1

1. Para cada una de las reacciones siguientes, explicar si el calor desprendido a presión constante es menor, mayor o igual, al calor desprendido a volumen constante.

a. H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) b. C (s) + O2 (g) CO2 (g)c. C12H22O11 (s) + 12 O2 (g) 12 CO2 (g) + 11 H2O (l)

Qp = Qv + ∆n . R . T

a) ∆n = - 1 - 0,5 = - 1,5 El calor desprendido a presión constante es mayor que el calor desprendido a volumen constante

b) ∆n = 1 - 1 = 0 El calor desprendido a presión constante es igual al calor desprendido a volumen constante

c) ∆n = 12 - 12 = 0 El calor desprendido a presión constante es igual al calor desprendido a volumen constante

2

2. Calcular la variación de entalpía que se produce en la combustión del butano en condiciones estándar. ¿Qué cantidad de calor se desprenderá en la combustión completa de los 12 kg de butano que contiene una bombona?DATOS: Entalpías estándar de formación: CO2(g) = -393 kJ/mol; H2O(l) = -286 kJ/mol; C4H10(g) = -125 kJ/molMasas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16

3

3. Dados los procesos:N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H < 0H2O (l) H2O (g) ∆H > 0

a. Indicar de forma razonada, cómo será el signo de ∆S en cada reacción.b. Analizar la espontaneidad de ambos procesos.

a) La entropía es una medida del grado de desorden de un sistema. Cuanto más desordenado esté el sistema, mayor entropía. Los gases tienen mayor entropía que los líquidos y estos mayor que los sólidos. Si sólo intervienen gases, cuanto mayor sea el número de moles, mayor será la entropía.En la primera reacción disminuye el número de moles de gases, luego disminuye la entropía ∆S < 0En la segunda reacción, el agua líquida al pasar al estado de gas aumenta su desorden, ∆S > 0

b) Para que un proceso sea espontáneo ∆G < 0

∆G = ∆H - T . ∆S

En la primera reacción ∆H < 0 y ∆S < 0. La reacción será espontánea a T bajas.

En la segunda reacción ∆H < 0 y ∆S > 0. La reacción será espontánea a T altas.

4

4. Calcular la entalpía estándar de formación del SO3 a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:PbO (s) + S (s) + 3/2 O2 (g) → PbSO4 (s) ∆Hº1 = -699,8 kJPbO (s) + H2SO4 . 5H2O (aq) →PbSO4 (s) + 6 H2O (l) ∆Hº1 = -116,9 kJSO3 (g) + 6 H2O (l) → H2SO4 . 5 H2O (aq) ∆Hº3 = -188,2 kJ

Reacción de formación del SO3

PbO (s) + S (s) + 3/2 O2 (g) → PbSO4 (s)

-1 [SO3 (g) + 6 H2O (l) → H2SO4 . 5 H2O (aq)] -1 [ PbO (s) + H2SO4 . 5H2O (aq) →PbSO4 (s) + 6 H2O (l) ]

PbO (s) + S (s) + 3/2 O2 (g) → PbSO4 (s)

H2SO4 . 5 H2O (aq) → SO3 (g) + 6 H2O (l)

PbSO4 (s) + 6 H2O (l) → PbO (s) + H2SO4 . 5H2O (aq)

S (s) + 3/2 O2 (g) → SO3 (g)

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5. 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)

Calcular: a. La variación de entalpía. b. La variación de energía interna.DATOS: R = 8,31 J. K-1. mol-1; Entalpías de formación estándar: NH3 (g) = -46,2 kJ/mol, NO (g) = 90,4 kJ/mol, H2O (l) = -285,8 kJ/mol

∆Hr0 = [4 ∆Hf

0 (NO) + 6 ∆Hf0 (H2O)] - [4 ∆Hf

0 (NH3)]

∆Hr0 = 4 . 90,4 + 6 (- 285,8) - 4 (- 46,2) = - 1168,4 kJ

a)

b) ∆H = ∆U + ∆n . R . T ∆U = ∆H - ∆n . R . T

∆n = 4 - 5 - 4 = - 5 ∆U = -1168,4 - (-5) . 8,31 . 10-3 . 298 = -1156,02 kJ

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6. En un horno de preparación de cal, CaO, que utiliza propano como combustible, se producen las siguientes reacciones:

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) ∆ H = 179 kJC3H8 (g) + 5O2 (g) 3 CO2 (g) + 4H2O (l) ∆ H = -2219 kJ

¿Qué masa de propano se debe quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio, si sólo se aprovecha el 40 % del calor desprendido?

