TEMA III
TERMOQUÍMICA O TERMODINÁMICA QUÍMICA
Ejercicio 1: Un gas se expansiona a presión constante a 5 atmósferas de presión desde
un volumen inicial de 10 L a un volumen final de 24 L. Calcula el trabajo de expansión.
Rta: 7.090 J.
Ejercicio 2: Se comunica a un sistema 800 cal. A la vez que el sistema realiza un
trabajo de 2 Kj. ¿Cuál es la variación de energía interna del sistema? Rta: 1.344 J.
Ejercicio 3: En la reacción de combustión del propano, a 137 ºC y presión constante se
desprenden 529 Kcal/mol. Calcular el calor de combustión a volumen constante a la
misma temperatura. El agua formada se la supondrá estado gaseoso. Rta: - 529,792
cal/mol
Ejercicio 4: Al quemar 2,45 g de benceno líquido a volumen constante se desprenden
23.540 cal a 25 ºC. Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante y a
esa misma temperatura. El agua formada se la supondrá estado gaseoso. Rta: -3,13 106 J
Ejercicio 5: Sabiendo que las entalpías normales de formación de las sustancias
Ca(OH)2(s), C6H6(l), Al2O3(s), CH3-CH2OH(l) y H2CO3(l) son respectivamente -985,8,
+49,0, -1669,8, -277,6 y 677,3 todos medidos en Kj/mol. Escribir las ecuaciones
representativas correspondientes.
Ejercicio 6 : Hallar el calor de reacción o entalpía de reacción para el proceso siguiente:
el dióxido de azufre reacciona con el ácido sulfhídrico ambos en estado gaseoso para
formar azufre sólido en su estado natural (suponemos que es monoatómico) y agua
líquida. Rta: -235,3 KJ
Ejercicio 7: Calcular el calor de formación de la hidracina, N2H4, sabiendo que en la
siguiente reacción se liberan 224,8 KJ: (Dato H ºf (N2O(g)) = 81,6 Kj/mol.
N2O(g) + NH3(g)
 N2H4 + H2O(l) + N2(g)
Rta: 50,6 KJ/mol
Ejercicio 8: Calcular la entalpía normal de reacción del proceso:
C2H2(g) + H2(g)  C2H6(g)
Datos: H ºf (C2H2(g)) = 54,19 Kcal; H ºf (C2H6(g)) = -20,24 Kcal
Rta: -74,43 Kcal
Ejercicio 9: El calor de formación del cloruro de plata sólido en condiciones normales o
estándar es de -30,3 Kcal/mol, y el calor de la siguiente reacción es de -25,1 Kcal/mol
en las mismas condiciones:
Pb(s) + AgCl(s)  PbCl2(s) + Ag(s)
Calcular el calor de formación del PbCl2(s).Rta: -85,7 Kcal/mol
Ejercicio 10: Calcula el valor de la entalpía de reacción para el siguiente equilibrio
químico:
C(s) + H2O(g)  H2(g) + CO(g)
A partir de las variaciones de entalpía de las reacciones:
1. C(s) + ½ O2(g)  CO(g)
ΔHa = -110,04 KJ
2. H2(g) + ½ O2(g)  H2O
ΔHb = -240,83 KJ
Rta: 130,79 KJ
Ejercicio 11: Hallar ΔH para la reacción:
Mg(s) + HCl(g)  MgCl2(s) + H2(g)
A partir de las siguientes reacciones:
a) Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s) ΔHa = -638,33 KJ
b) ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g)
ΔHb = -91,91 KJ
Rta: -454,5 KJ
Ejemplo:
Para la fabricación industrial del ácido nítrico, la reacción de partida es la
oxidación catalítica del amoniaco según la reacción:
4 NH3( g + 5 O 2( g  6 H2 O ( g + 4 NO( g
Calcular Hr para esta reacción.
Datos:
H ºf ( H2 O ( g ) = - 241,8 kJ/mol
H ºf ( NO( g ) = 90,4 kJ/mol
H ºf ( NH3( g ) = - 46,2 kJ/mol
Considerando que H ºf (O2) = 0 y que,
Hr = Hf (productos)  Hf (reactiv os) =
H0f = ( 6 . H ºf ( H2 O ( g ) + 4 H ºf ( NO( g )) – ( 4 H ºf ( NH3( g ) + 5 H ºf ( O 2( g )
H0f = 6 x (- 241,8) + 4 x (90,4) – 4 x (- 46,2) + 0 = - 904,4 kJ
El tener tabulados los datos de la entalpía de formación nos permite calcular
rápidamente la entalpía de reacción de muchos procesos químicos.
Resuelve el ejercicio anterior, aplicando la ley de Hess.
Ejercicio 12: Hallar el calor de formación del metano gaseoso, a partir de los datos
siguientes:
Calor de combustión del carbono = -393,6 KJ/mol
