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@quimicapau: Quien fuera energía… ¡¡Para estar en Julio!!

1

EJERCICIO

CONCEPTO A REPASAR

Relación entre calores de reacción a presión constante (ΔH) y a volumen

constante (ΔU)

50 51

Entalpía de una reacción a través de entalpías de formación

52 53

Entalpía de una reacción a través de entalpías de enlace

54 55

Desarrollo de reacciones de formación 56 57

Desarrollo de reacciones de combustión 58 59

Aplicación de la ley de Hess 60 61

Cálculo e interpretación de Entropía (ΔS)

Energía libre de Gibbs (ΔG).

Espontaneidad de los procesos químicos

62 63 64

TEMA 6. TERMOQUÍMICA

¿Cuáles son los conceptos y ejercicios clave a repasar?

Advertencia: Este tema pertenece al libro “Una química para todos. Cuaderno de ejercicios” cuyo

contenido se encuentra registrado en la propiedad intelectual, reservándose derechos de autor.

De esta manera, no se consentirá el plagio y/o distribución sin consentimiento del propietario.

- Una Química Para Todos 3 - Preparación Experta en Química Bachillerato y Pruebas de Acceso Universidad

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50. Sabiendo que cuando se quema 1 g de gas propano en presencia de un exceso de oxígeno

en un calorímetro manteniendo constante el volumen a 25°C, se desprenden 52,50 kJ de calor.

Calcula ΔH y ΔU para la reacción: C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)

Masas atómicas C = 12; H = 1.

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

Puesto que sabemos que 1 g de C3H8 desprende 52,50 kJ a volumen constante, debemos

calcular la energía que desprende 1 mol de C3H8 para obtener ΔU de la reacción:

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻8 ∙ 44 𝑔 𝐶3𝐻8

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻8∙

−52,50 𝑘𝐽

1 𝑔 𝐶3𝐻8 = − 𝟐𝟑𝟏𝟎 𝒌𝑱

Aplicamos la fórmula que relaciona ambos calores (ΔH y ΔU) para obtener ΔH de la reacción:

ΔH = ΔU + Δn ∙ R ∙ T =

𝚫𝐇 = −2310 kJ + (−3 mol ∙ 0,00831 kJ · K−1 · mol−1 · 298 K) = −𝟐𝟑𝟏𝟕, 𝟒𝟑 𝒌𝑱

51. Para la siguiente reacción (sin ajustar): C3H8O (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) ΔH < 0

Justifica si a presión constante se desprende más, igual o menos calor que a volumen

constante.

C3H8O (l) + 9/2 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g)

Al ajustar la reacción observamos que Δn= +2,5 y sabemos que ΔH < 0:

ΔH = ΔU + Δn ∙ R ∙ T →

ΔU = ΔH − Δn ∙ R ∙ T →

- - (+ ·+·+)

- -

Este criterio de signos demuestra que a volumen constante (ΔU) se desprenderá la misma

energía que a presión constante (ΔH) más lo que aporte el término Δn·R·T (en valor absoluto).

De esta forma, a presión constante se desprenderá menos calor que a volumen constante.



52. Dada la reacción: 4 C3H5(NO3)3 (l) → 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g)

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

b) Calcula el calor desprendido cuando se descomponen 100 g de C3H5(NO3)3

Datos: ΔHf° (kJ/mol): H2O (g)= -241,8; CO2 (g)= -393,5; C3H5(NO3)3 (l)= -360

Masa atómica: C=12; H=1; O=16; N=14

4 C3H5(NO3)3 (l) → 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g) ¿ΔH?

a) ΔH = Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos)

ΔH = 12 mol · ΔHf CO2 + 10 mol · ΔHf H2O – 4 mol · ΔHf C3H5(NO3)3

ΔH = 12 mol · (-393,5 kJ/mol) + 10 mol · (-241,8 kJ/mol) – 4 mol · (−360 kJ/mol) = -5700 kJ

b) Puesto que 4 mol de C3H5(NO3)3 desprenden 5700 kJ, 100 g de C3H5(NO3)3 desprenderán:

100 𝑔 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3 ·1 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3

227 𝑔 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3·

−5700 𝑘𝐽

4 𝑚𝑜𝑙 𝐶3𝐻5(𝑁𝑂3)3 = −𝟔𝟐𝟕, 𝟕𝟓 𝒌𝑱

53. La reacción de la hidracina, N2H4, con el peróxido de hidrógeno se usa en la propulsión de

cohetes, según la siguiente reacción: N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (g) ΔH°= -642,2 kJ

Calcula la entalpía de formación estándar de la hidracina.

