Problemas de 2º Química Termodinámicachopo.pntic.mec.es/jmillan/pr_ter.pdf · Termodinámica...

IES REY FERNANDO VI

SAN FERNANDO DE HENARES

DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

Problemas

de 2º Química

Termodinámica

Profesor : Jesús Millán Crespo

Grupo : Química 2º de Bachillerato

Fecha : 27 de octubre de 2014

Termodinámica Problemas resueltos - 1

Termodinámica

1. El ozono se produce en las altas capas de la atmósfera.

a) Formule la reacción

b) Calcule la energía de esa reacción en C.E. si las entalpías normales de formación del ozono

y del monooxígeno son 249 y 143 kJmol-1

, respectivamente.

c) Exponga brevemente dos razones de la importancia de la llamada capa de ozono para el

hombre.

d) Cite qué clase de sustancias llegan desde la biosfera y la destruyen.

Solución:

a) la reacción que se produce.

2

0

2 3 R

O h O O

O O O H

b) La entalpía de formación del ozono en condiciones estándar.

3 2

0 0 0 0

( ) ( ) ( )R f O f O f OH H H H 0 -1249 143 106 kJ molRH

c) Absorbe radiación ultravioleta y evita con ello que perjudique a los seres vivos, actuando

como un protector solar para toda la troposfera.

El exceso de radiación ultravioleta aumenta el cáncer de piel (melanoma) y debilita nuestro

sistema inmunológico.

d) Las sustancia más conocidas que interfieren y aumentan la capa de ozono son los CFCs

(cloro-fluorocarbonos), el CCl4, derivados del cloroformo y el metano entre otros.

2. El nitrato amónico es un producto de gran interés industrial puesto que puede usarse como

fertilizante y como explosivo con un detonante descomponiéndose, en este caso, en nitrógeno,

oxígeno y agua. Dada la siguiente tabla de energías de enlace:

Justifique, supuesto que los enlaces entre nitrógeno y oxígeno fuesen N-O, y sin tener en

cuenta el enlace iónico entre el nitrato y el amonio:

a) Si al descomponerse libera una energía que justifique que sea explosivo.

b) Por qué cree que es necesario utilizar un detonante para que se produzca la reacción y cuál

es el papel que desempeña.

c) Si la reacción es espontánea tanto por su variación de entalpía como por la de entropía.

d) Si la reacción se desarrolla a gran velocidad.

Solución:

a) La reacción de descomposición del nitrato amónico es: 0

4 3 2 2 21/ 2 2 RNH NO calor N O H O H

-1

4 3 1/ 2 4

4 389 3 175 941 1/ 2 494 4 463 959 kJ mol

R rotos formados N H N O N N O O O H

R R

H H H H H H H H

H H

b) El detonante proporciona la energía de activación para iniciar la reacción, después la

reacción se automantiene porque es exotérmica.

c) La espontaneidad de una reacción se determina a partir de la variación de energía libre de

Gibbs, y si es negativa la reacción es espontánea, G H T S .

Enlace O-H N-H O=O N-N N=N N≡N N-O

Energía media de enlace(kJ·mol-l) 463 389 494 159 418 941 175


Al aumentar el número de moles gaseosos aumenta el desorden molecular o la probabilidad

del sistema y con ello la entropía de modo que 0S .

La reacción es espontánea a cualquier temperatura porque es exotérmica 0H y con

aumento de entropía 0S .

d) Si, la reacción se desarrolla a gran velocidad, es explosiva, desaparecen rápidamente los

productos que son gaseosos y solo hay reacción directa.

3. Dado el siguiente esquema,

Razone qué son ∆H0

1, ∆H0

2,

∆H0

3 y si pueden conocerse sus

valores, directa o indirectamente,

disponiendo de unas tablas.

Solución: 0

1H es la entalpía de reacción.

0

2H es (-) la entalpía de

formación de los reactivos. 0

3H es la entalpía de formación de los productos.

Las entalpías de formación están tabuladas. También se pueden estimar a partir de las

entalpías de enlace o de las entalpías de reacción determinadas experimentalmente.

Las entalpías de reacción se pueden determinar en unos casos experimentalmente y en otros a

partir de las entalpías de formación (Ley de Hess): 0 0 0

1 3 2H H H .

4. El calor de combustión de un hidrocarburo C4H6 es ∆H = -2001 kJ mol-1

. Utilizando los

datos adjuntos, justifique si se trata de un isómero con dos dobles enlaces o de otro con un

enlace triple.

Datos: Energías de enlace (kJ mol-1

): C-C, 348; C=C, 612; C≡C, 812; C-H, 412; O=O, 494;

C=O, 747; H-O, 463

Solución:

La reacción de combustión del hidrocarburo. -1

4 6 2 2 211/ 2 4 3 2001 kJ molC H O CO H O H

El calor de reacción de los compuestos en función de las entalpías de enlace se determina a

partir de la expresión: R rotos formadosH H H

Si se trata del alqueno: 2 2CH CH CH CH

-1

116 2 8 6

2

116 412 2 612 348 494 8 747 6 463 1993 kJ mol

2

R C H C C C C O O C O O H

R R

H H H H H H H

H H

Si se trata del alquino: 2 3CH C CH CH

-1

116 2 8 6

2

116 412 812 2 348 494 8 747 6 463 2057 kJ mol

2

R C H C C C C O O C O O H

R R

H H H H H H H

H H

Y no está claro de que se trata pero es más probable que sea el butadieno.


5. Dados los calores de combustión de

las sustancias que figuran en la tabla

adjunta, completar dicha tabla y

justificar teniendo en cuenta el

rendimiento energético por unidad de

masa:

a) Que los combustibles gaseosos

hayan desplazado a los carbones.

b) Porqué se utilizan hidrocarburos mejor que compuestos oxigenados.

c) Porqué en los cohetes espaciales se utiliza hidrógeno como combustible

P.at. C = 12; 0 = 16; H = 1

Solución:

Se completa la tabla. Para obtener la entalpía de combustión por gramo se divide la entalpía

molar por el peso molecular.

Sustancia Fórmula 1( )combustiónH kJ mol 1( )combustiónH kJ g

Grafito C 340,9 28,33

Glucosa 6 12 6C H O 2803,0 15,57

Metano 4CH 890,3 55,64

Metanol 3CH OH 726,5 22,7

Propano 3 8C H 2219,9 42,69

Hidrógeno 2H 285,8 142,9

a) Los combustibles gaseosos han desplazado a los carbones y esto es debido a que todos

menos la glucosa y el metano tienen mayor poder calorífico que el carbón, pero a demás el

carbón presenta innumerables problemas técnicos y mecánicos para su manipulación.

b) Se utilizan los hidrocarburos mejor que compuestos oxigenados porque son gaseosos (no

forman puentes de hidrógeno) y son más fáciles de transportar, comprimir, licuar, etc.

c) En los cohetes espaciales se utiliza hidrógeno como combustible porque es el que mayor

poder calorífico tiene por unidad de masa y el que menos oxígeno consume, que también pesa

en el cohete.

6. Indique, justificadamente, cuál de las siguientes especies químicas presentaría una entalpía

normal de formación nula:

a) Hidrógeno molecular.

b) Hidrógeno atómico.

c) Oxígeno molecular.

d) Ozono.

e) Cinc metálico.

Solución:

La entalpía normal de formación es el calor intercambiado a presión constante cuando se

forma un mol de compuesto a partir de sus elementos en estado natural y en condiciones

normales de 0 ºC y 1 atm.

De este modo la entalpía de formación de los elementos en su estado natural es cero y

presentan entalpía de formación nula las siguientes especies: a) hidrógeno molecular, c)

oxígeno molecular y e) cinc metálico.

Por el contrario el b) hidrógeno atómico y el d) ozono no son especies que se encuentren en

estado natural y tienen una entalpía de formación distinta de cero.

Sustancia Fórmula - H combustión

(kJ mol-1

)

- H combustión

(kJ g -1

)

Grafito

Glucosa

Metano

Metanol

Propano

Hidrógeno

340,9

2803,0

890,3

726,5

2219,9

285,8


7. Calcular la variación de energía interna para la reacción de combustión del benceno (C6H6)

si el proceso se realiza a presión constante a 1 atmósfera y temperatura constante de 25 °C.