Calor de combustión del hidrógeno = -285,8 KJ/mol
Calor de combustión del metano = -890,4 KJ/mol
El agua formada la suponemos en estado líquido. Rta: -74,8 KJ/mol
Ejercicio 13: Hallar el calor de formación del ácido fórmico o metanóico a presión
constante con los datos siguientes:
Calor de combustión del ácido metanóico = -259,16 KJ/mol
Calor de combustión de CO = -284,24 KJ/mol
Calor de combustión del H2 = -285,8 KJ/mol
Calor de formación del CO = -110,85 KJ/mol
El agua formada está en estado líquido. Rta: -421,73 KJ/mol
Ejercicio 14: Los calores de formación estándar de butano gas, agua líquida y dióxido
de carbono son respectivamente: -124,7; -285,8 y -393,5 KJ/mol. Formúlese la reacción
de combustión completa de dicho hidrocarburo:
a) El número total de Kcal de una bombona de butano de 4 Kg. es capaz de suministrar.
b) El volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que se consumirá en la
combustión de todo el butano contenido en la bombona.
Rta: a) 4,76x104 Kcal; b) 10040,57 L
Ejercicio 15: Una muestra de carbonato cálcico sólido se descompone térmicamente
dando 12,8 g de óxido de calcio sólido y dióxido de carbono gas. Calcular el calor
absorbido o desprendido en este proceso. Datos:
Calor de formación estándar: Óxido de calcio = -635 KJ/mol
Dióxido de carbono = -393 KJ/mol
Carbonato cálcico = -1207 KJ/mol
Rta: 40,9 KJ
Ejercicio 16: Calcular la entalpía, utilizando los datos de la tabla de energías de enlace,
de la reacción de hidrogenación del acetileno, los para formar etano según la reacción:
Rta: -305 KJ/mol
CH ≡ CH + H2  CH3 –CH3
Ejercicio 17: Calcular la entalpía de la reacción de combustión del metano a partir de
los datos de la tabla de energías de enlace. Calcula, por otra parte, la masa de metano
necesaria para calentar de 0 a 80 ºC, una masa de 100 g de agua, si sabemos que ce para
el agua es 1 cal/g ºC. Rta: - 652 KJ/mol
Ejercicio 18: Calcular la entalpía de la reacción de combustión del etano a partir de loa
datos de la tabla de energías de enlace. Rta:
Ejercicio 19: El calor de combustión del hidrocarburo C4H6 es de -1.869 KJ/mol.
Utilizando los datos de la tabla de energías de enlace, justifica si se trata de un isómero
con dos dobles enlaces o con un triple enlace.
Ejercicio 20: Hallar la variación de energía libre en condiciones estándar, e indicar si
será espontánea la siguiente reacción:
Rta: -92.077,28 J/mol (espontánea)
NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s)
 H = -176,9 KJ/mol
----- S = -284,64 J/molºK
Ejercicio 21: ¿Será espontánea la reacción: N2O (g)  N2(g) + N2(g) + ½ O2(g)
en condiciones estándar? Datos:  H = - 81,6 KJ/mol ----- S = -75,3 J/molºK
Rta: será espontánea.
Ejercicio 22: Hallar la variación de energía libre de Gibas a 25 ºC y 1 atm. de presión
para la reacción: C6H6(l) + O2(g)
 CO2(g) + H2O(g)
A partir de las energías libres de formación. Rta: -3226,2 KJ/mol.
Ejercicio 23: Calcular la variación de energía libre a 25 ºC y 1 atm de presión de la
siguiente reacción:
NH3(g) + O2(g)  NO(g) + H2O(g)
Datos: S [NH3(g)] = 193; S [O2(g)] = 1.204,82; S [NO(g)] = 211; S [H2O(g)]=
189 todas ellas medidas en J/mol ºK. Consultar los calores de formación en los apuntes.
Rta: 531,36 KJ/mol
Ejercicio 24: Con los siguientes datos:
Sustancias
H (KJ/mol)
H2S(g)
-5,3
SO2(g)
-70,9
H2O(l)
-68,3
S(s)
0
S (cal/mol ºK)
49,15
59,24
16,75
7,62
º
f
º
f
determina los valores, en condiciones estándar, de variación de entropía, entalpía y
energía libre de Gibbs para la reacción:
H2S(g) + SO2  H2O(l)
+ S
Rta: ∆H0 = -55,1 Kcal/mol; ∆S0 = -101,2 cal/mol ºK; ∆G0 = -24,9 Kcal/mol
Ejercicio 25: La reacción de gasificación del carbón es:
C(s) + H2O(g)