Calor necesario para descomponer 100 kg de carbonato de calcio:

Q = n . ∆H = 1000 . 179 = 179000 kJ

Moles de propano necesarios para producir 179000 kJ, si sólo se aprovecha el 40 %:

2219 . 0,4 = 887,6 kJ se aprovechan por mol de propano

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7. Dadas las variaciones de entalpía, en kJ/mol de las siguientes reacciones químicas:I2 (g) + Cl2 (g) 2 ICl (g) ∆Hº = 35,1

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) ∆Hº = -483,7Razone brevemente si son correctas o no las siguientes afirmaciones: a. La formación de ICl, a 25ºC, es una reacción exotérmica. b. En la formación de 18 g de agua, a 25ºC, se desprenderán 483,7 KJ c. La reacción de formación del agua será un proceso espontáneo. d. El cloruro de yodo, a 25ºC, se descompondrá espontáneamente en sus elementos.

a) Falsa. Es una reacción endotérmica, ∆H > 0. Absorbe calor (35,1 kJ/mol)

b) Falsa. 18 g de agua es 1 mol, por cada mol se desprenden 241,85 kJ.

c) Falsa. Depende de la temperatura, ∆H < 0 y ∆S < 0 (disminuye el desorden); será espontáneo a temperaturas bajas.

d) Verdadera. ∆H > 0 y la entropía es prácticamente igual en los productos y en los reactivos ∆S = 0; será espontáneo en sentido contrario.

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8. La entalpía estándar de combustión de azufre para dar SO2 vale –296,8 kJ∙mol-1 y la de la reacción de combustión de SO2 a SO3 –98,2 kJ∙mol-1. Determinar la entalpía estándar de combustión de azufre para dar SO3 y calcular los gramos de azufre que hay que hacer reaccionar con oxígeno para conseguir 1 m3 de SO3 a 25 ºC y 1 atm.DATOS: R = 0,082 atm∙L∙mol-1∙K-1; Masas atómicas: S = 32,0 ; O = 16,0

∆H1 = - 296,8 kJ/mol

∆H2 = - 98,2 kJ/mol

∆Hc = ∆H1 + ∆H2 = - 395 kJ/mol

P . V = n . R . T 1 . 1000 = n . 0,082 . 298 n = 40,92 mol

nS = 40,92 mol de azufre mS = 40,92 mol . 32 g/mol = 1309,44 g

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9. La descomposición del tetraóxido de dinitrógeno, N2O4 D 2 NO2, ocurre espontáneamente a temperaturas altas. Los datos termodinámicos, a 298 K, se incluyen en la tabla adjunta. Determinar para dicha reacción: a. ∆Hº e ∆Sº a 298 K. b. La variación de energía interna a 298 K. c. Si la reacción es espontánea a 298 K en condiciones estándar. d. La temperatura a partir de la cuál el proceso es espontáneo (considere que ∆Hº y ∆Sº son independientes de la temperatura).

Compuesto ∆Hºf (kJ∙mol-1) Sº (J K1∙mol-1)

N2O4 9,2 304

NO2 33,2 240

a) ∆H0 = 2 . ∆Hf0 (NO2) - ∆Hf

0 (N2O4) ∆H0 = 2 . 33,2 - 9,2 = 57,2 kJ

b) ∆U = ∆H - ∆n . R . T ∆U = 57,2 - 1. 8,31 . 10-3 . 298 = 54,72 kJ

∆S0 = 2 . S0 (NO2) - S0 (N2O4) ∆S0 = 2 . 240 - 304 = 176 J/K

c) ∆G = ∆H - T . ∆S ∆G = 57,2 - 176 . 10-3 . 298 = 4,75 > 0 No espontánea

d) 0 = ∆H - T . ∆S 0 = 57,2 - 176 . 10-3 . T T = 325 K

Es espontánea a T > 325 K

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10. La tabla adjunta suministra datos termodinámicos, a 298 K y 1 atm, para el agua en estado líquido y gaseoso. a. Calcular ∆Hº, ∆Sº y ∆Gº para el proceso de vaporización del agua. b. Determinar la temperatura a la que las fases líquida y gaseosa se encuentran en estado de equilibrio (considerar que ∆Hº y ∆Sº no cambian con la temperatura)

