FICHA DE ACTIVIDADES DE TERMOQUÍMICA
2º BACHILLERATO CIENCIAS
1. Calcula el incremento de energía interna que experimentará un volumen de
100 dm3 de agua si su temperatura se eleva de 20ºC a 50ºC. (Sol: 12540kJ)
2. Se queman 2,4 g de benceno en una bomba calorimétrica a volumen
constante y a 25 ºC, y se desprenden 98,40 kJ según la reacción:
C6H6 (l ) + 15/2 O2(g) → 6 CO2 (g) + 3 H2O (l).
Calcula el calor molar de combustión del benceno a presión constante a la
misma temperatura. (Sol: 3201,7 kJ/mol)
3. A 25ºC la entalpía de combustión del ácido oxálico es de –254 kJ/mol.
Calcular la energía desprendida al quemar 2,3 g de ácido.(Sol: 6,49 kJ)
4. La reacción de descomposición del óxido de cobre (II), origina Cu metal y
O2. La entalpía estándar del proceso es 155,2 kJ/mol, a 25 ºC. Calcular el
calor desprendido cuando se forman 50 g de óxido de cobre (II) a partir de
sus elementos. (Sol: 97,6 kJ)
5. Calcula el calor de formación del PCl5 a partir de las siguientes ecuaciones
termoquímicas:
a) P4(s) + 6 Cl2 (g) → 4 PCl3 (l)
b) PCl3 (l) + Cl2(g) → PCl5 (s)
(Sol: -454,8 kJ)
ΔHº = -1270,72 kJ/mol
ΔHº = -137,10 kJ/mol
6. En la combustión de 1 g de etanol en condiciones estándar, se desprenden
29,7 kJ según la reacción:
C2H5OH (l) + 3 O2 → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l).
Calcula la entalpía estándar de formación del etanol y representa el proceso
en un diagrama entálpico. Datos: ΔH (CO2 (g)) = -393,1kJ/mol; ΔH (H2O(l))
= -285,8 kJ/mol
(Sol: -277 kJ/mol)
7. ¿Es posible una reacción para la que el calor de reacción a presión constante
sea igual al calor reacción a volumen constante? Poner algún ejemplo.
8. Calcular la energía desprendida en la combustión de 9,7 m3 de propano
medido en condiciones estándar. Dato: ΔH (C3H8 (g)) = - 103,8kJ/mol.
(Sol: 8,69.106kJ)
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9. Sabiendo que las entalpías estándar de combustión del hexano líquido,
carbono sólido e hidrógeno gaseoso son respectivamente –4192 kJ/mol,
-393,1 kJ/mol y –285,8 kJ/mol calcular:
a) la entalpía de formación del hexano líquido a 25ºC;
b) los moles de hexano consumidos cuando en su combustión se han
desprendido 38 kJ.
(Sol: 118,6 kJ; 0,0091 mol)
10.Al quemar 1 g de etanol y 1 g de ácido acético, se desprenden,
respectivamente, 29,7 kJ y 14,5 kJ. Determinar:
a) Cuál de las dos sustancias tiene mayor entalpía de combustión;
b) Cuál de las dos sustancias tiene mayor entalpía de formación.
Las entalpías de formación del CO2 (g) y del H2O (l) son respectivamente: 393,1kJ/mol y –285,8 kJ/mol. (Sol: etanol; b: acético)
11.Mediante la siguiente reacción de fotosíntesis, las plantas verdes fabrican
glucosa, y al mismo tiempo generan oxígeno:
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → O2 (g) + C6H12O6 (s).
Calcular la entalpía de reacción correspondiente. Como datos las entalpías
de formación del CO2 (g), H2O (l) y C6H12O6(s) son respectivamente: - 393,1
kJ/mol, -285,5 kJ/mol y –1216 kJ/mol. (Sol: 2855,6 kJ)
12.Calcular la entalpía de formación del vapor de agua a 298 K a partir de las
entalpías de reacción de los siguientes procesos: (-241,5 kJ)
1) C (grafito) + H2O (g) →CO (g) + H2(g)
ΔH1= + 131,1 kJ/mol
2) CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)
ΔH2 = -282,7 kJ/mol
3) C (grafito) + O2 (g) →CO2 (g)
ΔH3 = -393,1 kJ/mol
(Sol: -241,5 kJ)
13. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
2 C6H6 (g) + 15 O2 (g) → 12 CO2 (g) + 6 H2O (l)+6603 kJ
C6H12 (g) + 9 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)+ 3951 kJ
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 571,7 kJ
