Problemas de Termoquímica

Problemas
Serie 1
Para empezar a practicar
6 Determinar la variación de energía interna para el proceso de
combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de
entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
 H = –2219,8 kJ
nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3   n = – 3
Despejando en  U =  H –  n · R · T =
– 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ
 U = – 2212 kJ
7 Indica qué relación existe entre Qv y Qp para las
reacciones de combustión de la glucosa, del butano y del
etanol.
Qp = Qv +  n · R · T
C6H12O6 (s) +6 O2(g)  6 CO2(g) + 6H2O(l)
 n es la variación en el nº de moles gaseosos, es decir, nº
de moles gaseosos en los productos menos nº de moles
gaseosos en los reactivos.
En este caso  n =0 por lo que Qp = Qv
C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l)
Qp = Qv + (4-15/2)·R.T
8.- Un mol de nitrógeno reacciona a volumen constante y a
25ºC con el hidrógeno según la reacción
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
El calor producido es de 41 kJ. Calcula el valor del calor de
combustión molar si esta reacción sucede a la misma
temperatura y a la presión constante de 1 atm.
Qp = Qv +  n · R · T
- 41kJ
-2 mol
298K
8,3 .10-3 kJ/mol.K
(Sol: -45,95 kJ/mol)
10 Conocidas las entalpías estándar de formación del butano
(C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son
respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la
entalpía estándar de combustión del butano.

La reacción de combustión del butano es:

C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb= ?


 H0 =  npHf0(product.) –  nrHf0(reactivos) =
4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol)
–1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
Luego la entalpía estándar de combustión será:
 H0combustión = – 2878’3 kJ/mol
Por la combustión de cada mol de butano
desprenden 2878,3 kJ
(que son 58 g)
se
10 Conocidas las entalpías estándar de formación del butano
(C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –
124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de
combustión del butano.

Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:

(4) C4H10(g) +13/2 O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb=?

Puede obtenerse a partir de:




(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
(2) C(s) + O2(g)  CO2(g)
(3) 4 C(s) + 5 H2(g)  C4H10(g)
H10 = – 285’8 kJ
H20 = – 393’5 kJ
H30 = – 124’7 kJ
(4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3)
4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g) 
4 CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)
 H04 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(–
124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
11 Dadas las reacciones
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241’8 kJ
(2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H20 = – 285’8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.
La reacción de vaporización es...
(3) H2O(l)  H2O(g) H03 = ?
(3) puede expresarse como (1) – (2), luego
H03 = H01 – H02 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ
H0vaporización = 44 kJ /mol
Para vaporizar un mol de agua líquida (18 g) hacen falta 44 kJ.
Recuerda que los cambios de estado de SLG son endotérmicos
y sus contrarios exotérmicos
13 Determinar  Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de
reacción de las siguientes reacciones químicas:
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H10 = – 285’8 kJ
(2) C(s) + O2(g)  CO2(g)
H20 = – 393’13 kJ
(3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l) H30 = – 1422 kJ

La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de
sus constituyentes en estado normal es:

(4)
2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g)

(4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)
13 Determinar Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de
reacción de las siguientes reacciones químicas:
(1)
(2)
(3)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
C(s) + O2(g)  CO2(g)
C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l)
H10 = – 285’8 kJ
H20 = – 393’13 kJ
H30 = – 1422 kJ
(4) 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g)
Aplicando la Ley de Hess, la reacción (4) se puede expresar como:
(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3) Por lo que
H40 = 2·H20 + 2·H10 – H30
H40 = 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) = 64’14 kJ
Hf0 (eteno) = 64’14 kJ/mol
Se trata, pues, de una reacción endotérmica. Cuando se forma un mol
de eteno a partir de sus elementos se absorben 64,14 kJ
14 Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6)
y del
etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol,
respectivamente. Con estos datos determina la energía
intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en
la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la reacción?

Las reacciones de combustión son, respectivamente:
(1) C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 + 6 H2O ; H1 = – 2815 kJ
(2) C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O ; H2 =


La reacción de fermentación de la glucosa es:
(3) C6H12O6  2 C2H5OH +2 CO2 H3 = ?
(3) puede expresarse como (1)
H3 = H1

– 1372 kJ
–
2· (2), luego
– 2·H2 = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = –
y la reacción es exotérmica.
71 kJ
La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías
de enlace:
Hr =  Energía enlaces rotos -  Energía enlaces formados
Hr > 0
Los enlaces que hay que
romper son más fuertes
que los que se forman
Reacción
endotérmica
Hr < 0
Los enlaces que hay que
romper son más débiles
que los que se forman
Reacción
exotérmica
A partir de entalpías de enlace se puede estimar la entalpía de reacción
Reacción química:: Proceso en el que se rompen unos
enlaces y se forman otros nuevos.
Puesto que la entalpía de enlace depende de la molécula se
tabulan valores promedio
H   EE(rotos)   EE(formados)
H
H
H C H
H
+
Cl Cl
H H
C C
Cl Cl+
+H H
Cl Cl
H
H = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ
¡Ojo! * Método aproximado  ESTIMACIÓN
Fiabilidad:  10 kJ como máximo
* Sólo es aplicable a reacciones entre gases.
15 Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno
conociendo Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de
disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol,
respectivamente.

