MOL, GASES Y DISOLUCIONES · 2018-11-18 · Departamento de Fisica y Química 1º Bachillerato:...
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Departamento de F is i ca y Qu ímica 1º Bach i l lerato: Ejercic ios
MOL, GASES Y DISOLUCIONES
1. Calcular la composición centesimal del etano. Masas atómicas: C=12; H=1.
Sol.: 80 % carbono y 20 % de Hidrógeno.
2. Un hidrocarburo gaseoso contiene un 80% de carbono. Sabemos que 1,342 g de dicho hidrocarburo
ocupan un volumen de 1 litro, medido en c. n. Calcular su fórmula empírica y molecular. Masas
atómicas: C=12; H=1.
Sol.: CH3; C2H6.
3. Un hidrocarburo gaseoso contiene 85,7% de carbono y su densidad es 1,875 g/l, en c.n. Hallar su
fórmula empírica y molecular. Masas atómicas: C=12; H=1.
Sol.: CH2; C3H6.
4. Una sustancia gaseosa tiene una densidad de 1,11 g/l, medida a 740 mmHg y 27oC. Calcular su masa
molecular.
Sol.: 28,06 g/mol.
5. El análisis de un compuesto orgánico dio un 40 % de Carbono, 6,67% de Hidrógeno y el resto oxígeno.
Además, se obtuvo una masa molar de 180 g.mol-1
para el compuesto. Averiguar su fórmula empírica y
su fórmula molecular. Masas atómicas: C=12; O=16; H=1.
Sol.: CH2O y C6H12O6.
6. En 1,840 g de un compuesto hay 0,960 g de carbono, 0,240 g de hidrógeno y el resto oxígeno. Si su
masa molar es 46 g.mol-1
, determinar su fórmula empírica y la fórmula molecular. Masas atómicas:
C=12; O=16; H=1.
Sol.: C2H6O para ambas.
7. Un hidrocarburo contiene un 80% de C. Calcular su fórmula empírica y molecular, sabiendo que 8 g de
esa sustancia contienen 1,606. 1023
moléculas. Masas atómicas: C=12; H=1.
Sol: CH3 ; C2H6.
8. En un matraz, disponemos de 100 g de gas oxígeno que se encuentran a 1 at de presión y 273 K de
temperatura. Calcular: a) el número de moles de gas oxígeno contenidos en el matraz; b) el número de
moléculas de oxígeno; c) el número de átomos de oxígeno; d) el volumen ocupado por el oxígeno. Masa
atómica del oxígeno = 16.
Sol.: a) 3,125 moles; b) 1,882.1024
moléculas; c) 3,764.1024
átomos; d) 70 litros.
9. Tenemos 1,000.1020
moléculas de gas nitrógeno. Calcular: a) la masa del gas; b) el volumen que
ocuparán, medido en c. n.; c) el volumen de gas, medido a 740 mmHg de presión y 27 oC. Masa atómica
del nitrógeno = 14.
Sol.: a) 4,65.10-3
g; b) 3,7.10-3
litros; c) 4,2.10-3
litros.
10. ¿Cuántos gramos pesa una molécula de gas hidrógeno? Masa atómica del H = 1,008
Sol.: 3,347.10-24
g.
11. ¿Cuántas moléculas habrá en: a) 10 litros de gas nitrógeno, medidos en c. n.; b) 10 litros de ese gas,
medidos a 1140 mmHg y 27 oC?
Sol.: a) 2,689.1023
; b) 3,673.1023
.
12. Un recipiente cerrado contiene 2 moles de gas CO2 y 3 moles de gas N2, en c. n. Calcular el volumen del
recipiente y la densidad de la mezcla. Masas atómicas: C=12; O=16; N=14.
Sol.: 111,93 L; 1,54 g/L.
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13. Un recipiente de 10 L contiene gas oxígeno a 935 mmHg de presión y 27º C. Calcular los gramos de CO2
que se deben introducir en el recipiente para que, sin variar la temperatura, la presión llegue a 2 atm.
Masas atómicas: C=12; O=16.
Sol.: 13,77 g.
14. En un recipiente de 20 L y en c. n., se encuentra una mezcla de 6,6 g de gas nitrógeno y cierta cantidad
de otro gas, siendo la densidad de la mezcla 1,04 g/L. Calcular la cantidad de ese gas y su masa molar.
Masas atómicas: N=14.
Sol.: 14,2 g y 21,6 g.mol-1
.
15. Una disolución de sal en agua tiene una concentración del 20 %. Calcular la cantidad de sal contenida
en 800 g de disolución.
Sol.: 1160 g.
16. Queremos calcular la concentración centesimal de una disolución de sal en agua, para ello tomamos
200 g de disolución y evaporamos hasta sequedad, quedando un residuo sólido de 15,40 g. Calcular la
concentración de la disolución.
Sol.: 7,7 %.
17. Preparamos una disolución con 4 g de hidróxido de sodio y agua hasta obtener un volumen de 250 ml
de disolución. Calcular la molaridad. Masas atómicas: Na=23; O=16 ; H=1.
Sol.: 0,4 moles/litro.
18. Calcular la cantidad de cromato de potasio necesaria para preparar 250 ml de disolución acuosa 0,1 M.
Masas atómicas: K=39,1; Cr=52; O=16.
Sol.: 4,86 g de K2CrO4.
19. En el laboratorio, disponemos de disolución de ácido sulfúrico del 96 % y densidad 1,92 g/cm3. Calcular:
a) la molaridad de esa disolución; b) el volumen que debemos tomar de la disolución original para
preparar 250 ml de disolución 6 molar de dicho ácido. Masas atómicas: S=32; O=16; H=1.
Sol.: a) 18,8 moles/l; b) 79,8 cm3.
