PROBLEMAS Y CUESTIONES DE TERMOQUÍMICA · PROBLEMAS Y CUESTIONES DE TERMOQUÍMICA 3.1. Cuando en...

PROBLEMAS Y CUESTIONES DE TERMOQUÍMICA 3.1. Cuando en una reacción química coincide la variación de energía interna con la de entalpía. SOLUCIÓN:

Dado que a través del 1º Principio de Termodinámica: ∆U=Q+W. Si a P cte QP=∆H. ∆U=∆H +W, ∆U=∆H si W=0 , y esto ocurre en un proceso a P y T constante ( W= RT∆n), cuando T=0 o cuando ∆n=0, lo que implica que el número de moles de productos deberá ser igual al de reaccionantes.

3.2. En qué tipo de transformaciones de un sistema, la variación de energía interna coincide con el

trabajo desarrollado. SOLUCIÓN: Por el 1º Principio de Termodinámica: ∆U=Q+W., solo cuando Q=0. ∆U=W, y Q=0 en un

proceso adiabático 3.3. En 1657, la academia del Cimento, fundada en Florencia, determina en todos los cuerpos, una

magnitud que denominan capacidad por la cual intercambian diferente cantidad de calor entre sí, por eso la llamaron calor específico. Si dispones un recipiente metálico A de masa m , la misma masa de agua B dentro de él, y en ella un vaso de cristal vacío C de la misma masa, en contacto durante algún tiempo, dejadas enfriar Cuál de los tres materiales estará más frío?. Justifica.

SOLUCIÓN: Si suponemos que están en contacto suficiente tiempo, las temperaturas iniciales Ti y Tf e ∆T, son los mismas para las tres sustancias de masa m, puesto que el calor intercambiado que mide la sensación de frío, tendremos que: QA= mceA ∆T, QB= mceB ∆T, QC= mceC ∆T, de lo que la magnitud que medirá la sensación de frío será el calor específico, para el que lo tenga menor. Observada la tabla , si suponemos los materiales, hierro, agua y vidrio

3.4.En la compresión adiabática de una cantidad de hidrógeno¿ la temperatura del sistema aumenta o

disminuye?. Razona. SOLUCIÓN:

Por el 1º Principio de Termodinámica: ∆U=Q+W, con las consideraciones que indica el enunciado: proceso adiabático Q=0. Se produce una compresión Vf<Vi, por lo que el sistema recibe trabajo W>0 y puesto que W=P(Vf-Vi) lo que matemáticamente produce un resultado negativo, ∆U=W<0. Por lo tanto la energía interna final es inferior a la inicial, y como esta magnitud sólo depende de la temperatura del sistema, ésta habrá disminuido.

Cuestiones 1.Usando la tabla de (energías de enlace) y los conocimientos de enlace químico. Determinar el calor

desprendido o absorbido en la reacción:

222

322

324

22283

)23)

)435)

HCOOHCOdNHHNc

HClClCHClCHbOHCOOHCa

+→+→+

+→++→+

SOLUCIÓN: El primer paso sería formular de forma desarrollada el proceso químico correspondiente, situado sobre cada enlace la energía necesaria para romperlo o formarlo, efectuando un balance final como indica la tabla adjunta. La diferencia entre ambos procesos(E romper- E formar), nos daría la energía desprendida (negativa) o absorbida ( positiva) necesaria.

Enlaces a Romper (kJ/mol)

Enlaces a Formar (kJ/mol)

Energía Liberada (kJ/mol)

8 C-H, 3312 2 C-C, 688 5 O=O, 2490

6 C=O, 4822 8 O-H, 3715

a

6490 8537 -2047 4 C-H, 1657 1 Cl-Cl, 243

3 C-H, 1243 1 C-Cl, 339 1 H-Cl, 432

b

1900 2014 -114 1 N≡N, 946 3 H-H, 1310

6 N-H, 2335 c

2256 2335 -79 1 C≡O, 1075 2 H-O, 929

2 C=O, 1607 1 H-H, 436

d

2004 2043 - 39

2.Usando la tabla de (energías de enlace). Determinar el calor desprendido o absorbido en :

a) la combustión de un mol de butano b) la combustión de un mol de etanol c) la formación de un mol de vapor de agua a

partir de O2 y H2 d) la formación de un mol de amoniaco gas, a

partir de N2 y H2 SOLUCIÓN: Se operaría como en el caso anterior, formulando y

ajustando previamente los procesos

3.8. Usando la tabla 3.5.2 (entalpías normales de formación). Determinar, la variación de entalpía

producida en la reacción:

)()()()())()()(2)()

)()()())()()()

22

324

43

423

sOHCalOHsCaOdgHClgHCClgClgCHc

sClNHgHClgNHbacOHNHlOHgNHa

→++→+

→+→+

SOLUCIÓN: Las soluciones aparecen en la tabla adjunta 3.9. Usando la tabla de (entalpías normales de formación).

Determinar: a). Para sublimar el sodio ¿qué energía haría falta? b) ¿Cuál será más estable el n-butano o el iso-butano?. ¿Qué energía haría falta para isomerizarlo?

c) Si se quiere atomizar el cobre ¿Qué energía haría falta? d) La energía necesaria para sublimar un mol de yodo ¿Y si después se quisiera atomizarlo?

SOLUCIÓN: Habría que formular los procesos químicos, determinado

las entalpías de reacción, a partir de las de formación correspondientes, por aplicación de la fórmula:

)()( 000 TESREACCIONANHPRODUCTOSHH ffR ∆−∆=∆ Y teniendo en cuenta que los compuestos más estables son los de menor entalpía deformación.