Datos: ∆Hºf CO2 (g)=-393,13 kJ/mol; ∆Hºf H2O (1)=-285,8 kJ/mol; ∆Hºf C6H6(l)=49 kJ/mol;

R=8,3·10-3

kJ/mol

Solución:

La variación de entalpía y de energía interna de un proceso están relacionadas por la siguiente

expresión.

( )H U PV

La variación de entalpía se calcula a partir de la ley de Hess, puesto que se conocen las

entalpías de formación de reactivos y productos.

productos recativosH H H

La variación del producto (PV) se determina conociendo la variación del número de moles

gaseosos que experimenta la reacción.

( )PV n RT

La reacción de combustión del benceno (líquido a 1 atm y 25 ºC) es:

6 6( ) 2( ) 2( ) 2 ( )

156 3

2l g O g lC H O CO H O

2 2 6 6

0 0 0 0

( ) ( ) ( )

0 -1

6 3 6( 393,13 ) 3( 285,8 ) ( 49 )

3265,18 kJ mol

c f CO f H O f C H

c

H H H H

H

La variación de entalpía es negativa como corresponde a una reacción de combustión.

3 -115( ) (6 ) 8,3 10 298 ( ) 3,71 kJ mol

2PV n RT PV

Y la variación de energía interna es:

-1( ) 3265,18 ( 3,71) 3261,47 kJ molU H PV U

Cuando se quema un mol de benceno líquido su energía interna disminuye, fundamentalmente

debido al calor desprendido en la combustión.

8. a) Calcule la variación de entalpía de la reacción:

2 4 ( ) 2 ( ) 2 6 ( ) g g gC H H C H

a partir de los siguientes datos: 0

2 4( ) 2( ) 2( ) 2 ( )3 2 2 1386,09 kJg g g lC H O CO H O H

0

2 6( ) 2( ) 2( ) 2 ( )7 / 2 2 3 1539,9 kJg g g lC H O CO H O H

2 ( )

0 -1

( ) = 285,8 kJ·mollf H OH

b) Calcule el calor puesto en juego cuando 11,2 litros de H2 (g) a 1 atm. y 0 °C hidrogenan la

correspondiente cantidad de etileno.

Solución:

a) Es un ejercicio de aplicación de la ley de Hess. 0

2 4( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) 11) 3 2 2 1386,09 kJg g g lC H O CO H O H

0

2 6( ) 2( ) 2( ) 2 ( )1) 7 / 2 2 3 1539,9 kJg g g lC H O CO H O H

0 -1

2( ) 2( ) 2 ( ) 31) 1/ 2 285,8 kJ molg g lH O H O H

0 0 0 0

2 4( ) 2( ) 2 6( ) 1 2 3g g g RC H H C H H H H H

0 0 0 0 0

1 2 3 ( 1386,08) ( 1539,9) ( 285,8) 131,99 kJR RH H H H H

La hidrogenación del etileno desprende calor.


b) 11,2 L de H2(g) son 0,5 moles de H2(g), que reaccionan con 0,5 moles de C2H4(g).

2( )0,5 mol gH2( )

131,99 kJ

1 mol gH

66 kJ y se desprenden 66 kJ.

9. A 25 °C y 1 atmósfera de presión, el calor de formación del bromuro de hidrógeno es de

36,2 kJ/mol. Calcule el calor de disociación del HBr en sus átomos constituyentes sabiendo

que en las condiciones señaladas, los calores de disociación del H2 (g) y del Br2 (g) son

respectivamente, 435,6 y 193,28 kJ/mol.

Solución:

Es una aplicación de la ley de Hess

2

2

0

2( ) 2( ) ( ) ( )

0

2( ) ( ) ( )

0

2( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( )

1 11 )

2 2

12

2

12

2

g l g f HBr

g g D H

l l D Br

g g l

H Br HBr H

H H H

Br Br H

HBr H Br H

Y de aquí se desprende que:

2 2

0 0 0

( ) ( ) ( )

1 1 1 136,2 435,6 193,28

2 2 2 2

278,24

f HBr D H D BrH H H H H

H kJ

10. Dadas tres reacciones espontáneas cualquiera. Razone:

a) Cual es el signo de ∆G para cada una.

b) Qué datos sería preciso conocer para saber si al producirse las reacciones, aumenta el grado

de desorden y cual de ellas transcurriría a mayor velocidad.

Solución:

a) Si la reacción es espontánea ∆G<0 en todos los casos.

b) El aumento de desorden de un sistema se determina por el aumento de su Entropía (∆S>0).

La velocidad de reacción será mayor cuanto menor sea su energía de activación (Ea).

11. De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atm de presión.

∆H(kJ) ∆S (kJ /K)

i) 1/2 H2 (g) + 1/2 I2 (s) HI (g) + 25,94 +34,63·10-2

ii) 2 NO2 (g) N2O4 (g) - 58,16 - 73,77·10-2

iii) S (s) + H2 (g) H2S (g) - 16,73 +18,19·10-2

Razonar:

a) Las que son espontáneas a todas las temperaturas.

b) Las que son espontáneas a bajas temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas.

c) Las que son espontáneas a altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas.

Solución:

Para determinar la espontaneidad de una reacción hay que calcular la variación de energía

libre de Gibbs y cuando esta sea negativa la reacción será espontánea.


2

2

2

) 25,94 (34,63 10 ) 0 Para 74,91 será espontánea.

ii) 58,16 ( 73,77 10 ) 0 Para 78,84 será espontánea.

iii) 16,73 (18,19 10 ) 0 Para cualquier T es espontánea.

i G H T S T T K

G H T S T T K

G H T S T

12. Calcule:

a) El calor de la reacción de hidratación de la cal viva.

b) El calor desprendido cuando se apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua, una tonelada

de cal viva.

Datos: ∆Hf H2O (1) = - 285,5 kJ/mol; ∆Hf Ca(OH)2 (s)= - 985,6 kJ/mol; ∆Hf CaO (s) = - 634,9

kJ/mol; Masas atómicas: Ca = 40; O = 16

Solución:

a) La reacción de hidratación de cal viva es:

2( ) 2 ( ) ( )( ) 2 ( ) 2( ) ( )( ) donde

( 985,6) ( 634,9) ( 285,5) 65,2 /

s l ss l s R R Ca OH H O CaO

R R

CaO H O Ca OH H H H H H

H H kJ mol

b) El calor desprendido cuando se apaga 1 ton de cal viva.

( ) 2 ( ) 2( )

6

( ) 65,2 /

1 ?

10

s l s RCaO H O Ca OH H kJ mol

ton

g CaO

1 mol CaO

56 g CaO

65,2

1

kJ

mol CaO

61,1643 10 kJ

13. a) Formule la reacción de formación del etanol.

b) Calcule la entalpía de formación del etanol en condiciones estándar, sabiendo que la

entalpía de combustión del etanol es -29,7 kJ/g, la entalpía de formación del dióxido de

carbono es -393,5 kJ/mol y la entalpía de formación del agua líquida es -285,8 kJ/mol.

c) Interprete el resultado numérico obtenido en cuanto a su signo.

Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0; O = 16,0

Solución:

a) 3 2

0

( ) 2( ) 2( ) 3 2 ( ) ( )2 1/ 2 3s g g l f CH CH OHC O H CH CH OH H

b) Aplicando la ley de Hess.

3 2

3 2

2

2

0

( ) 2( ) 2( ) 3 2 ( ) ( )

0

3 2 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

0

( ) 2( ) 2( ) ( )

0

2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

2 1/ 2 3

1) 3 2 3 1366,2 /

2) 393,5 /

3) 1/ 2 285,8 /

2

s g g l f CH CH OH

l g g l c CH CH OH

s g g f CO

g g l f H O

C O H CH CH OH H

CH CH OH O CO H O H kJ mol

C O CO H kJ mol

H O H O H kJ mol

C

3 2

3 2 3 2 2 2

3 2

3 2

0

( ) 2( ) 2( ) 3 2 ( ) ( )

0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( )

0

( )

0

( )

1/ 2 3

2 3

( 1366,2) 2( 393,5) 3( 285,8)

278,2 /

s g g l f CH CH OH

f CH CH OH c CH CH OH f CO f H O

f CH CH OH

f CH CH OH

O H CH CH OH H

H H H H

H

H kJ mol

c) El proceso de formación del etanol es exotérmico, desprende calor. En términos energéticos

14. a) Las energías de los enlaces C-C, C=C y C≡C son, respectivamente, 347,0; 611,0 y

833,0 kJ·mol-1

. Justifique el por qué de estas diferencias.


b) Si la energía libre de Gibbs de formación del carbono (grafito) es nula y la del carbono

(diamante) vale 2,87 kJ·mol-1

a 1 atm y 25 °C, razone si puede convertirse el grafito en

diamante en esas condiciones.

