calor liberado
en el proceso se convierte en trabajo ´util con una eficiencia de aproximadamente el 70%. Calcular la masa de glucosa metabolizada por una persona de 58.0 kg al escalar a una monta˜na con una ganancia en altura de 1450 m. Suponer que el trabajo realizado para escalar es alrededor de cuatro veces el necesario para simplemente elevar 1450 m una masa de 58.0 kg. ∆Hf0 de C6H12O6
es -1273.3 kJ mol−1, y los calores de combusti´on del C(grafito) y del H2(g) son, respectivamente:
-393.5 kJ y -285.8 kJ por mol de reactivo quemado.
Sol. C6H12O6(s) + 6 O2(g)→6 CO2(g) + 6 H2O(g); ∆H =−2802.5 kJ mol−1;mglucosa= 302.5g
7. La entalp´ıa estandar de combusti´on del gas propano l´ıquido a 298 K es -2220 kJ mol−1 y la entalp´ıa est´andar de vaporizaci´on del propano l´ıquido a esa temperatura es 15 kJ mol−1. ¿Cu´al es la entalp´ıa est´andar de combusti´on del propano gas a esa temperatura? ¿Cu´al es la energ´ı interna de reacci´on ? Sol. C3H8(g) + 5 O2(g)→3 CO2(g) + 4 H2O(`) ∆H =−2235 kJ mol−1;
∆U =−2228 kJmol−1
8. Calcular la entalp´ıa est´andar de reacci´on a 298 K para:
2 Ag+(ac) + Cu(s) →Cu2+(ac) + 2 Ag(s)
teniendo en cuenta que las entalp´ıas est´andar de formaci´on de los iones Ag+ y Cu2+ son,
re-spectivamente: +105.58 kJ mol−1 y +64.77 kJ mol−1.
Sol. ∆H=−146.4 kJ mol−1
9. A 298 K, la entalp´ıa est´andar de formaci´on del AgCl(s) es –127.0 kJ mol−1. Si las entalp´ıas est´andar de formaci´on de los iones Ag+y Cl−son, respectivamente, +105.58 kJ mol−1 y –167.16
kJ mol−1, calcular la entalp´ıa de disoluci´on del AgCl(s).
Sol. AgCl(s) → Ag+(aq) + Cl− (aq) ∆H = 65.42 kJ mol−1
10. La entalp´ıa molar est´andar de formaci´on del agua a 298 K es –285.8 kJ mol−1. Si la capaci-dad calor´ıfica Cp del agua l´ıquida es 75.48 J K−1 mol−1, determinar el calor que se absorbe o
desprende cuando se forma un mol de agua l´ıquida a 99◦C partiendo de ox´ıgeno e hidr´ogeno gaseosos a 298 K, suponiendo que la presi´on permanece constante durante el proceso. Repetir el c´alculo para agua formada a 1◦C.
Sol. ∆H99◦C =−280.21 kJ mol −1
, ∆H1◦C =−287.61 kJ mol −1
11. A partir de las siguientes entalp´ıas de reacci´on:
4HCl(g) + O2(g)→2H2O(l) + 2Cl2(g) , ∆H =−202.4 kJ mol −1 1 2H2(g) + 1 2F2(g)→HF(l) , ∆H =−300.0 kJ mol −1 H2(g) + 12O2(g)→H2O(l) , ∆H =−285.8 kJ mol−1 encuentre la entalp´ıa de la reacci´on: 2HCl(g) + F2(g)→2HF(l) + Cl2(g). Sol. ∆H=−415.4 kJ mol−1
12. La combusti´on de un mol de benceno l´ıquido a 25 oC y 1 bar, para producir CO2(g) y H2O(l) ,
libera 3267 kJ de calor cuando los productos de encuentran a 25◦C y 1 bar. ¿Cu´al es la entalp´ıa est´andar de formaci´on del benceno l´ıquido? Nota: busque las entalp´ıas de formaci´on del CO2 y del H2O en unas tablas.