La reacción de disociación del HCl será:

(4) HCl(g)  H(g) + Cl(g)
H04= ?

(1) ½H2(g) + ½Cl2(g)  HCl(g)
H01 = –92,3 kJ

(2) H2(g)  2H(g)
H02 = 436,0 kJ

(3) Cl2(g)  2Cl(g)
H03 = 243,4 kJ

(4) = –(1) + ½(2) + ½(3)

H04 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) = 432,0 kJ
Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol
16
Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C
: 611; C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436, calcular el valor de H0
de la reacción de hidrogenación del eteno.

Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g)  CH3–CH3(g)


En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se
forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras
que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.

 H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) =

 H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)

 H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol
– (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ
17 Calcula el calor de combustión de
propano a partir de los datos de energía de
enlace de la tabla.


C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O
Enlaces rotos:
8 C–H, 2 C–C y 5 O=O

Enlaces formados:

6 C=O y 8 O–H
Enlace
Ee (kJ/mol)
H–H
436
C–C
347
C=C
620
CC
812
O=O
499
Cl–C
243
C–H
413
C–O
315
C=O
745
O–H
460
Cl–H
432
H0 =  n Ee(enlaces rotos) –  m Ee(enlaces formados)

H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]

H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ
H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol
Dado que la entalpía, H es función de estado y es una
magnitud extensiva
El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura y una presión
establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en
uno o en varios pasos
(Ley de Hess)
Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...

H= H
(1)
+ H (2) +...
El valor de H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto
H2(g)
+
Cl2(g)
 2 HCl (g)
1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g)  HCl (g)
H = -185 kJ
H = -92,5 kJ
Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales en magnitud pero de
signo opuesto.
H2O (l)

H2 (g) +1/2 O2 (g)
H2 (g) +1/2 O2 (g)  H2O (l)
H =
H =
+285,8 kJ
-285,8 kJ
PAU Asturias
A partir de 2010
modelo de examen:
escoger entre modelo A o B
2 problemas (2 puntos)
2 Cuestiones (2 puntos)
1 Práctica de laboratorio (1 punto)
PAU 2010


PAU 2010
P1 La combustión completa de 40 g de
acetona, C3H6O(l), libera 1234,5 kJ. Si las
entalpías estándar de formación del CO2(g) y
del H2O(l) son -393,5 y -285,8 kJ mol-1,
respectivamente, calcule la entalpía estándar
de formación de la acetona líquida.
Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u; O =
16 u
PAU 2010




P2 Las entalpías estándar de combustión del
C(s), H2(g) y propano gas, C3H8(g), son -394, 286 y -2220 kJ/mol, respectivamente:
i. Calcule la entalpía estándar de formación del
propano. (2,0 puntos)
ii. Calcule la variación de entalpía asociada a la
formación de 100 g de propano gas en
condiciones estándar. (0,5 puntos)
Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u
PAU 2010

P3 La hidracina (N2H4) es un líquido aceitoso e incoloro que
reacciona con el peróxido de hidrógeno (H2O2) de acuerdo con la
ecuación:
a) N2H4(l) + 2H2O2(l)  N2(g) + 4H2O(l)

i. Calcule la variación de entalpía estándar, a 25ºC, para esta
reacción, sabiendo que las entalpías estándar de formación a
25ºC, del H2O(l) y del H2O2(l) valen -285,8 y -187,8 kJ/mol,
respectivamente, y que la variación de entalpía estándar de la
reacción a 25ºC,: (1,50 punto)
b) N2H4(l) + O2(g)  N2(g) + 2H2O(l) vale Ho = - 622,2 kJ

ii. Prediga justificadamente si la reacción a) será espontánea a
25ºC, en condiciones estándar. (1,00 punto) NO ENTRA EN ESTE EXAMEN
PAU 2010