CO(g)
+ H2(g)
Las entalpías normales de formación de CO(g) y H2O(g) son -110,525 y -241,818
KJ/mol, respectivamente y las entropías normales del H2(g), CO(g), C(s), y H2O(g), son
respectivamente 130,684; 197,674; 5,740 y 188,825 J/mol ºK. Calcular:
a) ∆G0 para la reacción, a 25 ºC
b) ¿Será espontánea en estas condiciones?
c) Si no lo es ¿a que temperatura lo será?
Ejercicio 26: Calcular el trabajo realizado, contra la presión atmosférica, por el
hidrógeno formado al disolver 20 gramos de magnesio en exceso de ácido clorhídrico
diluido a 27ºC. La reacción que se produce es: magnesio (s) más ácido clorhídrico (aq)
para dar hidrógeno (g) más cloruro de magnesio (aq). S: 2051 J.
Ejercicio 27: Dada la reacción entre el ácido acético y el etanol, para dar acetato de
etilo y agua, formula esta reacción y todas las reacciones de formación de los
compuestos que intervienen, explicando la ley de Hess con todas ellas.
Ejercicio 28: Los calores de formación del butano, agua y dióxido de carbono, son,
respectivamente, -29,81, -68,38 y -94,05 Kcal/mol. Formular la reacción de combustión
completa de dicho hidrocarburo y calcular: a) el número total de Kcal que una bombona
de 4 Kg. es capaz de suministrar; b) el volumen de oxígeno, medido en C.N. que se
consumirá en la combustión de todo el butano contenido en la bombona.
Ejercicio 29: ¿Qué valores relativos deben tener las entalpías de los reactivos y los
productos, para que una reacción sea endotérmica o exotérmica?
Ejercicio 30: Con el calor procedente de la combustión de un metro cúbico de eteno,
medido en C.N., ¿qué masa de agua, inicialmente a 25 ºC, puede convertirse en vapor a
100 ºC? Datos: calor de combustión del eteno, - 1411,3 kJ/mol; calor de vaporización
del agua a 100ºC, 539,5 cal/g. S: 24622 g.
Ejercicio 31: El ozono se produce en las capas altas de la atmósfera según la reacción:
oxígeno molecular (g) más átomos de oxígeno (g) para dar ozono (g), donde el oxígeno
atómico se forma cuando el oxígeno molecular absorbe radiación ultravioleta. Calcular
el calor de esa reacción a presión constante y 25 ºC, sabiendo que los calores de
formación estándar de oxígeno atómico y ozono valen 249 y 143 kJ/mol,
respectivamente, a dicha temperatura. S: - 106 kJ.
Ejercicio 32: Hallar la energía del enlace hidrógeno-cloro sabiendo que la entalpía de
formación del ácido clorhídrico es – 92,3 kJ/mol y las de disociación del hidrógeno y
del cloro son, respectivamente, 436 y 242,6 kJ/mol. S: 431,6 kJ/mol.
Ejercicio 33: La nitroglicerina es un explosivo que se descompone según la reacción: 4
C 3H5 (NO3 ) 3 12 CO2( g + 10 H 2( g + O 2( g + 6 N 2( g para la cual la variación de entalpía
es – 5,7 . 10 3 kJ a 25ºC. Calcular el calor de formación estándar de la nitroglicerina,
sabiendo que los calores de formación del dióxido de carbono y del agua, valen,
respectivamente, - 393 y – 242 kJ/mol. S: - 359 kJ/mol.
Ejercicio 34: Se puede obtener oxígeno en el laboratorio, usando un catalizador
apropiado, con la reacción de descomposición del clorato potásico en cloruro de potasio
y oxígeno. La variación de entalpía estándar, para esa reacción, vale – 44,7 kJ. Calcular
el calor desprendido al obtener 22,4 litros de oxígeno medidos a 0 ºC y 1 atmósfera de
presión, a partir de la correspondiente cantidad de clorato. S: 14,9 kJ.
Ejercicio 35: Los calores de combustión del hidrógeno (gas), carbono (grafito), etino