REACCIÓN AJUSTADA )HR0

(kJ/mol)a) ∆Hf

0 )()( gNasNa →

0 108,7

108,7

b) ∆Hf

0 )(.)()()( 3233223 gCHCHCHgCHCHCH →

-126,1 -131,7

-5,6 c) ∆Hf

0 )()( gCusCu →

0 341,0

341

d) ∆Hf

0 )(2)();()( 222 gIgIgIsI →→

0 62,4; 62,4 2.106.6

62,4

150,8



Energía Liberada(kJ/mol)

10 C-H, 4142 3 C-C, 1033 6,5O=O, 3233

8 C=O, 6430 10 O-H, 4644

a

8408 11074 -2666 5 C-H, 2071 1 C-C, 344 1 C-O, 358 1 O-H, 464 3 O=O, 1492

4 C=O, 3215 6 O-H, 2786

b

4729 6001 -12720,5 O=O, 249 1 H-H , 436

2 O-H, 929

c

685 929 244 3 N-H, 1167

0,5 N≡N, 9461,5 H-H, 654

d

1167 1600 - 433

∆Hf0 Productos (kJ/mol)

∆Hf0 Reacci.

(kJ/mol) )HR

0 (kJ/mol)

NH4OH(g), -367,0

NH3(g), -46, 1 H2O(l), -285,8

a

-367 -331,9 -35,1 NH4Cl(s), -314,4

NH3(g), -46,1 HCl(g), -92,3

b

-314,4 -138,4 -176,0 HCCl3(g),-103,1 HCl(g), -92,3

CH4(g), -74, 8 2Cl2(g), 0

c

-195,4 -74,8 -120,6 Ca(OH)2(s), -986,1

CaO(s), -635,1 H2O(l), -285,8

d

-986,1 -920,2 - 65,2

3.10. Si se pretende determinar la entalpía de formación del ácido fórmico(l) (metanoico) a partir de la entalpía de combustión del ácido fórmico(l)(-254,6 kJ/mol), y las de formación del CO2(g) y del H2O(l) (ver tabla 3.5.2), formular las ecuaciones termoquímicas necesarias para aplicar la ley de Hess.

SOLUCIÓN: Como se indica en la tabla adjunta basta con disponer los procesos ajustados de formación del CO2(g) y del H2O(l), y sumarle con el signo cambiado (restar), el de combustión del ácido fórmico como indica la fórmula: ∆Hf(CxHyOz)

0 = x. ∆Hf(CO2)0 + y/2. ∆Hf(H2O)

0 - ∆HC(CxHyOx)

0 para llegar al resultado de –424,7 kJ/mol.

3.11.Calcular el calor de formación del hidróxido cálcico sólido en condiciones estándar, a

partir de las reacciones termoquímicas siguientes:

kJHsCaOgOsCa

kJHsOHCalOHsCaO

kJHlOHgOgH

R

R

R

2,1270)(2)()(2.3

2,65)()()()(.2

6,571)(2)()(2.1

02

022

0222

−=∆→+

−=∆→+

−=∆→+

SOLUCIÓN: Dado que la entalpía de formación del hidróxido cálcico, implicaría el proceso: 00

222 )()()()()( fR HHsOHCagHgOsCa ∆=∆→++ Para generarlo a partir de las reacciones dadas, se tendría que : Multiplicar la 3 por 0,5 y sumarle la 2 y la 1 multiplicada por 0,5. De esta manera: 1,986

26,571)2,65(

22,12700 −=

−+−+

−=∆ fH

3.12 Dado el calor de formación del nitrato amónico acuoso (-341kJ/mol), y observado el valor del

nitrato amónico sólido en la tabla, predecir la variación de entalpía en el proceso: )()( 3434 acNONHsNONH →

SOLUCIÓN: Teniendo en cuenta que )()( 000 TESREACCIONANHPRODUCTOSHH ffR ∆−∆=∆

molkJH R /6,24)6,365()0,341(0 =−−−=∆ , por lo que el proceso será endotérmico.

3.13. Usando los valores dados en la tabla de entalpías de formación, comparar los procesos, en función del calor desprendido o absorbido en ellos:

1) )()()(

)()()(acBracHgHBr

acIacHgHI−+

−+

+→

+→ 2. )()()()( acClgClacBrgBr −−−− →→

2) 3. )()()()( acClacNagClgNa −+−+ +→+ )()()()( acBracNagBrgNa −+−+ +→+ Estableciendo las conclusiones de dicha comparación.

SOLUCIÓN: De los valores expuestos en la tabla adjunta, en la cual el calor de reacción se obtuvo por aplicación de la fórmula )()( 000 TESREACCIONANHPRODUCTOSHH ffR ∆−∆=∆ , se deduce que: Las disoluciones de los hidruros de yodo y bromo gaseosos son exotérmicas, despren-diendo mas energía la del Br- que la del I-. Desprende más energía la disolución de los iones gaseosos del NaCl que los del NaBr, lo cual indica que se produce una mayor interacción ion dipolo.


(kJ/mol)1 )()()( 22 gCOgOsC →+

∆Hf

0 -393,5

2

)()()( 2221

2 lOHgOgH →+ ∆Hf0

-285,8 3 22

122 )()()( OlHCOOHlOHgCO +→+

-∆HC

0 341

1+2+3

)()()()( 22 lHCOOHgOgHsC →++ ∆Hf0

-424,7


(kJ/mol)a) ∆Hf

0

∆Hf

0 6,12106,34)()()(

2,5505,26)()()(

−−+→

−+→

−+

−+

acBracHgHBr

acIacHgHI

-81,7

-84,6 b) ∆Hf

0 )()()()( acClgClacBrgBr −−−− →→

-231,4 -121,6 -226 -167,4 109,8

58,6

d) ∆Hf

0

∆Hf0

)()()()( acClacNagClgNa −+−+ +→+ 610,9 -226 -240,1 -167,4

)()()()( acBracNagBrgNa −+−+ +→+610,9 -231,4 -240,1 -121,6

-792,4

-741,2

En cambio las disoluciones de los iones gaseosos del Br y cloro, son endotérmicas, más la primera que la segunda.

3.14. El nitrato amónico se descompone en el laboratorio por acción de calor según la siguiente reacción:

)()(2)( 2234 gONgOHsNONH +→ Usando los valores de la tabla de entalpías de formación, calcular la variación de entalpía molar y de energía interna en dicho proceso.