Solución:

a) A medida que aumenta la multiplicidad del enlace, hay mas electrones que se comparten,

más próximos están los átomos (más pequeña es la longitud de enlace), mayor es la fuerza

del enlace y mayor ser

0 0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( )

á la energía del enlace.

b) Dado el equilibrio de transformación de grafito en diamante a 1 atm y 25 ºC

2,87 0 0

Y el proceso es no es

grafito diamante R diamante grafito R RC C G G G G G

pontáneo.

15. En una fábrica de cemento es necesario aportar al horno 3300 kJ por cada kilogramo de

producto. La energía se obtiene por combustión de gas natural (que puede considerarse que es

metano puro) con aire. Se pide:

a) Formule y ajuste la reacción de combustión del gas natural. .

b) Determine el calor de la combustión completa del gas natural.

c) Calcule, por tonelada de cemento producido, la cantidad necesaria de gas natural expresada

en kilogramos.

d) ¿Cuántos metros cúbicos de aire, medidos a 1 atm y 25°C, serán necesarios para la

combustión completa de la cantidad de gas natural del apartado c)?

Considere que la combustión del gas natural se realiza en condiciones estándar (1 atm y 25

°C) Y que el aire contiene un 21 % en volumen de oxígeno.

Entalpías estándar de formación (∆H0

f): CH4(g): -74,8 kJ·mol-1

; CO2(g): -393,5 kJ·mol-1

;H2O(l):

-285,8 kJ·mol-1

; Constante R= 0,082 atm·1·K-1

·mol-1

; Masas atómicas: C= 12,0; H= 1,0; O=

16,0

Solución:

4

4 2 2

0

4( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

0 0 0

( ) ( ) ( ) (

a) la ecuación de combustiñon del metano ajustada es:

2 2

b) El calor de combustión del metano a partir de los calores de formación.

2

g g g l c CH

c CH f CO f H O f C

CH O CO H O H

H H H H

4

4 4

0

)

0 0 1

( ) ( ) 4

6

6

( 393,5 ) 2 ( 285,8 ) ( 74,8 ) 890,3 de CH quemado

c) Se precisan 3,30 10 / de cemento producido.

3,30 10

H

c CH c CHH H kJ mol

kJ tm

kJ

3

416 10 kg de CH

de cemento 890,3 kJtm

4

3

4

kg de CH59,3

de cemento

d) A partir de la reacción de combustión de metano del apartado a).

59,3 10 g CH

tm

41 mol CH

416 g CH

22 mol O

41 mol CH

224,2 L O

21 mol O

100 L aire

221 L O

3

3

1 m aire

10 L aire

3854,2 m aire

16. El proceso Deacon para la obtención de cloro gaseoso se basa en hacer reaccionar cloruro

de hidrógeno y oxígeno gaseosos.

a) Formule la ecuación ajustada del proceso, sabiendo que además de cloro se obtiene también

vapor de agua.


b) Determine la variación de entalpía por mol de cloro formado, interpretando el resultado

obtenido, a partir de los valores siguientes de las energías de enlace:

Entalpía de enlace H-Cl: 432 kJ·mol-1

; Entalpía de enlace O=O: 499 kJ·mol-1

; Entalpía de

enlace Cl-Cl: 243 kJ·mol-1

; Entalpía de enlace O-H: 460 kJ·mol-1

.

Solución:

0

( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) R

a) La ecuación ajustada del método Deacon es:

12 H

2g g g gHCl O Cl H O

0 0 0

R E_Rotos E_Formados

0 0 0 0 0

R H-Cl O=O Cl-Cl O-H

0 0 -1

R R

b) La entalpía de reacción a partir de las entalpías de enlace se define:

H H H

1H 2 H H H 2 H

2

1H 2(432) (499) (243) 2(460) H 49,5 kJ·mol

2

17. Determine la energía libre de Gibbs a 25 °C para la reacción de combustión de 1 mol de

monóxido de carbono, e indique si es o no un proceso espontáneo.

Datos: ΔHfº CO2(g) = -393,5 kJ·mol-1

; ΔHf° CO(g) = -110,5 kJ·mol-1

; S° CO2(g) = 123,6 J·mol-

1·K

-1; S° CO(g) = 197,9 J·mol

-1·K

-1; S° O2(g) = 205,0 J·mol

-1·K

-1

Solución:

2

2 2

0 0 0 0

( ) 2( ) 2( )

0 0 0

( ) ( )

0 0

0 0 0 0

( ) ( ) ( )

Dada la reacción de oxidación del monóxido de carbono:

1 donde

2

( 393,5) ( 110,5) 283 kJ/mol

1

2

g g g R R R R

R f CO f CO

R R

R CO CO O

CO O CO G G H T S

H H H

H H

S S S S

0 0 -1 -1

0 0 0 0 3 0

0

1(123,6) (197,9) (205) 176,8 J mol K

2

( 283 10 ) 298 ( 176,8) 230,31 kJ/mol

Como 0 la reacción será espontánea

R R

R R R R R

R

S S

G H T S G G

G

18. Consultando una tabla de datos termodinámicos a 298 K, encontramos los siguientes

valores:

Justifique si para

dicha temperatura

las siguientes

proposiciones son

verdaderas o

falsas:

a) La formación de NO a partir de nitrógeno y oxígeno,

en condiciones estándar, es un proceso endotérmico.

b) El NO es una sustancia más estable que el NO2.

c) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de

NO a NO2 es exotérmica.

∆Hºf

(kJ·mol-1

)

∆Gºf

(kJ·mol-1

)

NO (g) 90,25 86,57

NO2 (g) 33,18 51,30

Coordenadas de reacción

En

erg

ía p

ote

ncia

l

NO

NO2


d) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO2 es espontánea.

Solución:

a) Si porque 0

NOH >0 .

b) No porque 2

0 0

NO NOH > H y son procesos endotérmicos.

c) Si porque 2

0 0

NO NOH > H y al pasar de NO a NO2 se libera energía.

d) La variación de energía libre de Gibbs para pasar de NO a NO2 es:

2

0

2 2

0 0 0 0

0

1

2

51,30 86,57

25,27

R

R NO NO R

R

NO O NO G

G G G G

G

Y al ser negativa el proceso es espontáneo.

19. a) Defina la magnitud denominada entalpía de enlace

b) ¿Cuál es la unidad internacional en que se mide la entalpía de enlace?

c) ¿Cómo se puede calcular la entalpía de una reacción determinada si disponemos de una

tabla de valores de las entalpías de enlace?

d) ¿Cómo se explica que la entalpía del enlace C=C no alcance el doble del valor de la

entalpía del enlace C-C?

Solución:

a) Entalpía de enlace: Energía, a presión constante, que hay que aportar para romper un mol

de enlaces de las moléculas gaseosas que los contienen.

b) Se mide en J·mol-1

.

c) La entalpía de reacción es: R Enlaces rotos Enlaces formadosH H H

d) El enlace doble C=C está formado por un enlace σ y otro π (más débil) y no es lo mismo

que dos enlaces sencillos σ tipo C-C.

20. Sabiendo que las entalpías estándar de combustión del hexano líquido, carbono sólido e

hidrógeno gas, son de -4192,0 -393,1 y -285,8 kJ·mol-1

respectivamente. Calcule:

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

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

se han liberado 30 kJ.

Solución:

6 14( )

2( )

2( )

0

6 14( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

0

( ) 2( ) 2( ) ( )

0

2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

2( )

a) Aplicando la ley de Hess.

