Termoquímica

por | Sep 16, 2021 | NIVEL AVANZADO | 0 Comentarios

 

 

 

Determinar la entalpía de reacción para el proceso N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2 O (l) a partir de los datos siguientes:

N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2H2 O(l)      ΔHa = −622,2 kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O(l)        ΔHb = −285,8 kJ

H2(g) + O2(g) → H2O2(l)        ΔHc = −187,8 kJ

SOLUCIÓN

Según la ley de Hess la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de las reacciones por etapas que dan la reacción deseada. En este caso:

\fn_cm \small \small \Delta H = \Delta H_a + 2\Delta H_b - 2\Delta H_c = -622,2-2285,8+2187,8=-818,2 \ kJ

Calcula el calor de formación del acetileno (etino), conocidos los calores de formación del H2O(l) y del CO2, así como el calor de combustión del acetileno: ΔH°f [H2O(l)] = -285,8 kJ/mol; ΔH°f [CO2(g)] =-393,13 kJ/mol; ΔH°f (combustiión etino) = -1300 kJ/mol.

SOLUCIÓN

La reacción de formación del acetileno es:

\fn_cm \small 2C(s) + H_2(g) \rightarrow C_2H_2(g)

Su ΔH°f  la podemos calcular a partir de su reacción de combustión:

\fn_cm \small \small C_2H_2(g) +\frac{5}{2}O_2(g) \rightarrow 2CO_2(g) + H_2O(l) \ \ \ \ \Delta H^o_c= -1300 \ kJ/mol

Aplicando la ley de Hess:

\fn_cm \small \small \Delta H^o_c = \sum \Delta H^o_f(productos) - \sum \Delta H^o_f(reactivos) = 2\Delta H^o_f(CO_2) + \Delta H^o_f(H_2O) - \Delta H^o_f(C_2H_2) = -786,26 + (-285, 8) - \Delta H ^o_f(C_2H_2) = -1300 kJ/mol

\fn_cm \small \small \Delta H^o_{f(C_2H_2)}= -227,94 \ kJ/mol

Calcula el calor de combustión del butano, sabiendo que los calores de formación del dióxido de carbono, agua y butano son, respectivamente, -393, -242 y -125 kJ/mol. 

SOLUCIÓN

La reacción de combustión del C4H10:

\fn_cm \small C_4H_{10}(g) + \frac{13}{2}O_2(g) \rightarrow 4CO_2(g) + 5H_2O(l)

\fn_cm \small \Delta H_{combusti\acute on} = \sum_{p}^{} \Delta H_f{(productos)} - \sum_{r}^{} \Delta H_f{(reactivos)}

\fn_cm \small \Delta H_{combusti\acute on} = 4\Delta H_f(CO_2) + 5\Delta H_f(H_2O) -\Delta H_f (C_4H_{10})

Sustituyendo las entalpías de formación por los datos del enunciado: ΔHcombustión = 2657 kJ/mol de C4H10.

Téngase en cuenta que ΔHfO2(g) = 0.

Un proceso químico tiene variación de entalpía y de entropía positivas. Razonar cuales serían las condiciones más adecuadas para que el proceso pueda ser espontáneo.

SOLUCIÓN

Usando la relación termodinámica para temperatura constante:

\fn_cm \small \small \Delta G = \Delta H - T \Delta S

el proceso será espontáneo cuando se cumpla:

\fn_cm \small \Delta G < 0

Si el proceso está en equilibrio:

\fn_cm \small \small \Delta G = 0

Podemos calcular la temperatura de equilibrio haciendo:

\fn_cm \small \Delta G = 0 \ \ \ \Delta H = T_{eq} \cdot \Delta S \ \ \ T_{eq} = \frac{\Delta H}{\Delta S}

por tanto, al ser \fn_cm \small \Delta H > 0 \ \ y \ \ \Delta S > 0 para que el proceso sea espontáneo \fn_cm \small (\Delta G < 0) será necesario que domine el término negativo \fn_cm \small (-T \Delta S)   lo cual será posible si y solo si \fn_cm \small T > T_{eq}