SOLUCIÓN: Teniendo en cuenta que :

)()( 000 TESREACCIONANHPRODUCTOSHH ffR ∆−∆=∆ molkJH R /9,35)6,365(1,82)8,241(20 −=−−+−=∆ , por lo que el proceso será exotérmico.

Como nRTHU ∆+∆=∆ , ∆n=3, y W<0 (expansión) De lo que

JkJKmolKJmolkJU 1000/1.3).298)(./31,8(/9,35 +−=∆

3.15. Si se pretende determinar la entalpía de combustión del etanol(l), conociendo las de formación )Hf

0 del etanol(l), agua(l) y dióxido de carbono(g), formular las ecuaciones termoquímicas necesarias para aplicar la ley de Hess. Calcular la variación de energía interna en el proceso.

SOLUCIÓN: El proceso de combustión del etanol (4):

)(3)(2)(3)( 22252 lOHgCOgOlOHHC +→+ Se puede conseguir multiplicando la reacción 1 por el coeficiente 2, sumándole la 2 multiplicada por el coeficiente 3, y sumándole la 3 con el signo cambiado (restando).

Así ∆HC0 = 2(-393,5)+3(-285,8)+ 277,7=-

1366,7 kJ/mol. Como nRTHU ∆+∆=∆ , considerando sólo la variación de moles gaseosos, ∆n=2-3= -1, y W>0 (compresión)

De lo que molkJJkJKmolKJmolkJU /2,1364)1000/1.(1).298)(./31,8(/7,1366 −=+−=∆

3.16. El sodio metálico reacciona violentamente con el agua, según la siguiente reacción: )()()()( 22

12 gHacNaOHlOHsNa +→+

Determinar la variación de entalpía en el proceso, sabiendo que, el calor de disolución del NaCl(s) es 3,9kJ/mol, la entalpía de formación del NaCl(s) es -411,5kJ/mol, la entalpía de formación del HCl(ac) es –167,2 y en la reacción: )()()()( 2 lOHacNaClacNaOHacHCl +→+ se desprenden 55,72 kJ/mol

Calcular la variación de energía interna en dicho proceso. SOLUCIÓN: Se disponen las reacciones indicadas en el enunciado de forma que combinándolas adecuadamente se forme la pedida (5). Así este proceso se produciría por la suma de 1,2,3 y 4, que es el proceso de formación del HCl(ac) invertido. Así ∆HR

0 = -411,5+3,9+55,5+167,2= -369,4 kJ/mol. Como nRTHU ∆+∆=∆ , considerando sólo la variación de moles gaseosos, ∆n= 0,5, y W<0 (expansión). De lo que: molkJJkJKmolKJmolkJU /6,370)1000/1.(5,0).298)(./31,8(/4,369 −=−−=∆


(kJ/mol) 1 x2

)()()( 22 gCOgOsC →+

∆Hf0

-393,5 2 x3

)()()( 2221


-285,8 3

)()(3)(2)( 221

252 gOgHsClOHHC ++→

-∆Hf0

277,7

4

)(3)(23)( 22252 lOHgCOOlOHHC +→+

∆HC0

-1366,7


(kJ/mol)1

)()()( 221 sNaClgClsNa →+

∆Hf

0 -411,5

2

)()( acNaClsNaCl → ∆HR0

3,9 3

)()()()( 2 acNaOHacHCllOHacNaCl +→+ ∆HR0

55,7 4

)()()( 221

221 gClgHacHCl +→ -∆Hf

0 167,2

5

)()()()( 221

2 gHacNaOHlOHsNa +→+

∆HR0

3.18. Usando las tabla 3.8.1. Determinar la variación de entropía producida en la reacción:

)(2)())()()()

)(2)()())()(2)()

242

235

22

62222

gNOgONdgClgPClgPClc

gHClgHgClbgHCgHgHCa

→+→

→+→+

SOLUCIÓN: Los resultados se desarrollan en la tabla adjunta. 3.19. Justificar si aumenta o disminuye la entropía en los procesos:

a) Se deja fundir un cubito de hielo que flota en un vaso con agua. b) Se condensa formando cristales el vapor de yodo al enfriarse. c) Se disuelve un poco de sal común en agua. d) Se echa agua sobre una disolución de ácido sulfúrico 2N.

SOLUCIÓN: La justificación se hará verificando el aumento o disminución de desorden, en función de los cambios físicos y fenómenos presentados. Aumenta la entropía en el a, y en el c, al pasar de sólido a líquido, disminuirá en el b por la misma razón. La dilución de disoluciones concentradas siempre aumenta el desorden, por ello crece la entropía en d. 3.20. Usando la tabla 3.8.3 determinar la variación de energía libre de Gibbs, en las siguientes reacciones:

)(2)()())()(3)(6)

)()()())()()()

22

662

3221

2

523

gNOgOgNdlHCgHsCcgSOgOgSObgPClgClgPCla

→+→+→+→+

SOLUCIÓN: En la tabla adjunta, se tratan los datos. Dado que )G = )H -T)S, que T=298K, y que los valores de )S deberán dividirse por 1000, para convertirlos en kJ/K.mol. 3.21. Usando las tablas, predecir si el proceso dado evolucionaría espontáneamente en el sentido escrito o en el contrario:

)()(

223

23

6622

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

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

GRAFITODIAMANTE sCsCdgHgNgNHc

gOgOblHCgHCa

→+→

→→

SOLUCIÓN:

Se dan en la tabla adjunta

∆Sf0 Productos

(J/K.mol) ∆Sf

0 Reacc. (J/K.mol)

)SR0

(J/Kmol)C2H6(g), 229,6 C2H2(g), 200,9

2H2(l), 2(130,6) a

229,6 462,1 -232,5 2HCl(g), 2(186,9)

Cl2(g), 223,1 H2(g), 130,6

b

373,8 353,7 20,1 PCl3(g), 311,7 Cl2(g), 223,1

PCl5(g), 352,7 c

534,8 352,7 182,1 2NO2(g), 2(240,1)