Datos: ∆H°f H2O2 (l) = −187,8 kJ/mol; ∆H°f H2O (g) = −241,8 kJ/mol

N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (g)

a) ΔH = Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos)

ΔH = 4 mol · ΔHf H2O – (2 mol · ΔHf H2O2 + 1 mol· ΔHf N2H4)

ΔHf N2H4 = (4 mol · ΔHf H2O – 2 mol · ΔHf H2O2 – ΔH) / 1 mol

ΔHf N2H4 = [4 mol · (−241,8 kJ/mol) – 2 mol · (−187,8 kJ/mol) + 642,2 kJ] / 1 mol= + 50,6 kJ/mol



54. Calcula la entalpía de la siguiente reacción: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

Datos: Entalpías de enlace (kJ/mol): C-C (347); C=O (730); O=O (494); H-O (460); C-H (415)

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O ¿ΔH?

H H H

H – C – C – C – H O=O → O=C= O H-O-H

H H H

ΔH= Ʃ (Energía de los enlaces rotos) – (Energía enlaces formados)

ΔH= 1 mol· (2· 347 kJ/mol + 8· 415 kJ/mol) + 5 mol· 1· 494 kJ/mol

– (3 mol· 2· 730 kJ/mol + 4 mol· 2 · 460 kJ/mol) = -1576 kJ

55. Calcula la entalpía del enlace N≡N en la reacción: N2 + 3 H2 → 2 NH3 ΔH= -80 kJ

Datos: Entalpías de enlace (kJ/mol): H-H (436); N-H (389)

N2 + 3 H2 → 2 NH3 ΔH= -80 kJ

N≡N H-H H-N-H

H

ΔH= Ʃ (Energía de los enlaces rotos) – (Energía enlaces formados)

ΔH= 1 mol · 1· ΔHenlace N≡N + 3 mol · 1 · ΔHenlace H-H – 2 mol· 3· ΔHenlace N-H

ΔHenlace N≡N = (ΔH – 3 mol · 1 · ΔHenlace H-H + 2 mol· 3· ΔHenlace N-H) /1 mol

ΔHenlace N≡N = (- 80 kJ - 3 mol ·1 · 436 kJ/mol + 2 mol· 3· 389 kJ/mol) /1 mol = 946 kJ/mol



56. Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) ∆H= -483,6 kJ

Desarrolla la reacción de formación del agua y calcula su valor:

La reacción ajustada para formar 1 mol de agua a partir de sus elementos corresponde

justamente con la del enunciado pero dividida entre dos. Por lo tanto:

( 2 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2 𝐻2𝑂(𝑔) 𝛥𝐻 = −483,6 𝑘𝐽) /𝟐

𝐻2 (𝑔) +1

2𝑂2(𝑔) → 𝐻2𝑂(𝑔) 𝜟𝑯 = 𝜟𝑯𝒇𝑯𝟐𝑶 = −𝟐𝟒𝟏, 𝟖 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍

57. Calcula los gramos de O2 que se necesitarán para desprender 1000 kJ a presión constante

en la reacción de formación de la glucosa (C6H12O6) a partir de sus elementos.

Datos: ∆H°f C6H12O6 = −673,3 kJ/mol; Masas atómicas: O=32

Desarrollamos la reacción ajustada para formar 1 mol de glucosa a partir de sus elementos:

6 𝐶 + 6 𝐻2 + 𝟑 𝑶𝟐 → 𝐶6𝐻12𝑂6 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑓𝐶6𝐻12𝑂6 = −𝟔𝟕𝟑, 𝟑 𝒌𝑱

Puesto que 3 moles de O2 desprenden 673,3 kJ, para desprender 1000 kJ necesitaremos:

−1000 𝑘𝐽 · 3 𝑚𝑜𝑙 𝑂2

−673,3 𝑘𝐽 ·

32 𝑔 𝑂2

1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2= 𝟏𝟒𝟐, 𝟓𝟖 𝒈 𝑶𝟐

58. Calcula el calor desprendido a presión constante en la reacción de combustión de la

sacarosa (C12H22O11) al reaccionar por completo 50 g de O2.

