UNIVERSIDAD DE CHILE FAC. CS. QUÍMICAS y FARMACÉUTICAS DEPTO. QUÍMICA ORGÁNICA Y FISICOQUÍMICA FISICOQUÍMICA I PRIMAVERA 2010 EJERCICIOS N° 3 . TERMOQUIMICA 3.1 A partir de datos de tabla calcule los valores de ∆Ho298 para las siguientes

reacciones:

203(g) → 302(g)

H2 S(g) + 3/2 O2(g) → H2O(1) + SO2(g)

TiO2(s) + 2Cl2(g) → TiCl4(l) + O2(g)

C(grafito) + CO2(g) → 2CO(g)

CO(g) + 2 H2(g) → CH3 OH(1)

Fe2O3(s) + 2Al(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s)

NaOH(s) + HCl(g) → NaCl(s) + H2O(1)

CaC2(s) + 2H2O(1) → Ca(OH)2(s) + C2H2(g)

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 3.2 Suponiendo que los gases se comportan idealmente y despreciando el volumen de

sólidos y líquidos, calcule el ∆Uo298 para cada una de las reacciones del problema anterior.

3.3.- Las entalpías de combustión de ciclopropano, grafito e hidrógeno (H2), cuando se

queman hasta dióxido de carbono y agua líquida, son -2091, -393,5 y -285,8 kJ/mol, respectivamente. La entalpía de formación de propileno es 20,5 kJ/mol. Calcule: (a) la entalpía de formación del ciclopropano. (b) la entalpía de isomerización del ciclopropano a propileno. R: (a) 53,1 kJ/mol (b) -32,6 kJ/mol.

3.4 Una bomba calorimétrica elevó su temperatura en 1,617 K cuando pasó una corriente de 3,20 A, durante 27 s, proveniente de una fuente a 12 V. ¿Cuál es la capacidad calorífica del calorímetro? R: 641,2 J/K

3.5 En el calorímetro del ejercicio 3.4 se quemaron 0,3212 g de glucosa a 25°C, a volumen constante y se constató una elevación de temperatura de 7,793 K. Determine:

(a) la entalpía molar estándar de combustión de la glucosa. (b) el ∆U de la combustión. (c) la entalpía molar estándar de formación de la glucosa a 25°C

(Para los productos de combustión seleccione las entalpías de formación de tablas)

R: (a) = (b) = -2804 kJ/mol (c) -1272 kJ/mol

3.6 Una muestra de 0.1265 g de sacarosa C12H22O11, se quema en un calorímetro de

volumen constante. Acabada la reacción, se encuentra que para producir eléctricamente en un incremento de temperatura igual, hay que consumir 2082,3 J.

a) Calcule el calor de combustión de la sacarosa. b) A partir del calor de combustión y datos apropiados de la tabla, calcule el calor de

formación de la sacarosa. c) Si el incremento de temperatura en el experimento es de 1,743oC ¿Cuál es la capacidad calórica del calorímetro y su contenido?

3.7 Considere que la capacidad calorífica de una sustancia se puede expresar como: Cp = a + bT + cT2 donde a, b y c son constantes tabuladas para cada sustancia.

Para la reacción: x X + y Y → z Z la entalpía de reacción a la temperatura T1 (= 298 K) es ∆H°T1 . Desarrolle una expresión le permita obtener ∆H° a una temperatura T2 diferente a T1.

3.8 A partir de los datos a 1.000oK:

N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g) ∆Ho = 123,77 KJ/mol Compuesto N2 H2 NH3 Cp/R 3,502 3,466 4,217 Calcule el calor de formación del NH3 a 298oK.

3.9 Dados los siguientes datos a 25°C:

TiO2 (s) Cl2 (g) C(graf) CO(g) TiCl4(l) ∆H°f / kJ mol -945 - - 110,5 - Cp° / J K mol 55,66 33,91 8,53 29,12 145,2 Para la siguiente reacción a 25°C su entalpía es -80,0 kJ/mol TiO2 (s) + 2Cl2 (g) + 2C(graf) 2CO(g) + TiCl4 (l) Determine: a) la entalpía de formación del TiCl4 (l) a 25°C b) la entalpía de reacción anterior a la temperatura de 135,8°C, que corresponde al punto de ebullición del TiCl4(l). R: -804 kJ, -73,0 kJ

3.10 Determine la entalpía de formación estándar para el agua en las condiciones (a) 0°C (hielo) y (b) 100°C (vapor de agua), considerando el ejercicio 3.7 y a partir de los siguientes datos: ∆H°f

298 = -285,8 kJ/mol, ∆H°fus = 6,01 kJ/mol ∆H°vap = 40,7 kJ/mol, Cp(liq) = 75,48 J/K mol Cp(H2 /J K-1 mol-1 = 27,28 + 3,26×10-3 T + 0,5×105 /T2 Cp(O2)/J K-1 mol-1 = 29,96 + 4,18×10-3 T + 1,67×105 /T2 R: (a) -292,6 kJ/mol (b) -242,6 kJ/mol

En los problemas 3.11 y 3.12; considere los siguientes datos: Enlaces C-H O-H C=O C-O C-C N-H C-N Entalpías de 413 463 728 351 348 391 305 enlace (kJ/mol): C(grafito) → C(g) 717 kJ/mol H2(g) → 2H(g) 436 " O2(g) → 2O(g) 497 "

3.11 A partir de los datos anteriores determine el valor de la entalpía de formación de metanol (g) y etanol (g). Compare con los valores experimentales -211,25 y -235,3 kJ/mol, respectivamente.

3.12 A partir de los datos anteriores obtenga la entalpía para la reacción de oxidación de la glicina a urea: 2NH2CH2COOH + 3O2 → (NH2)2CO + 3CO2 + 3H2O

glicina urea Considere todas las especies al estado gaseoso. Realice el mismo cálculo a partir de entalpías de formación seleccionadas en tablas. Interprete las discrepancias. R: -951 kJ

3.13 Determine el ∆H° de la reacción: CH3COCH3 (l) +2O2 (g) → CH3COOH (l) + CO2 (g) + H2O(g) a partir de las entalpías de combustión de acetona líquida ( -1790 kJ/mol) y de ácido acético líquido (-874 kJ/mol). Compare este valor con el obtenido a partir de las energías de enlace. Considere en la discusión las entalpías de vaporización de acetona (31 kJ/mol) y ácido acético (23,4 kJ/mol) y las energías de resonancia de ácido acético (117 kJ/mol) y dióxido de carbono (138 kJ/mol). R: –916 kJ;–862 kJ/mol

3.14 Determine la temperatura de la combustión adiabática de octano líquido a la

temperatura inicial de 25oC con un 400% de aire teórico en un proceso sin ionizaciones ni otras reacciones laterales (utilice datos de tablas).