191 ) 6 7 4192,0 kJ/mol

2

6 393,1 kJ/mol

17 285,8 kJ/mol

2

6

l

g

g

l g g l c C H

s g g c CO

g g l c H

g

C H O CO H O H

C O CO H

H O H O H

CO

2 ( )7 lH O ( ) 2( )6 6s gC O 2( ) 2( )

77

2g gH O 6 14( ) 2( )

19

2l gC H O 2( )6 gCO 2 ( )7 lH O

6 14( ) 6 14( ) 2( ) 2( )

6 14( ) 6 14( )

0 0 0 0

( ) 2( ) 6 14( ) ( ) ( ) ( ) ( )

0 0

( ) ( )

6 7 6 7

( 4192,0) 6( 393,1) 7( 285,8) 167,2 kJ/mol

l l g g

l l

s g l f C H c C H c CO c H

f C H f C H

C H C H H H H H

H H


b) Moles de hidrógeno consumidos en la formación del hexano líquido cuando se han

liberado 30 kJ.

6 14( )

0

( ) 2( ) 6 14( ) ( )6 7 167,2 kJ/mol

-30 kJ

30 kJ

ls g l f C HC H C H H

6 14( )1 lmol C H

167,2 kJ

2( )

6 14( )

7

1

g

l

mol H

mol C H 2( )1,256 gmol H

21. Utilizando los datos que precise de la tabla adjunta, calcule:

Sustancia C4H8 (g) C4H10 (g) CO (g) CO2 (g) H2O (g)

∆Hºf (kJ/mol) 28,4 -124,7 -110,5 -393,5 -241,8

a) La cantidad de calor desprendido en la combustión de 14,5 kg de n-butano

b) La variación de la energía interna del sistema, considerando 25 °C de temperatura.

Datos: R = 8,30 J·.mol-1

·K-1

; masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0.

Solución:

4 10( )

4 10( ) 2 ( ) 2( ) 4 10( )

4 10( ) 4 10

0

4 10( ) 2( ) 2( ) 2 ( )

0 0 0 0

0

a) La reacción de combustión del n-butano es.

134 5

2

5 4

5( 241,8) 4( 393,5) ( 124,7)

g

g g g g

g

g g g g c C H

c C H f H O f CO f C H

c C H c C H

C H O CO H O H

H H H H

H H

( )

0

3

4 10

2658,3 kJ/mol

14,5 10 g C

g

H

4 101 mol C H

4 10

58 g C H 4 10

2658,3 kJ

1 mol C H

664575 kJ

3

b) La variación de energía interna del sistema.

( ) que en un poceso a presión contante como es la combustión.

13 3 donde (4 5) (1 )

2 2

3 ( 2658,3 10 ) 8

2

H U PV

H U P V H U nRT n n

U H nRT U

3,31 10 298 2662 kJ/molU

22. Justifique cuáles de los procesos siguientes serán siempre espontáneos, cuáles no lo serán

nunca y en cuáles dependerá de la temperatura:

a) Proceso con ∆H < 0 y ∆S > 0.

b) Proceso con ∆H > 0 y ∆S < 0.

e) Proceso con ∆H < 0 y ∆S < 0.

d) Proceso con ∆H > 0 y ∆S > 0.

Solución:

La espontaneidad de una reacción la determina la variación de la energía de Gibbs de un

proceso, si 0G el proceso será espontáneo y si 0G el proceso será no espontáneo:

G H T S

a) El proceso será espontáneo para cualquier temperatura.

b) El proceso será no espontáneo para cualquier temperatura.

c) El proceso será espontáneo a bajas temperaturas.

d) El proceso será espontáneo a altas temperaturas.


23. Utilizando los datos siguientes:

Sustancia C2H6(g) CO2(g) H2O(l) C(s) O2(g)

∆Hºf (kJ mol-1

) -84,7 -394,0 -286,0 0,0 0,0

a) Calcule las entalpías de combustión del carbón (C(s)) y del etano (C2H6(g)).

b) A partir de los resultados del apartado anterior, calcule qué sustancia produce más energía

por gramo de combustible y por mol de dióxido de carbono formado.

Datos: Masas atómicas C = 12,0; H = l,0

Solución:

a) Se plantean las reacciones de combustión de ambas sustancias.

2( )

0

( ) 2( ) 2( ) ( ) 394 kJ/molgs g s c COC O CO H

El calor de combustión del CO2. Coincide con su calor de formación.

2 6( )

2 6( ) 2 ( ) 2( ) 2 6( ) 2 6( )

2 6( )

0

2 6( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

0 0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

0

( )

72 3

2

3 2 3( 236) 2( 394) ( 84,7)

1561,3 kJ/mol

s

s l s s s

s

s g s l c C H

c C H f H O f CO f C H c C H

c C H

C H O CO H O H

H H H H H

H

b) Energía que produce el carbono y el etano por gramo.

kJ394

mol C

1 mol C

2 6

kJ32,83

12 g C g C

kJ1561,3

mol C H

2 61 mol C H

2 6 2 6

kJ52,04

30 g g C H C H

Energía desprendida por mol de CO2 producido

kJ394

mol C

1 mol C

2 2

2 6

kJ394

1 mol CO mol CO

kJ1561,3

mol C H

2 61 mol C H

2 2

kJ780,6

2 mol mol COCO

Y en ambos casos es el etano el que desprende más calor.

24. Utilizando los valores que aparecen en la tabla, todos obtenidos a la temperatura de 25 °C,

y considerando la reacción:

CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g)

a) Calcule ∆Sº de la reacción.

b) Calcule ∆Hº de la reacción.

c) Calcule ∆Gº de la reacción.

d) Razone si la reacción es o no espontánea.

Solución:

Compuesto Sº

(J·mol-1

·K-1

)

∆Hº

(kJ·mol-1

)

CO(g)

Cl2(g)

COCl2(g)

197,7

222,8

288,8

-110,4

0,0

-222,8


2( ) ( ) 2( )

0 0 0 0 0 0 0

0 0 -1 -1

a) La variación de entropía del proceso es:

(288,8) (197,7) (222,8) 131,7 J mol K

b) La variación de entalpía de rea

g g gR i i i i R COCl CO Cl

productos reactivos

R R

S S S S S S S

S S

2( ) ( ) 2( )

0 0 0 0 0 0 0

0 0 -1

cción:

( 222,8) ( 110,4) (0) 112,4 kJ mol

g g gR i i i i R COCl CO Cl

productos reactivos

R R

H H H S H H H

H H

0 0 0 0 3 0 -1

0

c) La variación de energía de Gibbs del proceso:

( 112,4 ) 298 ( 131,7 10 ) 73,2 kJ mol

d) Como la 0 la reacción será espontánea .

R R R R R

R

G H T S G G

G

25. El benceno (C6H6) se puede obtener a partir del acetileno (C2H2) según la reacción

siguiente: 3C2H2(g) C6H6(l). Las entalpias de combustión, a 25 °C y 1 atm, para el acetileno

y el benceno son, respectivamente, -1300 kJ·mol-1

y -3267 kJ·mol-1

.

a) Calcule ΔH° de la reacción de formación del benceno a partir del acetileno y deduzca si es

un proceso endotérmico o exotérmico.

b) Determine la energía (expresada en kJ) que se libera en la combustión de 1 gramo de

benceno.

Datos.- Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0

Solución:

0

2 2( ) 6 6( )

2 2( ) 2(

a) Se pide calcular la entalpía de la siguiente reacción:

3

y nos dan las entalpías de combustión del acetileno y benceno

53

2

g l R

g g

C H C H H

C H O

2 2( )

2 2( )

0

) 2( ) 2 ( ) ( )

0

6 6( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

2 2( ) 6 6( )

2 1300 kJ

151 6 3 3267 kJ

2

3

g

g

g l c C H

g g g l c C H

g l

CO H O H

C H O CO H O H

C H C H

2 2( ) 2 2( )

0

0 0 0 0 0

( ) ( )

3 3( 1300 ) ( 3267 ) 633 kJ Exotérmicag g

R

R c C H c C H R R

H

H H H H H

6 6

b) La energía librada en la combustión por gramo de benceno es:

32671 mol C

kJ

H

6 61 mol C H

6 6

41,9 kJ/g78 g C H

26. Teniendo en cuenta la gráfica que representa los

valores de ∆H y T∆S para la reacción A → B, razone

si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:

a) A 500 K la reacción es espontánea

b) El compuesto A es más estable que el B a

temperaturas inferiores a 400 K


c) A 400 K el sistema se encuentra en equilibrio

d) La reacción de transformación de A en B es exotérmica a 600 K.

