01 termoquimica 2014 abril 2013

TERMOQUÍMICA

1

UNIDAD 01. TERMOQUÍMICA

01. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

Como las reacciones químicas ocurren a presión constante, el calor absorbido o desprendido en las reacciones se

suele medir como variación de entalpía .

Si al llevarse a cabo una reacción se desprende calor, diremos que la reacción es EXOTÉRMICA, y diremos

que la variación de entalpía es negativa, .

Si por el contrario necesitamos un aporte de calor para que se lleve a cabo la reacción, diremos que la

reacción es ENDOTÉRMICA, y que la variación de entalpía es positiva,

ENERGÉTICAMENTE

LAS REACCIONES

PUEDEN SER

EXOTÉRMICAS H < 0

Son reacciones que desprenden

energía

ENDOTÉRMICAS H > 0

Son reacciones que absorben

energía

1. Razona si las siguientes reacciones son exotérmicas o endotérmicas, y calcula su variación de

entalpía

a) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) + 284 KJ

b) 2 Fe2O3 (s) + 3 C (s) + 462 KJ 4 Fe (s) + 3 CO2 (g)

a) En la reacción se desprende calor, luego es exotérmica y Hº = 284 KJ.

b) En esta reacción se necesita calor, por tanto es endotérmica y Hº = 462 KJ.

2. Fe2O3 (s) + 3 C (s) 4 Fe (s) + 3 CO2 (g) Hº = 462 KJ

Determina el calor necesario para producir 600 gramos de hierro. Dato Fe : 55,8 g/mol

Primero calculamos los moles de Hierro = 600 / 55,8 = 10,75 moles de Fe

Como la reacción necesita 462 KJ para producir 4 moles de Fe, para producir 10,75:

EJERCICIOS RESUELTOS

C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) Hº = 2200 KJ

La entalpía de una reacción, informa de la energía que se absorbe o se desprende asociada a la

estequiometria de la reacción. Para la reacción anterior, interpretaremos que se desprenden 2200 KJ

por cada 1 mol de C3H8 que reaccione, o por cada 5 moles de O2 que se consuman o por cada 3 moles de

CO2 que se produzcan o por cada 4 moles de H2O que se formen.

TERMOQUÍMICA

2

02. CÁLCULO DE LAS ENTALPÍAS DE REACCIÓN

Existen principalmente tres formas de calcular la entalpía de una reacción:

A través de las entalpías de formación de los reactivos y de los productos.

Con valores de entalpía de otras reacciones: Ley de Hess.

A través de los valores de energías de enlace.

03. ENTALPÍA DE FORMACIÓN DE UN COMPUESTO

La entalpía de formación, Hfº estándar de un compuesto es el calor absorbido o desprendido en la formación de

1 mol de compuesto a partir de sus elementos en sus variedades estables a 25ºC y 1 atm.

La entalpía de formación del CO2 (g) será el calor de la reacción de formación de 1 mol de CO2, a partir de

sus elementos en sus variedades estables que son C (s) y O2 (g)

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) Hº = 393 KJ

La entalpía de formación del NH3 (g) será el calor de la reacción de formación de 1 mol de NH3, a partir de

sus elementos en sus variedades estables que son N2 (s) e H2 (g)

1/2 N2 (s) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g) Hº = 46,5 KJ

Observad que la reacción no se podrá ajustar así:

N2 (s) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

Porque se formarían 2 moles de NH3

La entalpía de una reacción se puede calcular como el sumatorio

de las entalpías de formación de los productos menos el

sumatorio de las entalpías de formación de los reactivos

multiplicadas por sus respectivos coeficientes estequiométricos.

ENTALPÍA DE REACCIÓN

OJO: Sustancias que en

condiciones estándar se

encuentran como

moléculas diatómicas

H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2...

Por convenio, las entalpías

de formación de los

elementos puros en sus

variedades estables son 0

Hfº H2 (g) , O2 (g), C(s) ...=0

3. Conocidas las entalpías estándar de formación del butano, C4H10 (g) [ΔHfº= 124,7 KJ/mol],

agua, H2O (l) [ΔHfº= 285,8 KJ/mol] y dióxido de carbono, CO2 (g) [ΔHfº= 393,5 KJ/mol],

calcula la entalpía de combustión del butano.

La ecuación de combustión del butano es

C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) 4 CO2 (g) + 5 H2O (l) ΔHº = ?

Como la entalpía de una reacción es:

ΔHrº = np ΔHºf (productos) nr ΔHºf (reactivos)

ΔHrº = [4 ΔHºf (CO2) + 5 ΔHºf (H2O)] [1∙ ΔHºf (C4H10) + 13/2 ΔHºf (O2)]

ΔHº = [4 ∙ ( 393,5) + 5 ∙ ( 285,8)] [ ( 124,7) + 13/2 ∙ 0]

ΔHº = 2878,3 KJ

4. A partir de las entalpías de formación estándar del dióxido de carbono, CO2 (g) [ΔHfº= 393,5

KJ/mol], del agua, H2O (l) [ΔHfº= 285,8 KJ/mol] y, la entalpía de combustión del acetileno

gas C2H2 (g) [ΔHº= 1299,5 KJ/mol], calcular la entalpía estándar de formación del acetileno.

Disponemos del valor de la entalpía de la reacción de combustión del C2H2 cuya ecuación es:

C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (l) ΔHº = 1299,5 KJ

ΔHºr = np ΔHºf (productos) nr ΔHºf (reactivos)

ΔHº = [2 ΔHºf (CO2) + 1 ΔHºf (H2O)] [1∙ ΔHºf (C2H2) + 5/2 ΔHºf (O2)]

1299,5 = [2 ∙ ( 393,5) + 1 ∙ ( 285,8)] [ΔHºf (C2H2)]

ΔHºf (C2H2) = 226,7 KJ/mol


TERMOQUÍMICA

3

04. LEY DE HESS

La ley de Hess permite obtener el valor de la entalpía de una reacción a partir de datos de entalpía de otras

reacciones, combinándolas adecuadamente.

Si una reacción química se puede expresar como la suma algebraica de

varias reacciones, el calor de aquella reacción tiene que ser igual a la suma

algebraica de los calores de las reacciones parciales.

LEY DE HESS

La ley de Hess se

fundamenta en que la

entalpía es función de

estado, es decir, que

su valor sólo depende

del estado inicial y

final, para nada del

camino recorrido

5. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:

(a) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (l) H1º = 132,5 KJ

(b) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) H2º = 285,8 KJ

(c) CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g) H3º = 283 KJ

Calcular la variación de entalpía en la reacción de combustión del metanol líquido.

En primer lugar planteamos la reacción de combustión del metanol:

CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) H = ?

Tenemos que” combinar” las ecuaciones de las que disponemos los datos de entalpías,

hasta obtener la reacción buscada:

Como en la ecuación buscada el CH3OH aparece como reactivo, y en la reacción que

disponemos está como producto, se invierte la reacción (a), por consiguiente cambia

el signo de H1º.

Como en la reacción buscada se forman dos moléculas de agua, la ecuación (b) y su

correspondiente H2º se multiplican por 2.

La ecuación (c) quedaría inalterada:

Teniendo en cuenta este razonamiento, las ecuaciones se pueden expresar:

(a) CH3OH (l) CO (g) + 2 H2 (g) H1º

2 (b) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) 2 ∙ H2º

(c) CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g) H3º

Si sumo las ecuaciones obtengo la reacción buscada:

CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)

Hº = H1º + 2 H2º + H3º

Hº = ( 132,5) + 2 ( 285,8) + ( 283,0) = 722,1 KJ

EJERCICIO RESUELTO

TERMOQUÍMICA

4

05. ENERGÍAS DE ENLACE

La energía de enlace se puede definir como la energía necesaria para romper un enlace dado por mol de sustancia

en estado gaseoso, o alternativamente, como la energía desprendida en la formación de un enlace.

Se puede calcular la entalpía de una reacción a partir de datos de las energía de enlace, ya que la entalpía de una

reacción es la suma de las energías de los enlaces rotos menos la suma de las energías de los enlaces formados.

CÁLCULO DE ΔHr A PARTIR DE ENERGÍAS DE ENLACE

∙ ∙

∙ ∙ ∙ ∙

∙ ∙ ∙ ∙

6. Calcular la entalpía de la siguiente reacción, usando los siguientes valores de energías de

enlace: E (C H) = 415 KJ/mol y E (H H) = 436 KJ/mol

C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g)

La entalpía de una reacción es

ΔHº = E (enlaces rotos) E (enlaces formados)

En esta reacción se rompe 2 moles de enlaces H H (1 por cada molécula de H2) y se forman 4

moles de enlaces C-H al formarse CH4.

7. Utilizando los valores de energías de enlace E (C H) = 415 KJ/mol, E (H H) = 436 KJ/mol y

E (C H) = 611 KJ/mol, calcula el valor aproximado de la entalpía de reacción de

hidrogenación de eteno.