Para la siguiente reacción:  2H2S (g) + 3O2 (g) → 2H2O (l) + 2SO2 (g). Calcular despreciando las variaciones de CP con la temperatura: a) ΔH(298 K) b) ΔH(370 K) c) ΔS(298 K) d) ΔS(370 K) e) ΔG(298 K) f) ΔG(370 K). Utilizar los datos dados en la siguiente tabla:

Sustancia ΔHof 298 Kcal/mol ΔSof 298 cal/mol/K ΔCop 298 cal/mol/K
H2O(l) -68.315 16.71 18.00
H2S(g) -4.93 49.16 8.18
O2(g) 0 49.003 7.02
SO2(g) -70.94 59.30 9.53

SOLUCIÓN

\fn_cm \small \Delta H(T_2)-\Delta H(T_1)=\int_{T_1}^{T_2}C_p(T)dT

\fn_cm \small \Delta S(T_2)-\Delta S(T_1)=\int_{T_1}^{T_2}\frac{C_p(T)}{T}dT

\fn_cm \small \Delta G(T)=\Delta H(T)-T\Delta S(T)

\fn_cm \small \Delta H^{298}_{reacci\acute on} = 2 \Delta H^o_{298} (H_2O) + 2 \Delta H^o_{298}(SO_2) - 2 \Delta H^o_{298} (H_2S) -3 \Delta H^o_{298} (O_2)

\fn_cm \small \Delta H^{298}_{reacci\acute on} = 2 (-68,315) \ kcal + 2 (-70,94)\ kcal - 2(-4,93) kcal - 0 = -268,65 \ kcal

\fn_cm \small \Delta H^{370}_{r}-\Delta H^{298}_{r}=\int_{298}^{370}C_p(T)dT=(2\cdot 18+2\cdot 9,53-2\cdot 8,18-3\cdot 7,02)= 1,27 kcal

\fn_cm \small \Delta H^{370}_{r}=-268,65 + 1,27 = -267,23 \ kcal

\fn_cm \small \Delta S^{298}_r=2S^o_{298}(H_2O)+2S^o_{298}(SO_2)-2S^o_{298}(H_2S)-3S^o_{298}(O_2)

\fn_cm \small \Delta S^{298}_r=-93,309 \ cal/K

\fn_cm \small \Delta S^{370}_{r}-\Delta S^{298}_{r}=\int_{298}^{370}\frac{C_p(T)}{T}dT=\Delta C_p\cdot log_e \cdot \left ( \frac{370}{298} \right )

\fn_cm \small \Delta S^{370}_{r}=-93,309+17,64\cdot 0,21=-89,49 \ cal/K

\fn_cm \small \Delta G^{298}_r=\Delta H^{298}_r-298\cdot \Delta S^{298}_r=-268,65+29893,31=-240,69 \ kcal

\fn_cm \small \Delta G^{370}_r=\Delta H^{370}_r-370\cdot \Delta S^{370}_r=-267,23+37089,49=-234,12 \ kcal

La reacción es espontánea, aunque se aumente la temperatura, lo que no favorece su espontaneidad. Si hubiéramos calculado:

\fn_cm \small \Delta G^{298}_r=\Delta H^{370}_r-298\cdot \Delta S^{370}_r=-267,23+29889,49=-240,56 \ kcal

\fn_cm \small \Delta G^{370}_r=\Delta H^{298}_r-370\cdot \Delta S^{298}_r=-268,65+37093,31=-234,12 \ kcal

Esto ocurre ya que Cp no depende de la temperatura y para T1 y T2 próximas:

\fn_cm \small T_2-T_1\approx T_2\cdot log_e\left ( \frac{T_2}{T_1} \right )