20. Una disolución de ácido acético al 10 % tiene una densidad de 1,055 g/cm3. Calcular: a) molaridad; b) la
concentración, expresada en % en masa, de la disolución que resulta de añadir 1 litro de agua a 500
cm3 de la disolución original. Masas atómicas: C=12; O=16; H=1. Suponiendo volúmenes aditivos.
Sol.: a) 1,76 mol/l; b) 1,85 mol/Kg; c) 3,52 %.
21. Mezclamos 50 cm3 de disolución 0,2 M de ácido nítrico con otros 50 cm
3 de disolución 0,4 M del mismo
ácido. Calcular la molaridad de la disolución resultante. Suponiendo volúmenes aditivos.
Sol.: 0,3 mol/l.
22. Disolvemos 80 g de KOH en 300 g de agua, obteniendo una disolución de densidad 1,06 g/cm3. Calcular
su porcentaje, molaridad, molalidad y fracción molar de KOH. Masas atómicas: K=39,1; O=16; H=1.
Sol.: 3,98 mol.L-1
; 4,75 mol.Kg-1
; 0,078.
23. Mezclamos 1 L de disolución acuosa de ácido nítrico del 62,70% y densidad 1380 Kg/m3 con1 L de otra
disolución del mismo ácido del 22,38 % y densidad 1130 Kg.m-3
, obteniendo una disolución de densidad
1276 Kg.m-3
. Calcular el volumen final de la disolución y la composición centesimal de la disolución
resultante. Masas atómicas: N=14; O=16; H=1.
Sol.: 1,97 L; 44,55 %.
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ESTEQUIOMETRÍA
1. Cuando el cinc reacciona con el ácido clorhídrico se obtiene cloruro de cinc y gas hidrógeno. Calcular: a)
los moles de ácido clorhídrico puro necesarios para que reaccionen totalmente 3,27 g de cinc puro; b)
el volumen de gas hidrógeno, medido en c.n., que se obtendrá con las cantidades indicadas. Masa
atómica del cinc = 65,4.
Sol.: a) 0,1 moles de HCl; b) 1,12 L de gas H2.
2. Por descomposición térmica del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y gas oxígeno.
Determinar los gramos de clorato de potasio puro necesarios para producir 2,24 l de gas oxígeno,
medidos en c.n. Masas atómicas: K = 39,1; Cl = 35,5; O = 16.
Sol.: 8,17 g.
3. La combustión de propano produce gas dióxido de carbono y agua. Calcular el volumen mínimo de gas
oxígeno, medido a 790 mmHg y 27º C, para la combustión completa de 880 g de gas propano. Masas
atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Sol.: 2,37.103 L.
4. Calcular el volumen de oxígeno, medido en c.n., necesario para la combustión total de 12 Kg de gas
butano. Masas atómicas: C = 12 ; O = 16 ; H = 1.
Sol.: 30,1 m3.
5. En la formación de agua, a partir de hidrógeno y oxígeno. Calcular los gramos de agua formados al
mezclar 60 g de hidrógeno con 180 g de oxígeno. Masas atómicas : O=16 ; H=1
Sol.: 202,5 g.
6. A 27º C y 1 at de presión, se produce la reacción entre el gas dióxido de azufre y el gas oxígeno para dar
gas trióxido de azufre. Determinar , en cada caso, el volumen de SO3 obtenido, medido en las mismas
condiciones de presión y temperatura: a) utilizamos 2 moles de SO2 y 2 moles de O2; b) 3 moles de SO2
y 1,5 moles de O2; c) 5 moles de SO2 y 2 moles de O2, d) 160 ml de SO2 y 70 ml de O2.
Sol.: a) 49,2 L; b) 73,8 L; c) 98,4 L; d) 140 mL.
7. El gas amoniaco se obtiene por la reacción entre el gas nitrógeno y el gas hidrógeno. Calcular, en cada
caso, los gramos de amoniaco formados y los gramos de reactivo sobrante, si utilizamos: a) 6 g de gas
hidrógeno y 14 g de gas nitrógeno; b) 6 g de gas hidrógeno y 28 g de gas nitrógeno; c) 6 g de gas
hidrógeno y 30 g de gas nitrógeno. Supóngase en todos los casos que el rendimiento de la reacción es
total. Masas atómicas: N = 14; H = 1.
Sol.: a) 17 g de NH3 y sobran 3 g de gas hidrógeno; b) 34 g de NH3 y no sobra ningún reactivo; c) 34 g de
NH3 y sobran 2 g de gas nitrógeno.
8. El KOH reacciona con el H2SO4 para dar K2SO4 y H2O. Determinar la masa de agua que se producirá al
tratar 100 ml de una disolución de KOH, al 25 % en masa y densidad 1,10 g/cm3, con exceso de ácido.
Masas atómicas: K = 39,1; S = 32; O = 16; H = 1.
Sol.: 8,82 g de agua.
9. Calcular el volumen de oxígeno, medido en c.n., necesario para la combustión total de 12Kg de gas
butano. Masas atómicas: C = 12 ; O = 16 ; H = 1.
Sol.: 30,1 m3.
10. Sabiendo que el aire contiene un 20 % de oxígeno en volumen. Calcular el volumen de aire necesario
para la combustión referida en el ejercicio anterior.
Sol.: 150,5 m3.
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11. Calcular el volumen mínimo de aire, medido a 27ºC y 1,1 at, necesario para la combustión total de 580
g de butano puro, sabiendo que el aire contiene un 21 % de oxígeno en volumen. Masas atómicas C =
12; H = 1.
Sol.: 6,92 m3.
12. Calcular los mL de disolución 3 M de NaOH necesarios para neutralizar (no sobre ni ácido ni base) 100
mL de disolución de ácido clorhídrico del 35 % y densidad 1,18 g/cm3.