CH2 CH2 (g) + H2 (g) CH3 CH3 (g)

Las moléculas de reactivos tienen 1 enlace doble C C, 4 enlaces C H y 1 enlace H H;

mientras que las molécula de etano tienen 1 enlace simple C C, y 6 enlaces C H.

El proceso “neto” supone la ruptura de un mol de enlace doble C C y 1 mol de enlaces H H, y

la formación de 1 mol de enlaces simples C C y 2 de enlaces C H.


TERMOQUÍMICA

5

06. CALOR DE REACCIÓN A VOLUMEN CONSTANTE. ENERGÍA INTERNA

Ya hemos comentado que la mayoría de las reacciones se llevan a cabo a presión constante, por tanto, la manera

más común de medir la energía interna de reacción es a través de la entalpía de reacción ( ). Pero

también se puede medir el calor de la reacción a volumen constante, en este caso, la energía asociada a la

reacción coincidiría con la variación de energía interna de la reacción ( ).

Ambas magnitudes se pueden relacionar

07. ENTROPÍA

Desde un punto de vista conceptual la entropía es una medida del desorden. Se puede saber si un proceso va

acompañado de un aumento o disminución de entropía analizando el grado de desorden del estado inicial y final.

Donde es la variación del número de moles gaseosos de la reacción, es decir:

nº de moles gaseosos de los productos nº de moles gaseosos de los reactivos

RELACIÓN ENTRE ΔHº Y ΔUº

8. Para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

el valor de la entalpía de reacción a 25ºC y 1 bar es ΔHº = 45,95 KJ. ¿Cuánto valdría la variación

de energía interna de la reacción a la misma temperatura?

La relación entre la entalpía y la energía interna es

Como en la reacción hay 2 moles gaseosos de productos (NH3) y 4 moles gaseosos de reactivos (1

mol de N2 + 3 moles de H2), la variación de moles gaseosos de la reacción es:

n = 2 4 = 2

Por lo tanto

45950 = Uº + 8,314 ∙ 298 ∙ ( 2) ΔUº = 40994,8 KJ = 41 KJ

EJERCICIO RESUELTO

La entropía de una reacción se puede calcular como el sumatorio

de las entropías de los productos menos el sumatorio de las

entropías de los reactivos multiplicadas por sus respectivos

coeficientes estequiométricos.

ENTROPÍA DE REACCIÓN Procesos en los que se espera

que aumente la entropía:

Fusión, ebullición, sublimación

Disoluciones de sólidos en agua

Aumento del nº de moléculas

gaseosas en una reacción.

Mezclado de compuestos

9. A partir de los datos de entropías estándar de las siguientes sustancias, Sº

(J/mol K): H2 (g) = 130,6; O2 (g) = 205; NO (g) = 210,7; calcula ΔSº para la

siguiente reacción

N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)

ΔSº = np Sº (productos) nr Sº (reactivos)

ΔSº = [2 ∙ SºNO] [1∙ SºN2+ 1∙ SºO2] = [2 ∙ 210,7] [191,5 + 205] = 24,9 J/K

EJERCICIO RESUELTO ATENCIÓN

Las entropías de los

elementos puros NO son 0

º H2 (g) , O2 (g), C(s) ... 0

TERMOQUÍMICA

6

08. ESPONTANDEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS.

La energía libre o energía libre de Gibbs ( Gº) sirve para conocer si una reacción es espontánea, en condiciones

estándar:

Si Gº < 0, la reacción es espontánea.

Si Gº > 0, la reacción no es espontánea, pero sí lo será el proceso inverso.

Si Gº = 0, la reacción está en equilibrio.

La expresión ΔG = ΔH – TΔS, muestra que además de las variaciones de la entalpía y la entropía, la temperatura a

la cual se lleva a cabo el proceso desempeña un papel importante en el valor de ΔG, pudiendo, incluso cambiar el

sentido espontáneo de una reacción. Teniendo en cuenta que en la mayoría de los procesos ΔH y ΔS apenas

varían con la temperatura, el siguiente esquema resume la influencia de la temperatura en la espontaneidad de

una reacción

Espontaneidad ( )

Siempre Nunca espontánea

Siempre Espontánea a cualquier temperatura

Depende T: Si , será espontánea.

Depende T: Si , será espontánea

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

Por convenio, las energías

libres de formación de los

elementos puros en sus

variedades estables son 0

Gfº H2 (g) , O2 (g), C(s) ...=0

∙

10. Averigua si será espontánea la combustión del benceno (C6H6), a partir de los datos de energía

libre estándar de formación de los siguientes compuestos: ΔGºf [C6H6 (l)] = 124,5 kJ/mol; ΔGºf

[CO2 (g)] = 394,4 kJ/mol; ΔGºf [H2O(l)] = 236,9 kJ/mol

La ecuación de combustión del benceno es

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) Gº = ?

Grº = [6 Gºf (CO2) + 3 Gºf (H2O)] [1∙ Gºf (C6H6) + 15/2 Gºf (O2)]

Gº = [6 ∙ ( 394,4) + 3 ∙ ( 236,9)] [ 124,5 + 15/2 ∙ 0]

Gº = 3201,6 KJ La reacción será espontánea

11. La descomposición del carbonato cálcico en óxido de calcio y dióxido de carbono, es un

proceso endotérmico, ΔHº = 178,1 KJ, y ΔSº = 160,5 J/K.

a) ¿Será espontánea la reacción a 25º?

b) Suponiendo que ΔHº y ΔSº, no varían con la temperatura, ¿a partir de que temperatura

será espontánea la reacción?

a) Gº = Hº T Sº = 178,1 KJ 298 K∙ 0,1605 KJ/K = 130,3 KJ; Por tanto no espontánea

b) Para que sea espontánea, Gº debe ser menor que 0, por tanto:

0 = 178,1 ∙ 0,1605. T = 1109,6 K

Justo a 1109,6 K, la descomposición del carbonato cálcico está en equilibrio. A

temperaturas mayores la reacción será espontánea.


TERMOQUÍMICA

7

EJERCICIOS Y CUESTIONES SOBRE TERMOQUÍMICA

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

1. Si en la combustión 1 mol de butano se desprenden 2880 KJ ¿Cuál es el valor de la entalpía de la reacción?

Solución: Hº = 2880 KJ

2. El propano (C3H8) se quema con oxígeno para producir dióxido de carbono y agua, según la siguiente reacción:

C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) Hº = 2200 KJ

Calcular el calor que se desprenderá cuando se quemen 200 gramos de propano.

Solución: 10000 KJ se desprenderán

3. El carbonato cálcico se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono según la reacción.

CaCO3 (s) → CO2 (g) + CaO (s) Hº = 179 KJ

a) Calcular el calor que hay que aportar para descomponer 1 kg de carbonato de calcio.

b) Calcular el volumen de CO2 medido en condiciones normales que se recogerá en la reacción anterior.

Solución: a) 1790 KJ b) 224 L

4. La combustión del acetileno gas (C2H2) produce dióxido de carbono y agua.

C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l) Hº = 1253 KJ

a) Calcula los moles de acetileno que es necesario quemar para producir 6000 KJ.

b) Calcula el volumen de CO2 medido a 1,5 atm y 25ºC que se desprenderá en el proceso anterior.

Solución: a) 4,79 moles b) 156,1 L

5. Escribe las ecuaciones termoquímicas correspondientes a cada apartado:

a) ΔHºf CO2 (g)

b) ΔHºf C2H2 (g)

c) ΔHºf SO2 (g)

Solución: a) C(s) + O2(g) CO2 (g) b) 2 C(s) + H2(g) 2 C2H2 (g) c) S (s) + O2(g) SO2 (g)

6. Utilizando los valores de las entalpías estándar de formación de la siguiente tabla, calcular ΔHº para cada una

de las siguientes reacciones:

Entalpías estándar de formación, ΔHºf (KJ/mol)

a) HCl (g) + NH3 (g) NH4Cl (s) CO2 (g) 393,5 H2O (g) 241,8

b) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g) C2H4 (g) 52,3 H2O (l) 285,8

c) C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) C2H6 (g) 84,7 NO (g) 90,37

d) C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g) C3H8 (g) 103,8 NH3 (g) 46,2

HCl (g) 92,3 NH4Cl (s) 314,4

Solución: a) ΔHº = 175,9 KJ b) ΔHº = 904,5 KJ c) ΔHº = 2219,8 KJ d) ΔHº = 137 KJ

7. El carbonato cálcico, por acción del calor, se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono según la

reacción:

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

Calcula:

a) La entalpía de la reacción de descomposición del carbonato cálcico.

b) 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.

Solución: a) 177,1 KJ b) 9487,5 KJ

TERMOQUÍMICA

8

8. Escribe las reacciones de combustión de los siguientes combustibles: hidrógeno (H2), propano (C3H8) y metano

(CH4). Indica razonadamente cuál de ellos desprende mayor cantidad de calor por gramo quemado.