Sol. ∆Hf = 49 kJ mol−1
13. Determinar la variaci´on de entalp´ıa y la variaci´on de energ´ıa interna a 25◦C de la reacci´on (no ajustada): N2H4(l) + H2O2(l)→N2(g) + H2O(l) a partir de los siguientes datos:
N2H4(l) + O2(g)→N2(g) + 2H2O(l),∆H =−622.2 kJ mol−1 y los calores de formaci´on del agua
y del agua oxigenada sacados de unas tablas.
Sol. ∆H=−818.2 kJ mol−1
14. Buscar en una tabla las entalp´ıas de formaci´on (y, cuando proceda, de mbio de fase) de las sustancias que intervienen en las siguientes reacciones. A partir de ellos, hallar las entalp´ıas normales de reacci´on a 298K y a 370K de las siguientes reacciones:
(a) 2H2S(g) + 3O2(g) →2H2O(l) + 2SO2(g) ∆Cp = 73.8 J mol−1
(b) 2H2S(g) + 3O2(g) →2H2O(g) + 2SO2(g) ∆Cp =−9.63 J mol−1
(c) 2HN3(g) + 2NO(g) → H2O2(l) + 4N2(g) ∆Cp = 58.55 J mol−1
Ignorar la variaci´on de las capacidades calor´ıficas con la temperatura. Nota: La entalp´ıa de formaci´on del HN3(g) es 300 kJ mol−1.
Sol. (a) ∆H298K =−1124 kJ mol−1; ∆H370K =−1119 kJ mol−1; (b) ∆H298K =−1036 kJmol−1;
∆H370K =−1037 kJ mol−1; (c) ∆H298K =−968 kJ mol−1; ∆H370K =−964 kJ mol−1
15. Un cubo de hielo de 54 cm3 a -25◦C se introduce en un recipiente aislado t´ermicamente con 400
mililitros de H2O(l) a 32◦C. ¿Cu´al ser´a la temperatura final del sistema cuando se alcance el
equilibrio? ¿En qu´e fase o fases estar´a el sistema?
Calores espec´ıficos: H2O(s) = 2.01 J g−1 ◦C−1; H2O(l) = 4.18 J g−1 ◦C−1.
Densidades: H2O(s) = 0.917 g cm−3; H2O(l) = 0.998 g cm−3.
∆Hf us = 0.334 kJ g−1. Sol. Tf = 18.3◦C
16. ¿Cu´antos litros de CH4(g), medidos a 25◦C y 768 torr, deben quemarse para proporcionar el
calor necesario para vaporizar 3.78 litros de agua a 100◦C? ∆Hcombustion CH4 =−8.90 10
2 kJ mol−1. Para el H
2O(l) a 100◦C:ρ= 0.958 g cm−3 y ∆Hvap=
40.7 kJ mol−1. Sol. V = 220L
17. El calor molar de vaporizaci´on del Ar en el punto normal de ebullici´on (87.3K) es 1.56 kcal/mol. a) Calcular ∆S cuando se vaporiza 1.00 mol de Ar a 87.3K y 1 atm. b) Calcular ∆S cuando se condensan 5.00 g de Ar gaseoso a l´ıquido a 87.3K y 1 atm.
Sol. (a) ∆Svap= 17.9 calK−1 = 74.8 J K−1; (b) ∆Scond =−2.23 cal K−1 =−9.36 J K−1
18. El calor espec´ıfico del agua es pr´acticamente constante a 1.00 cal/(g◦C) en el intervalo de 25◦C a 75◦C a 1 atm. Calcular ∆S para el calentamiento reversible de 100 g de agua desde 25◦C a 50◦C y desde 50◦C a 75◦C.