Sol.: 377,3 mL.
13. Si empleamos la misma disolución de NaOH del problema anterior para neutralizar 100 ml de ácido
sulfúrico 3 M. ¿Cuál será el volumen necesario?
Sol.: 200 ml.
14. Por tostación (reacción con el oxígeno) del HgS se obtiene gas SO2 y mercurio líquido. Se tuesta 1 Kg de
cinabrio, mineral que contiene un 80 % de HgS. Determinar: a) Los gramos de mercurio que se
obtendrán; b) El volumen de mercurio líquido, si la densidad de éste es 13600 Kg/m3, c) El volumen
mínimo de oxígeno, medido en c.n., que necesitamos; d) el volumen mínimo de aire, medido en las
mismas condiciones, si contiene un 20 % en volumen de oxígeno. Masas atómicas: Hg = 200,6; S = 32.
Sol.: a) 690 g; b) 50,7 cm3; c) 77 L; d) 385,2 L.
15. 600 g de caliza, con una pureza del 60 % en carbonato de calcio, se hacen reaccionar con exceso de
disolución de ácido clorhídrico; produciendo dicloruro de calcio, gas dióxido de carbono y agua. Calcular
: a) los gramos de cloruro de calcio obtenidos ; b ) el volumen de dióxido de carbono, medido en c.n.,
que se producen ; c) si la reacción se llevase a cabo a 740 mmHg y 27ºC, el volumen que ocupará el
dióxido de carbono , d ) si la disolución de ácido clorhídrico es 4 M, el volumen gastado para la
reacción. Masas atómicas: Ca=40 ; C=12 ; O=16 ; Cl = 35,5 ; H = 1.
Sol.: a) 396 g ; b) 80, 64 l ; c) 90,95 l ; d ) 1,8 l.
16. La blenda es un mineral de sulfuro de cinc. Por tostación (reacción con oxígeno ) se produce dióxido de
azufre y óxido de cinc. Calcular la pureza en sulfuro de cinc de una blenda, sabiendo que la tostación de
13 g de mineral producen 2,5 litros de gas dióxido de azufre, medidos a 1 at y 27ºC. Masas atómicas: Zn
= 65,4; S = 32.
Sol.: 75 %.
17. Calcular los volúmenes de nitrógeno y de hidrógeno, medidos en c. n., necesarios para obtener 20,4
litros de amoniaco, en las mismas condiciones, sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 30 %.
Masas atómicas : N = 14 ; H = 1.
Sol.: 34 l de nitrógeno y 102 l de hidrógeno.
18. Hacemos reaccionar 200 cm3 de benceno líquido, cuya densidad es 0,9 g/cm3, con un exceso de
bromo, obteniéndose 217,4 g de bromobenceno y cierta cantidad de ácido bromhídrico. Determinar el
rendimiento en la producción de bromobenceno. Masas atómicas: Br=80; C=12; H = 1.
Sol.: 60 %.
19. Antiguamente se utilizaba como forma de alumbrado la combustión del gas acetileno (etino) producido
"in situ" por reacción del carburo de calcio (CaC2) con agua, produciéndose, además del acetileno,
hidróxido de calcio. Si utilizamos 142,2 g de un carburo de calcio del 90 % de pureza, determinar: a) El
volumen de gas acetileno, medido en c.n., que se obtendrá; b) el volumen de aire, en las mismas
condiciones, que es necesario para la combustión completa del acetileno producido, si el aire contiene
un 20 % de oxígeno en volumen. Masas atómicas: C=12; O=16; H=1.
Sol.: a) 44,8 L; b ) 560 L.
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TERMOQUÍMICA
1. La entalpía de combustión del acetileno es -1298,7 KJ/mol. Calcular la energía desprendida en la
combustión de 24,6 L de este gas, medidos a 1,5 at y 27ºC.
Sol.: 1948 KJ.
2. La entalpía de combustión del butano es -2876,8 KJ.mol-1
. Calcular la energía desprendida en la
combustión de 1 Kg de butano.
Sol.: 49600 KJ.
3. Dada la siguiente reacción: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O; ΔHº = -2220 KJ. Calcular: a) el volumen de
oxígeno, medido en c. n., necesario para la combustión de 440 g de propano; b) el volumen de aire,
medido en las mismas condiciones, necesario para esa combustión, sabiendo que el aire contiene un 20
% de oxígeno en volumen; c) el volumen de dióxido de carbono, medido a 1 at y 25ºC, desprendido; d)
La energía desprendida en esa combustión. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Sol.: a) 1120 l ; b) 5600 l ; c) 733,8 l ; d) - 22200 KJ.
4. Se están fabricando comidas que se calientan sin necesidad de una fuente calorífica externa. La comida
viene en un recipiente de doble pared, en el recipiente externo se encuentra una cinta de magnesio
separada de cierta cantidad de agua. En el momento del calentamiento se ponen en contacto ambos
reactivos para dar la reacción: Mg(s) + 2 H2O(l) → Mg(OH)2(s) + H2(g), con ΔH = -353 KJ. ¿Cuántos gramos
de magnesio serán necesarios para desprender 200 KJ? Masas atómicas: Mg = 24,3.
Sol.: 13,77 g.
5. Calcula la entalpía estándar de la reacción de síntesis del disulfuro de carbono, CS2 (l), a partir de sus
elementos, C (grafito), y azufre, S (s), a partir de estos datos:
���� C (grafito) + O2(g) → CO2 (g); ΔH0 = - 393,5 kJ
���� S (s) + O2 (g) → SO2 (g); ΔH0 = -296,1 kJ
���� CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g); ΔH0 = - 1072 kJ
Sol.: 86,3 kJ
6. La entalpía de formación del NH3 es – 46,2 kJ/mol. Determina el calor de reacción cuando se formen 3 l
de dicha sustancia medidos en condiciones normales.