N2O4(g), 304,3 d

480,2 304,3 175,9

Tabla 3.5.2 Tabla 3.8.3

REACCIÓN AJUSTADA ∆HR0

∆SR0

)GR0

(kJ/mol)

a) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)()()( 523 gPClgClgPCl →+

-287,0 0 -374,9 311,7 223,1 352,7

-87,9 -0,18

-33,6 b) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)()()( 3221

2 gSOgOgSO →+-296,8 0 -395,7 248,2 0,5(205,1) 256,8

-98,9 12,5

-70,9

c) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)()(3)(6 662 lHCgHsC →+

0 0 49 6(5,7) 3(130,6) 173,3

49 -253

124,4

d) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)(2)()( 22 gNOgOgN →+ 0 0 2(90,3) 191,6 205,1 2(210,8)

180,6 24,9

173,2



∆SR0

)GR0

(kJ/mol)

a) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)()(3 6622 lHCgHC →

3(226,7) 49 3(200,9) 173,3

-631 -429

-503,1

b) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)(3)(2 23 gOgO →

2(143,0) 0 2(238,9) 3(205,1)

-286 137,5

-327,0 c) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)(3)()(2 223 gHgNgNH +→2(-46,1) 0 0 2(239) (191,6) 3(130,6)

-92,2 105,6

-123,7

d) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

))(())(( grfitosCdiamantesC → 1,89 0 2,38 5,74

-1,89 3,36

-2,89

3.22. Usando las tablas de entalpías y entropías de formación y suponiendo dichos valores invariables, determinar la temperatura a la que se invertiría el proceso tal como está escrito:

)()(2)())(2)()()

)(2)()(2))(2)()()

32

2

22

22

gOHCHgHgCOdgCOsCgCOc

gNOgOgNObgHBrgHgBra

→+→+→+→+

SOLUCIÓN: Se dan en la tabla adjunta

3.23. Una reacción química tiene en condiciones estándar una entalpía de reacción de –100kJ/mol, qué valores podrá tomar la variación de entropía para que la reacción se realice de forma espontánea. Entre qué valores no se produciría. ¿Cómo afectaría a los apartados anteriores el hecho que la temperatura aumentara en 500K? SOLUCIÓN:

Suponiendo una reacción A(g)+B(g)→C(g), se dice que a T=298K, ∆Hf0(kJ/mol) = -100. Dado

que )G = )H -T)S = -100-298)S. Para que sea espontánea en el sentido indicado, )G<0, -100-298)S<0; )S< -100/298 (kJ/Kmol). La reacción no se produciría en ese sentido para valores de )S< -100/298 (kJ/Kmol). Si la temperatura aumenta en 500K, T=798, y los apartados anteriores se modificarían: Espontánea: )S< -100/798 (kJ/Kmol). No se produce en el sentido indicado si )S> -100/798 (kJ/Kmol).

3.24. Con los datos de las tablas determinar la variación estándar de energía libre en la combustión de un mol de benceno líquido para dar productos gaseosos

SOLUCIÓN:

La gestión de los datos tabulados, previa conversión de las unidades de entropía a kJ/K.mol, y teniendo en cuenta que T=298K. De esta forma se determina una variación de energía libre de –3118,3 kJ/mol.



∆SR0

)GR0

(kJ/mol)

a) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)(2)()( 22 gHBrgHgBr →+ 30,9 0 2(-36,4) 244,5 130,6 2(198,7)

-104 22,3

-110,3

b) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)(2)()(2 22 gNOgOgNO →+2(90,3) 0 2(33,2) 2(210,8) 205,1 2(240,1)

-114, -147

-70,5 c) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)(2)()(2 gCOsCgCO →+ -393,5 0 2(-110,5) 213,7 5,74 2(197,7)

172,5 176

120

d) ∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)()(2)( 32 gOHCHgHgCO →+

-110,5 0 -200,7 197,7 2(130,6) 239,8

-90,3 -219,

-25,0


REACCIÓN AJUSTADA ∆HC0

∆SC0

)GC0

(kJ/mol)

∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)(3)(6)()( 222215

26 lOHgCOgOlHC +→+

40,9 0 6(-393,5) 3(-285,8) 173,3 7,5( 238,9) 6(213,7) 3(69,9)

-3259,3 -473,2

-3118,3

PROBLEMAS P3.1. Consultada la tabla 3.5.1 (energías de enlace) en las reacciones dadas en fase gaseosa, determina el calor desprendido o absorbido en la obtención de 10g del producto principal:

OHCHHCOdOHHCOHHCc

ClHCClHCbOHClCHHClOHCHa

32

52242

242242

233

2))))

→+→+→+

+→+

MASAS MOLARES (g/mol):

C=12,Cl=35,5, O=16, H=1

SOLUCIÓN: Tal como en las cuestiones 6 y 7, se partiría de las reacciones desarrolladas, ajustadas, determinando la energía empleada en romper los enlaces y la desprendida en formar los nuevos enlaces.

Se restan y así se calcula la energía absorbida o desprendida según signo, en la producción de un mol del producto principal, multiplicando por los moles que se disponen (gr/masa molar), para calcular la energía final en kJ, como se indica en la tabla

PB3.2. Determinar la contante de un calorímetro sabiendo que cuando se queman en el 2g de naftaleno (C10H8), la temperatura se eleva en 10K, si el calor de combustión del naftaleno es de –5146kJ/mol. Masa molar del naftaleno=128g/mol

SOLUCIÓN: N= 2g/ (128g/mol) =0,016, Q=( -5146 kJ/mol)(0,016 moles)= -80,4kJ.

Como la constante del calorímetro K= Q/∆T = -80,4kJ/10K =-8,04kJ/K

PB3.3. En un calorímetro de capacidad calorífica total 2413,0 J/K, se introduce una cinta de magnesio de 1 g. y exceso de oxígeno. Se provoca la ignición eléctricamente, formándose óxido de magnesio. Si la temperatura aumenta de 21,8 a 32,4�C. Cuál es el )Hf 0 del MgO?.