(gas) y etano (gas) son: respectivamente, - 286,2, - 407,1, - 1297 y – 1550,2 kJ/mol.
Calcular: a) el calor de formación del etino (gas); b) el calor de formación del etano
(gas); c) el calor intercambiado cuando el etino se transforma en etano. S: a) 196,6 kJ;
b) -122,6 kJ; c) – 319,2 kJ.
Ejercicio 36: La reacción de descomposición del óxido de cobre (II) sólido origina
cobre metal y oxígeno molecular. La entalpía estándar del proceso es de 155,2 kJ/mol
de óxido de cobre (II) a 25 ºC. Calcula el calor absorbido o cedido (especifícalo) cuando
se forman 50 gramos de óxido de cobre (II), a partir de los elementos en estado
estándar. S: Se desprenden 97,61 kJ.
Ejercicio 37: Para una determinada reacción Hº  0 y Sº >0, las cuales pueden
considerarse constantes con la temperatura. Razone cómo será la espontaneidad de esta
reacción en función de la temperatura.
Ejercicio 38: Averiguar la energía libre estándar para la reacción (a 25 ºC) : C (grafito)
para dar C (diamante), a partir de los siguientes datos:
C (grafito)
C(diamante)
Hº (kJ/mol)
0
1895
5,740
2,377
Sº (J/K)
S: 2897 kJ/mol.
TEMA IV
1.-ASPECTOS CINÉTICOS DE LA REACCIÓN QUÍMICA. ENERGÍA DE
ACTIVACIÓN. VELOCIDAD DE REACCIÓN. FACTORES QUE INFLUYEN
EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN: CATÁLISIS.
1.- Dada la reacción:
4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O
¿Cuál es la relación entre la velocidad de desaparición de oxígeno y la de formación de
monóxido de nitrógeno?
2.- Escribir la reacción ajustada y la expresión de la velocidad de reacción para el
proceso de formación del ioduro de hidrógeno. Indicar qué reestructuraciones de enlace
han tenido lugar.
3.- a) Escribir la reacción de formación del cloruro de hidrógeno (proceso exotérmico) y
dibujar de forma cualitativa las variaciones de energía potencial que tienen lugar
durante el paso de los reactivos a los productos a través del complejo activado. Señalar
en el dibujo la energía de activación y la entalpía de la reacción; b) Repetir lo mismo
para el proceso inverso: Descomposición del cloruro de hidrógeno en sus elementos.
4.- Dibujar los diagramas de energía de dos reacciones con la misma variación de
entalpía, de forma que una sea rápida y la otra lenta. Razona la respuesta.
5.- Distinguir claramente entre velocidad de reacción, ley de velocidad y constante
específica de velocidad.
6.- Si la ecuación de velocidad de una ecuación es v = K [X] [Z] 2, el mayor aumento de
la velocidad de la reacción entre X y Z se producirá:
a) Duplicando la concentración de Z.
b) Duplicando la concentración de X.
c) Triplicando la concentración de X.
d) Disminuyendo la temperatura.
7.- Si – d[N2]/dt para la reacción en fase gaseosa:
N2 + 3H2  2NH3
Es 2,6 10-3 mol L-1s-1, ¿cuál es la velocidad de desaparición del hidrógeno y cuál es la
velocidad de aparición del amoniaco?
8.- En el estudio de la reacción química siguiente:
aA + bB  productos
Se observa: Al duplicar la concentración de A, manteniendo la concentración de B
constante, la velocidad es ocho veces la velocidad inicial. Al triplicar la concentración
de B, manteniendo la de A constante, la velocidad de la reacción se triplica. Basándose
en estos datos:
a) Calcular el orden de reacción respecto a los componentes A y B.
b) Unidades que presenta la constante de velocidad en esta reacción.
c) ¿Esta reacción puede ser un proceso elemental?
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TEMA IV - IES Antonio Machado