Sol.: 4,62 kJ se desprenderán.
7. Las entalpías de formación del metanol líquido, el dióxido de carbono gaseoso y el agua líquida son,
respectivamente, -239 kJ/mol, -393,5 kJ/mol, -285,6 kJ/mol.
a) Escribe la ecuación de combustión del metanol. b) Calcula la variación de entalpía del proceso de
combustión. c) Determina la cantidad de calor que se obtendrá al quemar 0,500 g de metanol.
Sol.: b) – 725,7 kJ; 11,6 kJ
8. Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a los procesos de formación, a partir de sus
elementos, del dióxido de carbono, el agua y el ácido fórmico (ácido metanoico), así como la reacción
de combustión del ácido fórmico. A continuación determina la entalpía de combustión de este ácido.
Datos: ΔH0f CO2 = -393,5 kJ7mol; ΔH
0f H2O (l) = -285,6 kJ/mol; ΔH
0f HCOOH = - 415 kJ/mol
9. Sabiendo que para la reacción: 2 Al2O3 (s) → 4 Al (s) + 3 O2(g), ΔH0 = 3339,6 kJ, calcula: a) El calor de
formación del trióxido de dialuminio. b) Cuánto valdrá el calor desprendido, a 1 atm y 25 ºC, al
formarse 10 g de trióxido de dialuminio.
Sol.: a) -1669,8 Kj/mol b) 163,7 kJ
10. Utilizando los valores de las entalpías de enlace, determina el valor de la entalpía estándar de cada una
de las reacciones siguientes: a) H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) b) C2H2(g) + 2H2(g) → C2H6(g)
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Sol: a) -184,7 kJ; b) -318,2 kJ
11. A partir de la siguiente ecuación termoquímica: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g) ΔH0 = + 181,6 kJ
a) Calcula el calor necesario para descomponer 50 g de HgO. b) Determina el volumen de oxígeno,
medido a 25 ºC y 1 atm, que se produce al suministrar 418 kJ al óxido de mercurio.
Sol: a) se necesitan 21 kJ; b) 56,2 L
12. Calcula la entalpía de formación del cloruro de amonio, NH4Cl, a partir de los siguientes datos: ΔH0
f NH3
(g) = -46,2 kJ/mol; ΔH0
f HCl (g) = -92,3 kJ/mol
Sol.: -314,4 kJ
13. La entalpía estándar de combustión del butano es -2877 kJ mol-1. Escribe la reacción de combustión de
un mol de butano y calcula el calor que puede obtenerse al quemar 4 kg de gas en condiciones
estándar.
Sol.: 1,96 105 kJ
14. Calcula la entalpía estándar de la reacción: C (grafito) + 2 H2 (g) → CH4 (g); a partir de los siguientes
datos: C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g), ΔH0= -393,5 kJ; H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l), ΔH
0= -285,8 kJ; CH4
(g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l), ΔH0= -890,4 kJ
Sol.: -74,7 kJ
15. Calcula la entalpía estándar en cada una de las siguientes reacciones:
CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g)
C (s) + CO2 (g) → 2 CO (g)
C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l)
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
H2O (g) + C (s) → CO (g) + H2 (g)
Representa el diagrama de entalpía correspondiente a cada reacción.
Sol.: a) -283 kJ ; b) + 172,5 kJ; c) -1411 kJ; d) – 1559,7 kJ; e) + 131,3 kJ
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TERMOQUÍMICA
1. Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción: H2(g) + Cl2(g) ↔ 2HCl(g) ΔH = -184,4 kJ
Calcule:
a) La energía despendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.
b) La entalpía del enlace H-Cl, si las entalpías de enlace H-H y Cl-Cl son, respectivamente, 435 y 243
kJ/mol.
Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1.
2. Calcule la energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio a partir de la descomposición de
carbonato cálcico en dióxido de carbono y óxido de calcio.
Datos: ΔHfo(kJ mol) : CO2(g)= -393,5; CaCO3(s)= -1206,2; CaO(s)= -635,6. Masas Atómicas: Ca = 40; O = 16.
3. Calcule el valor de ∆Ho para la reacción 3CH4 → C3H8 + 2H2 sabiendo que las energías de enlace C–H,
C–C e H–H son 99, 83 y 104 kcal·mol-1
.
4. Mediante la fotosíntesis se transforman dióxido de carbono y agua en hidratos de carbono, como la
glucosa, obteniéndose la energía necesaria de la luz del sol. A partir de los siguientes datos tomados a 25 °C
y 1 atm:
CO2 (g) H2O (g) C6H12O6 (s) O2 (g)
∆ Hfo (kJ/mol) -393,5 -285,5 -1273,5 0
So (J·mol
-1·K
-1) 213,6 69,9 212,1 205
Para la reacción: CO2 (g) + H2O (l) → C6H12O6 (s) + O2 (g), responda a las siguientes cuestiones:
a) Calcule la energía solar mínima para formar 9 gramos de glucosa.
b) ¿Se trata de un proceso espontáneo a 298 K? Razone y justifique su respuesta.
Masas atómicas relativas: H=1; C=12; O=16.
5. Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción:
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g) ∆H = -184,4kJ
Calcule:
a) La energía despendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.
b) La entalpía del enlace H-Cl, si las entalpías de enlace H-H y Cl-Cl son, respectivamente, 435 y 243
kJ/mol.
Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1.
6. Las entalpías de formación estándar del CO2, H2O y C3H8 son respectivamente –393,5; −285,8 y –103,852
KJ.mol-1
.
a) Escriba la reacción de combustión del propano.
b) Calcule la entalpía estándar de combustión del propano.
c) Determine la masa de este gas necesaria para obtener 1000 Kg de óxido de calcio por descomposición
térmica de carbonato cálcico si: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔH0 = 178,1 KJ
Datos: Masas atómicas: Ca = 40; C = 12; O = 16.