Solución:

a) A 500 K, - 0 y el proceso es ESPONTÁNEO.H T S G H T S G

b) A T < 400 K, -H T S G H T S 0G y el proceso ES no espontáneo.

Esto significa que A no se transforma en B porque A ES MÁS ESTABLE QUE B.

c) A T=400 K, - 0H T S G H T S G y el proceso ESTÁ EN

EQUILIBRIO.

d) A T=600 K, la 0 y la reacción será ENDOTÉRMICA.H a T>650 K posiblemente la

reacción sea exotérmica.

27. La descomposición del tetraóxido de dinitrógeno, N2O4 2 NO2, ocurre

espontáneamente a temperaturas altas. Los datos termodinámicos, a 298 K, se incluyen en la

tabla adjunta. Determine para dicha reacción:

a) ∆Hº e ∆Sº a 298 K.

b) La variación de energía interna a 298 K.

c) Si la reacción es espontánea a 298 K en

condiciones estándar.

d) La temperatura a partir de la cuál el proceso es espontáneo (considere que ∆Hº y ∆Sº son

independientes de la temperatura).

Datos: R = 8,31 J·K-1

·mol-1

Solución:

a) La entalpía de reacción es la suma de la entalpía de los productos menos los reactivos.

2 2 4

0 0 0 02 2(33,2) (9,2) 57,2 kJ/molR NO N O RH H H H

Igualmente para el cálculo de la entropía:

2 2 4

0 0 0 02 2(240) (304) 176 J/K molR NO N O RS S S S

b) La variación de la energía interna.

0 0 0 0 3 0( ) 57,2 10 1 8,31 298 54,72 kJ/molR R R R RH U PV U H nRT U

c) Para determinar si la reacción es espontánea hay que calcular G . 0 0 0 0 3

0

57,2 10 298 176

4752 J/mol > 0 reaación NO ESPONTÁNEA

G H T S G

G

d) La temperatura a partir de la cual 0 0G 0 0 0 30 57,2 10 176 325 KG H T S T T

28. La tabla adjunta suministra datos

termodinámicos, a 298 K y 1 atm, para el agua en

estado líquido y gaseoso.

a) Calcule ∆Hº, ∆Sº y ∆Gº para el proceso de

vaporización del agua.

b) Determine la temperatura a la que las fases líquida y gaseosa se encuentran en estado de

equilibrio (Considere que ∆Hº y ∆Sº no cambian con la temperatura)

Solución:

a) El proceso de vaporización del agua es:

2 ( ) 2 ( )l gH O H O

2 2 ( ) 2 ( ) 2 2

0 0 0 0 0( 242 ) ( 286 ) 44 kJ/molH O H O H O H O H Og l

v f f v vH H H H H

Compuesto ∆Hºf (kJ·mol-1

) Sº (J·K-1

·mol-1

)

N2O4 9,2 304

NO2 33,2 240

Compuesto

∆Hºf

(kJ·mol-1

)

Sº

(J·K-1

·mol-1

)

H2O (1) -286 70

H2O (g) -242 188


2 2 ( ) 2 ( ) 2 2

0 0 0 0 0(188) (70) 118 J/K molH O H O H O H O H Og l

v f f v vS S S S H

2 2 2 2 2

0 0 0 0 044000 298 118 8836 J/mol

y el proceso no es espontáneo

H O H O H O H O H Ov v v v vG H T S G G

b) El proceso será espontáneo cuando 2

0 0H OvG .

2 2 2

0 0 0

Suponiendo que no varía ni la entalpía ni la entropia con la temperatura:

0 44000 118 372,9 99,9 ºH O H O H Ov v vG H T S T T K C

29. Calcule para la formación del etanol:

a) la energía libre estándar

b) la entropía estándar.

Datos en kJ·mol-1

, a 25 °C: G0

f [CO2(g)] =-394,0; G0

f [H2O(l)] =-236,9; G0

f [O2(g)] =0;

H0

f [CH3CH2OH(l)] =-277,3; G0

combustión [CH3CH2OH(l)]=-1282,5.

Solución:

a) A partir de la ley de Hess se determina la energía libre de formación del etanol

2( )

2 ( )

3 2 ( )

3 2 ( )

3 2 ( )

0

( ) 2( ) 2( ) ( )

0

2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

0

3 2 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

0

( ) 2( ) 2( ) 3 2 ( ) ( )

0

( )

2

3 1/ 2

1 3 2 3

2 1/ 2 3

g

l

l

l

l

s g g f CO

g g l f H O

l g g l c CH CH OH

s g g l f CH CH OH

f CH CH OH

C O CO G

H O H O G

CH CH OH O CO H O G

C O H CH CH OH G

G

2( ) 2 ( ) 3 2 ( )

3 2 ( ) 3 2 ( )

0 0 0

( ) ( ) ( )

0 0

( ) ( )

2 3

2 ( 394,0) 3 ( 236,9) ( 1282,5) 216,2 kJ/mol

g l l

l l

f CO f H O c CH CH OH

f CH CH OH f CH CH OH

G G G

G G

b) La energía libre es: 3 2 ( ) 3 2 ( ) 3 2 ( )

0 0 0

( ) ( ) ( )l l lf CH CH OH f CH CH OH f CH CH OHG H T S

3 2 ( ) 3 2 ( )

0 0

( ) ( )216, 2 277,3 298 205,04 J/K moll lf CH CH OH f CH CH OHS S

30. La entalpía de combustión del butano es ∆Hc = -2642 kJ·mol-1

, si todo el proceso tiene

lugar en fase gaseosa:

a) Calcule la energía media del enlace O-H.

b) Determine el número de bombonas de butano (6 kg de butano/bombona) que hacen falta

para calentar una piscina de 50 m3 de 14 a 27 °C.

Datos: R = 0,082 atm·l·mol-1

·K-1

; Masas atómicas C = 12; O = 16; H = l; ce(calor específico

del agua) = 4,18 kJ·K-1

·kg-1

; ρ(densidad del agua) = l kg·L-1

.

Energías medias de enlace: E(C-C) = 346 kJ·mol-1

; E(C=O) = 730 kJ·mol-1

;

E(O=O) = 487 kJ·mol-1

; E(C-H) = 413 kJ'mor1.

Solución:

a) dada la reacción de combustión del butano.

3 2 2 3 2 2 2

134 5

2CH CH CH CH O CO H O


-1

133 ( ) 10 ( ) ( ) 8 ( ) 10 ( )

2

132642 3 346 10 413 487 8 730 10 ( ) ( ) 513,5 kJ mol

2

c rotos formadosH E E E C C E C H E O O E C O E O H

E O H E O H

b) El calor necesario para calentar la piscina es: 650000 4,18 13 2,717 10 kJeQ m c T Q Q

n bombonas6 kg butano

bombona

1 mol butano

0,058 kg butano

2643 kJ

1 mol butano 62,717 10 kJ n=9,94 bombonas

31. Para la reacción de combustión del etanol, C2H5OH, que es un líquido a 25 °C, conteste a

las siguientes preguntas con ayuda de los datos de la tabla que se adjunta:

a) Escriba la reacción y calcule su G a 25 °C.

b) Calcule la variación de la energía interna a 25 °C.

c) Explique si la reacción sería o no espontánea a 727 °C (supóngase que ∆Hºf y ∆Sº son

independientes de la temperatura). Dato: R = 8,31 J·mol-1

·K-1

.