Datos: ∆H°c C12H22O11 = −5650 kJ/mol; Masas atómicas: O=32

Desarrollamos y ajustamos la reacción de combustión para 1 mol de sacarosa sabiendo que

al reaccionar con O2 sus productos son CO2 y H2O:

𝐶12𝐻22𝑂11 + 𝟏𝟐 𝑶𝟐 → 12 𝐶𝑂2 + 11 𝐻2𝑂 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑐𝐶12𝐻22𝑂11 = −𝟓𝟔𝟓𝟎 𝒌𝑱

Puesto que 12 mol de O2 desprenden 5650 kJ, 50 g O2 desprenderán:

50 𝑔 𝑂2 · 1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2

32 𝑔 𝑂2·

−5650 𝑘𝐽

12 𝑚𝑜𝑙 𝑂2 = −𝟕𝟑𝟓, 𝟔𝟕 𝒌𝑱



59. Tanto el etanol (C2H5OH) como la gasolina (supuestamente octano puro, C8H18) se usan

como combustibles para automóviles. Calcula:

a) Las entalpías de combustión estándar del etanol y de la gasolina.

b) ¿Qué volumen de etanol es necesario para producir la misma energía que 1 L de octano?

Datos: ∆H°f (kJ/mol): C2H5OH = -277; C8H18 = -249,9; CO2 = -393,5; H2O = -285,8.

Densidades (g/mL): C2H5OH = 0,7894; C8H18 = 0,7025. Masas atómicas H = 1; C = 12; O = 16.

a) Desarrollamos y ajustamos la reacción de combustión para 1 mol de ambos compuestos

sabiendo que al reaccionar con O2 sus productos son CO2 y H2O:

𝐶2𝐻5𝑂𝐻 + 3 𝑂2 → 2 𝐶𝑂2 + 3 𝐻2𝑂 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑐 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 = ¿ ?

ΔH= Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos)

ΔH= 2 mol · ΔHf CO2 + 3 mol · ΔHf H2O – 1mol · ΔHf C2H5OH

ΔH= 2 mol · (-393,5 kJ/mol) + 3 mol · (-285,8 kJ/mol) – 1mol · (-277 kJ/mol) = -1367,4 kJ

ΔHc C2H5OH = -1367,4 kJ/mol

𝐶8𝐻18 + 25

2 𝑂2 → 8 𝐶𝑂2 + 9 𝐻2𝑂 𝛥𝐻 = 𝛥𝐻𝑐 𝐶8𝐻18 = ¿ ?

ΔH= Ʃ n · ΔH°f (productos) – Ʃ n · ΔH°f (reactivos)

ΔH= 8 mol · ΔHf CO2 + 9 mol · ΔHf H2O – 1mol · ΔHf C8H18

ΔH= 8 mol · (-393,5 kJ/mol) + 9 mol · (-285,8 kJ/mol) – 1mol · (-249,9 kJ/mol) = -5470,3 kJ

ΔHc C8H18 = -5470,3 kJ/mol

b) Calculamos la energía que produciría 1 L de octano:

1000 𝑚𝐿 𝐶8𝐻18 ·0,7025 𝑔 𝐶8𝐻18

1 𝑚𝐿 𝐶8𝐻18·

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶8𝐻18

114 𝑔 𝐶8𝐻18·

− 5470,3 𝑘𝐽

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶8𝐻18= − 𝟑𝟑𝟕𝟎𝟗, 𝟓𝟐 𝒌𝑱

Y ahora calculamos el volumen de etanol necesario para producir dicha energía:

− 33709,52 𝑘𝐽 ·1 𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

− 1367,4 𝑘𝐽·

46 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶2𝐻5𝑂𝐻·

1 𝑚𝐿 𝐶2𝐻5𝑂𝐻

0,7894 𝑔 𝐶2𝐻5𝑂𝐻= 𝟏𝟒𝟑𝟔, 𝟓𝟒 𝒎𝑳

Se necesitan 1,43 L de etanol para producir la misma energía que 1 L de octano



60. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g) ΔH° = 67,6 kJ

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) ΔH° = −112, 8 kJ

a) Calcula la entalpía de formación estándar, a 25°C, del monóxido de nitrógeno.

b) Calcula los litros de aire necesarios para convertir en dióxido de nitrógeno 50 L de

monóxido de nitrógeno, todos ellos medidos en condiciones normales.