Calcula Qp y Qv para el proceso: C6H6 (g) + 3 H2 (g) → C6H12 (g).
(Sol: Qp= -208,1 kJ y Qv = - 2006 kJ
14. Los calores de combustión del C(s) y del benceno (l) son respectivamente, 393,13 kJ/mol y -3124 kJ/mol, y el de formación del agua (l) -286 kJ/mol.
a) Calcula El calor de formación del benceno
b) ¿Cuántos J se desprenderán en la formación de 1 g de benceno?
(Sol: -92,78 kJ; 1189 J)
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15. Calcula la entalpía estándar de la reacción:
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:
a) 3 Fe2O3(s) + CO (g) → 2 Fe3O4 (s) + CO2 (g)
ΔHº = -46,4 kJ
b) FeO(s) + CO (g) → Fe(s) + CO2 (g)
ΔHº = 9,0 kJ
c) Fe3O4(s) + CO (g) → 3 FeO (s) + CO2 (g)
ΔHº = -41,0 kJ.
(Sol: -24,7 kJ)
16. Calcular ΔH para la reacción H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) a partir de las
siguientes ecuaciones termoquímicas:
a) C(s) + 2 H2O (g) → CO2 (g) + 2 H2 (g)
ΔH = 163 kJ
b) C(s) + ½ O2 (g) → CO (g)
ΔH = -121 kJ
c) H2O (g) → H2O(l)
ΔH = -40,6 kJ
d) CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)
ΔH = -283 kJ.
(Sol: -324,1 kJ/mol)
17. Para una reacción dada entre gases ideales, se cumple que ΔHº = 4180
kJ/mol y ΔSº = 1254 J/mol K. Calcular ΔGº a 298 K. ¿Será espontánea la
reacción? ¿A partir de que temperatura lo será?
(Sol: No; 333,3 K)
18. Calcular la entalpía de la reacción: CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl-CH2Cl.
Energías de enlace: E(C=C) = 610 kJ/mol; E(C-C) = 346 kJ/mol; E(C-Cl) =
335 kJ/mol; E(Cl-Cl)= 243 kJ/mol.
(Sol: - 163 kJ)
19. Calcular la entalpía de la reacción:
CH3-CH2CHO + ½ O2 → CH3-CH2-COOH.
Entalpías de enlace: C-H: 414 kJ/mol; C-O: 355 kJ/mol ; O=O: 497 kJ/mol;
OH : 464 kJ/mol.
(Sol: -156,5 kJ)
20. Para la obtención de cloruro de etilo pueden emplearse dos
procedimientos:
a) C2H6(g) + Cl2(g) → C2H5Cl(g) + HCl (g)
b) C2H4 (g) + HCl (g) → C2H5Cl (g).
Sabiendo que la entropía del proceso a) es 209 J/mol K, la del b) -128,6
J/mol K y que las entalpías de formación del cloruro de etilo, cloruro de
hidrógeno, etano y eteno son, respectivamente, -104,9 kJ/mol, -92,21
kJ/mol, -84,86 kJ/mol y +52,25 kJ/mol, indica cuál de los dos procesos es
más conveniente.
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21. Indicar el signo de ΔSr para cada una de las reacciones representadas por
las ecuaciones termoquímicas siguientes:
a) NH3(g) + HCl (g) → NH4Cl(s)
b) S(s) + 3/2 O2(g)→ SO3(g)
c) AgNO3(aq)+ NaCl(aq)→ AgCl(s) + NaNO3 (aq)
d) CaCO3(s) + 2 HCl (aq)→ CO2(g) + CaCl2(aq)+ H2O(l)
(Sol: ΔSº<0, ΔSº<0, ΔSº<0 ΔSº>0)
22. Dadas las reacciones representadas por las ecuaciones termoquímicas
siguientes:
2 SO2 (g) + O2 (g) →2 SO3 (g) (exotérmica)
2 NOCl (g) → 2 NO (g) + Cl2 (g) (endotérmica)
N2O (g) → N2(g) + ½ O2(g) (exotérmica)
Estudiar si serán espontáneas a bajas o altas temperaturas.
(Sol: A temperaturas bajas, a temperaturas altas, siempre)
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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

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

Química: Determinación de carbonatos y bicarbonatos en aguas

Química: Determinación de carbonatos y bicarbonatos en aguas

SolucionesPuntos de equivalenciaSolución tampónEquivalentesBases

Fundamentos químicos

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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

Termodinámica, cinética y equilibrios

Termodinámica, cinética y equilibrios

Calor de combustiónEntalpíaVelocidad de reacciónQuímicaConcentración molar

TERMOQUÍMICA

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EntalpíaLey de HessCalorTermodinámicaFísicaQuímica