C2H5OH(1) O2(g) CO2(g) H2O(1)

∆Hºf (kJ·mol-1

) -277,3 0,0 -393,5 -285,8

∆Sº (J·mol-1

·K-1

) 160,5 205,0 213,6 69,9

Solución:

a) La reacción es: 2 5 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( )3 2 3l g g lC H OH O CO H O

2 5 2 2 2 5

2 5

2 5 2 2 2 5 2

( ) ( ) ( ) ( )

( )

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

(

2 3 2( 393,5) 3( 285,8) ( 277,3)

1367,1 kJ/mol

2 3 3 2(213,6) 3(69,9) (160,5) 3(205,0)

o o o o

c C H OH f CO f H O f C H OH

o

c C H OH

o o o o o

c C H OH f CO f H O f C H OH f O

c

H H H H

H

S S S S S

S

2 5

2 5 2 5 2 5 2 5

2 5

)

3

( ) ( ) ( ) ( )

( )

138,6 J/K mol

1367,1 10 298 138,6

1325,8 kJ/mol

o

C H OH

o o o o

c C H OH c C H OH c C H OH c C H OH

o

c C H OH

G H T S G

G

b) La variación de energía interna es:

2 5 2 5 2 5

3

( ) ( ) ( )1367,1 10 1 8,31 298 1369,6 kJ/molo o o

c C H OH c C H OH c C H OHU H nRT U

c) Se calcula la variación de energía libre de Gibbs a esta temperatura.

2 5 2 5 2 5 2 5

2 5

3

( ) ( ) ( ) ( )

( )

1367,1 10 1000 138,6

1228,5 kJ/mol < 0 ESPONTÁNEA

o o o o

c C H OH c C H OH c C H OH c C H OH

o

c C H OH

G H T S G

G

32. Si se dispone de naftaleno (C10H8) como combustible:

a) Calcule su entalpía molar estándar de combustión.

b) Calcule la energía que se desprenderá al quemar 100 g de naftaleno.

c) Calcule el volumen que ocupará el CO2 desprendido en la combustión de los 100 g de

naftaleno si se recoge a temperatura de 25 °C y presión 1,20 atm.


Datos: ∆Hºf(C10H8) =-58,6 kJ·mol-1

; ∆Hºf (CO2) = -393,6 kJ·mol-1

; ∆Hºf (H2O) = -284,7

kJ·mol-1

; R = 0,082 atm·l·mol-1

·K-1

; Masas Atómicas: H = 1; C = 12; O = 16

Solución:

a) Dada la reacción de combustión del Naftaleno y aplicando la ley de Hess se tiene:

10 8

0

10 8 2 2 2 ( )12 10 4 c C HC H O CO H O H

10 8 2 2 10 8 10 8

10 8

0 0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( ) ( )

0 1

( )

10 4 10 ( 393,6 ) 4 ( 284,7 ) ( 58,6 )

5016,2

c C H f CO f H O f C H c C H

c C H

H H H H H

H kJ mol

b) La energía que se desprende al quemar 100 g de naftaleno es:

10 8100 g C H10 81 mol C H

10 8128 g C H 10 8

5016,2

1

kJ

mol C H

3919 kJ

c) El volumen que ocupa un mol de CO2 en estas condiciones es:

2

1 0,082 29820,36

1,2

nRTV V V L CO

P

y el volumen de CO2 desprendido es:

10 8100 g C H10 81 mol C H

10 8128 g C H

210 mol CO

10 81 mol C H

2

2

20,36

1

L CO

mol CO2159,06 L CO

33. En una reacción de combustión de etano en fase gaseosa se consume todo el etano

(equilibrio totalmente desplazado hacia los productos):

a) Escriba y ajuste la reacción de combustión.

b) Escriba la expresión para el cálculo de entalpía de reacción (∆Hºr) a partir de las entalpías

de formación (∆Hºf).

c) Escriba la expresión para el cálculo de entropía. de reacción (∆Sºr), a partir de las entropías

(Sº).

d) Justifique el signo de las magnitudes ∆Hºr y ∆Gºr. .

Solución:

a) Reacción ajustada de combustión del etano.

0

2 6 2 2 2

72 3

2RC H O CO H O H

b) Expresión del cálculo de la entalpía de reacción a partir de las entalpías de formación.

2 2 2 6

0 0 0 0

( ) ( ) ( )2 3R f CO f H O f C HH H H H

c) Expresión del cálculo de la entropía de reacción a partir de las entalpías de formación.

2 2 2 6 2

0 0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( )

72 3

2R f CO f H O f C H f OS S S S S

d) Si el signo de 0

RH es positivo la reacción es endotérmica y si es negativo exotérmica.

Si el signo de 0 0 0

R R RG H T S es positivo la reacción es No espontánea y si es negativo

será espontánea.

En este caso al ser una reacción de combustión habrá gran desprendimiento de calor y la 0 0RH .


Al haber un aumento de volumen por el gran desprendimiento de gases que produce la

combustión aumenta el desorden o la probabilidad del sistema y con él la entropía 0 0RS .

La reacción será espontánea a cualquier temperatura 0 0RG .

34. La entalpía para la reacción de obtención de benceno líquido a partir de etino gaseoso, 3

C2H2 → C6H6, es - 631 kJ·mol-1

. En todo el proceso la temperatura es 25 ºC y la presión 15

atm. Calcule:

a) Volumen de etino necesario para obtener 0,25 L de benceno líquido.

b) Cantidad de calor que se desprende en dicho proceso.

c) Densidad del etino en dichas condiciones.


·K-1

; ρ(benceno) = 0,874 g·cm-3

; Masas atómicas: H = l, C = 12.

Solución:

a) A partir de la reacción y realizando los cálculos estequiométricos necesarios se tiene: 1

2 2( ) 6 6( )3 631

0, 25

0,25

g l RC H C H H kJ mol

L

L benceno

874 g benceno

1 L benceno

1 mol benceno

78 g benceno

3 moles etino

1 mol benceno

*1,629

1

L etino

mol etino

*

13,7

1 0,082 2981,629

15

L etino

nRTPV nRT V V L

P

b) La cantidad de calor desprendida en el proceso es otro cálculo estequiométrico. 1

2 2( ) 6 6( )3 631

0, 25

0,25

g l RC H C H H kJ mol

L

L benceno

874 g benceno

1 L benceno

1 mol benceno

78 g benceno

631 kJ

1 mol benceno1767,6

el signo negativo se interpreta como calor desprendido.

kJ

c) A partir de la ley de los gases.

1

y sustituyendo las condiciones.

15 2615,96

0,082 298

m m P PMPV nRT PV RT

PM V R T

g L

35. El clorato de potasio (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 clorato de potasio.

∆Hºf

(kJ·mol-1

)

∆Gºf

(kJ·mol-1

)

∆Sº

(J·mo-l·K

-1)

KClO3 (s) -391,2 -289,9 143,0

KCl (s) -435,9 -408,3 82,7

O2 (g) 0 0 205,0

Datos: Masas atómicas: K = 39,1; Cl = 35,5; O = 16,0

Solución:


La reacción ajustada que se produce en la descomposición de un mol de clorato es:

3( ) ( ) 2( )

3

2

calor

s s gKClO KCl O

a) La variación de entalpía estándar es: 0 0 0

R i f i f

productos reactivos

H H H

( ) 2( ) 3( )

0 0 0 0 0 13( 435,9) 0 ( 391,2) 44,7

2s g sR KCl O KClO RH H H H H kJ mol

La reacción es exotérmica.

b) La variación de energía libre de Gibbs estándar es: 0 0 0

R i f i f

productos reactivos

G G G

( ) 2( ) 3( )

0 0 0 0 0 13( 408,3) 0 ( 289,9) 118,4

2s g sR KCl O KClO RG G G G G kJ mol

Y la reacción es espontánea.

c) La variación de entropía estándar es: 0 0 0

R i f i f

productos reactivos

S S S

( ) 2( ) 3( )

0 0 0 0 0 1 13 382,7 205 143 247,2

2 2s g sR KCl O KClO RS S S S S J mol K

Aumenta el desorden o la probabilidad del sistema.

d) Es un cálculo estequiométrico.

3( ) ( ) 2( )

3

2

36,8 ?

calor

s s gKClO KCl O

g

3( )36,8 gg KClO3( )1 gmol KClO

3( )122,6 gg KClO

2( )3/ 2 gmoles O

3( )1 gmol KClO

2( )

2( )

24,436

1

g

g

L O

mol O2( )11,0 gL de O

36. El ciclohexano se puede obtener por hidrogenación catalítica del benceno. Teniendo en

cuenta la estequiometría de la reacción,

calcule:

a) Las variaciones de entalpía y energía

libre de Gibbs de reacción para dicho

proceso.

b) El calor desprendido si se emplean 10 litros de hidrógeno, medidos a 1 atm y 298 K, para

hidrogenar benceno.