MASAS ATÓMICAS RELATIVAS: Mg=24, SOLUCIÓN:

La reacción sería: )()()( 221 sMgOgOsMg →+

Q= K∆T= (2413,0 J/K) (10,4K)=25095,2J Masa molar Mg= 24g/mol;

n=1g/(24g/mol)=0,042moles de Mg=0,042 moles de MgO )Hf 0 = 25095,2J/ 0,042 moles =602285J/mol=602,3kJ/mol Como hace referencia a calor desprendido )Hf 0 = 602 kJ/mol



Energía Liberada (kJ/mol)

n g/Mm

Energía total

(kJ/mol) 3 C-H, 1243 1 C-O, 358 1 O-H, 464 1 Cl-Cl 432

3 C-H, 1243 1 C-Cl, 339 2 O-H, 929

10/50,5 a

2497 2511 -14 0,2 -2,8 4 C-H, 1657 1 C=C, 608 1 Cl-Cl, 243

4 C-H, 1657 1 C-C, 344 2 C-Cl, 678

10/99 b

2508 2679 -171 0,1 -17,1 4 C-H, 1657 1 C=C, 608 2 O-H, 929

5 C-H, 2071 1 C-C, 344 1 C-O, 358 1 O-H. 464

10/46 c

3194 3237 -207 0,22 -42,9 1 C≡O, 1075 2 H-H, 872

3 C-H, 1243 1 C-O, 358 1 O-H, 464

10/32 d

1947 2065 -118 0,31 - 36,7

PB3.4. El metanol líquido ( alcohol metílico) es muy barato y por eso se emplea en los fraudes vínicos

porque se puede obtener fácilmente por síntesis entre el monóxido de carbono y el hidrógeno todos ellos gases., en presencia de catalizadores como el óxido de cinc. Determinar el calor desprendido o absorbido en la obtención de un litro de alcohol metílico (densidad 1g/cm3). Usar la tabla 3.8.1. Haz un diagrama entálpico del proceso

MASAS MOLARES(gmol-1): C=12, H=1, O=16 SOLUCIÓN: Se formula la reacción: )()(2)( 32 gOHCHgHgCO →+ Tal como en la cuestión 3.22 d. se determina la entalpía de reacción.

Teniendo en cuenta que : )()( 000 TESREACCIONANHPRODUCTOSHH ffR ∆−∆=∆

molkJH R /2,128)5,1100()7,238(0 −=−−−=∆ , masa 1 litro = 1000cm3 . 0,792g/cm3 = 792g; n=792g/ (32g/mol)=24,8moles ∆HR

0 = (-128,2kJ/mol).(24,8 moles)=3179,4 kJ PB3.5. La entalpía de formación del ácido sulfúrico concentrado es de –866kJ/mol, mientras que del

sulfúrico acuoso (1M) es de –887kJ/mol. Determina el calor desprendido cuando 10ml de sulfúrico 98% densidad 1,84g/cm3, se diluyen hasta formar una disolución 1M.

MASAS MOLARES (gmol-1) :S=32,O=16,H=1 SOLUCIÓN: Se opera como en el problema anterior, determinando los moles de ácido sulfúrico que

intervienen en el proceso. molkJH R /21)866()7,888(0 −=−−−=∆ n =[(10cm3).(1,84g/cm3).0,98 ]/(98g/mol)=0,184moles ∆HR

0 = (-21kJ/mol).(0,184 moles)=-3,86 kJ PB3.6. El carborundo (SiC) uno de los materiales mas duros que se conocen, fue obtenido por

casualidad por el americano Acheson, tratando la sílice con carbono, según la reacción: )(2)()(2)(2 gCOsSiCsCsSiO +→+ Si la entalpía de formación del SiC )Hf

0 = -65,3kJ/mol determinar la entalpía de reacción en la obtención de 1 kg de dicho material. (Consultar tabla 3.8.1)

MASAS MOLARES (gmol-1) ; C=12, Si=28,1 SOLUCIÓN: ( ) ( ) molkJH R /6,62409,9105,110(23,650 =+−−−+−=∆ Masa molar del SiC=40,1g/mol. n= 1000g/(40,1g/mol)=24,94

∆H0 = (624,6kJ/mol).(24,94 moles)= 15576,1 kJ energía que hará falta para desarrollar el proceso.

PB3.7.El acetaldehido (etanal), se puede obtener industrialmente, a través de la siguiente reacción catalizada por sales de mercurio (II):

)(.)()( 3222 lCHOCHlOHgHC →+ Si se conoce la variación de entalpía en las siguiente reacciones:

1. Formación del etino )Hf0 = 226,8kJ/mol 2. Formación del H2O(l) )Hf0=-285,9kJ/mol 3. Formación del CO2(g) )Hf0=-393,5kJ/mol 4. Combustión del CH3CHO(l) )HC

0= -1167kJ/mol Formular las reacciones termoquímicas anteriores, y por aplicación de la ley de Hess, determinar el calor de reacción cuando se obtienen 100g de etanal.

MASAS ATÓMICAS RELATIVAS: C=12, H=1,O=16

SOLUCIÓN: Tal como se observa en la tabla, la reacción dada (5), se

obtiene con 1(restando), sumándola la 2 y la 3 ( multiplicada por 2) y sumando la 4 con el signo – ( restando). Asi

( ) molkJH R /7,13211675,39329,2858,2260 −=+−+−−=∆ n(etanal)= 100g/(44g/mol)=2,27 , ∆H0 = (-132,7kJ/mol).(2,27 moles)= 301,6 kJ

PB3.8. El sodio reacciona violentamente con el agua según la reacción:

)()()()( 221

2 gHacNaOHlOHsNa +→+ Determinar la variación de entalpía que se produce cuando 10g de sodio se echan sobre agua a 298K, teniendo en cuenta las variaciones entálpicas en los siguientes procesos:

kJsNaClsNagClkJsNaClacNaCl

kJlOHacNaClacOHNaacHClkJacHClgHgCl

1573)(2)(2)(.487,3)()(.3

7,55)()())(()(.24,334)(2)()(.1

2

2

22

+→++→

++→++→+

MASAS ATÓMICAS RELATIVAS: Na=23 SOLUCIÓN: En la tabla dada se observa que la reacción pedida (5)se obtiene con la suma de: -1.0,5+2+3+4.0,5. Por lo que la entalpía de reacción será:

( ) molkJH R /7,55915735,09,37,55)4,334(5,00 −=−+++=∆

n = 10g/(23g/mol)=0,43 moles ∆H0 = (-559,7kJ/mol).(0,43 moles)= -243,3 kJ

PB3.9. Las entalpías molares de combustión del butano y metilpropano son respectivamente -2878,5 y

-2871,5kJ, y las de formación del CO2(g) y H2O(l), son –393,5 y –285,8 kJ. Con estos datos, determinar la variación de entalpía que acompaña a la reacción de isomerización del butano en metilpropano.