Datos: Composición volumétrica del aire: 21% O2 y 79% N2.

a) Realizamos cambios sobre las reacciones que nos ofrece el ejercicio (y sus entalpías) con el

objetivo de obtener la reacción que nos piden ½ N2 (g) + ½ O2 (g) → NO (g) ¿ΔH°?

N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g) ΔH° = + 67,6 kJ Multiplicamos · ½

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) ΔH° = −112, 8 kJ Multiplicamos · (- ½)

Aplicamos los cambios y sumamos las ecuaciones y sus entalpías

½ O2

½ N2 (g) + O2 (g) NO2 (g) ΔH° = + 33,8 kJ

NO2 (g) NO (g) + ½ O2 (g) ΔH° = + 56,4 kJ

½ N2 (g) + ½ O2 (g) NO (g) ΔH° = + 90,2 kJ

La entalpía de formación para 1 mol de NO (g) a partir de sus elementos es + 90,2 kJ/mol.

b) El enunciado hace referencia a la reacción: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) ΔH° = −112, 8 kJ

50 𝐿 𝑁𝑂 · 1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑂

22,4 𝐿 𝑁𝑂·

1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2

2 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑂 ·

22,4 𝐿 𝑂2

1 𝑚𝑜𝑙 𝑂2·

100 𝐿 𝑑𝑒 𝑎𝑖𝑟𝑒

21 𝐿 𝑂2= 𝟏𝟏𝟗, 𝟎𝟓 𝑳 𝒅𝒆 𝒂𝒊𝒓𝒆



61. A 25 °C las entalpías de combustión estándar del hexano líquido, carbono sólido e

hidrógeno gas son -4192 kJ/mol, -393,5 kJ/mol y -285,8 kJ/mol, respectivamente. Calcula:

a) La entalpía de formación del hexano líquido a 25°C.

b) El número de moles de hidrógeno gaseoso consumidos en la formación del hexano líquido

cuando se liberan 30 kJ.

a) Desarrollamos las reacciones de combustión para 1 mol de hexano líquido, carbono sólido

e hidrógeno gas y realizamos los cambios sobre dichas reacciones (y sus entalpías) con el

objetivo de obtener la reacción que nos piden 6 C (s) + 7 H2 (g) → C6H14 (l) ¿ΔH°?

C6H14 (l) + 19

2 O2 (g) 6 CO2 (g) + 7 H2O (l) ΔH° = −4192 kJ Multiplicamos · (- 1)

C (s) + O2 (g) CO2 (g) ΔH° = −393,5 kJ Multiplicamos · 6

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH° = −285,8 kJ Multiplicamos · 7

Aplicamos los cambios y sumamos las ecuaciones y sus entalpías

6 CO2 (g) + 7 H2O (l) C6H14 (l) + 19

2 O2 (g) ΔH° = +4192 kJ

6 C (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) ΔH° = −2361 kJ

7 H2 (g) + 7/2 O2 (g) 7 H2O (l) ΔH° = −2000,6 kJ

6 C (s) + 7 H2 (g) → C6H14 (l) ΔH°= -169,6 kJ

La entalpía de formación para 1 mol de C6H14 (l) a partir de sus elementos es -169,6 kJ/mol.

b) El enunciado hace referencia a la reacción: 6 C (s) + 7 H2 (g) → C6H14 (l) ΔH°=-169,6

−30 𝑘𝐽 · 7 𝑚𝑜𝑙 𝐻2

−169,6 𝑘𝐽 = 𝟏, 𝟐𝟑𝟖 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐



62. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:

1) 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) ΔH = -196 kJ

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

3) NaCl (s) + H2O (l) → Na+ (aq) + Cl- (aq) ΔH = +1,7 kJ

a) Razona el signo que probablemente tendrá la variación de entropía en cada caso.

b) Razona el proceso que será siempre espontáneo.

c) Razona el proceso que será espontáneo a bajas temperaturas.

d) Razona el proceso que será espontáneo a altas temperaturas.

a) - En el proceso 1, se produce un aumento del desorden a lo largo del proceso (ya que se

generan gases que aumenta la entropía del sistema), por lo tanto, ΔS= +.