    1. Se comunica a un sistema una cantidad de calor de 800 calorías y el sistema realiza un trabajo de 2 KJ. ¿Cuál es la variación que experimenta su energía interna?. Sol: 320 cal.
    2. Al quemar 2,35 gr de benceno en una bomba calorimétrica a volumen constante, se desprenden a 25ºC, 23.540 calorías. Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante y a la misma temperatura. Sol: -3,7 KJ
    3. Hallar la variación de energía interna de un gas que a) absorbe 150 J de calor y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol:  0 J b) desprende 300 J y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol: -450 J.
    4. Al vaporizarse 1 mol de agua liquida a la temperatura de ebullición y a la presión constante de 1 atmósfera, se absorben 9,7 Kcal. El sistema realiza trabajo sobre la atmósfera que le rodea, a causa de la variación de volumen que tiene lugar cuando el agua pasa de liquido a vapor. Calcular: a) el trabajo realizado por un mol de agua liquida, sabiendo que su volumen a 373ºK es 0,019 litros y considerando que el vapor se comporta como un gas ideal.3099,63 J b)l a entalpía y variación de energía libre para este proceso. Sol: 40,54 KJ; 37,45 KJ.
    5. Con el calor procedente de la combustión de 1 metro cúbico de etileno, medido en c.n., ¿qué masa de agua, inicialmente a 25 ºC, se puede convertir en vapor a 100ºC. El calor de vaporización del agua a 100ºC es 539,5 cal/gr. Sol: 24,6 kJ.
    6. Queremos calentar a ebullición y convertir en vapor a 100ºC, 1000 L de agua que están a 0ºC. Hallar la masa de cada una de las siguientes sustancias: a) carbón, b) metano, c) propano, d) butano, e) etileno, f) metanol, g) etanol, que necesitamos quemar, suponiendo que se aprovecha el 75%  del calor desprendido en la combustión. Sol: 108,80; 64,13; 70,73; 71,79; 70,8; 157,24; 120,1 Kg.
    7. La entalpía estándar de combustión del butano es -2.878,6 kJ/mol. Escribir la reacción y calcular la energía total que puede obtenerse de una bombona de butano que contiene 4 kg de gas, al quemarlo en condiciones estándar. Sol: 198500 KJ.
    8. La entalpía estándar de combustión del butano gaseoso, para dar dióxido de carbono y agua liquida es -2.878,6 kj/mol. Las entalpias de formación de estas dos ultimas sustancias  son, respectivamente, -393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular para el butano : a) su calor de formación a presión constante, b) su calor de formación a volumen constante. Sol:124,4; 144,47 kJ/mol.
    9. Sabiendo que el calor de combustión del acetileno es -1298,3 KJ y que los de formación del CO2 y H2O(l)  son, respectivamente, -393,41 y – 285,85 kJ/mol, calcula el calor de formación del acetileno. Sol: 225.63 kJ/mol.
    10. Dadas las reacciones químicas descritas en las siguientes ecuaciones: 2H2(g)  +  O2(g) →  2H2O (l)       ΔH = -571,54 kJ H2O2(l)   → H2O(l)   +  ½  O2(g)     ΔH = -96,209 kJ determina la entalpía de formación del H2O2(l). Sol: -189,56 kJ/mol.
    11. ¿Cuál será el calor de reacción correspondiente a la oxidación del alcohol etílico a ácido acético, si en la combustión de 1 gr de alcohol y 1 gr de ácido acético en condiciones normales se desprenden, respectivamente, 29803,4 J y 13233,88 J? (El agua formada queda en estado liquido). Sol: -576,93 kJ/mol.
    12. ¿Cuánto calor se desprenderá en la combustión de un litro de alcohol de 96º que forma al quemarse anhídrido carbónico y agua liquida? (Densidad de la disolución alcohólica 0,8028 gr/cm3). Sol:  -22969,123 kJ.
    13. Los calores de combustión del etileno, carbono e hidrógeno son, respectivamente : -1396, -393,41 y -285,77 kJ/mol. Calcular, con estos datos, el calor de formación del etileno. Sol: -37,64 kJ/mol.
    14. Calcular el calor de formación del óxido nítrico (NO) a partir de las dos ecuaciones termoquímicas siguientes: N2(g) +  2O2(g)  →  2 NO2(g) – 67,78  kJ y 2NO(g)  +  O2(g) → 2NO2(g)  + 112,92 kJ         Sol: 90,35 kJ
    15. La entalpía de formación del butano es 124,65 kJ/mol. Calcula: a) Cuántas calorías suministra la combustión de los cuatro kilos de butano contenidos en una bombona. Sol: -51772,3 Kcal. b) Volumen de aire consumido en la combustión, si la temperatura ambiente es la estándar, 25ºC. Sol: 52162,233 L.
    16. Calcula la variación de la energía interna para la combustión del C6H6(l), si en la reacción se produce CO2(g)  y H2O(l) y el proceso tiene lugar a la temperatura constante de 25ºC. Sol: -3297,76 kJ/mol.