EXAMEN QUÍMICA 1.− Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:

EXAMEN QUÍMICA 1.− Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:

ÁtomosElectronesÓxido molecularEstructura de valenciaEcuaciones termoquímicasEnlaces químicosTrióxido y dióxido de azufreReaccionesEstados energéticos

PRINCIPIOS DE TERMODINÁMICA 1º DE QUÍMICAS. UR (UNIVERSIDAD DE LA RIOJA) •

PRINCIPIOS DE TERMODINÁMICA 1º DE QUÍMICAS. UR (UNIVERSIDAD DE LA RIOJA) •

TemperaturaEntropíaGasCapacidad caloríficaProcesos reversiblesÍndice adiabático

Química: Determinación de carbonatos y bicarbonatos en aguas

Química: Determinación de carbonatos y bicarbonatos en aguas

SolucionesPuntos de equivalenciaSolución tampónEquivalentesBases

Fundamentos químicos

Fundamentos químicos

RadiaciónMoléculasEnergíaEstequiometríaIonesQuímicaEspectros atómicosMasas atómicasOrbital atómicoLey de Gay-Lussac

EXAMEN QUÍMICA SEGUNDO DE BACHILLERATO.

EXAMEN QUÍMICA SEGUNDO DE BACHILLERATO.

TemperaturaAfinidad electrónicaPunto de fusión y de ebulliciónEnlacesMoléculasNúmeros atómicosQuímica

ENLACE QUÍMICO Y ESRTUCTURA DE LA MATERIA. •

ENLACE QUÍMICO Y ESRTUCTURA DE LA MATERIA. •

Distribución electrónicaEntalpíaNiveles de energíaElectronegatividadElectronesIonesOrbitalesPeso y radio atómico

Determinar velocidad de reacción

Determinar velocidad de reacción

TemperaturaCatalizadorFísicoquímicaIndustriales

Calor de combustión del ácido benzoico

Calor de combustión del ácido benzoico

Bomba calorímetro PARREcuación de gases idealesTermodinámicaVolumenPresión

Química (1º Biología). Problemas Tema 2. TERMOQUÍMICA 1.

Química (1º Biología). Problemas Tema 2. TERMOQUÍMICA 1.

Ley de HessVariación de entalpíaReacción espontáneaEnergías libres de formación estándar de las sustanciasEntropíaCantidad de calor