Suponga que los calores de reacción son los mismos que a 25oC.
13. Para la reacción C (s ) + H2O(g) → CO(g) + H2 (g) :
a) Calcule la entalpía estándar e indique si se trata de un proceso endotérmico.
b) Calcule el cambio de entropía y la energía libre a 298 K. Indique si se trata de un proceso espontáneo a
esa temperatura.
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c) La combustión de los productos de reacción conduce a la formación de CO2 y H2O. Escriba estas
reacciones de combustión y calcule la energía desprendida en la combustión de 100 L de estos productos
medidos a 298 K y 1 atm de presión.
Datos: R=0,082 atm·L·mol-1
·K-1
;
ΔH0 (kJ.mol
-1) S
0 (J.K
-1.mol
-1)
C(s) 0 43,5
H2O(g) -241,6 188,7
CO2(g) -393,7 213,6
CO(g) -110,5 197,5
H2O(l) -285,8 69,91
H2(g) 0 130,6
8. Para una reacción química A(g) + B(g) → AB(g)
a) Calcule el intervalo de temperatura en el que la reacción es espontánea si: ΔH= - 70 KJ y ΔS = -140 J.K-1
.
b) Calcule la temperatura a la que se alcanza el equilibrio.
c) ¿Qué significan los signos de ΔH y ΔS?
9. Dadas las entalpías estándar de formación (a 25 oC) del CO2, -393,5 kJ/mol, y del SO2, -296,1 kJ/mol, y la
de la combustión: CS2 (l) + 3O2 (g ) → CO2 (g ) + 2SO2 (g ) ΔH0 = −1072 kJ
Calcule:
a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono a la temperatura dada.
b) El calor que, a 25 ºC y en las condiciones estándar de presión, debemos aportar para la síntesis de 2,5
kg de disulfuro de carbono.
Masas atómicas: C = 12; S = 32,1.
10. Considere la formación de N2O5(g) mediante la reacción:
2NO2(g) + ½O2(g) → N2O5(g) ΔH0 = -55,1 KJ; S
0 = -227JK
-1
Teniendo además en cuenta los datos de la tabla adjunta, calcule:
a) ΔHf0 de N2O5(g)
b) S0 de N2O5(g),
c) ΔG0 de la reacción. ¿Es espontánea la reacción en estas condiciones? Razone la respuesta.
11. A partir de los siguientes datos calcule:
Sustancia C3H8 CO2 H2O
ΔHf0(KJ.mol
-1) - 103,9 - 393,5 - 285,8
a) La entalpía estándar de combustión del propano.
b) Los Kg de propano necesarios para evaporar 2000 L de agua a 100 oC si el calor de vaporización del
agua, a 1 atm y a 100 oC, es de 40,5 KJ.mol
-1. Suponer que la densidad del agua es 1 g.cm
-3.
c) La masa de CO2 emitida a la atmósfera por la combustión de una tonelada de propano.
Masas atómicas: C= 12,0; H=1,0; O= 16,0.
12. El calor de combustión del ácido acético, CH3COOH(l), es – 874 KJ.mol-1
. Sabiendo que las entalpías de
formación estándar del CO2(g), y del H2O(l) son, respectivamente, -393,3 y -285,6 KJ.mol-1
:
a) Calcule la entalpía estándar de formación del ácido acético.
b) Determine qué producirá más calor, ¿la combustión de 1 Kg de carbono o la de 1 Kg de ácido acético?
7. a) Calcule la entalpía estándar de formación del propano a partir de los siguientes datos:
(1) C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔH0= -2219,9 KJ
(2) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH0= -393,5 KJ
(3) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l) ΔH0= -285,8 KJ
3 C(grafito) + 4 H2(g) → C3H8(g) ΔH0= ?
b) Indique en qué ley se basa para hacer dicho cálculo y defínala.
Sustancia valor
ΔHf0 NO2(g) 33,2 KJ.mol
-1
S0 NO2(g) 239,7 J.mol
-1.K
-1
S0 O2(g) 205,1 J.mol
-1.K
-1
Departamento de F is i ca y Qu ímica
Ejercic ios de Select iv idad
c) Justifique si la reacción de formación de propano será espontánea a cualquier temperatura.
14. Teniendo en cuenta los siguientes datos termodinámicos a 298 K, justifique si las siguientes
afirmaciones son verdaderas o falsas
a) La formación de NO a partir de N2 y O2 en condiciones
estándar es un proceso endotérmico.
b) La oxidación de NO a NO2 en condiciones estándar es un
proceso exotérmico.
c) La oxidación de NO a NO2 en condiciones estándar es un proceso espontáneo.
15. La entalpía estándar del formación del propano es -183,8 KJ.mol-1
, la del CO2(g) -393,5 KJ.mol-1
y la de
H2O(l) – 285,8 KJ.mol-1
. Calcule:
a) La entalpía de combustión del propano.
b) El volumen de aire en condiciones normales que necesitamos para quemar 1 Kg del mismo (el aire
contiene el 21 % de O2).
c) La masa de propano necesaria para calentar 50 mL de agua, de densidad 1g/mL, desde 25 oC hasta 50
oC si la capacidad calorífica del agua es 4,18 KJ.Kg
-1.K
-1.
16. Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:
(1) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH1= - 283,0 kJ
(2) CH3OH(g) + 3/2 O2(g) → CO2 (g) + 2H2O(l) ΔH2= - 764,4 kJ
(3) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH3= - 285,8 kJ
a) Calcule la variación de entalpía de la reacción de síntesis de metanol: CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(g)
b) Determine la cantidad de calor puesta en juego en la síntesis de 1 Kg de metanol ¿Es un proceso
endotérmico?
c) ¿Cuál será el signo de ΔS para la reacción de síntesis de metanol? ¿Será espontánea a cualquier
temperatura?