    17. El butano comercial es una mezcla que contiene el 92% de butano, el 6% de propano y otros gases que consideramos no aprovechables. Una botella de butano, a la presión de 2 atm. y 0ºC, contiene 12 kilos de esa mezcla gaseosa. Calcula a) cantidad de calor desprendido en la combustión de todo el gas de la botella. Sol: 631587,28 kJ. b) cantidad de aire necesario para la combustión del butano, si la temperatura ambiente es de 25ºC. Sol:  153,48 m3
    18. La combustión del etano y del eteno, desprenden, respectivamente, 1560,95 y 1411,93 kJ/mol. Calcular la variación de entalpía para la reacción: C2H4(g) +  H2(g)  → C2H6(g)           Sol: -434,79 kJ/mol
    19. La descomposición de ácido fórmico, para dar monóxido de carbono (gas) y agua (líquida), ¿es endotérmica o exotérmica?. Demuéstralo. Calcula la cantidad de calor absorbido o desprendido al descomponerse 920 gr de ácido fórmico. Sol: 675,2 kJ
    20. Calcula: a) La cantidad de calor desprendido en la combustión de 5 kg de propano. Sol: 252211,3 kJ. b) La variación de la energía interna del sistema si la reacción transcurre en condiciones estándar. Sol:  -251366,08 kJ.
    21. Los calores de combustión de la glucosa, C6H12O6(s) y del etanol líquido, son -2785,69 y -1370,956 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos, calcula el calor que se desprenderá en la fermentación de 100 kg de glucosa. Sol: 43,778 kJ/mol.
  1. En la combustión a volumen constante y a 25 °C, de 1 g de ácido tartárico sólido (COOH-CHOH-CHOH-COOH) se desprenden 1840 calorías. Las entalpías de formación del CO2(g) y del H2O(I) son, respectivamente,-393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular la entalpía de formación del ácido tartárico. Sol: -1279,9 KJ/mol.
  2. En la combustión a volumen constante de 1 gramo de ácido tartárico, a 25°C se desprenden 1.840 calorías. Calcular el calor de combustión del ácido tartárico a presión constante. Sol: Qp = -275,11 kcal/mol.
  3. Para la obtención de oxígeno en el laboratorio se utiliza la descomposición térmica del clorato de potasio según la ecuación:  2KCIO3(s)     2KCI(s) + 302(g); ΔHº = -89,5 kJ. Calcular la energía calorífica que se desprende cuando se obtienen 20 litros de oxígeno, medidos a 25 °C y 1 atmósfera. Sol: -24,4 kJ.
  4. El calor de combustión de la glucosa, C6H1206, es 2816,8 kJ/mol y el del etanol, C2H5OH, 1366,9  kJ/moI. Calcular el calor desprendido cuando se forma un mol de etanol por fermentación de la glucosa: C6H1206 → 2C2H5OH +2CO2(g) Sol:  -41,5 kJ/mol
  5. La entalpía de formación estándar del tricloruro de fósforo a 298ºK, es -287 kJ/mol. Se sabe que para la reacción:  PCI3(l) + Cl2(g) → PCl5(s),    ΔHº = -95 kJ
  6. Escribir la reacción de formación del tricloruro de fósforo y calcular la entalpía de formación estándar del pentacloruro de fósforo. SoI: ΔHº = -382 kJ/mol.
  7. Sabiendo que para la reacción: Pb(s) + 2AgCl(s) → 2Ag(s) + PbCl2(s), ΔHº = -105,0 kJ y que la entalpía estándar de formación del AgCl(s) es -127,2 kJ/mol, halla la entalpía estándar de formación del PbCl2(s).Sol: ΔHºf = -359,4 KJ/mol.
  8. Teniendo en cuenta las entalpías estándar de formación, hallar la variación de entalpía correspondiente a la reacción:   CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ¿Qué cantidad de calor se necesita para descomponer 6 toneladas de piedra caliza del 85 % de riqueza?. Sol: 178,3 KJ; 9,09.106 KJ.
  9. Calcular la entalpía de formación de óxido de cinc con los datos siguientes: a) H2SO4(aq) + Zn(s) → ZnSO4(aq) + H2(g)  ΔH = -80,1 kcal. b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(I)   ΔH = -136,6 kcal. c) H2SO4(aq) + ZnO(s) → ZnSO4(aq) + H2O(l)     ΔH = -50,52 kcal. Sol: -97,9 kcal/mol.
  10. Calcular la entalpía estándar de formación del ácido fórmico, HCOOH, con los datos siguientes: a) HCOOH + 2O2 → CO2 + H2O.    ΔHº= -62 kcal. b) CO  +  1/2O2 → CO2     ΔHº= -68 kcal. c) H2  +  1/2O2 → H2O    ΔHº= -68 kcal. d) C + 1/2 O2 → CO      ΔHº= -29 kcal. Sol: ΔHº (HCOOH) = -103 kcal/mol.
  11. Calcular el calor de condensación del agua a 298ºK, a partir de las ecuaciones termoquímicas siguientes: a) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(I)    ΔHº = -136,64 kcal. b) 2H2(g) + O2(g)  → 2H2O(g)   ΔHº = -115,58 kcal. Sol: ΔHº = -10,53 kcal/mol.
  12. A partir de los valores de las entalpías estándar de formación: a) Determinar el calor de combustión del benceno, suponiendo que el agua formada se encuentre en estado líquido. b) Hallar la cantidad de calor que se desprende al formarse 72 gramos de agua. Sol:a) -3267,4 KJ/mol; b) 4357 KJ/mol