Datos: ΔHºc [H2 (g)] = 286 KJ/mol; ΔHºc [C3H8 (g)] = 2220 KJ/mol; ΔHºc [CH4 (g)] = 890 KJ/mol

Solución: El que libera más energía es el hidrógeno.

9. Las entalpías de formación estándar del C2H5OH (l), CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente,

−277,30 kJ/mol, −393,33 kJ/mol y −285,50 kJ/mol. Calcula:

a) La entalpía de combustión del etanol [C2H5OH].

b) El calor que se produce al quemar 4,60 g de etanol

Solución: a) 1365,86 KJ b) 136,58 KJ

10. Las entalpías estándar de formación del CH4 (g), CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente, 74,9 kJ/mol;

393,5 kJ/mol y 285,8 kJ/mol. Calcula:

a) La variación de la entalpía de combustión del metano.

b) El calor producido en la combustión completa de 1000 L de metano medido en condiciones normales.

Solución: a) 890 KJ/mol b) 39732 KJ se desprenden

11. El butano se quema con oxígeno para producir dióxido de carbono gaseoso y agua líquida.

a) Calcule la variación de entalpía estándar de la reacción de combustión del butano.

b) ¿Qué cantidad de calor se desprenderá en la combustión de los 12 kg de butano de una

bombona?

Datos: ΔHºf [CO2 (g)] = 393 kJ/mol; ΔHºf [H2O (l)] = 286 kJ/mol; ΔHºf [C4H10 (g)] = 125 kJ/mol

Solución: a) 2877 KJ b) 595251 KJ se desprenden

12. Algunos automóviles pueden utilizar gas butano, C4H10 (g), como combustible. Calcula la energía liberada en la

combustión de 10 litros de butano medidos a 298 K y 1 atm.

Datos: ΔHºf [C4H10 (g)] = 124,7 KJ/mol; ΔHºf [CO2 (g)] = 393,5 kJ/mol; ΔHºf [H2O(l)] = 285,8 kJ/mol

Solución: 1177,9 KJ

13. El sulfuro de Zinc, es una sal que tiene propiedades fotoluminiscentes, brillando en la oscuridad cuando recibe

un estímulo luminoso, por lo tanto es muy útil para la señalización de emergencia.

a) Calcula la variación de entalpía estándar correspondiente a la reacción.

ZnS (s) + 3/2 O2 (g) ZnO (s) + SO2 (g)

b) ¿Qué calor se absorbe o se desprende, cuando reaccionan 100 g de ZnS (s) con oxígeno en exceso?

Datos: ΔHºf [ZnS (s)] = 202,9 kJ/mol; ΔHºf [ZnO (s)] = 384 kJ/mol; ΔHºf [SO2 (g)] = 296,1 kJ/mol

Solución: a) 441,2 KJ b) 452,8 KJ se desprenden

14. El Oxígeno se puede obtener en el laboratorio por calentamiento de clorato potásico sólido según la reacción

2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) ΔHº = 89,4 KJ

Calcular la energía desprendida en la obtención por este procedimiento, de 10,1 litros de oxígeno medidos en

condiciones normales de presión y temperatura.

Solución: 13,4 KJ

15. Los valores de las entalpías estándar de combustión del C (s) y

del benceno (líquido) son, respectivamente, 393,7 kJ/mol y

3267 kJ/mol, y el valor de la entalpía estándar de formación para

el agua líquida es 285,9 kJ/mol.

a) Calcula la entalpía de formación del benceno (líquido).

b) ¿Cuántos kJ se desprenderán o absorberán en la combustión de 0,5 kg de benceno?

Solución: a) 47,1 KJ/mol b) 20942 KJ

Observa que la entalpía de formación

del CO2 (g) es la misma que la

entalpía de combustión del C(s)

TERMOQUÍMICA

9

16. Escriba las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de formación estándar, a partir de sus

elementos, del dióxido de carbono (gas) , agua (líquida) y ácido metanoico (gas) (HCOOH), y la reacción de

combustión de este último.

Solución: C(s) + O2(g) CO2 (g); H2(g) + 1/2 O2(g) H2O (l); C(s) + O2(g) + H2(g) HCOOH (g)

HCOOH (g) + 3/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (g)

(PAU, Aragón’04)

17. Determinar la entalpía estándar de combustión del ácido metanoico (H2CO2) sabiendo que las entalpías de

formación estándar del H2O (l) = 285,8 kJ.mol-1

; CO2 (g) = 393,5 kJ.mol-1

y H2CO2 = 409 kJ.mol-1

.

Solución: ΔHº = 270,3 KJ

(PAU, Aragón’02)

18. Las entalpías de combustión del propano y el butano, a 25oC y 1 atm, son 2.220 kJ/mol y 2.876 kJ/mol,

respectivamente.

a) Calcula la diferencia de calor desprendido al quemar 10 gramos de cada uno de estos gases.

b) Calcula la diferencia de calor desprendido al quemar 10 litros de cada uno de estos gases, medidos a 25ºC

y 1 atm.

Masas atómicas: Carbono: 12; Hidrógeno: 1.

Solución: a) 8,65 KJ mayor el propano b) 268,96 KJ mayor el butano

(PAU, Aragón’08)

19. El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ΔHºr = 3402,8 KJ

Calcula:

a) La entalpía de formación estándar de la glucosa, C6H12O6.

b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.

Datos: ΔHºf [CO2 (g)] = 393 kJ/mol; ΔHºf [H2O (l)] = 285,8 kJ/mol;

Solución: a) 670 KJ/mol b) 9452 KJ

20. 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) ΔHº = 710 kJ

Las entalpías de formación de H2O2 (l) y del H2O (l) son –187,8 kJ/mol y –286 kJ/mol, respectivamente.

a) Calcule la entalpía de formación de la hidracina.

b) ¿Qué volumen de nitrógeno, medido a 10 ºC y 50 mmHg, se producirá cuando reaccionen 64 g de

hidracina?

Solución: a) 58,4 KJ/mol b) 705,5 Litros

21. Sabiendo que la combustión de 1 kg de TNT libera 4600 kJ y teniendo en cuenta los datos que se adjuntan,

calcule:

a) La entalpía estándar de combustión del metano.

b) El volumen de metano medido a 25 ºC y 1 atm de presión que es necesario para producir la misma energía

que 1 kg de TNT.

Datos: ΔHºf [CO2 (g)] = 394 kJ/mol; ΔHºf [H2O (g)] = 242 kJ/mol; ΔHºf [CH4 (g)] = 75 kJ/mol

Solución: a) 803 KJ/mol b) 139,3 Litros

22. El carburo de calcio es una sustancia muy utilizada en soldadura

a) Calcule la variación de la entalpía estándar de la reacción

CaC2 (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)

b) ¿Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25ºC y 1 atm?

Datos: ΔHºf en kJ·mol-1

: CaC2 = –59,0; CO2 = –393 ; H2O = –286; Ca(OH)2 = –986,0; C2H2 = 227,0.

Solución: a) 128 KJ b) 5315,5 KJ

TERMOQUÍMICA

10

23. La entalpía de reacción para el proceso:

CS2 (l) + 3 O2 (g) CO2 (g) + 2 SO2 (g) vale, ΔHr = 1072 kJ

a) Sabiendo que la entalpía de formación del CO2 (g) vale 395,5 kJ/mol y la del SO2(g) vale 296,4 kJ/mol,

calcula la entalpía de formación del CS2(l).

b) Determina el volumen de SO2(g) recogido a 25ºC y 1 atm cuando el desarrollo de la reacción ha producido

6000 kJ.

Solución: a) 83,7 KJ/mol b) 273,44 L

(PAU, Aragón’10)

24. La síntesis de glucosa en las plantas tiene lugar según la reacción:

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) para la cual, ΔHr = 2815 kJ.

a) Determina la entalpía de formación de la glucosa.

b) Calcula la energía necesaria para obtener 50 gramos de glucosa mediante la reacción del enunciado.

c) Determina los litros de oxígeno desprendidos a 25 oC y 1 atm por cada gramo de glucosa formado.

Entalpía de formación del agua líquida, ΔHf [H2O(l)] = 285,8 kJ/mol

Entalpía de formación del dióxido de carbono gas, ΔHf [CO2(g)] = 393,5 kJ/mol

Solución: a) 1260,8 KJ/mol b) 781,94 KJ c) 0,81 L

(PAU, Aragón’10)

25. La entalpía de formación estándar del tricloruro de fósforo líquido y del pentacloruro de fósforo sólido son

respectivamente -317,5 kJ mol-1

y – 454,5 kJ mol-1

.

a) Calcule la entalpía estándar de la reacción en la que tricloruro de fósforo líquido reacciona con cloro

gaseoso para obtener pentacloruro de fósforo sólido.

b) Calcule qué cantidad de energía se absorberá o desprenderá cuando 5 gramos de tricloruro de fósforo

líquido reaccionen con 2 L de cloro, medidos a 25ºC y una atmósfera de presión.