SOLUCIÓN: La entalpía de isomerización correspondería

según la reacción dada a:

).).(().)(( 32230

32300 CHCHCHHCHCHCHHH ffIÓNISOMERIZAC ∆−−∆=∆

, por lo que se hace necesario determinar

previamente los calores de formación respectivos, a través de la expresión:

∆Hf(CxHyOz)0 = x. ∆Hf(CO2)

0 + y/2. ∆Hf(H2O)0 - ∆HC(CxHyOx)

0

que aplicada a este caso: ( )( ) molkJH NOMETILPROPAf /5,131)5,2871()8,285(55,39340

)( −=−−−+−=∆

( )( ) molkJH BUTANOf /5,124)5,2878()8,285(55,39340)( −=−−−+−=∆

molkJH IÓNISOMERIZAC /7)5,124(5,1310 −=−−−=∆


(kJ/mol) -1 )()(2)( 222 gHsCgHC +→

-∆Hf

0 -226,8

2 )()()( 2221


-285,8 3 x2

)()()( 22 gCOgOsC →+ ∆Hf0

-393,5 -4 )()()(2)(2 22

5322 gOlCHOCHlOHgCO +→+

-∆HC0

1366,7

5 )(.)()( 3222 lCHOCHlOHgHC →+ ∆HR0

REACCIÓN )HR0

(kJ/mol) -1 (0,5)

)()()(2 22 gClgHacHCl +→

-∆HR0

334,4 2

)()()()( 2 acNaOHacHCllOHacNaCl +→+ ∆HR0

55,7 3

)()( acNaClsNaCl → ∆HR0

3,9 4 (0,5) )(2)()(2 2 sNaClgClsNa →+ -∆HR

0 -1573

5

)()()()( 221

2 gHacNaOHlOHsNa +→+ ∆HR0

PB3.10. Cuando se calienta el nitrato amónico empleado como abono explosiona violentamente según

la reacción: )()(2)(4)( 22234 gOgNgOHsNONH ++→ ¿Por qué explosiona violentamente?. Con los datos de la tabla 3.5.2, determinar el calor

desprendido cuando se descompone un saco con 100kg de dicho abono. MASAS ATÓMICAS RELATIVAS: N=14,O=16, H=1. SOLUCIÓN:

Parece evidente que la explosión se produce por el desprendimiento rápido de gases ocupando mucho volumen, a partir de sólidos, o sea es una expansión rápida. Con las entalpías de formación de la tabla se determinará el calor molar de reacción:

( ) molkJH R /6,6016,36500)8,241(40 −=−−++−=∆ n=105g/(80g/mol)=1250 moles

∆H0 = (-601,6kJ/mol).(1250 moles)= -7,52.105 kJ

PB3.11. La nitroglicerina, C3H5(NO3)3, descubierta por Sobrero, es un líquido de densidad 1,59g/cm3, que se descompone violentamente por choque, según la reacción:

)(6)(10)(12)()(4 22223353 gONgOHgCOlNOHC +++→ ¿Por qué se descompondrá violentamente?. Si por lo general se desprenden 10000kJ por litro

que explosiona en condiciones normales ¿Cuál será su calor de formación? (úsense los valores de la tabla 3.5.2). Masa molar de la nitroglicerina 227,09gmol-1.

SOLUCIÓN: La justificación del problema anterior es válida para el actual. Habrá que determinar, los

moles que hay en un litro n= 1000cm3 (1,59g/cm3)/ (227,09g/mol) = 7 moles/litro molkJlitromoleslitrokJH R /6,1428)/7/()/10000(0 −=−=∆ Como: )()( 000 TESREACCIONANHPRODUCTOSHH ffR ∆−∆=∆ -1428,6kJ/mol=12(-393,5)+10(-241,8)+0+0-(4∆Hf

0) ∆Hf

0 =-356,4 kJ/mol PB3.12. Las entalpías molares de formación estándar del monóxido y dióxido de carbono, son

respectivamente –110,5 y –393,5 kJ. Calcular el calor desprendido en la combustión de dos litros de monóxido de carbono en una bomba calorimétrica ( a volumen constante).

R=8,31JK-1mol-1. SOLUCIÓN: La reacción de combustión será: CO(g)+½ O2(g)→CO2(g) . Como: )()( 000 TESREACCIONANHPRODUCTOSHH ffC ∆−∆=∆ molkJHC /283)05,110(5,3930 −=+−−−=∆

que es QP,. Para convertirlo en calor a volumen constante, teniendo en cuenta que el sistema recibe W ( existe compresión; Vf<Vi): QV =QP-RT∆n=-283kJ/mol+(8,31J/Kmol) (298K).0,5moles.1kJ/103J, QV=-281,8 kJ/mol. Como se trata de 2 litros en condiciones estándar (298K y 1 atm), n=PV/RT= 1 atm. 2 L/(0,082 atm.L/K.mol. 298K) n=0,082 moles. Por lo tanto el calor desprendido a volumen constante por la combustión de 2 litros de CO, será : (-281,8 kJ/mol)(0,082 moles)=-23,1kJ

PB3.13.La entropía de vaporización del amoniaco es 97,5JK-1mol-1 y su entalpía de vaporización es 23,4kJmol-1 ¿Cuál es su punto de ebullición?