Compuesto ∆Hºf (kJ∙mol-1) Sº (J∙K-1∙mol-1)

H2O (l) - 286 70

H2O (g) - 242 188

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11. Explicar cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción química en la que ∆Hº < 0 y ∆Sº < 0, suponiendo que ambas magnitudes permanecen constantes con la variación de temperatura

∆G = ∆H - T . ∆S

El término entrópico (T . ∆S) es > 0, para que la reacción sea espontánea ∆G < 0, ∆H tiene que ser mayor en valor absoluto que (T . ∆S), será espontánea, cuando la temperatura sea baja.

12

12. El gas propano es un hidrocarburo que se utiliza habitualmente como combustible. Calcular: a) El poder calorífico del propano expresado en kJ/g, b) el volumen de propano medido en condiciones estándar que será necesario quemar para evaporar 20 L de agua (a 1 atm y 100ºC), si la temperatura inicial del agua era de 22ºC.DATOS: ∆Hºf [C3H8 (g)] = -103,8 kJ/mol; ∆Hºf [CO2 (g)] = -393,5 kJ/mol; ∆Hºf [H2O (l)] = -285,8 kJ/mol; ce (H2O) = 4,18 kJ/kg.K; Lv (H2O) = 2260 kJ/kg; d(H2O) = 1 kg/dm3

El calor que hay que suministrar al agua es la suma del calor necesario para elevar la temperatura del agua de 22 ºC a 100 ºC y de la energía que se necesita para evaporar los 20 L de agua una vez alcanzados los 100 º C (durante el cambio de estado la temperatura permanece constante).

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13. En una reacción donde ∆So = 300 J ∙ mol-1 ∙ K-1, ¿cuál debe ser el valor mínimo de ∆Ho para que sea espontánea a 25º C?

Para valores positivos de ∆H, por encima de 89,4 kJ, la reacción no será espontánea. Para valores negativos de ∆H, la reacción es espontánea a cualquier temperatura.

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14. En la reacción 4Ag (s) + O2 (g) à 2 Ag2O (s), la variación de entalpía y la variación de entropía, en condiciones estándar, valen –61,1 KJ y –132,1 J/K, respectivamente. Suponiendo que estos valores son independientes de la temperatura, determinar: a) el sentido en que es espontánea la reacción en condiciones normales, b) el sentido en que es espontánea a 500º C, c) la temperatura a la que se alcanza el equilibrio.

a) Condiciones normales T = 0º C = 273 K

Es espontánea en el sentido dado.

b) T = 500º C = 773 K

Es espontánea en sentido contrario al dado. Descomposición del óxido de plata.

b) En el equilibrio ∆G = 0

15

15. Para el proceso de fusión del hielo a 0º C ∆Ho = 6,007 KJ/mol, ∆So = 21,99 J/mol∙K. Calcular ∆G a 1,0º C y a -1,0º C ¿Es espontánea la fusión del hielo a estas temperaturas?

Es espontáneo

No es espontáneo

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16. Para cierta reacción química ∆Hrº= 8 kJ y ∆Srº = 90 J/K. Determina los intervalos de temperatura en los que la reacción es o no espontánea. Suponer que ∆Hrº y ∆Srº no varían con la temperatura.

La reacción será espontánea a temperaturas altas.

Para temperaturas por encima de 88,9 K será espontánea.

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17. Calcular la entalpía de la reacción: N2 (g) + O2 (g) à 2NO (g). Dibujar el diagrama entálpico. DATOS: ∆Ho

f (NO) = 90,29 KJ/mol

18

18. Cuando el sulfuro de mercurio (II) se calienta con oxígeno, se forma mercurio líquido y dióxido de azufre. A partir de datos termodinámicos tabulados, determina el intervalo de temperatura en el cual es espontáneo el proceso.

∆Hf º kJ/mol Sº (J/K)

HgS (s) -58,2 82

O2 (g) ­ 205

Hg (l) ­ 76

SO2 (g) -296,8 248

Como ∆H es negativa (reacción exotérmica) y ∆S es positiva (aumenta el desorden), la reacción es espontánea a cualquier temperatura.