  13. Teniendo en cuenta las entalpías normales de formación: a) Calcular la variación de entalpía que corresponde a la siguiente reacción (verificada en condiciones estándar): CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) b) Durante la década de los años cuarenta se utilizó en España, como combustible para motores, el monóxido de carbono procedente de la combustión incompleta del carbón. ¿Qué cantidad de calor se producía (al quemarse 100 m3 de CO, medidos en c.n.?. Sol: a) -283 KJ b) 1,26·106
  14. La reacción: CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(l) ¿es exotérmica o endotérmica? (La entalpía estándar de formación del CuO es -161,1 kJ/mol.) Dibujar el diagrama entálpico correspondiente. Sol: Exotérmica.
  15. Sabiendo que el calor de combustión de la propanona es ΔHº = -1787,2 kJ/mol, hallar la entaIpía de formación de la misma. (Suponer que el agua final se obtiene en estado líquido.) Sol: -250,7 KJ/mol
  16. Calcular la variación de entalpía correspondiente al proceso: Zn(s) + CI2(g) → ZnCI2(aq) a partir de los siguientes datos: a) Entalpía de formación del HCl(g) = -22060 cal/mol. b) Entalpía de disolución del HCl(g) = -17630 cal/mol. c) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g);  ΔHº = -35890 cal. Sol: -115,3
  17. Calcular la entalpía de formación del AlCI3(s), a partir de las siguiente ecuaciones termoquímicas: a) 3Al(s) + 3HCl(aq)  →  AlCI3(aq) + 3/2 H2(g)    ΔHº = -127 kcal b) H2   +  Cl2  →  2HCl(g)    ΔHº = -44 kcal c) HCl (g)  →  HCl(aq)    ΔHº = -17,5 kcal d) AlCI3(s) →  AlCl3(aq)   ΔHº = – 77,9 Kcal   Sol:  -167,6 kcal/mol.
  18. Dibujar el diagrama entálpico correspondiente a la reacción: S(s) + H2(g) → H2S(g)     ΔHº = -5,3 kcal/mol.
  19. Sabiendo que la entalpía de formación del amoníaco es ΔHº= -10,94 kcal/mol, calcular la cantidad de calor que se produce al obtener 200 litros de amoníaco, medidos en condiciones normales. Sol: 97,6 kcal.
  20. En la fermentación de la glucosa se obtienen etanol y dióxido de carbono. Si en la combustión completa de la glucosa y del etanol se desprenden, respectivamente, 3,74 kcal/g y 7,11 kca/g y al formarse dióxido de carbono se desprenden 94 kcal/mol, calcular el calor de la reacción de fermentación de la glucosa, indicando explícitamente al final si el proceso es endo- o exotérmico. Sol:  19,1 kcal/mol. El proceso es exotérmico.
  21. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: 1) I2(g) + H2(g) → 2HI(g) ; ΔHº = -0,8 kcal. 2) I2(s)  +  H2(g)  →  2IH(g)  ΔHº = 12,0 kcal. 3) I2(g) + H2(g) → 2HI(aq) ; ΔHº = -26,8 kcal Calcular: a) El calor latente molar de sublimación del yodo. b) El calor de disolución molar del yo duro de hidrógeno. c) La cantidad de calor necesario para disociar en sus componentes el duro de hidrógeno gaseoso contenido, a 25ºC, en un matraz de 750 L a la presión de 800 mm de Hg.Sol: a) 12,8 kcal/mol b) -13 kcal/mol c) 12,9.
  22. A partir de las energías medias de enlace hallar el valor aproximado de la entalpía estándar de hidrogenación del acetileno a etano. Sol: -305 KJ.
  23. A partir de las energías medias de enlace, sabiendo que la entalpía estándar de sublimación del grafito es 718,6 kJ/mol, hallar el valor de la entalpía normal de formación del etanol en estado gaseoso. Sol: -241,8 KJ/mol.
  24. A partir de las energías de enlace, calcular la entalpía estándar de combustión del octano. Sol: -3886 KJ/mal.
  25. Indicar el signo de la variación de entropía en las siguientes reacciones químicas: a) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) b) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) c) C(s) + O2(g) → CO2(g)
  26. Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ΔHº = -483,6 kJ, señalar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles falsas. a) Al formarse 18 g de agua en condiciones estándar se desprenden 483,6 kJ. b) La formación del agua es una reacción muy exotérmica. c) Dado que ΔHº<0, la formación del agua es, con casi completa seguridad, un proceso espontáneo. d) La reacción de formación del agua será muy rápida.
  27. Sabiendo que para la reacción: N2O(g) → N2(g) + O2(g) ΔH = 10,5 kcal y ΔS = 18 cal/K, predecir si dicha reacción será o no espontánea a 27°C. Sol: No será espontánea.
  28. Con los siguientes datos:
    Sustancias H2S(g) SO2(g) H2O(l) S(s)
    ΔHº(kcal/mol) -5,3 -70,9 -68,3 0
    ΔHº(kcal/mol) 49,15 59,24 16,75 7,62

