01 Termoquimica 2014 Febrero OK
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TERMOQUÍMICA
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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
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02. CÁLCULO DE LAS ENTALPÍAS DE REACCIÓN
Existen generalmente tres formas de calcular la entalpía de una reacción:
Con las entalpías de formación de los reactivos y de los productos.
Con valores de entalpía de otras reacciones: Ley de Hess.
A partir de 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 bar.
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: gases 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
EJERCICIOS RESUELTOS
TERMOQUÍMICA
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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
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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.
EJERCICIOS RESUELTOS
TERMOQUÍMICA
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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
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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.
EJERCICIOS RESUELTOS
TERMOQUÍMICA
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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?
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. 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
6. La entalpia de formación del tolueno gas (C7H8) es de 49,95 kJ/mol y las entalpias de formación del CO2 (g) y
del H2O (l) son, respectivamente, –393,14 y –285,56 kJ/mol.
a) Calcule la entalpia de combustión del tolueno gas.
b) ¿Cuantos kJ se desprenden en la combustión completa de 23 g de tolueno?
Solución: a) 3944,17 KJ b) 985 KJ
7. El carbonato cálcico 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
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8. 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
9. 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 1 m3 de metano medido en condiciones normales.
Solución: a) 890 KJ/mol b) 39732 KJ se desprenden
10. 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
11. 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
12. 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
13. 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
14. La reacción de una mezcla de polvo de aluminio con óxido de hierro (III) es tan exotérmica que el calor liberado
es suficiente para fundir el hierro producido.
2 Al (s) + Fe2O3(s) 2 Fe (s) + Al2O3 (s)
Sabiendo que las entalpías de formación estándar de los óxidos de hierro y aluminio son ΔHºf [Fe2O3 (s)] =
822,16 KJ/mol y ΔHºf [Al2O3 (s)] = 1669,8 KJ/mol respectivamente, calcular el calor desprendido en la
reacción de 25 g de Al(s) con un exceso de Fe2O3 (s).
Solución: 392,4 KJ
15. La combustión del pentaborano líquido se produce según la reacción:
2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 (s) + 9 H2O (l)
a) Calcula la entalpía estándar de la reacción.
b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de 1 gramo de pentaborano.
Datos: ΔHºf [B5H9 (l)] = 73,2 kJ·mol-1
; ΔHºf [B2O3 (s)] = –1263,6 kJ·mol-1
; ΔHºf [H2O (l)] = –286 kJ.mol-1
.
Solución: a) 9038,4 KJ b) 70,6 KJ
TERMOQUÍMICA
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16. Escriba las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de formación estándar, a partir de sus
elementos, del dióxido de carbono, agua y ácido metanoico o fórmico (HCOOH), y la reacción de combustión de
este último.
(PAU, Aragón’04)
17. Determinar la entalpía estándar de combustión del ácido metanoico (HCOOH) sabiendo que las entalpías de
formación estándar del H2O (l) = 285,8 kJ.mol-1
; CO2 (g) = 393,5 kJ.mol-1
y Ácido metanoico = 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. Dada la siguiente reacción:
CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔH° = –1072 kJ
Calcula:
a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono.
b) La energía que se desprenderá si reaccionan 2’5 kg de disulfuro de carbono.
Datos: ΔHºf en kJ·mol-1
: CO2 = –393; SO2 = –296,8.
Solución: a) 85,4 KJ/mol b) 2809,7 KJ
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 25°C 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.
Masas atómicas: Carbono: 12; Hidrógeno: 1; Oxígeno: 16.
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.
Masas atómicas: P= 31,0; Cl=35,5.
Solución: a) 137 KJ b) 4,99 KJ
(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. La oxidación de la glucosa C6H12O6 en los seres vivos produce CO2 y H2O; en cambio en la fermentación
anaeróbica de las frutas se produce etanol, C2H5OH y CO2.
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)
C6H12O6 (s) 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g)
A partir de los datos aportados, calcular el calor desprendido por gramo de glucosa en cada uno de los
procesos anteriores
Datos: ΔHºf (KJ/mol) : C6H12O6 (s) = 1273,3; C2H5OH (l) = 277,7 CO2 (g) = 393,5; H2O(l) = 285,8.