SOLUCIÓN: Como ∆S=∆HV/T ,

T=∆HV /∆S =(23,4kJmol-1)/ (97,5JK-1mol-1)(1kJ/103J)=240K El valor experimental es de –33ºC=273-33=240K

PB3.14. La entropía de fusión del NaCl es 28,5J/Kmol, y su entalpía de fusión 26,4kJ/mol ¿Cuál sería

su punto de fusión? SOLUCIÓN: Como ∆S=∆HF/T ,

T=∆HF /∆S =(26,4kJmol-1)/ (28,5JK-1mol-1)(1kJ/103J)=1079,4K El valor experimental es de 801ºC=801+272=1073K

PB3.15 La formación del benceno líquido, implica una variación de entropía de –252,9 J/K.mol

y de energía libre de 124,2kJ/mol ¿será endotérmica o exotérmica en condiciones normales? SOLUCIÓN:

Dado que )G = )H -T)S, 124,2kJ/mol =)H –298K.252J/K.mol(1kJ/103J). )H=48,8kJ/mol >0. Por lo tanto será endotérmica.

PB3.16. El sistema humano toma energía del proceso: 2226126 666 COOHOOHC +→+ Si en él, ∆H0 = -2808kJ/mol y ∆S0 =182j/Kmol, y suponiendo estas magnitudes invariables con

la temperatura, determinar la energía libre desarrollada a 37ºC, cuando se toma una cucharadita de glucosa(10g) MASAS ATÓMICAS RELATIVAS: C=12,O=16,H=1

SOLUCIÓN: Como )G = )H -T)S, T=273+37=310K )G= -2808kJ/mol- 310K (252J/K.mol)(1kJ/103J)=-2864kJ/mol Masa molar de la glucosa =180g/mol n=10g/(180g/mol)=0,056moles

)G= -2864kJ/mol .0,056 moles=-159kJ

PB3.17. Con los datos de las tablas de entalpías de formación y entropías estándar (supuestos constantes), determinar la variación de energía libre cuando se queman 100g de ácido fórmico (metanoico) a 350K. MASAS ATÓMICAS RELATIVAS: C=12,O=16, H=1 SOLUCIÓN: Se formula y ajusta su reacción de combustión:

)()()()( 22221 lOHgCOgOlHCOOH +→+

Se toman los valores de las tablas disponiéndolos de forma que se puedan tratar fácilmente a través de la fórmula )GC = )HC -T)SC, T=350K, previo cálculo de )HC y )SC como se realiza en la tabla adjunta.

Así )G= -254,6kJ/mol- 350K (52J/K.mol)(1kJ/103J)=-254,6kJ/mol Masa molar del metanoico =46g/mol n=100g/(46g/mol)=2,17moles

)G= -254,6kJ/mol .2,17 moles= -593,0kJ


REACCIÓN AJUSTADA ∆HC0

∆SC0

)GC0

(kJ/mol)

∆Hf

0(kJ/mol) ∆Sf

0(J/Kmol)

)()()()( 22221 lOHgCOgOlHCOOH +→+

-424,7 0 -393,5 -285,8 129,0 0,5( 205,1) 213,7 69,9

-254,6 52,0

-272,8

PROBLEMAS DE ENERGÍAS DE ENLACES

PA.3.1. Con los datos que te dan justifica cuál de estas dos sales tiene mayor punto de fusión:

a) KF o CsCl b) NaI o KCl

Datos en kJ/mol ∆Hf : CsCl=-433 KF=-563 NaI=-360 KCl=-436 KBr=-392 ∆H(disociación): Cl2(g)=244 F2(g)=158 I2(g)=148 EA: Cl(g)=-349 F(g)=-322 I(g)=-308 EI: Na(g)=496 K(g)=419 Cs(g)=376 ∆H(sublimación): Na(s)=109 K(s)=90 Cs(s)=79 I2(s)= 62 Úsense los ciclos termoquímicos correspondientes. SOLUCIÓN: Si se establece como criterio que el

punto de fusión depende de la energía de red lo cual no siempre se cumple, al determinar esta a través del ciclo de Born-Fajans-Haber, se podrán comparar esas características.

Como en un ciclo, considerando todas las magnitudes como entalpías en condiciones normales. ∆Htotal=0, y tomando en los de la figura el compuesto en su estado natural como punto de partida. ER+E.I+E.A+ ∆HD/2+∆HS+∆Hf=0, considerando el criterio de signos y los pasos necesarios para los cambios de estado. Así: a) Para el KF : ER=-563-90-79-419+322=-829 kJ/mol

Para el CsCl: ER=-533-70-122-376+340=-761 kJ/mol La energía reticular del KF es mayor en valor absoluto que la del CsCl, luego su punto de fusión también lo será.

Experimentalmente p.F. (KF)=880ºC.> p.F.(CsCl)=646ºC b) Para el KCl : ER=-436-90-122-419+349=-718 kJ/mol

Para el NaI: ER=-288-109-31-78-496+308=-694 kJ/mol p.F.(KCl)>p.F.(NaI). Experimentalmente p.F. (KCl)=790ºC>p.F.(NaI)=651ºC.

PA.3.2. Determinar la energía de red del bromuro sódico, sabiendo que la entalpía de formación ∆Hf es –287kJ/mol, la entalpía de sublimación del sodio ∆Hs,108kJ/mol, la del yodo La energía de ionización del Na, 494kJ/mol, electroafinidad del bromo)=-325 /mol, y la energía de disociación del bromo 222J/mol. ∆H(vaporización) Br2(l)=31kJ/mol Úsese el ciclo termoquímico correspondiente.

SOLUCIÓN: Operando como antes ( caso del NaI), a partir del ciclo adjunto ER+E.I+E.A+ ∆HD/2+ ∆HV/2+∆HS+∆Hf =0. Por lo que: ER=-360-109-15,5-111-496+325= -766,5 kJ/mol

PA.3.3. Determinar el calor de formación de fluoruro de magnesio, conociendo la energía de red –2902kJ/mol,la energía de ionización del magnesio 2175kJ/mol, la electroafinidad del flúor –642kJ/mol, la entalpía de sublimación del magnesio 150 kJ/mol y la energía de disociación del flúor 166kJ/mol. Úsese el ciclo termoquímico correspondiente.