    Determinar los valores ΔHº, ΔSº y ΔGº para la reacción: 2H2S(g) + SO2(g) → 2H2O(l) + 3S(s) Sol: -55,1 kcal;  -101,2 cal/K; -24,9 kcal.

  29. La variación de entalpía, ΔH, en un proceso químico permite clasificar a éste como exotérmico o endotérmico. El proceso: Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g), es exotérmico. Contestar razonadamente a los siguientes puntos: a) ¿Qué gráfica representa correctamente la reacción: la (I) o la (II)? b) Para dicho proceso el calor desprendido a presión constante es 37,6 kcaJ/mol. Utilícese el primer principio para deducir, sin cálculos numéricos, si a volumen constante se desprende más o menos calor. c) Una reacción exotérmica ¿es necesariamente espontánea?
  30. Sabiendo que para el proceso: NO2(g) → N2(g) + O2(g)  ΔH = 10,5 kcal/mol y ΔS = 18.10-3 kcal/mol·K. a) Dibujar el correspondiente diagrama entálpico. b) ¿Se trata de una reacción endo o exotérmica? c) Calcular la variación de la energía de Gibbs y la tendencia al cambio espontáneo a 27°C. Sol: b) Dado que ΔH>0, la reacción es endotérmica c) ΔG = +5,1 kcal/mol; no espontáneo.
  31. En la reacción: Ag2O(s) → 2Ag(s) + O2(g) en condiciones estándar ΔHº = 7,31 kcal y ΔSº= 0,0158 kcaJ/K. Con la aproximación de que permanezcan independientes de la temperatura predecir en qué sentido será espontánea la reacción: a) A 25 °C y 1 atmósfera. b) A 300 °C y 1 atmósfera. c) ¿A qué temperatura se hallará la reacción en equilibrio?. a) En el sentido de formación del Ag2O.b) En el sentido de descomposición del Ag2O c) A 190 ºC.
  32. Para la reacción de formación del agua: H2(g) + O2(g) → H2O(g)   ΔHº = -58 kcal/mol y ΔSº = -10,7 cal/mol·K. Calcular: a) Si el proceso es espontáneo a 25 °C. b) La temperatura a la que se alcanza el equilibrio. c) ¿Cuáles serían las condiciones más favorables para obtener vapor de agua? Sol: a) Es espontáneo. b) A 5 420 K.
  33. Para obtener cloruro de etilo podemos emplear dos métodos distintos: 1) C2H6(g) + Cl2(g) → C2H5Cl(g) + HCl(g) 2) C2H4(g) + HCl(g) → C2H5Cl(g). Para la primera reacción: ΔSº= +2,09 J/mol·K y para la segunda: ΔSº= -128,6 J/mol·K. Por otra parte: ΔHºf(C2H5CI) = -104,9 kJ/mol; ΔHºf(HCI) = -92,3 kJ/mol ; ΔHºf(C2H6) = -84,7 kJ/mol, y ΔHºf(C2H4) = +52,3 kJ/mol.¿Cuál de los dos métodos es preferible? Sol: El primero.
JUNIO 2015

