BALOTARIO DE FISICO QUIMICA I

1.- Defina Ud. Que es Termodinmica, y cul es su objetivo?

Es la ciencia que estudia la relacin que existe entre el calor y otras formas de energa ej. La relacin entre el calor y un cambio qumico.

Su Objetivo: Es la determinacin de las cantidades de energa calrica cedida o captada en los distintos procesos.

2.- Enuncie la primera Ley de la termodinmica.

La primera Ley de la termodinmica es la ley de la conservacin de la energa que se puede enunciar como La energa total del Universo es una constante

3.- Defina Ud. Energia Interna (U) de un sistema

Es la energa total del sistema, suma de energa cintica, potencial, de vibracin, de todas las molculas.

4.- Un sistema recibe 500 KJ de calor de su ambiente, y el ambiente hace 60 KJ de trabajo en el sistema Cul es el cambio de Energa?

Datos

Q= + 500 KJ

W= -60KJ 500 KJ (- 60 KJ)

+ 560 KJ

5.-Sobre el sistema se realiza un trabajo de 1500J y se le suministra 2300 J de calor Cul es la variacin de energa Interna del Sistema?

Q = +2300J

W = -1500 J 2300J (- 1500J)

3800J

6.- Defina Entalpia (H): Es el calor liberado o absorbido por el sistema durante una reaccin termodinmica a presin constante.

Es igual a la energa Interna.

7.- El calor de combustin ( ) a volumen constante del metano, se midi en una bomba calorimtrica a 25Cy es: -885.389 J cul ser el valor de ?

CH4 (g) + 2O2(g) CO2(g) + H2O

Frmula: + nRTR= 8.3143J/Kmol

-885.389 KJ + (-2mol x 8.3143J/kmol

- 890.348 KJ

8.- Calcular la de la reaccin si: = - 381.4 KJ

OF2(g) + H2O(g) O2(g) + 2HF(g)

= - 318.4J ( 1mol x 8.314J/Kmol)

= - 320KJ

9.- Un sistema REALIZA UN CAMBIO DE ESTADO EN 2 ETAPAS :

El calor absorbido y el cambio de energa Interna total al final del proceso fueron 100 y 300 caloras respectivamente. Si el trabajo realizado en la primera de las etapas fue de 60 caloras. Determine el trabajo realizado en la 2da Etapa.

a.- Comenzando por determinar el trabajo total:

t = Qt Wt

Wt = Qt - t

W t = 100-300

Wt = -200 cal

b.- Determinando el W en la 2da etapa:

Wt = W1 - W2

W2 = Wt W1

W2 = -200 cal 60 cal

W2 = -260 cal

10.- Calcular el calor de formacin de la sacarosa

C12H2O11 + 12O2 12CO2 + 11H2O

Si: El calor de formacin del H2O ( f H20 ) = -68.4kcal/mol

El calor de formacin del C02 ( f C02) = -94 Kcal/mol

El calor de combustin de la sacarosa ( r) = - 1350Kcal/mol

Desarrollo: ordenar las unidades y transformarlos en KJ 1 cal =4,1845 J

a.- : -68.4 x 4.18 = -285.9 KJ/mol

b.- : -94Kcal/mol x 4.18 = -392.9 KJ/mol

c.- sacaros: -1350x4.18 = - 5643KJ/mol

= (11mol x + 12 )- sacarosa

Sustituyendo

= 11(-285.9) + 12(-392.9)- sacarosa

-5643kj/mol= -3144,9 +(-4714,8) - - sacarosa

sacarosa = -3144,9 - 4714,8 + 5643

sacarosa = -2216.7 KJ/mol.

11.- sea la reaccin

2HCl(g)H2(g) + Cl(g) si : = 184,4KJ

Determinar la Entalpia de enlace del HClH-H=435KJ/mol

Cl-Cl = 243 KJ/mol

HCl = ?

Enlace roto - enlace. Formado

= 2HCl - H-H +Cl-Cl

184.4KJ = 2HCl - (435KJ/mol +243KJ/mol) (despejando 2HCl)

2HCl = 184.4 KJ/mol - 678KJ/mol

HCL = 862.4/2

HCL = - 431.2 KJ/mol

12.- Conocidas las entalpas estndar de formacin del butano (C4H10), agua lquida y CO2,

cuyos valores son respectivamente

a.- butano (C4H10 = 124,7 kJ/mol,

b.- agua lquida = 285,8 kJ/mol, y

c.- CO2,= 393,5 kJ/mol,

Calcular la entalpa estndar de combustin del butano (entalpa molar, cuya ecuacin es:

C4H10(g)+13/2O2(g) 4 CO2(g)+ 5H2O(l); = ?

= 4mol(393,5kJ/mol) + 5 mol(285,8kJ/mol) 1mol(124,7kJ/mol)

=2878,3kJ

Luego la entalpa estndar de combustin ser:

13.- Sabiendo que las energa de los siguientes enlaces (kJ/mol):

C=C : 611; CC : 347; CH : 413 y HH : 436,

calcular el valor de (H0 de la reaccin de hidrogenacin del eteno.