19

19. El metanol es un posible sustituto de las gasolinas como combustible en los motores de explosión. Si la entalpía de combustión del metanol vale -762 kJ/mol: a) calcular el calor liberado cuando se queman 200 g de metanol en exceso de oxígeno; b) ¿qué masa de O2 se consume cuando se liberan 1 225 kJ de calor?

a)

b)

20

20. Indica qué parejas de valores de ∆H y ∆S no conducen nunca a un estado de equilibrio en el sistema.

Para que esté en equilibrio ∆G = 0.

Los pares de valores que cumplen esta condición son: ∆H < 0, ∆S < 0 o bien ∆H > 0, ∆S > 0

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21. Calcular el calor de reacción en el siguiente proceso:CH4 (g) + 4CuO (s) à CO2 (g) + 2H2O (l) + 4Cu (s)

A partir de los siguientes datos de entalpías de formación en KJ/mol: CH4 (g) = -74,9; CuO (s) = -155; CO2 (g) = -393,13; H2O (l) =-285,8.

CH4 (g) + 4CuO (s) à CO2 (g) + 2H2O (l) + 4Cu (s)

22

22. Calcular el calor desprendido en la combustión parcial del carbono para obtener monóxido de carbono, a partir de los siguientes datos: Calor de combustión del carbono = -393,13 KJ/mol; calor de combustión del monóxido de carbono = -283,0 KJ/mol.

-1 ( )

23

23. Calcular el calor de formación del metano a partir de los siguientes datos:Calor de combustión del metano = -890 KJCalor de formación del CO2 (g) = -393,5 KJCalor de formación del H2O (l) = -285,8 KJ

Formación del metano:

(­1)

(2)

24

24. Calcular la entalpía de la reacción: H2 (g) + Cl2 (g) à 2HCl (g) a partir de los siguientes datos: Energías de enlace H-H = 436,39 KJ/mol; Cl-Cl = 243,77 KJ/mol; H-Cl = 432,38 KJ/mol

Enlaces rotos: 1 H-H; 1 Cl-Cl Enlaces formados: 2 H-Cl

25

25. Los calores normales de combustión del hidrógeno, carbono, metano y etano son, respectivamente, -68,32; -94,05; -212,80 y –372,82 Kcal/mol. Calcular los calores de formación del metano y del etano, y el calor de reacción del proceso: C2H6 (g) + H2 (g) à 2CH4 (g)

Formación del metano:

(-1)

(2)

Formación del etano:

(2)

(3)

(-1)

Para el proceso: C2H6 (g) + H2 (g) à 2CH4 (g)

(-2)

C2H6 (g) + H2 (g) à 2CH4 (g)

26

26. Calcular la variación de energía interna para la combustión del benceno, C6H6 (l), si el proceso tiene lugar en condiciones estándar. DATOS: Entalpías de formación en KJ/mol, C6H6 (l) = 49, CO2 (g) = -393,13; H2O (l) = -285,8 ; R = 8,3 ∙ 10-3 KJ/mol ∙ K.

Combustión del benceno:

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27. Calcular la variación de energía libre de Gibbs en la siguiente reacción.N2 (g) + 3H2 (g) à 2NH3 (g)

DATOS: ∆Hof NH3 (g) = -45,98 KJ/mol; So

f NH3 (g) = 192 J/mol . K; Sof N2 (g) = 191 J/mol K ; So

f H2 (g) = 131 J/mol ∙ K

28

28. Sabiendo que para la reacción:2 Al2O3 (s) → 4 Al (s) + 3 O2 (g)

∆Hº = 3339,6 kJ/mol a 25ºC, ¿cuánto vale el calor de formación estándar del Al2O3 a esa temperatura?

Reacción de formación del Al2O3:

29

29. El calor de formación del CO2 (g) a 25ºC es de -393,12 kJ/mol a presión constante. Hallar el calor a volumen constante.

30

30. Calcular la entalpía de formación estándar del monóxido de nitrógeno a presión constante a partir de las ecuaciones termoquímicas:

N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g) ∆Hº1 = 67,78 kJ 2 NO (g) + O2 (g) →2 NO2 (g) ∆Hº2 = -112,92 kJ

Reacción de formación del NO:

(1/2)

(-1/2)

31

31. Cuando se quema un mol de naftaleno (C10H8) sólido con oxígeno gaseoso a volumen constante y 25º C, se desprenden 4715 kJ. Calcular la variación de entalpía para esta reacción (R = 8,31 J/mol.K)