Los calores de combustión bajo condiciones estándar de eteno (C2H4), carbono (para producir CO2) e hidrógeno son -1409, -393,6 y -286 kJ/mol, respectivamente. A partir de estos datos:

  1. Calcule la entalpía de formación estándar del eteno. (1 punto)
  2. Justifique si la reacción de formación del eteno será espontánea bajo determinadas condiciones de temperatura. (1 punto)
SEPTIEMBRE 2015

Sabiendo que la entalpía de combustión del carbono para producir CO2 es igual a -393 kJ/mol:

  1. Calcule la energía liberada en la producción de 150 g de CO2 si el rendimiento es del 45% (1,3 puntos)
  2. Indique cómo afectaría al equilibrio de combustión del carbono: i) un aumento de la temperatura del sistema y ii) un aumento en la presión del sistema (0,7 puntos) Datos: Masas atómicas: C=12, O=16 g/mol.
JUNIO 2016

Calcule a partir de qué temperatura la siguiente reacción será espontánea: (2 puntos)

2Fe2O3(s) + 3 C(s) → 4Fe(s) + 3CO2 (g)

sabiendo que la entalpía estándar de formación de CO2(g) es igual a -393,5 kJ mol-1 y la de Fe2O3(s) es -824 kJmol-1. Los valores de las entropías estándar son: 213,7 Jmol-1K-1 para CO2(g); 27,2 Jmol-1K-1 para Fe(s); 87,4 Jmol-1K-1 para Fe2O3(s) y 5,7 Jmol-1K-1 para C(s).

SEPTIEMBRE 2016

Al quemar 1,02 g de ácido acético se desprenden 14,5 kJ según la siguiente reacción química:

CH3COOH + 2O2 → 2CO2 + 2H2O

  1. Calcule la entalpía de combustión para 1 mol de ácido acético (0,5 puntos)
  2. Halle la entalpía estándar de formación del ácido acético (1,5 puntos)

Datos: Masas atómicas: C=12, O=16, H=1. ΔHof (CO2) = -394 kJ mol-1; ΔHof (H2O) = -259 kJ mol-1.

SEPTIEMBRE 2020

Dibuje el ciclo de Born-Haber para la formación del LiF(s) a partir de Li(s) y F2(g), y determine su energía de red, ΔHred[LiF(s)], a partir de los siguientes datos: (1,5 p)

    • Entalpía de formación del LiF(s): ΔH°f = ‒594,1 kJ·mol-1
    • Afinidad electrónica del F: AE = ‒333 kJ·mol-1
    • Entalpía de sublimación del Li: ΔHsub = 155,2 kJ·mol-1
    • Energía de ionización del Li: EI = 520 kJ·mol-1
    • Entalpía de disociación del F2: ΔHdisoc = 150,6 kJ·mol-1
  2. Indique si la energía de red del NaCl(s) será mayor o menor (en valor absoluto), que la del LiF(s). Justifique su respuesta. (0,5 p)

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