(PAU, Aragón’12)

26. Dada la siguiente reacción: Cl2 (g) + 2 NaI (ac) 2 NaCl (ac) + I2 (s) ΔH0

= 223,6 KJ

a) Calcule la entalpía estándar de formación de NaI (ac) si la entalpía estándar de formación de NaCl (ac) es

de 407,1 KJ mol-1

.

b) Calcule la energía desprendida si 250 mL de una disolución 2 M de yoduro de sodio se mezclan con 5 litros

de cloro medidos a 25 0C y 1 atm.

Solución: a) 295,3 KJ/mol b) 44,72 KJ

(PAU, Aragón’11)

27. Las entalpías de formación estándar del CO2 (g), H2O (l) y C3H8 (g) son, respectivamente, 393,5 kJ/mol;

285,8 kJ/mol y 103,852 kJ/mol.

a) Escriba la reacción de combustión del propano.

b) Calcule la entalpía estándar de combustión del propano.

c) Determine la masa de gas necesaria para obtener 1000 kg de óxido de calcio por descomposición térmica

del carbonato de calcio, si: CaCO3 (s) CaO (s) + O2 (g) ΔH0

= 178,1 KJ

Solución: a) C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) b) 2111,9 KJ/mol c) 37,106 Kg

28. El acetileno (etino) es un gas altamente inflamable que produce una llama de hasta 3000

ºC, por lo que es muy útil en equipos de soldadura, donde hay que alcanzar temperaturas

muy altas para fundir el metal.

a) Calcule la entalpía de formación estándar del acetileno a partir de las entalpías de

combustión estándar del hidrógeno, carbono y acetileno, cuyos valores (en KJ/mol)

son, respectivamente: 285,3; 393,3 y 1298,3.

b) Calcule el calor desprendido, cuando se quema 1 kg de acetileno.

Solución: a) 226 KJ/mol b) 49934,6 KJ

TERMOQUÍMICA

11

29. 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.

Solución: ΔHºC (C2H6O): 1365,9 kJ/mol; ΔHºC (C2H4O2): 876 kJ/mol

30. 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, determina:

a) La entalpía de formación y de combustión del metano.

b) 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.

Solución: a) ΔHºf (CH4): 74,9 KJ/mol, ΔHºc (CH4): 889,7 KJ/mol b) 40,9 L

31. En la combustión de 10 gramos de pentano líquido en condiciones estándar se desprenden 398 kJ.

a) Calcule la entalpía estándar de combustión del pentano líquido.

b) Sabiendo que las entalpías estándar de formación del agua líquida y del dióxido de carbono son de 241,8

kJ mol-1

y 393,5 kJ mol-1

respectivamente, calcule cuál es la entalpía de formación estándar del pentano

líquido.

Masas atómicas: C=12,0; O=16,0.

Solución: a) 2863,31 KJ/mol b) 550,19 KJ/mol

(PAU, Aragón’12)

32. La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos (C8H18). Sabiendo los

calores de formación de: H2O(g) = –242 kJ/mol; CO2(g) = –394 kJ/mol y C8H18(l) = –250

kJ/mol:

a) Escriba la ecuación (ajustada) de combustión de la gasolina (los productos son

CO2(g) y H2O(g)) y calcule el calor de reacción ΔH (en kJ)

b) Calcule la energía (en kJ) liberada en la combustión de 5 dm3 de gasolina sabiendo

que su densidad = 800 kg/m3)

c) ¿Qué volumen de CO2 medido a 30 ºC y presión atmosférica se generara en tal combustión?

Solución: a) ΔHº= 5,08∙103

KJ b) 178∙103

KJ c) 6,97∙103 L

33. Los combustibles de automóvil son mezclas complejas de hidrocarburos. Supongamos que

la gasolina responde a la fórmula C9H20, cuyo calor de combustión es Hc = –6160 kJ∙mol–1

,

mientras que el gasoil responde a la fórmula C14H30, cuyo calor de combustión es

Hc = –7940 kJ∙mol–1

.

a) Formule las reacciones de combustión de ambos compuestos y calcule la energía liberada al quemar 10 L

de cada uno.

b) Calcule la masa de dióxido de carbono liberada cuando se queman 10 L de cada uno.

Datos. Densidades: gasolina = 718 g∙L–1

; gasoil = 763 g∙L–1

Solución: a) 345632 KJ al quemar gasolina y 306007 con gasoil b) 22215,6 y 23740,6 gramos de CO2

34. En 1947 un barco cargado de fertilizante a base de nitrato amónico, NH4NO3,

estalló en Texas City (Texas, USA) al provocarse un incendio. La reacción de

descomposición explosiva del nitrato amónico se puede escribir según:

2 NH4NO3 (s) 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (g)

a) El volumen total en litros de los gases formados por la descomposición

de 1000 kg de nitrato amónico, a la temperatura de 819 ºC y 740 mmHg.

b) La cantidad de energía en forma de calor que se desprende en la

descomposición de 1000 kg de nitrato amónico.

DATOS: ΔHºf [NH4NO3 (s)]= 366,0 kJ·mol-1

; ΔHºf [H2O (g)]= 241,82 kJ·mol-1

.

Solución: a) 4,023∙106 L b) 4,758∙10

6 KJ

TERMOQUÍMICA

12

35. Se pretenden comparar las características energéticas de la miel y la ginebra asumiendo que la

primera está constituida por un 80% en peso de glucosa, C6H12O6(s), y que la segunda contiene

un 45% en peso de etanol, C2H5OH(l). Para ello:

a) Escribe las reacciones de combustión de los dos compuestos mencionados anteriormente,

quedando el agua en estado líquido.

b) Calcula las entalpías estándar de combustión de ambos compuestos en kJ.mol-1

.

c) Calcula la energía desprendida por cada kg de miel y por cada kg de ginebra.

Datos: Hfo (kJ.mol

-1): C6H12O6(s) = 1260 ; C2H5OH(l) = 277,6 ; CO2(g) = 393,5 ; H2O(l) = 285,8

Solución: a) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l); C2H6O (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)

b) Hco (C6H12O6(s)) = 2815,8 KJ/mol; Hc

o (C2H6O (l)) = 1366,8 KJ/mol

c) 12502,15 KJ; 13367,30 KJ

36. El octano, C8H18 (l), es un hidrocarburo líquido de densidad 0,79 kg/L y el componente

mayoritario de la gasolina. Teniendo en cuenta las entalpías de formación estándar que se dan al

final del enunciado, calcule:

a) La entalpía molar de combustión del octano.

b) Si 1 L de octano cuesta 0,87 euros, ¿cuál será el coste de combustible necesario para producir 106 J de

energía en forma de calor?

Datos: Hfo (kJ.mol

-1): C8H18 (l) = 249,9; CO2 ( g ) = 395,5; H2O (l) = 285,8.

Solución: a) 5470,3 KJ/mol b) 0,02 Euros

37. Si suponemos que la gasolina es una mezcla de octanos de formula general C8H18:

a) Calcule el volumen de aire a 25 ºC y 1 atm que se necesita para quemar 100 dm3 de

gasolina.

b) Calcule el calor desprendido cuando se queman 100 dm3 de gasolina.

Datos: ΔHºf [CO2 (g)] = −393,5 kJ/mol, ΔHºf [H2O (l)] = −285,8 kJ/mol. ΔHºf [C8H18 (l)] = −249,8 kJ/mol

Contenido de oxígeno en el aire = 21 % en volumen; densidad del octano = 800 g/L

Solución: a) V = 1,02∙103

m3 b) 4,19∙10

6 KJ

38. La descomposición térmica del carbonato de calcio sólido da lugar a la formación de óxido de calcio sólido y

dióxido de carbono gas. Calcula:

a) La entalpía estándar de la reacción de descomposición.

b) Los kg de óxido de calcio que se podrán obtener mediante dicha reacción utilizando 5000 kJ de energía, si

el rendimiento de la misma es del 90%.

Datos: Hºf en kJ mol-1

: CaCO3(s) = 1209,6 ; CO2(g) = 392,2 ; CaO(s) = 635,1;

Solución: a) 182,3 KJ b) 1,308 Kg

39. En una fábrica de cemento se requiere aportar al horno 3300 kJ por cada kilogramo de

cemento producido. La energía se obtiene por combustión de gas metano, CH4, con oxígeno del

aire de acuerdo con la reacción:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)

a) La cantidad de gas metano consumido, expresada en kg, para obtener 1000 kg de cemento.

b) La cantidad de aire, en metros cúbicos, medido a 1 atmósfera y 25ºC necesario para la combustión

completa del metano del apartado a). Dato: El aire contiene 21% (volumen) de O2

Datos: ΔHºf (kJ/mol): CH4 (g)= 74,8 ; CO2 (g) = 393,5 ; H2O (l) = 285,8.