SOLUCIÓN: Si ER+E.I+E.A+ ∆HD/2+∆HS+∆Hf=0, y aplicándolo al ciclo adjunto Con la consideración de que la EA, será el doble y E.I, será la suma de las energías necesarias para extraerle el primer y el segundo electrón al Mg.

∆Hf =-2902+150+(166/2)+2170+2.(-333) = -1165kJ/mol PA.3.4. Determinar la electroafinidad del cloro, sabiendo que la energía de red del cloruro de calcio es –2214 kJ/mol, la entalpía de formación de dicho compuesto, -794 kJ/mol, la entalpía de sublimación del calcio es 193 kJ/mol, la energía de disociación del cloro 242 kJ/mol, la energía de ionización del calcio para formar Ca2+, es 1725kJ/mol. Empléese el ciclo termoquímico correspondiente. SOLUCIÓN: Diseñando el ciclo adjunto y despejando 2E.A, 2EA=-794-193-242-1725+2214=-740; EA=-370 kJ/mol PA3.5. Se quiere atomizar el cesio metálico, y para ello se le ilumina con una radiación determinada, si la energía de atomización es de 78,7kJ/mol ¿Cuál será la frecuencia de la radiación empleada? . h=6,63.10-34 J.s . NA=6,02.1023 mol-1. SOLUCIÓN: ∆Hf(Cs gas)=78,7 kJ/mol = hν; ; (78,7kJ/mol)/(6,02.1023 átomos/mol)=1,31.10-22 kJ/átomo (1,31.10-22 kJ/átomo)(103J/kJ)= (6,63.10-34 J.s) ν; ν=1,98.10-14 s-1 PA3.6. Determina la energía del enlace O-Cl, a partir de la entalpía de formación del Cl2O (77kJ/mol), y de las energías de disociación del Cl2 y del O2, respectivamente (ver tabla 3.5.2.) Úsese el ciclo termoquímico correspondiente. SOLUCIÓN: Una vez realizado el ciclo, y teniendo en cuenta que ∆HD(Cl-Cl)= 2∆Hf(Cl gas) y que ∆HD(O=O)= 2∆Hf(O gas), se puede establecer que: 2∆HD(Cl-O)+ 2∆Hf(Cl gas) +2∆Hf(O gas)+ ∆Hf(Cl-O-Cl) gas =0 De lo que 2∆HD(Cl-O) = 249 + 2 (122)+77 =570 kJ/mol ∆HD(Cl-O) = 285 kJ/mol PA3.7. Determina la energía del enlace C-Cl, a partir de la entalpía de formación del Cl2CO(g) (-223kJ/mol ), y de las energías de disociación del Cl2 y del O2, respectivamente (ver tabla 3.5.2.) y la entalpía de enlace C=O(–738kJ/mol). Úsese el ciclo termoquímico correspondiente. SOLUCIÓN: Como en el problema anterior, realizado el ciclo 2∆HD(Cl-C)+ ∆HD(C=O)+ 2∆Hf(Cl gas) +∆Hf(C gas) +∆Hf(O gas)+ ∆Hf(Cl2CO

gas) =0 2∆HD(Cl-C)=223+2(122)+717+249-738=695kJ/mol; ∆HD(Cl-C)=347,5 kJ/mol

PA3.8. Empleando el ciclo termoquímico necesario determinar la energía de enlace C=O, a partir de las entalpía de formación del metanal gaseoso(-109kJ/mol) y conociendo la entalpía de enlace C-H (-414kJ/mol) .Compararla con la energía de enlace C=O, calculada en el ejercicio de aplicación. SOLUCIÓN: Tal como antes 2∆HD(H-C)+ ∆HD(C=O)+ 2∆Hf(H gas) +∆Hf(C gas) +∆Hf(O gas)+ ∆Hf(HCHO gas) =0 ∆HD(C=O)=223+2(-414)+717+249+109=683kJ/mol; ∆HDM(C=O)=745kJ/mol PA3.9. Elaborando el ciclo termoquímico necesario, determinar la energía del enlace C=C, en el eteno a partir de los datos de la tabla 3.5.2 y conociendo que la entalpía de enlace C-H en este caso es de –430kJ/mol, SOLUCIÓN: Tal como antes 4∆HD(H-C)+ ∆HD(C=C)+ 4∆Hf(H gas) +2∆Hf(C gas) + ∆Hf(C2H4 gas) =0 ∆HD(C=C)=4(-430)+2.717+ 4. 218-53=533kJ/mol; ∆HDM(C=C)=608kJ/mol PA3.10. En la actualidad está de moda la xenofobia, o manía a os extranjeros, o extraños. También en el sistema periódico existe un elemento bastante extraño: el xenón. Se creyó que tenía valencia 0, sin embargo se combina con el oxígeno y el flúor. Por qué crees que lo hace?. Pues bien, el trióxido de xenón (s) explosiona casi tan violentamente como el TNT, descomponiéndose en Xe y oxígeno molecular, y desprendiendo 402 kJ/mol. La entalpía de sublimación de XeO3 es 80 kJ/mol. Determinar la energía de enlace Xe-O. Será un enlace sencillo o un doble enlace?. Razonar. SOLUCIÓN: Dado que el oxígeno tiene covalencia 2, cabe suponer que la unión Xe-O, sea doble. Aplicando el ciclo termoquímico, con los sentidos y signos correspondientes: ∆HS(XeO3)+ 3∆HD(Xe=O)+ 3∆Hf(O gas)+ ∆Hf(XeO3 gas) =0 3∆HD(Xe=O)=3(249)-80-402=265kJ/mol; ∆HD(Xe=O)=88kJ/mol

PROBLEMAS Y CUESTIONES DE TERMOQUÍMICA · PROBLEMAS Y CUESTIONES DE TERMOQUÍMICA 3.1. Cuando en...

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