Sol. (a) 33.7J K−1; (b) 31.2J K−1
19. El punto de ebullici´on del CO2 es 227 K a la presi´on de 8.00 bar. Calcular el cambio de
entrop´ıa cuando 20.0 g de CO2 se calientan de forma reversible a la presi´on constante de 8.00
bar desde 222 K hasta 232 K. Datos: ∆Hebull,227 = 14.6 kJ mol−1 , CP,m(l) = 87.0 J mol−1K−1, CP,m(g) = 42.7 J mol−1K−1.
20. Consulte las tablas de datos termodin´amicos y calcule el cambio de entrop´ıa est´andar para las siguientes reacciones a 25◦C y 1 bar:
a) S(s) + O2(g) → SO2(g)
b) MgCO3(s)→ MgO(s) + CO2(g)
c) H2(g) + CuO(s) → Cu(s) + H2O(g)
d) 2Al(s) + 3 SnO(s)→ Al2O3(s) + 3Sn(s)
e) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
Sol. (a) 10.48 J K−1; (b) 175 J K−1; (c) 48.5 J K−1; (d) −21 J K−1; (e) −163.5 J K−1
21. Sin consultar las tablas prediga el signo del cambio de entrop´ıa para las siguientes reacciones: a) PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s)
b) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)
c) H2(g) → 2H(g)
d) U(s) + 3 F2(g) → UF6(s)
Sol. (a) ∆S <0; (b) ∆S >0; (c) ∆S >0; (d) ∆S <0
22. Halle ∆S◦ a 370 K para la reacci´on 2 H2S(g) + 3 O2(g) → 2 H2O(g) + 2 SO2(g). Ignore la
variaci´on de las capacidades calor´ıficas con la temperatura.
Datos: ∆S298=−152.98 J K−1; ∆CP reaccion =−9.625 J K−1; Sol. ∆S370 =−155.1 J K−1
23. El punto de ebullici´on normal de la acetona es 56.2◦C y su entalp´ıa de vaporizaci´on es ∆Hvap= 25.5 kJ mol−1. ¿A qu´e temperatura tiene una presi´on de vapor de 375 torr?
Sol. 306 K
24. El punto de ebullici´on normal del etanol es 78.3◦C, y a esa temperatura ∆Hvap= 38.9 kJ mol−1. ¿Hasta qu´e valor es necesario reducir la presi´on si se quiere que el etanol hierva a 25.0◦C en una destilaci´on a presi´on reducida?
Sol. 0.093P◦ (69.5 torr siP◦ = 1 bar)
25. Algunos valores de la presi´on de vapor del Hg(l) son
t/◦C 80.0 100.0 120.0 140.0
P/torr 0.08880 0.2729 0.7475 1.845
(a)Determinar la entalp´ıa de vaporizaci´on en ese intervalo de temperatura; (b) determinar la presi´on de vapor a 160◦C; (c) estimar el punto de ebullici´on normal del Hg.
Sol. ∆Hvap = 61.3 kJ mol−1;P433K = 4.21torr; Tf us◦ ) = 623K
26. Dadas las siguientes capacidades calor´ıficas molares a presi´on constante: Cp,m(propano l´ıquido)
= 39.0 J K−1 mol−1;Cp,m(H2O l´ıquida) = 75.5 J K−1 mol−1; Cp,m(O2 gas) = 29.3 J K−1 mol−1; Cp,m(CO2 gas) = 37.1 J K−1 mol−1, y teniendo en cuenta el resultado del problema 7, calcular
la variaci´on de entalp´ıa para la combusti´on del propano l´ıquido a 308 K.
Sol. ∆H308K =−2218 kJ mol−1
27. Las capacidades calor´ıficas de los gases pueden ajustarse con bastante precisi´on a una expresi´on de la forma:
Cp,m =a+b T +c/T2
A partir de la siguiente tabla, determinar la diferencia entre la entalp´ıa de combusti´on del C(grafito) a 298 K y a 315 K.
a/J K−1 mol−1 b/J K−2 mol−1 c/J K mol−1
C(grafito) 16.86 4.77 –8.54
O2(g) 29.96 4.18 –1.67