17. El etano se puede obtener por hidrogenación de eteno: CH2=CH2(g) + H2(g) → CH3-CH3(g) ΔH0 = -137
KJ.mol-1
a) Calcule la entalpía del enlace C=C si las energías de enlace C-C, H-H y C-H son respectivamente 346, 391
y 413 KJ.mol-1
.
b) Calcule la masa de etano formada a partir de 20 L de C2H4 y 15 L de H2 medidos en condiciones
estándar. ¿Cuál es el calor desprendido?
Masas atómicas: C= 12,0; H= 1,0. R = 0,082 atm.L.mol-1
.K-1
18. La glucosa es un azúcar de masa molecular 180 que contiene C, H y O.
a) Calcule la fórmula molecular de la glucosa si la combustión completa de 1,8 g de la misma producen
2,64 g de CO2 y 1,08 g de H2O.
b) Calcule la entalpía estándar de combustión de la glucosa si las entalpías estándares de formación de la
glucosa, dióxido de carbono y agua son -103,6 KJ.mol-1
, -393,5 KJ.mol-1
y -284,7 KJ.mol-1
, respectivamente.
20. Sabiendo que las entalpías de combustión del etano(g) y eteno(g) son ΔH0=-1559,7 y -1410,9 kJ/mol,
respectivamente y que las entalpías de formación del agua(l) y dióxido de carbono(g) son ΔH0=-285,8 y -
393,5 kJ/mol, respectivamente:
a) Calcule las entalpías de formación de etano y eteno.
b) La variación de entalpía para el proceso: C2H4 (g) + H2(g)→ C2H6 (g) .
c) Para el proceso anterior la variación de entropía es de -110,6 J/K. Razone sobre la espontaneidad del
proceso.
21. El sulfuro de hidrógeno puede transformarse en azufre según la reacción sin ajustar:
H2S(g) + O2(g) → S(s) + H2O(l). Las entalpías de formación del sulfuro de hidrógeno (gas) y del agua (líquida)
son -5,3 y -68,4 kcal.mol-1
, respectivamente. Calcule:
ΔHf0 (KJ.mol
-1) ΔGf
0 (KJ.mol
-1)
NO(g) 90,25 86,57
NO2(g) 33,18 51,3
Departamento de F is i ca y Qu ímica
Ejercic ios de Select iv idad
a) La entalpía de la reacción anterior.
b) El calor desprendido por tonelada de azufre producido.
22. La sacarosa, C12H22O11, es uno de los alimentos más consumidos. Cuando reacciona con O2 se forma CO2
y H2O desprendiendo 348,9 kJ mol-1
a presión atmosférica. El torrente sanguíneo absorbe, en promedio, 26
moles de O2 en 24 horas. Con esta cantidad de oxígeno:
a) ¿Cuántos gramos de sacarosa pueden reaccionar al día?
b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión?
23. a) Calcule la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir de los siguientes
datos.
(1) 1/2 N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH1= 33,18 KJ
(2) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ΔH2= - 241,8 KJ
(3) N2H4(l) + 3 O2(g) → 2 NO2(g) + 2 H2O(g) ΔH3= - 467,8 KJ
b) Calcule la variación de entalpía estándar de la reacción N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(g) si
ΔHf0(H2O2) = - 187,8 KJ.mol
-1.
c) Determine hasta qué temperatura se calentarán 100 L de agua, que inicialmente se encuentran a 25 oC,
con el calor desprendido en la reacción de1 L de hidracina y la suficiente cantidad de H2O2.
Datos: d(H2O)= 1,00 g/cm3; d(N2H4)= = 1,02 g/cm
3; calor específico del agua= 4,187 J/g.
oC
24. Justifique si las siguientes afirmaciones, acerca de una reacción para la que ΔH > 0, ΔS > 0 y ΔG > 0 a
25oC, son verdaderas o falsas:
a) Es un equilibrio a dicha temperatura.
b) Será espontánea a temperaturas mayores de 25 oC.
25. La nitroglicerina, C3H5(NO3)3, descompone según la ecuación:
4 C3H5(NO3)3(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g) + 6 N2(g) ΔH = −5700 kJ
a) Calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina.
b) Calcule el calor desprendido cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina.
Datos: ΔHf0(CO2) =−393,5 kJ.mol
-1; ΔHf
0(H2O(g)) = −241,8 kJ.mol
-1; Masas atómicas: C= 12; H= 1; N=14; O=16.
Departamento de Física y Química. I. E. S. Atenea (S. S. Reyes) 1
Ejercicios de formulación y nomenclatura de Química Orgánica
1. metilpropano.
2. 2.3-dimetilbutano
3. 5-etil-2,3,6-trimetil-4-propiloctano.
4. 2-metilbutano o isopentano.
5. 3-metilhexano.
6. eteno (etileno)
7. 1-buteno
8. 2-penteno
9. 1,3-butadieno
10. 1,2,3-butatrieno
11. acetileno (etino)
12. 4-etil-5,6-dimetil-1-heptino
13. 3-etil-1,5-hexadiino
14. 6-etil-6-metil-1,4-octadiino
15. 2,7.dimetil-3,5-nonadiino
16. 1,7-nonadien-3,5-diíno
17. 4,8-dimetil-2,4-nonadien-6-ino
18. 3-metil-l-hexen-5-ino
19. 8-metil-5-vinil-l,6-decadien-3,9-diino
20. 4,5-dimetil-3,6-octadien-l-ino
21. 1,2-dietil-3-metilbenceno.