Solución: a) 59,3 Kg b) 862,6 m3

40. La entalpía de combustión de un hidrocarburo gaseoso CnH2n+2 es de –2220 kJ∙mol–1

. Calcule:

a) La fórmula molecular de este hidrocarburo.

b) La energía desprendida en la combustión de 50 L de este gas, medidos a 25 ºC y 1 atm.

c) La masa de H2O (l) que se obtendrá en la combustión anterior.

Entalpías de formación (kJ∙mol–1

): CO2(g) = – 393; H2O (l) = – 286; CnH2n+2 (g) = – 106.

Solución: a) C3H8 b) 4542,12 KJ c) 147,31 g

TERMOQUÍMICA

13

LEY DE HESS


(a) CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (l) ΔH1º = 132,5 KJ

(b) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ΔH2º = 285,8 KJ

(c) CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g) ΔH3º = 283 KJ

Calcular la variación de entalpía en la reacción de combustión del metanol líquido.

Solución: ΔHº= 722,1 KJ

42. El benceno, C6H6, puede prepararse por trimerización del acetileno, C2H2:

3 C2H2 (g) C6H6 (l)

Calcula la variación de entalpía para la reacción a partir de las entalpías de combustión de cada compuesto:

C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (l) ΔHº = 1299,48 KJ

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔHº = 3267,4 KJ

Solución: ΔHº = 631 KJ

43. A partir de la información termoquímica sobre los siguientes procesos de combustión a 298 K

C (s) + O2 (g) CO2 (g) ΔHº = 393,5 KJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ΔHº = 285,8 KJ

2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) 12 CO2 (g) + 6 H2O (l) ΔHº = 6534,8 KJ

Calcula la entalpía estándar de formación, ΔHºf para el benceno.

Solución: ΔHº = 49 KJ/mol

44. El monóxido de nitrógeno, NO, es un contaminante atmosférico producido en los motores de explosión por

reacción del nitrógeno y oxígeno del aire a altas temperaturas. Calcular la entalpía de reacción para el proceso.

N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)

A partir de las entalpías de las siguientes reacciones

N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g) ΔHº = 67,6 KJ

NO (g) + 1/2 O2 (g) NO2 (g) ΔHº = 56,6 KJ


45. El etanol (CH3CH2OH(l)) no se puede preparar directamente a partir de sus elementos; por tanto, su entalpía

estándar de formación se ha de obtener indirectamente a través de las entalpías de combustión del etanol y

de sus elementos constituyentes. Calcula la entalpía estándar de formación del etanol a partir de los

siguientes datos de entalpías de combustión:

ΔHºc [C(grafito)] = −393 kJ∙mol-1

; ΔHºc [H2(g)] = −286 kJ∙mol-1

; ΔHºc [CH3CH2OH(l)] = −1368 kJ∙mol-1

Solución: 276 KJ/mol

46. Calcula la entalpía estándar de formación del etino, C2H2 (g), a partir de las entalpías estándar de combustión

del C (grafito), el H2 (g) y el C2H2 (g).

ΔHºc [C(grafito)] = −393 kJ∙mol-1

; ΔHºc [H2(g)] = −286 kJ∙mol-1

; ΔHºc [C2H2 (g)] = −1300 kJ∙mol-1

Solución: 228 KJ/mol

47. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas

N2 (g) + 3 O2 (g) + H2 (g) 2 HNO3 (l) ΔHº = 413,2 KJ

N2O5 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (l) ΔHº = 436,8 KJ

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔHº = 571,7 KJ

Calcula la variación de entalpía de la reacción

2 N2 (g) + 5 O2 (g) 2 N2O5 (g)


TERMOQUÍMICA

14

48. Determina la entalpía de reacción para el proceso:

C3H4 (g) + 2 H2 (g) → C3H8 (g)

a partir de los siguientes datos:

Entalpía estándar de combustión del C3H4 (g) = 1937 kJ/mol

Entalpía estándar de combustión del C3H8 (g) = 2219 kJ/mol

Entalpía estándar de formación del H2O (l) = 286 kJ/mol


(PAU, Aragón’06)

49. Indica cómo calcularías la entalpía de formación del peróxido de hidrógeno a partir de las entalpías de las

siguientes reacciones:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)

H2O2 (l) → H2O (l) + 1/2 O2 (g)

Solución: ΔH = 1/2 ΔH1 – ΔH2

(PAU, Aragón’09)

50. En la combustión en condiciones estándar de 1 gramo de etanol se desprenden 29,8 kJ y en la de 1 gramo de

ácido acético 14,5 kJ. A partir de estos datos, determina la variación de entalpía estándar para la reacción:

CH3CH2OH + O2 CH3COOH + H2O


(PAU, Aragón’10)

51. Calcule, aplicando la Ley de Hess, a partir de las entalpías de combustión dadas:

a) La variación energética de la siguiente reacción: C grafito (s) + H2 (g) C3H8 (g)

b) La energía liberada cuando se quema un litro de propano medido en condiciones normales.

DATOS: Entalpías de combustión (kJ mol-1

): C grafito(s) = 393,5; C3H8 (g) = 2219,9; H2 (g)= 285,8.

Solución: a) 109,8 KJ b) 4,9 KJ

52. El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono e hidrógeno de acuerdo con la

reacción:

CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)

Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:

CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g) ΔHº = 283,0 KJ

CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g) ΔHº = 764,4 KJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O(g) ΔHº = 285,5 KJ

Calcular:

a) El cambio de entalpía para la reacción de síntesis industrial de metanol, indicando si la reacción es

exotérmica o endotérmica.

b) Calcula la energía calorífica implicada en la síntesis de 1 kg de metanol, indicando si es calor absorbido o

desprendido en la reacción.

Solución: a) 89,6 KJ (Exotérmico) b) 2800 KJ se desprenden

53. Las entalpías estándar de formación del dióxido de carbono y del agua líquida son 393,5 y

285,8 kJ/mol, respectivamente. El calor de combustión estándar del ácido acético

(C2H4O2(l)) es de 875,4 kJ/mol (quedando el agua en estado líquido). Con estos datos,

responde a las siguientes cuestiones:

a) Escribe las ecuaciones ajustadas correspondientes a los datos.

b) Calcula el calor de formación estándar del ácido acético.

c) Indica si la formación de ácido acético es un proceso endotérmico o exotérmico.

Solución: a) C (s) + O2 (g) CO2 (g); H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); C2H4O2 (l) + 2 O2 (g) 2 CO2 (g) + 2 H2O (l)

b) 483,1 KJ c) Exotérmico

TERMOQUÍMICA

15

54. El ácido nítrico se forma a partir del anhídrido correspondiente y agua según la reacción:

1/2 N2O5(g) + 1/2 H2O(l) HNO3(l) , desprendiéndose en la misma 36,85 kJ/mol.

Las entalpías de formación estándar del agua líquida y del ácido nítrico son 285,8 kJ/mol y

174,0 kJ/mol, respectivamente.

a) Escribe las ecuaciones ajustadas correspondientes a los datos de entalpías de formación.

b) Calcula la entalpía de formación del pentaóxido de dinitrógeno a partir de sus elementos en estado

estándar.

Solución: a) H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) ; 1/2 H2 (g) + 1/2 N2 (g) + 3/2 O2 (g) HNO3(l) b) 11,5 KJ/mol

b) Hco (C6H12O6(s)) = 2815,8 KJ/mol; Hc

o (C2H6O (l)) = 1366,8 KJ/mol

c) 12502,15 KJ; 13367,30 KJ

55. En la reacción de combustión de 2 gramos de benceno (C6H6(l)), en condiciones

estándar de presión y temperatura, se liberan 83,6 kJ. En esta reacción se produce

CO2(g) y H2O(l). Sabiendo que los calores de formación del dióxido de carbono y del

agua líquida son 393,50 kJ/mol y 285,84 kJ/mol, respectivamente, calcula para el

benceno:

a) El calor estándar de combustión en kJ/mol

b) El calor estándar de formación en kJ/mol.

Solución: a) 3319,23 KJ/mol b) 100,71 KJ/mol

56. En la combustión de 9,2 g de etanol, C2H6O (l), a 25ºC se desprenden 274,1 kJ, mientras que

en la combustión de 8,8 g de etanal, C2H4O (l), a 25ºC se desprenden 234,5 kJ.

a) Calcule el calor desprendido en la combustión de 1 mol de etanol y en la combustión de

1 mol de etanal.

b) Mediante reacción con oxígeno (g) el etanol (l) se transforma en etanal(l) y H2O(l).

Calcule ΔHº para la transformación de 1 mol de etanol (l) en etanal (l).