·K-1

;

Solución:

La reacción que se produce es: 6 6 2 6 123C H H C H

a) La variación de entalpía de la reacción es:

6 12 2 6 6

0 0 0 0 0 13 ( 156) 0 ( 49) 205R C H H C H RH H H H H kJ mol

La variación de energía libre de Gibbs de la reacción es:

6 12 2 6 6

0 0 0 0 0 13 ( 27) 0 ( 124) 97R C H H C H RG G G G G kJ mol

b) Se determina el número de moles de hidrógeno y se realizan los cálculos estequiométricos.

2 2 2

2

1 10 2050,41 0,41 27,96

0,082 298 3H H

PV kJn n moles con moles H kJ

RT moles H

Compuesto ∆H0

f (kJ·mol-1

) ∆G0

f (kJ·mol-1

)

Benceno

Ciclohexano

+49

-156

+124

+27


37. En el proceso de descomposición térmica del carbonato de calcio, se forma óxido de

calcio y dióxido de carbono. Sabiendo que el horno en el que ocurre el proceso tiene un

rendimiento del 65%, conteste a los siguientes apartados.

a) Formule la reacción y calcule su variación de entalpía.

b) Calcule el consumo de combustible (carbón mineral), en toneladas, que se requiere para

obtener 500 kg de óxido cálcico.

Datos: H0

f carbonato de calcio = -1206,9 kJ·mol-1

; H0

f óxido de calcio = -393,1 kJ·mol-1

H0

f dióxido de carbono = -635,1 kJ·mol-1

; 1 kg de carbón mineral desprende 8330 kJ

Masas atómicas: Ca = 40; O = 16

Solución:

a) La reacción ajustada es: 0

3( ) ( ) 2( )

calor

s s g RCaCO CaO CO H

Y la variación de entalpía de reacción:

2( ) ( ) 3( )

0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( 635,1) ( 393,1) ( 1206,9)g s sR f CO f CaO f CaCOH H H H

0 1178,7RH kJ mol , reacción endotérmica.

b) La combustión del carbón natural nos proporciona el calor de reacción, primero se calcula

el calor necesario y luego el carbón necesario para producir ese calor.

500000 g CaO1 mol CaO

56 g CaO

178,7 kJ

1 mol CaO

100 1

65 8330

kg carbón

kJ294,67 0,295kg carbón Tm carbón

38. Para la siguiente reacción: CH3-CH2OH (l) + O2(g) → CH3-COOH (l) + H2O (l).

Calcule:

a) La variación de la entalpía de

la reacción a 25 °C, en

condiciones estándar.

b) La variación de la entropía a 25

°C, en condiciones estándar.

c) La variación de energía de

Gibbs a 25 °C, en condiciones estándar.

d) La temperatura teórica para que la energía de Gibbs sea igual a cero.

Solución:

a) La variación de entalpía de reacción en condiciones estándar.

3 ( ) 2 ( ) 3 2 ( ) 2( )

0 0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( )

0 0 1( 487,0) ( 285,8) ( 227,6) 0 545,2

l l l gR f CH COOH f H O f CH CH OH f O

R R

H H H H H

H H kJ mol

b) La variación de entropía de reacción en condiciones estándar.

3 ( ) 2 ( ) 3 2 ( ) 2( )

0 0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( )

0 0 1 1(159,9) (70,0) (160,7) (205,0) 135,8

l l l gR f CH COOH f H O f CH CH OH f O

R R

S S S S S

S S J mol K

c) La variación de energía libe de Gibas en condiciones estándar.

0 0 3 0 1545,2 10 298( 135,8 ) 504,73 ·R R RH T S G J mol

d) La temperatura de equilibrio a la que la variación de energía libre de Gibas es cero. 3

0 0 545,2 104014,7

135,8R RH T S T T K

39. La reacción de descomposición de clorato potásico produce cloruro potásico y oxígeno.

Datos a 25 °C H0

f (kJ·mol-1

) S0

f (J·mol-1

·K-1

)

Etanol (l) -227,6 160,7

Acido etanoico (l) -487,0 159,9

O2(g) 0 205,0

H2O(l) -285,8 70,0


a) Escriba la reacción, calcule la variación de entalpía estándar e indique si el proceso es

exotérmico o endotérmico.

b) Calcule la energía intercambiada si se obtienen 25 L de oxígeno a 25 °C y 750 mm de Hg.

Datos: H°f(KClO3) = -391,2 y H°f(KCl) = -435,9 en kJ·mol-1

; R = 0,082 atm·L·K-1

·mol-1

Solución:

a) la reacción que se produce es:

3( ) ( ) 2( )

3

2

calor

s s gKClO KCl O

( ) 2( ) 3( )

0 0 0 0 0 -13( 435,9) 0 ( 391,2) 44,7 kJ mol

2s g sR KCl O KClO RH H H H H

Es un proceso exotérmico

b) Se realizan los cálculos estequiométricos.

2 2 2

2

75025

760 1,01 moles0,082 298

1,01

O O O

PVPV n RT n n

RT

moles O

2

44,7

3

2

kJ

moles O

30,08 kJ

40. Considere la combustión de carbón, hidrógeno y metanol.

a) Ajuste las reacciones de combustión de cada sustancia. b) Indique cuales de los reactivos o

productos tienen entalpía de formación nula. c) Escriba las expresiones para calcular las

entalpías de combustión a partir de las entalpías de formación que considere necesarias. d)

Indique como calcular la entalpía de formación del metanol a partir únicamente de las

entalpías de combustión.

Solución:

a) Las reacciones de combustión de cada sustancia.

( ) 2 ( ) 2 ( )

2( ) 2(g) 2 ( )

3 ( ) 2( ) 2 ( ) 2 ( )

1+ O

2

3+ 2

2

grafito g g

g l

l g g l

C O CO

H H O

CH OH O CO H O

b) Todos los elementos en su estado fundamental tienen entalpía de formación nula.

( ) 2( ) 2( )( ) ( ) ( ) 0grafito g gf C f H f OH H H

c) Las entalpías de las reacciones de combustión se pueden calcular a partir de las entalpías de

formación de los compuestos que forman la reacción aplicando la ley de Hess.

( ) 2( )

2( ) 2 ( )

3 ( ) 2( ) 2 ( ) 3 ( )

( ) ( )

( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )2

grafito g

g l

l g l l

c C f CO

c H f H O

c CH OH f CO f H O f CH OH

H H

H H

H H H H

d) Sustituyendo en la última expresión de las tres anteriores las entalpías de formación por las

de combustión se tiene: 3 ( ) ( ) 2( ) 3 ( )( ) ( ) ( ) ( )2

l grafito g lf CH OH c C c H c CH OHH H H H

41. Sabiendo que la combustión de 1 g de TNT libera 4600 kJ, y considerando los valores de

entalpías de formación que se proporcionan, calcule: a) La entalpía estándar de combustión


del CH4. b) El volumen de CH4, medido a 25°C y 1 atm de presión, que es necesario quemar

para producir la misma energía que 1 g de TNT.

Datos: Hf0(CH4) = -75 kJ·mol

-1; Hf

0(CO2) = -394 kJ·mol

-1; Hf

0(H2O(g)) = -242 kJ·mol

-1

Solución:

a) La reacción de combustión del metano.

4( ) 2( ) 2( ) 2 ( )2 2g g g gCH O CO H O

La entalpía de combustión en función de las de formación.

4( ) 2( ) 2 ( ) 4( ) 4( )

0 0 0 0 0 -12 ( 394) 2( 242) ( 75) 803 kJ molg g g g gcCH fCO fH O fCH cCHH H H H H

b) A partir de la reacción de combustión realizamos los pertinentes cálculos estequiométricos.

4( ) 2( ) 2( ) 2 ( )2 2

? 4600

g g g gCH O CO H O Q

kJ

4600 kJ41 mol CH

803 kJ

4

4

24,436

1

L CH

mol CH4140 L CH

42. Sabiendo que la temperatura de ebullición de un líquido es la temperatura a la que el

líquido puro y el gas puro coexisten en el equilibrio a 1 atm de presión, es decir G = 0, y

considerando el siguiente proceso: Br2 (l) Br2 (g)

a) Calcule H0 a 25 °C; b) Calcule S

0; c) Calcule G

0 a 25 °C e indique si el proceso es

espontáneo a dicha temperatura; d) Determine la temperatura de ebullición del Br2,

suponiendo que H0 y S

0 no varían con la temperatura.