Solución: 15,57 KJ y 0,38 KJ
28. 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
TERMOQUÍMICA
11
29. 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
30. En la combustión a 25ºC del gas propano (C3H8) utilizado para calefacción se desprenden 5046 kJ de energía
por cada 100 g (quedando el agua en estado líquido). Por otro lado, se sabe que las entalpías estándar de
formación del CO2(g) y del H2O(l) son 393,51 kJ mol-1
y 285,83 kJ mol-1
, respectivamente.
a) Calcula la entalpía estándar de combustión del gas propano.
b) Calcula la entalpía estándar de formación del propano gaseoso.
Datos: Masas atómicas: C = 12 ; H = 1
Solución: a) ΔHºc (C3H8): 2219,97 KJ/mol, b) ΔHºf (C3H8): 103,88 KJ/mol
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. 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
33. 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
34. 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. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. 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
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. Si suponemos que la gasolina es una mezcla de octanos de formula general C8H18:
a) Calcule el volumen de aire medido 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
37. Dada la reacción: CaCO3(s) CaO (s) + CO2 (g)
a) Determine la cantidad de calor, a presión constante, que es necesario suministrar para descomponer 3 kg
de CaCO3.
b) ¿Cuántos kg de CaCO3 se deberá utilizar para producir 7 kg de CaO si el rendimiento es del 90%?
Datos: Entalpías de formación expresadas en kJ/mol: (CaCO3)= 1209,6; (CO2) = 393,3; (CaO) = 635,1
Solución: a) 5286 KJ b) 13,89 kg
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. El benceno (C6H6) es un compuesto de una toxicidad muy elevada. El benceno produce efectos nocivos en la
médula ósea y puede causar una disminución en el número de hematíes, lo que conduce a padecer anemia,
que puede desembocar en leucemia.
a) Calcule la variación de entalpía que se produce cuando se obtiene benceno a partir de acetileno (etino)
según la reacción:
3 C2H2 (g) C6H6 (l)
sabiendo que las entalpías de formación del acetileno gaseoso y del benceno líquido son 226,7 KJ/mol y
49,0 KJ/mol, respectivamente.
b) Calcule el calor producido, a presión constante, cuando se queman 100 g de acetileno gaseoso sabiendo
que ΔHºf [CO2 (g)] = 393 kJ/mol y ΔHºf [H2O (l)] = 286 kJ/mol.
Solución: a) 729,1 KJ b) 4995 KJ
40. El alcohol etílico, C2H5OH, tiene un valor energético similar al de los hidratos de carbono. Si
la entalpía de combustión del etanol es 1326,6 KJ/mol, calcular el contenido energético
del alcohol que se ingiere al tomar un vaso de vino de 120 mL de 12,5º (12,5% en volumen).
La densidad del etanol es de 0,79 g/ml.
Solución: 351 KJ
TERMOQUÍMICA
13
41. Las entalpías de formación del agua líquida y del dióxido de carbono gas son respectivamente 286 KJ/mol y
393 KJ/mol a 25ºC y la entalpía de combustión del acetileno 1299 KJ/mol.
a) Calcule la entalpía de formación del acetileno si consideramos que el agua formada en la combustión está
en estado líquido.
b) Sabiendo que la entalpía de formación del etano es 85 KJ/mol, calcule la entalpía de hidrogenación del
acetileno según la reacción:
C2H2 (g) + 2 H2 (g) C2H6 (g)
Solución: a) 227 KJ/mol b) 312 KJ
42. Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C12H22O11 (azúcar). Cuando reacciona con oxígeno, se
transforma en CO2 gas y agua líquida, desprendiendo 348,9 KJ/mol, a la presión de una atmósfera. El torrente
sanguíneo, absorbe por término medio, 26 moles de O2 al día. Para esta cantidad de oxígeno:
a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se deben quemar al día?
b) ¿Cuántos KJ se producirán en la combustión?
Solución: a) 741 g b) 756 KJ
43. 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 no
ajustada:
CH4 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)
Calcule:
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).
DATOS.- Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; R = 0,082 atm·L/mol·K; el aire contiene 21% (volumen) de O2 ;
ΔHºf (kJ/mol): CH4 (g)= 74,8 ; CO2 (g) = 393,5 ; H2O (l) = 285,8.
Solución: a) 59,3 Kg b) 862,6 m3
44. La combustión del metano, CH4(g), produce CO2 (g) y agua (l), siendo su ΔHcombustión = 802 kJ · mol-1
.
a) Calcule la cantidad de energía desprendida cuando se queman 3 gramos de metano gas.
b) Qué presión generará el CO2 desprendido si se recoge a 25 ºC en un recipiente de 5 litros.
c) Calcule el volumen de agua líquida que se produce.