22. 1,3,5-trimetilbenceno
23. m-dimetilbenceno o 1,3-dimetilbenceno
24. 2-clorobutano
25. 1-bromopropano
26. Fluorometano
27. Tetraclorometano
28. Triclorometano o cloroformo
29. 3-penten-2-ol
30. 4-metil-l,3-pentanodiol
31. 2-buten-l,4-diol
32. 3-hexen-5-in-1-ol
33. 1,2,3-propanotriol o glicerol
34. 3-metil-3-hexanol
35. Isopropanol o 2-propanol
36. Metanooxietano o etilmetiléter.
37. Fenilpropiléter
38. Metoxieteno, o metilviniléter.
39. 2-butenal
40. Dimetilcetona
41. Dietilcetona o 3-pentanona
42. Etanal
43. 2-metilpropanal o isobutanal
44. Metilvinilcetona o 3-buten-2-ona
45. Ciclohexilfenilcetona
46. Propanal
47. 2,2-dimetilbutanal
48. 2-metil-3-pentanona
49. Ácido hexanoico
50. Ácido 2-butenoico
51. Ácido propanodioico
52. Ácido 2-hidroxietanoico o glicólico
53. Ácido bencenocarboxilico
54. Ácido 4-oxo-pentanoico
55. Acetato de plomo (II)
56. 2-metilpropanoato de sodio
57. Propanoato de etilo
58. Ácido 2,3-dihidroxibutanoico
59. Etanoato de metilo
60. 2-cloro-butanoato de etilo
61. Butanamida
62. 2-metilpropanamida
63. N,N-dimetilmetanamida
64. N-metiletanamida
65. Butanodiamida.
66. lsopropilamina.
67. Metilpropilamina.
68. 2-propenilamina o acrilamina.
69. l,3-pentanodiamina.
70. 1,3-dinitrobenceno
71. 2-nitrobutano
Departamento de Física y Química. I. E. S. Atenea (S. S. Reyes) 2
72. CH3
CH2
C CH (CH2)5
CH3
CH3 CH
2
CH3
CH3
73.
CH3
CH CH CH2
CH3
CH3
CH3
74. CH3
C C CH2
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
75. CH3
C CH2
CH2
CH3
CH2
CH3
CH3
76. CH
3CH CH CH
CH3
CH2
CH2
CH3 CH
3
CH2
CH3
77. CH3
CH2
CH2
C CH2
CH2
CH3
CH2
CH3
CH3
78. CH
2CH CH CH
2CH CH CH
3
CH2
CH3
79. CH
2CH
3
CCH CH2
CH2
CH CH2
CH3
CH3
CH3
80. CHCH2
CH CH CH3
81. CH
2CH
2
CCHCH CH CH CH CHCH3
CH3
CH3
CH3
82. CH C CH CH
2C C CH
2
CH2
CH3
CH3
83. CH C CH CH2
C C C
CH2
CH2
CH2
CH3
CH3
CH3
CH3
84. CH
2CH CH
2C CH
85. CH
2CH CH
2CH CH CH
2CH
2C CH
86.
CH2
CH3
CH3
87.
CH3
CH3
88.
CH2
CH3
CH2
CH3
89.
OH
90.
COOH
CH3
91. CH
3CH
2CH CH
Cl
CH3
Cl
92. CH3
CH2
C CH
Cl
CH3
CH2
Cl
CH3
93. CH3-CH2OH
94. CH3-CH2-CHOH-CHOH-CH3
95. CH2OH-CHOH-CH2OH
96. CH
3CH CH
2OH
CH3
97. CH CH
2CH
2OHCH
3
CH3
98. CH3
CH2
C CH3
CH3
OH
99. CH3CH
2CH
2CH C CH
3
CH3
OHOH
100. O
101. C6H5-O-CH2-CH3
102. CH3-O-CH3
103. CH3-CHO
104. OHC-CH2-CHO
105. CH3-CH2-CH2-CHO
106. CH
2C CH O
CH3
107. C CH CH O
CH3
CH2
CH3
Departamento de Física y Química. I. E. S. Atenea (S. S. Reyes) 3
108.
C O
H
109.
C O
CH3
110.
CH3
CH CH2
C CH3
O
111. CH
3CH
2CH
2C CH
2C CH
2CH CH
3
O O CH3
112. CH3-CO-CH3
113. CH2OH-CH2-CHOH-CO-CH3
114. CH3-CH=CH-CO-CH=CH2
115. CH
3CH CH CH COOH
CH3
116. CH
3CH
2CH
2CH COOH
CH2CH
3 117. COO CH
3CH
3 118. HCOO CH
2CH
3 119. COO CH
3CH
2CH
3 120. COO CH
2CH
3CH
2CH
3 121. CH3-CHOH-CH2-COOH
122. HCOO CH3
123. CH3-(CH2)2-COOCH2-CH2-CH3
124. CH
3C O CH
CH3
CH3
O
125. (CH3)3N 126. H2N-CH2-CH2-CH2-CH2-NH2
127.
NH2
128.
CH3
NH
CH2
CH2
CH3
129. CH
3CH NH
2
CH3
130. NH
131.
N CH2
CH3
CH2
CH3
132.