Solución: a) 1370,5 KJ y 1172,5 KJ b) 198 KJ

TERMOQUÍMICA

16

ENERGÍA DE ENLACE

57. Calcular la entalpía de la siguiente reacción

C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g)

a partir de las siguientes energías de enlace: E (C H) = 415 KJ/mol y E (H H) = 436 KJ/mol


58. Calcula el valor de la entalpía de la siguiente reacción a partir de las energías de enlace.

2 H2 (s) + O2 (g) 2 H2O (g)

E (H H) = 436 KJ/mol; E (O H) = 463 KJ/mol; E (O O) = 498 KJ/mol


59. Calcule la entalpía de formación del agua líquida utilizando energías de enlace y luego calcule la energía

producida en los motores de un cohete por la combustión de los 150 m3 de hidrógeno de sus depósitos (200

atm y 10 ºC), suponiendo un comportamiento ideal del gas.

Datos de energías de enlace en KJ/mol: H H : 436; O H : 463; O O : 498 KJ/mol

Solución: ΔHº = 241 KJ; 3,13∙108 KJ se desprenden

60. Utilizando los valores de las energías de enlace que aparecen en la tabla, calcula la variación de entalpía de las

siguientes reacciones:

Energías de enlace, E (KJ/mol)

a) CH3 CH3 (g) + Cl2 (g) CH3 CH2Cl (g) + HCl (g) H H 436 O H 463

b) CH2 CH2 (g) + H2O (g) CH3 CH2OH (g) C H 413 Cl Cl 243

c) 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) C Cl 326 Cl H 432

C C 347 O O 494

C C 611

Solución: a) ΔHº = 102 KJ b) ΔHº = 46 KJ c) ΔHº = 486 KJ

61. Dada la reacción:

CH4 (g) + Cl2 (g) CH3Cl (g) + HCl (g)

Calcule la entalpía de reacción estándar utilizando las entalpías de enlace.

Datos: entalpías de enlace en kJ/mol: (C H) = 414; (Cl Cl) = 243; (C Cl) = 339; (H Cl) = 432

Solución: 99,4 KJ

62. Utilizando los valores de energía de enlace, calcular el valor de la entalpía de hidrogenación del eteno.

CH2 CH2 (g) + H2 (g) CH3 CH3 (g)

E (C H) = 413 KJ/mol; E (H H) = 436 KJ/mol; E (C C) = 347 KJ/mol; E (C C) = 611 KJ/mol

Solución: 126 KJ

63. El proceso Deacon para la obtención de cloro gaseoso se basa en hacer reaccionar cloruro de hidrógeno y

oxígeno gaseosos, obteniendo como productos cloro gas y vapor de agua

a) Formula la ecuación ajustada por mol de cloro formado

b) Determina la variación de entalpía de la reacción a partir de los valores siguientes de las energías de

enlace en KJ/mol: E (Cl H) = 432; E (O O) = 499; E (Cl Cl) = 243; E (O H) = 460

Solución: a) 2 HCl (g) + 1/2 O2 (g) Cl2 (g) + H2O (g) b) 49,5 KJ

64. Calcula la entalpía de la reacción de hidrogenación del 1,3-butadieno a butano, conociendo las siguientes

energías de enlace:

E (C H) = 415,32 KJ/mol; E (H H) = 436,40 KJ/mol; E (C C) = 348,15 KJ/mol; E (C C) = 612,90 KJ/mol


TERMOQUÍMICA

17

65. Calcule la variación de entalpía estándar de hidrogenación del acetileno (C2H2) para formar etano (C2H6):

C2H2 (g) + 2 H2 (g) C2H6 (g)

a) A partir de las entalpías de formación: ΔHºf [C2H6 (g)] = −85 kJ/mol; ΔHºf [C2H2 (g)] = 227 kJ/mol;

b) A partir de las energías de enlace: E (C H) = 414 KJ/mol; E (H H) = 436 KJ/mol; E (C C) = 347 KJ/mol;

E (C C) = 837 KJ/mol

Solución: a) 312 KJ b) 294 KJ

66. Calcula la entalpía de combustión del metano gas a través de las siguientes energías de enlace en KJ/mol:

E (C H) = 413; E (O O) = 498; E (O H) = 498; E (C O) = 804

Nota: En el CO2, se forman 2 enlaces dobles carbono oxígeno

Solución: 952 KJ

67. Calcula la entalpía de combustión del propanol gas a través de las siguientes energías de enlace en KJ/mol:

E (C H) = 413; E (C C) = 348; E (C O) = 358; E (O O) = 498 KJ/mol; E (O H) = 498¸ E (C O) = 804

Solución: 1527 KJ

68. La entalpía de combustión del butano es de ΔHºc = 2642 kJ/mol. Si todo el proceso tiene lugar

en fase gaseosa.

a) Calcula la energía media del enlace O H.

b) Determina el número de bombonas de butano (6 kg butano/bombona) que hacen falta para

calentar una piscina de 50 m3 de 14 ºC a 27 ºC, si el calor específico del agua es 4,18 KJ/Kg ºC.

E (C O) = 804 KJ/mol; E (H H) = 436 KJ/mol; E (C C) = 348 KJ/mol; E (O O) = 498 KJ/mol

Solución: a) 485,1 KJ/mol b) 10 bombonas

TERMOQUÍMICA

18

RELACIÓN ENTRE ENTALPÍA Y ENERGÍA INTERNA

69. Determinar la variación de energía interna, ΔU, para el proceso de combustión de un mol de propano (C3H8)

para dar CO2 (g) y H2O (l) a 25ºC y 1 bar, si la variación de entalpía (ΔH), en estas condiciones, vale 2219 KJ.


70. El amoniaco, a 25ºC y 1 atm, se puede oxidar según la reacción:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (l)

a) Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción.

b) Calcula la variación de energía interna estándar de la reacción

Datos: ΔHºf [NH3 (g)] = 46,2 kJ/mol; ΔHºf [NO (g)] = 90,4 kJ/mol; ΔHºf [H2O (l)] = 286,4 kJ/mol


71. Las entalpías de formación a 25 ºC del metanol (CH3OH) (líquido), dióxido de carbono (gas) y agua (liquida)

son, respectivamente, –239,1; –393,5 y –285,8 kJ/mol.

a) Escribe la ecuación de combustión del metanol.

b) Calcula ΔHº del proceso de combustión del metanol.

c) Calcula ΔUº del mismo proceso a 25 ºC.

Solución: a) CH4O (l) + 3/2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) b) 726 KJ c) 727,2 KJ

72. A la temperatura de 200 ºC y presión atmosférica se quema un mol de propano gas (C3H8) dando como

productos dióxido de carbono (gas) y agua (gas) y desprendiéndose 1700 kJ de energía calorífica:

a) Escribe ajustada la ecuación termoquímica de combustión.

b) Calcula la variación de energía interna del proceso.

Solución: a) C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) b) 1688 KJ

73. Calcular la variación de energía interna para la reacción de combustión del benceno, C6H6 (l), si el proceso se

realiza a la presión de 1 atm y 25 ºC de temperatura.

Datos: ΔHºf [C6H6 (l)] = 49,0 kJ/mol; ΔHºf [CO2 (g)] = 393,0 kJ/mol; ΔHºf [H2O (l)] = 286 kJ/mol


74. La variación de energía interna de la reacción 2 O3 (g) 3 O2 (g) a 25 ºC y 105 Pa es ΔUº = 287,9 kJ.

Calcula el valor de ΔHº de la reacción.

Solución: 285,4 KJ

75. El etanol, CH3CH2OH (l), está siendo considerado como un posible sustituto de los

combustibles fósiles tales como el octano, C8H18 (l), componente mayoritario de la gasolina.

Teniendo en cuenta que la combustión, tanto del etanol como del octano, da lugar a CO2 (g) y

H2O (l), calcule:

a) La entalpía correspondiente a la combustión de 1 mol de etanol y la correspondiente a la combustión de 1

mol de octano.

b) La cantidad de energía en forma de calor que se desprenderá al quemarse 1 gramo de etanol y compárela

con la que desprende la combustión de 1 gramo de octano.

c) La variación de energía interna en la combustión de 1 mol de etanol y en la combustión de 1 mol de octano

a 25ºC y 1 atm.