- En el proceso 2, se produce una disminución del desorden a lo largo del proceso (disminuye

el número de moles gaseosos), por lo tanto, ΔS= −.

- En el proceso 3, se produce un aumento del desorden a lo largo del proceso (ya que se

generan iones en disolución que aumenta la entropía del sistema), por lo tanto, ΔS= +.

b) El proceso 1 (ΔH < 0; ΔS > 0) es el que será siempre espontáneo (ΔG < 0). ¡Demostrémoslo!

∆G= ∆H - T·∆S

- - (+·+) =

- - = -

c) El proceso 2 (ΔH < 0; ΔS < 0) es el que será espontáneo (ΔG < 0) a bajas temperaturas (por

debajo de la de equilibrio). ¡Demostrémoslo!

∆G= ∆H - T·∆S

- - (+·-) =

- + = ¿?

c) El proceso 3 (ΔH > 0; ΔS > 0) es el que será espontáneo (ΔG < 0) a altas temperaturas (por

encima de la de equilibrio). ¡Demostrémoslo!

∆G= ∆H - T·∆S

+ - (+·+) =

+ - = ¿?

Proceso espontáneo

Depende de la temperatura:

Será espontáneo siempre y cuando |∆H|> |T∆S| ya

que de esta manera ∆G será negativo. Esto ocurrirá

por debajo de la temperatura de equilibrio.

Depende de la temperatura:

Será espontáneo siempre y cuando |T∆S |> |∆H| ya

que de esta manera ∆G será negativo. Esto ocurrirá

por encima de la temperatura de equilibrio.



Ojo! Si no pasas ΔS de J/ k a kJ/ K estará mal ya que ΔH está en kJ

63. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Una reacción endotérmica que cursa con una disminución del desorden no podrá ocurrir

espontáneamente.

b) Una reacción que cursa con un aumento del desorden siempre ocurrirá espontáneamente.

a) Verdadero. Una reacción endotérmica (∆H = +) con disminución del desorden (∆S = -):

∆G= ∆H - T·∆S

+ - (+·-) =

+ + = +

b) Falso. Un proceso con aumento del desorden (∆S = +) podría ser no espontáneo siempre y

cuando el proceso sea endotérmico (∆H = +) y la temperatura por debajo de la de equilibrio.

64. Dada la reacción: CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -283 kJ

a) Calcule la entropía de esta reacción a 25 °C, en condiciones estándar.

b) A esta temperatura, calcula el valor de la energía libre de Gibbs y si es espontánea.

c) Determina la temperatura a la cual el proceso estará en equilibrio.

Datos: S° (J·mol-1·K-1): CO (g) = 197,9; CO2 (g) = 213,6; O2 (g) = 205

a) Calculamos ΔS a partir de las entropías molares de cada compuesto:

ΔS= Ʃ n · S° (productos) - Ʃ n · S° (reactivos)

ΔS= 1 mol · S° CO2 – (1 mol · S° CO + ½ mol · S° O2)

ΔS= 1 · 213,6 – (1 · 197,9 + ½ · 205) = -86,8 J/ k = - 0,0868 kJ/ K

b) ∆G= ∆H - T∆S

∆G= -283 kJ – [(298 K · (- 0,0868 kJ/ K)]

∆G = -257,13 kJ Como ∆G es negativo, el proceso es espontáneo a 25°C

c) La temperatura de equilibrio (o inversión) es la temperatura a la cual el proceso está en

equilibrio (∆G=0). Por lo tanto, despejando la ecuación ∆G= ∆H - T∆S:

T =|∆H|

|∆S|=

|283 kJ|

|0,0868 kJ/ K |= 𝟑𝟐𝟔𝟎, 𝟑𝟔 𝑲 (𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜)

Proceso no espontáneo

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