CO
NH2
133. HCONH2 134. CH3-(CH2)2-CONH2 135. CH3-(CH2)6-CONH2 136. CH3-CONH-CH3 137. CH3-CH2-CONH-CH3 138. CH2(NO2)2 139. NO2-CH2-CH2-NO2
Departamento de Física y Química. I. E. S. Atenea (S. S. Reyes) 4
Soluciones
1. CH
3CH CH
3
CH3
2. CH
3CH CH CH
3
CH3
CH3
3. CH3
CH CH CH CH CH CH2
CH3
CH2
CH3
CH3
CH3
CH3
CH2
CH2
CH3
4. CH
3CH CH
2CH
3
CH3
5. CH
3CH
2CH CH
2CH
2CH
3
CH3
6. CH2
CH2
7. CH3
CH2
CH CH2
8. CH3
CH2
CH CH CH3
9. CH2
CH CH CH2
10. CH2
C C CH2
11. CH CH
12. CH
3CH CH CH CH
2C CH
CH2
CH3
CH3
CH3
13. CH C CH CH
2C CH
CH2
CH3
14. CH C CH2
C C C CH2
CH3
CH2
CH3
CH3
15. CH
3CH C C C C CH CH
2CH
3
CH3
CH3
16. CH2
CH C C C C CH CH CH3
17. CH
3CH CH C CH C C CH CH
3
CH3
CH3
18. CH
2CH CH CH
2C CH
CH3
19.
CH2
CH C C CH CH CH CH C CH
CH3
CH CH2
20. CH C CH C CH CH CH CH
3
CH3
CH3
21.
CH2
CH3
CH2
CH3
CH3
22.
CH3
CH3CH
3
23.
CH3
CH3
24. CH
3CH CH
2CH
3
Cl 25. CH
3CH
2CH
2Br
26. CH
3F
27. CCl
4 28. CHCl
3 29. CH
3CHOH CH CH CH
3
30. HOCH
2CH
2CHOH CH CH
3
CH3
31. HOCH2
CH CH CH2OH
32. HOCH
2CH
2CH CH C CH
33. HOCH
2CHOH CH
2OH
34. CH3
C CH2
CH3
CH2
CH2
CH3
OH
35. CH
3CHOH CH
3 36. CH
3O CH
2CH
3
37. O CH2
CH2
CH3
38. CH
3O CH CH
2 39. CH
3CH CH CHO
40. CH
3CO CH
3 41. CH
3CH
2CO CH
2CH
3 42. CH
3CHO
Departamento de Física y Química. I. E. S. Atenea (S. S. Reyes) 5
43. CH
3CH CHO
CH3
44. CH3
CO CH CH2
45. CO
46. CH
3CH
2CHO
47. CH3
CH2
C CHO
CH3
CH3
48. CH
3CH CO CH
2CH
3
CH3
49. CH3
CH2
CH2
CH2
CH2
COOH
50. CH3
CH CH COOH
51. HOOC CH2
COOH
52. OH CH2
COOH
53. COOH
54. CH
3CO CH
2CH
2COOH
55. (CH
3-COO)
2Pb
56. CH
3CH COONa
CH3
57. CH3
CH2
COO CH2
CH3
58. CH3
CHOH CHOH COOH
59. CH3
COO CH3
60. CH
3CH
2CH COO CH
2CH
3
Cl 61. CH
3CH
2CH
2CONH
2
62. CH
3CH CONH
2
CH3
63.
HCON CH3
CH3 ó
N CH3
CH3
CH
O
64. CH3
CO NH CH3
65. H2NOC CH
2CH
2CONH
2
66. CH
3CH NH
2
CH3
67. CH3
NH CH2
CH2
CH3
68. CH2
CH CH2
NH2
69. CH
3CH
2CH CH
2CH
2NH
2
NH2
70.
NO2
NO2
71. CH
3CH
2CH CH
3
NO2
Departamento de Física y Química. I. E. S. Atenea (S. S. Reyes) 6
72. 4-etil-3,3-dimetildecano
73. 2,3-dimetilpentano
74. 2,2,3,3-tetrametilpentano
75. 2,2-dimetilhexano
76. 2,3,4-trimetiloctano
77. 4-etil-4-metilheptano
78. 3-etil-1,5-heptadieno
79. 3-etil-6-metil-2-octeno
80. 1,3-pentadieno
81. 6-metil-6-propil-2,4,7-nonatrieno
82. 3-etil-1,5-octadiino
83. 7,7-dimetil-3-propil-1,5-nonadiino
84. 1-penten-4-ino
85. 1,4-nonadien-8-ino
86. 1-etil-2metilbenceno (o-etiltolueno)
87. 1,4-dimetilbenceno (p-dimetilbenceno)
88. m-dietilbenceno
89. fenol
90. ácido p-metilbenzoico
91. 2,3-dicloropentano
92. 2-etil-3,3-dicloropentano
93. Etanol
94. 2,3-pentanodiol
95. 1,2,3-propanotriol
96. 2-metil-1-propanol
97. 3-metil-1-butanol
98. 2-metil-2-butanol
99. 2-metil-2,3-hexanodiol
100. difeniléter
101. etilfeniléter
102. dimetiléter
103. etanal
104. propanodial
105. butanal
106. 2-metil-2-propenal
107. 3-metil-2-pentenal
108. benzaldehido
109. fenilmetilcetona
110. 4-fenil-2-pentanona
111. 2-metil-4,6-nonadiona
112. propanona (acetona)
113. 3,5-dihidroxi-2-pentanona
114. 1,4-hexadien-3-ona
115. ácido 2-metil-3-pentenoico
116. ácido 2-etilpentanoico
117. etanoato de metilo
118. metanoato (formiato) de etilo
119. propanoato de metilo
120. etanoato de propilo
121. ácido 3-hidroxi-butanoico
122. metanoato de metilo
123. butanoato de propilo
124. etanoato de isopropilo
125. trimetilamina
126. 1,4-butanodiamina
127. Anilina
128. metilpropilamina
129. isopropilamina
130. difenilamina
131. dietilfenilamina
132. benzamida
133. metanamida (formamida)
134. butanamida
135. octanamida
136. N-metiletanamida
137. N-metilpropanamida
138. Dinitrometano
139. 1,2-dinitroetano