Datos: ΔHºf [KJ/mol]: CH3CH2OH (l) = 277,7; C8H18 (l) = 250,1; CO2 (g) = 393,5; H2O (l) = 285,8

Solución: a) 1366,7 KJ y 5470,1 KJ b) 29,7 y 50,6 c) 1364,2 KJ y 5486 KJ

TERMOQUÍMICA

19

ENTROPÍA DE REACCIÓN

76. Utilizando los valores de siguiente tabla calcula la variación de entropía de las siguientes reacciones

a) 2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g) Entropías molares estándar, Sº (J/mol K)

b) 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) H2O2 (l) 109,6 NH3 (g) 192,5

H2O (l) 69,9 N2 (g) 191,5

Solución: a) ΔSº = 125,6 J/K b) ΔSº = 198.3 J/mol K O2 (g) 205,0 H2 (g) 130,6

77. A partir de los datos de entropías estándar de las siguientes sustancias, Sº (J/mol K): H2 (g) = 130,6;

O2 (g) = 205; N2 (g) = 191,5; NO (g) = 210,7; NH3 (g) = 192,3; calcula ΔSº para las siguientes reacciones

a) N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)

b) 3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3 (g)

Solución: a) ΔSº = 24,9 J/K b) ΔSº = 198,7 J/mol K

78. Predecir el signo de ΔSº para las siguientes reacciones

a) 2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g)

b) HCl (g) + NH3 (g) NH4Cl (s)

c) NH4NO2 (s) N2 (g) + 2 H2O (l)

Solución: a) ΔSº > 0 b) ΔSº < 0 c) ΔSº > 0

79. Predice cuál de las siguientes reacciones tendrá una variación de entropía positiva o negativa.

a) NH4Cl (s) HCl (g) + NH3 (g)

b) C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

c) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Solución: a) ΔSº > 0 b) ΔSº > 0 c) ΔSº < 0

80. ¿Cuál es el signo de la variación de entropía en los siguientes procesos?

a) La combustión de gas propano con oxígeno para dar dióxido de carbono y vapor de agua.

b) La reacción de hierro metálico con oxígeno para dar óxido de hierro (II).

c) La disolución de cloruro de sodio en agua.

Solución: a) ΔSº > 0 b) ΔSº < 0 c) ΔSº > 0

(PAU, Aragón’12)

81. Razona cuál de los datos que se indican de la entropía corresponde al bromo en estado líquido y cuál al bromo

gaseoso: A) Sº = 152 J/(mol∙K), B) Sº = 245 J/(mol ⋅ K).

Solución: Líquido A), Gaseoso B)

TERMOQUÍMICA

20

ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

82. Determinar la variación de energía libre de Gibbs en la combustión del benceno (C6H6), a partir de los datos de

energía libre estándar de formación de los siguientes compuestos:

ΔGºf [C6H6 (l)] = 124,5 kJ/mol; ΔGºf [CO2 (g)] = 394,4 kJ/mol; ΔGºf [H2O(l)] = 236,9 kJ/mol

Solución: ΔGº = 3201,6 KJ

83. La fotosíntesis es un proceso natural en la que las plantas transforman dióxido de carbono y agua en hidratos

de carbono (glucosa, por ejemplo)

6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

La energía de esta reacción se obtiene de la luz solar. Con los datos proporcionados, calcular ΔHº, ΔSº para el

proceso global de la fotosíntesis. Determinar la espontaneidad o no de este proceso en condiciones estándar.

Datos: ΔHºf (KJ/mol) : C6H12O6 (s) = 1273,3; CO2 (g) = 393,5; H2O(l) = 285,8.

Sº (J/mol K) C6H12O6 (s) = 212,1 J/mol K; H2O (l) = 69,9; O2 (g) = 205 J/mol K ; CO2 (g) = 213,6

Solución: ΔHº = 2802,5 KJ; ΔSº = 285,9 J/K; ΔGº = 2879,6 KJ (no espontáneo)

84. El etano se puede sintetizar por hidrogenación del eteno según la reacción:

C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)

A partir de los datos siguientes de entalpías de formación y entropías estándar, calcula los valores de HRº y

de SRº para esa reacción e indica razonadamente si será espontánea a 25 ºC.

C2H4(g) H2(g) C2H6(g)

ΔHf 0(kJ/mol) 52,9 84,9

S0(J/mol.K) 209 130,6 229

Solución: ΔHº = 137,2 KJ; ΔSº = 110,6 J/K. Es espontánea

85. El clorato de potasio (KClO3) (sólido) se descompone, a altas temperaturas, para dar cloruro de potasio

(sólido) y oxígeno molecular (gas). Para esta reacción de descomposición, calcule:

a) La variación de entalpía estándar.

b) La variación de energía de Gibbs estándar.

c) La variación de entropía estándar.

d) El volumen de oxígeno, a 25°C y 1 atm, que se produce a partir de 36,8 g de cIorato de potasio.

KClO3 (s) KCl (s) O2 (g)

ΔHf 0(kJ/mol) 391.2 435.9 0

ΔGf 0(kJ/mol) 289.9 408.3 0

S 0(J/mol K) 143 82.7 205

Solución: a) 44,7 KJ b) 119,4 KJ c) 247,2 J/K d) 10,99 L

86. La reacción de fermentación de la glucosa se puede resumir en la siguiente reacción:

C6H12O6 (ac) 2 C2H5OH(ac) + 2 CO2(g)

Los datos termodinámicos se resumen en la siguiente tabla:

C6H12O6 (ac) C2H5OH(ac) CO2(g)

ΔHf 0(kJ/mol) 1261,5 277,7 393,4

ΔGf 0(kJ/mol) 914,5 174,8 394,4

Responde a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál es la energía libre (ΔGº) de esta reacción de fermentación a 25 ºC?

b) Justifica si dicha reacción es un proceso espontáneo.

c) Calcula la variación de entropía (ΔSº) de esta fermentación a la misma temperatura.

Solución: a) ΔGº = 223,9 KJ b) Sí c) ΔSº = 0,480 KJ/K

TERMOQUÍMICA

21

87. Para la reacción de combustión del etanol, C2H5OH, que es un líquido a 25 ºC, conteste a las siguientes

preguntas con ayuda de los datos de la tabla que se adjunta:

a) Escriba la reacción y calcule su Gº a 25 ºC.

b) Calcule la variación de la energía interna a 25 ºC.

c) Explique si la reacción sería o no espontánea a 727 ºC

C2H5OH (l) O2 (g) CO2(g) H2O (l)

ΔHf 0(kJ/mol) 277.3 0 393.5 285.8

S 0(J/mol K) 160.5 205 213.6 69.9

Solución: a) ΔGº = 1325,8 KJ b) ΔUº = 1369,6 KJ c) Es espontánea

88. La descomposición del carbonato cálcico en óxido de calcio y dióxido de carbono, es un proceso endotérmico,

ΔHº = 178,1 KJ, y ΔSº = 160,5 J/K. Razonar cuantitativamente las siguientes cuestiones:

a) ¿Será espontánea la reacción a 25º?

b) Suponiendo que ΔHº y ΔSº, no varían con la temperatura, ¿a partir de que temperatura será espontánea la

reacción?

Solución: a) No b) 1109,6 K

89. En el aire se encuentran, entre otros gases, nitrógeno y oxígeno. Consideremos que reaccionan a 298 K según

la reacción:

N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

a) A 298 K, ¿es espontánea la reacción?

b) Suponiendo que los valores de entalpía y entropía de reacción apenas varían con la temperatura, ¿a partir

de qué temperatura sería espontánea dicha reacción?

Datos: ΔHºf [NO(g)] = 90,3 kJ/mol; Sº [N2]=191,5 J/mol·K; Sº [O2]=205,0 J/mol·K; Sº [NO]=210,6 J/mol·K

Solución: a) No b) 7311,7 K

90. En 1774 J. Priestley obtuvo por primera vez O2 en el laboratorio por descomposición de óxido de mercurio,:

2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

Si ΔHº = 181,2 KJ y ΔSº = 216 J/K, comprobar que la reacción no es espontánea a 25ºC y 1 atm. Determinar,

suponiendo que ΔHº y ΔSº permanecen constantes, la temperatura mínima para la cual la reacción es

espontánea.

Solución: ΔGº=116,8 KJ; T=839 K

91. Para una reacción química A (g) + B (g) → C (g), donde ΔH = 80 kJ y ΔS = 190 J.K-1

, calcule cuál es el

límite de temperatura a la que se puede trabajar para que la reacción sea espontánea. ¿Qué significan los

signos negativos de ΔH y de ΔS?

Solución: T = 421,1 K; Exotérmica; Disminuye el desorden

(PAU, Aragón’02)

92. Para una reacción química A (g) + B (g) → AB (g).

a) Calcule el intervalo de temperatura en el que la reacción es espontánea si ΔH = 70 kJ y ΔS = 140 J∙K-1

.

b) Calcule la temperatura a la que se alcanza el equilibrio si ΔH = 70 kJ y ΔS = 140 J∙K-1

.

Solución: a) T<500 K b) A ninguna T

93. Para la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno gas para dar agua gas y oxígeno a 298 K.

H2O2 (g) → H2O (g) + 1/2 O2 (g)

a) Calcula H y S estándar de la reacción.

b) Razona si se puede esperar que el peróxido de hidrógeno gaseoso sea estable a 298 K.

Datos: Hºf [H2O2 (g)] = 135,82 kJ/mol; Hºf [H2O (g)] = 241,82 kJ/mol;

Sº H2O2 ( g ) = 335,672 J/K∙mol; Sº H2O ( g ) = 188,83 J/K∙mol; Sº O2 ( g ) = 205,14 J/K∙mol.