Reaccin: CH2=CH2(g) + H2(g) ( CH3CH3(g)

En el proceso: Se rompe un enlace C=C y otro HH y

se forman 2 enlaces CH nuevos (el etano tiene 6mientras que el eteno tena slo 4) y un enlace CC.

( H0 = ( Ee(enl. rotos) ( Ee(enl. formados)

( H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(HH) 1Ee(CC) 2 Ee(CH)

( H0 = 1 mol 611 kJ/mol + 1mol 436 kJ/mol (1 mol 347 kJ/mol + 2 mol 413 kJ/mol)

( H0 = 126 kJ

14.- ENTROPIA, Calor absorbido reversiblemente a T contante. Es una funcin de estado que mide el desorden dl sistema. A mayor desorden Mayor Entropa

15.- calcular el cambio de entropa normal en J/K para la siguiente reaccin:

CaC03 (CaC0 + C02Si:(S0CaC03 = 92.9 j/k

(S0 = ( np S0productos ( nr S0reactivos(S0CaC0 = 39.7 J/K

(S0 = S0 (CaC0 (s))productos + S0 (C02(g)) S0CaC03reactivos(S0C02 = 213.6J/K

(S0 = 39.7 + 213.6) 92.9

(S0 = 160J/K

16.- Calcula Entropia ( (S0 )para las siguientes reacciones qumicas:

a) N2(g) + O2(g) ( 2 NO(g); b) 3 H2(g) + N2(g) ( 2 NH3(g).

S0 (Jmol1K1

(S0 O2(g) =205; N2(g) (S0 = ( np S0productos ( nr S0reactivos

(S0 N2(g) = 191,5 a) (S0 = 2 mol 210,7 J mol1 K1 (191,5 JK1 + 205 JK1 )

(S0 NO(g) = 210,7 (S0 = 24,9 JK1

(S0 NH3(g) =192,3 b) (S0 = 2192,3 JK1 (3 mol 130,6 J mol1K1 + 191,5 JK1 )

(S0 = 198,7 JK1

17.- Ser o no espontnea la siguiente reaccin, en condiciones estndar?

2H2O2(l)(( 2H2O (l) + O2(g)Datos:

A.- OBTENIENDO LA ( H0: (H0f (kJ/mol) :

( H0 = ( np(Hf0(productos) ( nr(Hf0(reactivos)(H0f H2O(l) = 285,8;

( H0 = 2 (Hf0(H2O) + (Hf0(O2) 2 (Hf0(H2O2(H0f H2O2(l) = 187,8 ;

( H0 = 2 mol(285,8 kJ/mol) 2 mol(187,8 kJ/mol)S0 (Jmol 1 K1) :

( H0= 196,0 kJ S0 H2O(l) = 69,9;

B.- OBTENIENDO LA (S0:S0 H2O2(l) = 109,6;

(S0 = ( np S0productos ( nr S0reactivosS0 O2(g) =205,0.

(S0 = 2 S0(H2O) + S0(O2) 2 S0(H2O2)

(S0 =2 mol(69,9 J/molK) + 1 mol(205, J/molK) 2mol(109,6 J/molK

(S0 =126,0 J / K = 0,126 kJ / K

C.- OBTENIENDO LA ENERGIA LIBRE DE GIBBS (cantidad de energia capaz de realizar trabajo durante una reaccin de T y P constante)

(G0 = ( H0 T ( S0

(G0 =196,0 kJ 298 K 0,126 kJ/ K

(G0 = 233,5 kJ luego ser espontnea

18.- Espontaneidad de las reacciones: En un principio se espera que las reacciones exotrmicas se realicen por si misma ya que pasa a un estado de menor energia o que las transcurren con aumento de entropa fuesen espontneas.

La espontaneidad depende no solo de la entalpia ( H0 sino tambin de la entropa (S0 y en algunos casos de la T. La espontaneidad se expresa por el valor de (G0 :

(G0 = ( H0 T ( S0

20.-FUNCIONES DELMETABOLISMO

Ejericicio23.- Determinar la fraccin Molar del Etilenglicol que sea necesaria para variar la presin de vapor del agua (P) cuyo valor es 1,520 mmHg a 120C a 1 atm.

Datos:Soluto : Etilenglicol = ?

Solvente : Agua,

Pagua =1520 mmHg

Solucin: P Solucin = 1 atm 760 mmHg

DESARROLLO:

a.- Aplicar la frmula de Raoult: Psolucin = X . Pt En una mescla heterognica, se puede determinar el Presin Total = : Pa + Pb, la frmula se desarrolla :

PA P = PA . X

Donde: PA = Presin del solvente puro; P de la solucin:

1520 mmHg 760mmHg = 1520 mmHg . X,

Despejando X = 1520 mmHg 760 mmHg = 0.5 moles Rpt

1520mmHg

Ejercicio24 :

Sabiendo que la tensin de vapor del benceno a 20C es de 74.7 Torr. Calcular la Presin de vapor parcial de una solucin de benceno y Tolueno, que tiene un fraccin molar del benceno de 0.90

Ambas productos liquido son qumicamente muy relacionadas, aplicando la Ley de Raoult

P = X1 x P P (PRESIN PARCIAL DEL BENCENO) = X(benceno) x P(presin del Benceno)

P = 0.90 x 74.7

P = 67.2 Torr Rpt

21.3-

22.-