Dato: Hf0 Br2(g) = 30,91 kJ·mol

-1; Hf

0 Br2(l) = 0; S

0 Br2(g) = 245,4 J·mol

-1·K

-1; S

0 Br2(l) =

152,2 J·mol-1

·K-1

Solución:

a) La variación de entalpía del proceso a 25 °C. 0 0 0

(Productos) (Reactivos) i iR i f i fH H H

2( ) 2( )

0 0 0 0 -1

( ) ( ) (30,91) 0 30,91kJ molg lR f Br f Br RH H H H

Reacción endotérmica.

b) La variación de entropía del proceso a 25 ºC 0 0 0

(Productos) (Reactivos) i iR i f i fS S S

2( ) 2( )

0 0 0 0 -1

( ) ( ) (245,4) (152,2) 93,2 J molg lR f Br f Br RS S S S ,

Aumento de desorden, se forman gases.

c) La variación de energía libre de Gibas del proceso a 25 ºC, que por definición es: 0 0 0 R R RG H T S

0 3 0 -130,91 10 298 93,2 3136,4 J molR RG G

Transformación No espontánea

d) La temperatura de ebullición del Br2, suponiendo que ΔH° y ΔSº no varían con la

temperatura es la temperatura de equilibrio del proceso, cuando 0 0RG . 0 00 R RH T S

30 30,91 10 93,2 331,65 KT T

43. Sabiendo que las entalpías de combustión del etanol y del ácido etanoico (ácido acético)

en condiciones estándar son, respectivamente, -1372,9 kJ·mol-1

y -870,5 kJ·mol-1

y que las


entalpías normales de formación del agua líquida y del dióxido de carbono son

respectivamente -285,5 kJ·mol-1

y -393,04 kJ·mol-1

, calcule:

a) La entalpía de la reacción correspondiente al proceso:

C2H5OH(l) + O2(g) CH3-COOH(l) + H2O(l)

b) La entalpía de formación del etanol.

Solución:

a) Plantamos los equilibrios de combustión indicados:

3 2 ( )

3 ( )

0 -1

3 2 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

0 -1

3 ( ) 2( ) 2( ) 2 ( ) ( )

3 2 3 1372,9 kJ mol

2 2 2 870,5 kJ mol

l

l

l g g l c CH CH OH

l g g l c CH COOH

CH CH OH O CO H O H

CH COOH O CO H O H

Y se comprueba que la primera ecuación menos la segunda es la reacción de oxidación del

etanol a ácido acético que se nos plantea.

3 2 ( ) 3 ( )

0

3 2 ( ) 2( ) 3 ( ) 2( ) 2 ( )

0 0 0 0 -1

( ) ( )

2

( 1372,9) ( 870,5) 502,4 kJ moll l

l g l g l R

R c CH CH OH c CH COOH R

CH CH OH O CH COOH CO H O H

H H H H

b) Si consideramos solamente la reacción de combustión del etanol, la entalpía de combustión

se puede poner en función de las entalpías de formación.

3 2 ( ) 2( ) 2 ( ) 3 2 ( )

3 2 ( ) 3 2 ( )

0 0 0 0

( ) ( ) ( ) ( )

0 0 -1

( ) ( )

2 3

1372,9 2 ( 393,04) 3 ( 285,5) 269,68 kJ mol

l g l l

l l

c CH CH OH f CO f H O f CH CH OH

f CH CH OH f CH CH OH

H H H H

H H

44. En una reacción química del tipo 3A(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 ΔH de la reacción para que ésta no fuera espontánea a ninguna

temperatura?

Solución:

a) Al disminuye el desorden disminuye la entropía puesto que ésta es la medida del desorden

lo la medida de la probabilidad del sistema. 0S

b) Para que una reacción sea espontánea la variación de energía de Gibas debe ser negativa,

G H T S . En este caso tanto la variación de entalpía como la variación de entropía

son negativas.

A temperaturas altas, el segundo término, el de la entropía, domina y es más positivo que el

primero siendo no espontáneo.


Por el contrario a temperaturas bajas el primer término, el de la entalpía, que es negativo

domina al segundo y el proceso será espontáneo a temperaturas bajas.

c) Para que el proceso sea no espontáneo a cualquier temperatura la variación de energía libre

de Gibas debe ser siempre positiva.

Basta que la variación de entalpía sea positiva, 0H , dado que el segundo término será

siempre positivo para que la variación de enegía libre de Gibas sea siempre positiva y no

espontánea.

45. Considere la reacción química siguiente: 2Cl(g) Cl2 (g). Conteste de forma razonada:

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) 0 0RH Libera energía, es más estable la molécula que los átomos separados

b) 0 0RS El sistema es más ordenado.

c)

0

0 0 0

0

a Tra 0 Noespontáneo

a Tra 0 Espontáneo

R

R R R

R

GG H T S

G

d) La expresión de la entalpía de reacción en función de las entalpías de enlace es:

0 0 0 0 -1243 kJ molR rotos formados RH H H H

46. Para la reacción de hidrogenación del eteno (CH2=CH2), determine:

a) La entalpía de reacción a 298 K.

b) El cambio de energía Gibbs de reacción a 298 K.

c) El cambio de entropía de reacción a 298 K.

d) El intervalo de temperaturas para el que dicha

reacción es espontánea

Solución:

a) La reacción de hidrogenación del eteno, la variación de entalpía.

3 3( ) 2 2( )

0

2 2( ) 2( ) 3 3( )

0 0 0 0 -1

( ) ( ) ( 84,7) (52,3) 137,0 kJ molg g

g g g R

R f CH CH f CH CH R

CH CH H CH CH H

H H H H

La reacción es exotérmica.

b) Del mismo modo la variación de la energía libre de Gibbs

3 3( ) 2 2( )

0 0 0 0 -1

( ) ( ) ( 32,9) (68,1) 101,0 kJ molg gR f CH CH f CH CH RG G G G

La reacción es espontánea a esa temperatura.

c) La variación de entropía de reacción se determina a partir de la relación entre la energía

libre de Gibbs y la entalpía. 0 0 0 3 3 0 0 -1 -1101,0 10 137,0 10 298 120,8 J mol KR R R R RG H T S S S

Disminuye el desorden o la probabilidad del sistema (dos moles de gases producen uno).

d) Para que la reacción sea espontánea se precisa que la variación de energía libre de Gibas

sea negativa. 0 0 0 30 0 137,0 10 ( 120,8) 0 1134,1 KR R RG H T S T T

Datos a 298 K CH2=CH2 CH3-CH3 0 -1/ kJ·molfH 52,3 -84,7

0 -1/ kJ·molfG 68,1 -32,9


47. Para la reacción 2NO (g) + O2 (g) 2NO2(g)

a) Calcule la entalpía de reacción a 25 °C.

b) Calcule hasta qué temperatura la reacción será espontánea, sabiendo que para esta

reacción ΔS°=-146,4 J·K-1

.

c) Si reaccionan 2 L de NO, medidos a 293 K y 1,2 atm, con exceso de O2 ¿Cuánto calor se

desprenderá?

Datos. ΔH°f (NO(g)) = 90,25 kJ-mol-1

; AH°f (NO2(g))= 33,18 kJ-mol-1

; R = 0,082 atm·L·K-1

mol-1

.

Solución:

a) La entalpía de reacción a 25 °C.

2( ) 2( ) ( )

0 0 0 0 0 -12 2 2(33,18) 0 2(90,25) 114,14 kJ molg g gR NO O NO RH H H H H

b) La reacción será espontánea mientras la variación de energía libre de Gibbs se cero. 0 0 0 3114,14 10 ( 146,4 ) 0 hasta 779,64 KR R RG H T S T T

c) Calor que se desprende a partir de 2 L de NO (293 K, 1,2 atm).

( ) ( )

0 -1

( ) 2( ) 2( )2 2 114,14 kJ mol

2 L(293 K, 1,2 atm)

1,2 2= 0,082 293 0,1 moles g g

g g g R

NO NO

NO O NO H

PV nRT n n

(g)0,1 moles NO-1

(g)

114,14 kJ mol

2 moles NO

5,705 kJ , de calor desprendido.

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