Solución: a) Hº= 106 KJ Sº= 44,27 J/K b) No

TERMOQUÍMICA

22

94. Para la siguiente reacción CH3-CH2OH (l) + O2 (g) → CH3COOH (l) + H2O (l). Calcule

a) La variación de entalpía de la reacción a 25ºC, en condiciones estándar.

b) La variación de entropía a 25ºC, en condiciones estándar.

c) La variación de energía de Gibbs a 25ºC, en condiciones estándar.

d) La temperatura teórica para que la energía de Gibbs sea igual a cero.

CH3-CH2OH (l) CH3COOH (l) O2(g) H2O (l)

ΔHf 0(kJ/mol) 227.6 487.0 0 285.8

S 0(J/mol K) 160.7 159.9 205.0 70.0

Solución: a) 542,5 KJ b) 135,8 J/K c) 504,7 KJ d) 4014,7 K

95. El acetileno o etino (C2H2) se hidrogena para producir etano (C2H6). Calcule a 298 K:

a) La entalpía estándar de la reacción y la energía de Gibbs estándar de reacción.

b) La entropía estándar de reacción y la entropía molar del hidrógeno.

Datos a 298 K Hf0

/ kJ.mol-1

Gf0

/ kJ.mol-1

S0 /J mol

-1 K

-1

C2H2 227 209 200

C2H6 85 33 230

Solución: a) ΔHº = 312 KJ y ΔGº = 242 KJ b) ΔSº = 235 J/K y Sº(H2) = 132,5 J/K

96. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) En una reacción química no puede ser nunca G = 0.

b) La reacción no es espontánea si G > 0.

c) La reacción es muy rápida si G < 0.

Solución: a) Falso b) Verdadero c) Falso

97. Las reacciones químicas siempre son espontáneas si: (Elige la correcta).

a) Son endotérmicas y presentan una variación de entropía negativa.

b) Son endotérmicas y presentan una variación de entropía positiva.

c) Son exotérmicas y presentan una variación de entropía positiva.

d) Son exotérmicas y presentan una variación de entropía negativa.

Solución: La c)

98. Razona sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Una reacción exotérmica y con ΔS positivo será espontánea a cualquier temperatura.

b) Una reacción endotérmica y con ΔS < 0, será espontánea.

Solución: a) Verdadera b) Falsa

99. ¿En qué condiciones una reacción una reacción endotérmica y con ΔS > 0, será espontánea?

Solución: A altas temperatura,

100. ¿En qué condiciones una reacción una reacción exotérmica, será espontánea?

Solución: Si ΔS > 0, espontánea siempre; si ΔS < 0 , a bajas temperaturas si


2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g) ΔH = 196 kJ

N2 (g) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 (g) ΔH = 92,4 kJ

a) Explica el signo que probablemente tendrá la variación de entropía en cada una de ellas.

b) Explica si los procesos representados serán o no espontáneos a cualquier temperatura, a temperaturas

altas o temperaturas bajas, o no serán nunca espontáneos.

Solución: a) ΔS > 0 y ΔS < 0 b) Espontánea a cualquier T y espontánea a bajas T si

TERMOQUÍMICA

23

102. Razona sobre la veracidad o falsedad de la siguiente afirmación: “Una reacción exotérmica siempre es

espontánea”

Solución: Falsa

(PAU, Aragón’09)

103. Conteste razonadamente a las cuestiones siguientes:

a) ¿Es cierto que a una reacción exotérmica siempre le corresponde una variación de energía libre negativa?

b) ¿En qué casos una reacción endotérmica puede ser espontánea?

Solución: a) No b) Si ΔS < 0, nunca es espontánea; si ΔS > 0 , si

(PAU, Aragón’11)

104. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Si se determina que una reacción es espontánea y endotérmica a cierta presión y temperatura, ¿qué se

puede decir de la variación de entropía de dicha reacción a la misma presión y temperatura?

b) Si se determina que la reacción A (g) + B (g) C (g) es espontánea a una temperatura determinada

¿puede explicar si la reacción es endotérmica o exotérmica a dicha temperatura?

Solución: a) ΔS>0 b) Exotérmica

(PAU, Aragón’11)

105. Explique razonadamente las siguientes cuestiones:

a) Se sabe que la reacción: A (s) → B (s) + C (g), es espontánea. Si en esta reacción ΔS es positivo,

¿podemos deducir que ΔH debe ser negativo?

b) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse?

Solución: a) No b) Si ΔS < 0, nunca es espontánea; si ΔS > 0 si

(PAU, Aragón’02)

106. Responde, justificando brevemente la respuesta, a las siguientes cuestiones:

a) Para una reacción espontánea con ΔS positivo, ¿será obligatoriamente ΔH negativo?

b) ¿Qué condiciones deben cumplirse para que una reacción endotérmica sea espontánea?

c) ¿Qué efecto tiene sobre ΔH de una reacción la adición de un catalizador?

Solución: a) No b) ΔS > 0 , a altas temperaturas si c) Ninguno

(PAU, Aragón’08)

107. Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) No basta que una reacción química sea exotérmica para que sea espontánea.

b) La variación de entropía de una reacción espontánea puede ser negativa.

c) En una reacción, A → B, se determina que, a una cierta presión y temperatura, la reacción es espontánea

y endotérmica, por lo que B tiene una estructura más ordenada que A.

Solución: a) Verdadera b) Verdadera c) Falsa

(PAU, Aragón’05)

108. Razona la verdad o falsedad de la siguientes afirmaciones:

a) En todos los procesos espontáneos, la entropía aumenta.

b) La entalpía de formación del O (g) es cero.

c) Algunas reacciones exotérmicas no son espontáneas.

d)

Solución: a) Falsa b) Falsa c) Verdadera d) Falsa

109. Una reacción es espontánea a 800 ºC, pero es no espontánea a 25 ºC. Indica qué signo (+ o ) tendrán ΔH y

ΔS de dicha reacción.

Solución: ΔH>0 y ΔS>0

TERMOQUÍMICA

24

110. Considere las dos reacciones siguientes en las que todas las especies son gases ideales:

(I) A 2 B + C (II) 2 X Y + Z

a) Escriba para cada una de ellas la relación existente entre su variación de entalpía y su

variación de energía interna.

b) Indique razonadamente cuál de ellas tendrá mayor variación de entropía.

Solución: a) (I) ΔU = ΔH + 2 R T; (II) ΔU = ΔH b) La (II)

111. En una reacción química del tipo 3 A(g) A3 (g) disminuye el desorden del

sistema. El diagrama entálpico del proceso se representa en el siguiente

esquema:

a) ¿Qué signo tiene la variación de entropía de la reacción?

b) Indique razonadamente si el proceso indicado puede ser espontáneo a

temperaturas altas o bajas.

c) ¿Qué signo debería tener H de la reacción para que ésta no fuera

espontánea a ninguna temperatura?

Solución: a) ΔS < 0 b) Bajas T c) Positivo

112. Considere la reacción química siguiente:

2 Cl (g) Cl2 (g)

a) ¿Qué signo tiene la variación de entalpía de dicha reacción?

b) ¿Qué signo tiene la variación de entropía de esta reacción?

c) ¿La reacción será espontánea a temperaturas altas o bajas?

d) ¿Cuánto vale H de la reacción, si la energía de enlace Cl−Cl es 243 kJ∙mol–1

?

Solución: a) ΔH < 0 b) ΔS < 0 c) Bajas T d) 243 KJ

113. Considere las siguientes reacciones químicas:

(I) A + B → C ΔHI = –145 kJ; (II) 3 A → D + E ΔHII = +250 kJ

a) Dibuje un diagrama entálpico para cada una de las reacciones, justificando los dibujos.

b) Considerando que las dos reacciones anteriores tienen variación de entropía negativa (ΔS 0), indique

razonadamente cuál de ellas no puede ser espontánea a ninguna temperatura.

Solución: La segunda

114. El diagrama energético adjunto corresponde a una reacción química

A B + C, para la cual S = 60 J∙K–1

y el valor absoluto de la variación

de entalpía es = 45 kJ.

a) Justifique si la reacción es espontánea a 25 ºC.

b) Indique si un aumento de temperatura aumentará más la velocidad de

la reacción directa A → B + C o de la reacción inversa B + C → A.

Solución: a) Sí b) La de la reacción inversa

115. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su respuesta:

a) Si una reacción es endotérmica y se produce un aumento de orden del sistema entonces nunca es

espontánea.

b) Las reacciones exotérmicas tienen energías de activación negativas.

c) Si una reacción es espontánea y S es positivo, necesariamente debe ser exotérmica.

d) Una reacción A + B → C + D tiene H = –150 kJ y una energía de activación de 50 kJ, por tanto la energía

de activación de la reacción inversa es de 200 kJ.

Solución: a) Verdadera b) Falsa c) Falsa d) Verdadera

01 termoquimica 2014 abril 2013

Documents