Solución: a) 150,375 KJ b) 0,92 atm c) 6,78 mL
45. 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
46. 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
14
LEY DE HESS
47. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
(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
48. 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
49. 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
50. 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
Solución: ΔHº = 180,8 KJ
51. 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)
Solución: ΔHº = 1128,3 KJ
52. 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
TERMOQUÍMICA
15
53. 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
Solución: ΔHº = 290 KJ
(PAU, Aragón’06)
54. 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)
55. 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
Masas atómicas: M(C) = 12; M(O) = 16; M(H) = 1
Solución: ΔHº = 500,8 KJ
(PAU, Aragón’10)
56. 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
57. 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 b) Exotérmico
58. 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
59. 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
60. 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
Solución: ΔHº = 788 KJ
61. 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
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
Solución: 259,98 KJ
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
TERMOQUÍMICA
17
RELACIÓN ENTRE ENTALPÍA Y ENERGÍA INTERNA
68. 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.
Solución: 2211,6 KJ
69. 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
Solución: a) 1172 KJ b) 1159,6 KJ
70. 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
ENTROPÍA DE REACCIÓN
71. 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
72. 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
73. 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
74. Prediga si el cambio de entropía del sistema es positivo o negativo para las siguientes reacciones:
a) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)
b) NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)
Solución: a) ΔSº < 0 b) ΔSº > 0
75. ¿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)
TERMOQUÍMICA
18
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
76. 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
77. 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)
78. 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
79. Responde a las siguientes cuestiones:
a) Calcula la variación de energía libre estándar, a 25ºC, para las siguientes reacciones
2 NaF (s) + Cl2 (g) F2 (g) + 2 NaCl (s)
PbO (s) + Zn (s) Pb (s) + ZnO (s)
Datos NaF NaCl PbO ZnO Cl2 F2 Zn Pb
ΔHºf (kJ/mol) 569 411 276 348
Sº (J/mol K) 51,5 72,1 76,6 43,6 223 202,8 41,6 64,8
b) A la vista de los resultados, comenta la conveniencia o no de utilizar estas reacciones en la obtención de
flúor y plomo respectivamente
Solución: a) 309,7 KJ, 69,8 KJ b) No; Sí.
80. 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
TERMOQUÍMICA
19
81. 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
82. 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
83. 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
84. 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
85. 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
86. 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
TERMOQUÍMICA
20
87. 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)
88. 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
89. Se hacen reaccionar 12,2 L de cloruro de hidrógeno, medidos a 25 ºC y 1 atm, con un exceso de 1-buteno
(CH2 CH CH2 CH3) para dar lugar a 2-clorobutano (CH3 CH2Cl CH2 CH3), según la reacción:
HCl (g) + CH2 CH CH2 CH3 (g) CH3 CH2Cl CH2 CH3 (g)
a) Determine la energía Gibbs estándar de reacción y justifique si la reacción es o no espontánea.
b) Calcule el valor de la entalpía estándar de reacción.
c) Determine la cantidad de calor que se desprende al reaccionar los 12,2 L de HCl.
CH2 CH CH2 CH3 HCl CH3 CH2Cl CH2 CH3
ΔHf 0(kJ/mol) 0,54 92,3 165,7
ΔGf 0(kJ/mol) 70,4 95,2 55,1
Solución: a) 30,3 KJ b) 72,86 KJ c) 36,43 KJ
90. 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
91. 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
92. ¿En qué condiciones una reacción una reacción endotérmica y con ΔS > 0, será espontánea?
Solución: A altas temperatura,
93. ¿En qué condiciones una reacción una reacción exotérmica, será espontánea?
Solución: Si ΔS > 0, espontánea siempre; si ΔS < 0 , a bajas temperaturas si
94. Razona sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Algunas reacciones exotérmicas no son espontáneas.
b) Todas las reacciones químicas donde ΔG<0, son muy rápidas.
Solución: a) Verdadera b) Falsa
TERMOQUÍMICA
21
95. Razona sobre la veracidad o falsedad de la siguiente afirmación: “Una reacción exotérmica siempre es
espontánea”
Solución: Falsa
(PAU, Aragón’09)
96. 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)
97. 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)
98. 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.
Solución: a) Falsa b) Falsa
99. 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)
100. 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)
101. 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)
102. 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)
TERMOQUÍMICA
22
103. 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
104. 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
105. 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
106. 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
107. 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