CA. Las entalpías estándar de combustión del
grafito y del diamante son: -393,51 y -395,41
kJ mol-1, respectivamente. Calcule la entalpía
estándar de la reacción:
Cgrafito(s) Cdiamante(s)
PAU 2011
PAU 2011
P1 La nitroglicerina, C3H5N3O9(l), descompone a 1 atm y
25 ºC para formar N2(g), CO2(g), H2O(l) y O2(g),
desprendiendo 1541,4 kJ/mol de nitroglicerina:
i.
Escriba la ecuación química ajustada para la
descomposición de la nitroglicerina y calcule la entalpía
de formación estándar de la nitroglicerina. (2,0 puntos)
ii. Calcule la energía liberada en la descomposición de 1 g de
nitroglicerina. (0,5 puntos)
Datos: Masas atómicas. H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u; O = 16 u.
ΔHºf[CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ΔHºf[H2O(l)] = -285,8
kJ/mol
P1 La nitroglicerina, C3H5N3O9(l), descompone a 1 atm y 25 ºC para formar N2(g), CO2(g), H2O(l) y O2(g), desprendiendo 1541,4
kJ/mol de nitroglicerina:
i. Escriba la ecuación química ajustada para la descomposición de la nitroglicerina y calcule la entalpía de formación estándar de la
nitroglicerina. (2,0 puntos)
Datos: Masas atómicas. H = 1 u; C = 12 u; N = 14 u; O = 16 u. ΔHºf[CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ΔHºf[H2O(l)] = -285,8 kJ/mol
Descomposición de la nitroglicerina:
C3H5N3O9(l)  3 C O2(g) + 5/2 H2O(g) +3/2 N2(g) + 1/4 O2(g)
Hºdescomposición= -1541,4 KJ/mo
Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :
 H0des=  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)
-1540 KJ= 3/2 Hf0CO2+ 5/2 Hf0H2O +
3/2. Hf0N2 + 1/2. Hf0O2
Hf0nitroglicerina=-353,6 KJ/mol
PAU 2011
- Hf0nitroglicerina
C) Calcular la energía desprendida en la descomposición de 1 g
de nitroglicerina.

C3H5N3O9(l)  3CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 3/2 N2(g) +1/2 O2(g)

Al descomponerse 1 mol de nitroglicerina se desprenden 1541,4 KJ

Calculamos la masa molecular de la nitroglicerina C3H5N3O9

MC3H5N3O9= 12.3 + 5.1 + 14.3 + 16.9= 227 g/mol
1 g nitro
1 molC3H5N3O9(l)
1541 KJ se desprenden
227 g nitro
1 mol nitro
= XX KJ se desprenden
al descomponer 1 g de
nitroglicerina
PAU 2011




P2 Las entalpías estándar de formación del óxido de
bario sólido (BaO) y del peróxido de bario sólido
(BaO2) son – 553,5 y – 634,3 kJ/mol,
respectivamente.
i. Calcule la variación de entalpía estándar de la
reacción de descomposición del peróxido de bario
para dar óxido de bario y oxígeno. Indique si la
reacción es endotérmica o exotérmica (1,75 puntos)
ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran
1200 kJ. Calcule el número de moles de O2(g) que se
forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin
reaccionar. (0,75 puntos)
Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.


P2 Las entalpías estándar de formación del óxido de bario sólido (BaO) y del
PAU 2011
peróxido de bario sólido (BaO2) son – 553,5 y – 634,3 kJ/mol, respectivamente.
i. Calcule la variación de entalpía estándar de la reacción de descomposición del
peróxido de bario para dar óxido de bario y oxígeno. Indique si la reacción es
endotérmica o exotérmica (1,75 puntos)
BaO2(s)  BaO(s) +1/2 O2(g)

 H0descomposición =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)
H0desc. =(1 mol).(-553,5 KJ/mol)- (1 mol).(-634,3 KJ/mol)= 80,8 kJ
La reacción de descomposición del peróxido de bario es endotérmica
puesto que la variación de entalpía de la reacción es positiva.
Para que se descomponga un mol de peróxido de bario el sistema debe
absorber 80,8 kJ.


ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran 1200 kJ. Calcule el número de moles de O2(g)
que se forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin reaccionar. (0,75 puntos)
Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.


ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran 1200 kJ. Calcule el número
de moles de O2(g) que se forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin
PAU 2011
reaccionar. (0,75 puntos)
Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.
BaO2(s)  BaO(s) +1/2 O2(g)
•¿Se descompone todo el peróxido de bario? El propio enunciado ya
da a entender que queda peróxido sin descomponerse.
•¿De qué depende la cantidad que se va a descomponer?
•¿De qué depende la cantidad formada de productos?


ii. A una muestra de 500 g de BaO2(s) le suministran 1200 kJ. Calcule el número
de moles de O2(g) que se forman y los gramos de BaO2(s) que quedan sin
PAU 2011
reaccionar. (0,75 puntos)
Datos: Masas atómicas: Ba = 137,33 u; O = 16 u.
BaO2(s)  BaO(s) +1/2 O2(g)
Para que se descomponga un mol de peróxido de bario el sistema debe
absorber 80,8 kJ.
1200 kJ se
suministran
1 mol de BaO2(s) se descompone
169,3 g de BaO2(s)
80,8 kJ
1 mol de BaO2(s)
= XX g de de BaO2(s) se descomponen
La cantidad de producto formado en una reacción química, al igual que
en los problemas de reactivo limitante, viene determinada por el
factor que limita. En casos como éste, o se termina el BaO2 o no hay
suficiente energía para descomponerlo
PAU 2011

P3
Las entalpías estándar de combustión del C2H2(g),
C2H6(g) y del H2(g), son -1300, -1560 y -286 kJ/mol,
respectivamente:
i. Calcule la entalpía estándar para la reacción de
hidrogenación del etino a etano:
C2H2(g) + 2 H2(g) C2H6(g) (2,0 puntos)
ii. Calcule la variación de entalpía asociada a la
hidrogenación de 500 g de etino gas en condiciones
estándar. (0,5 puntos)
Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u
PAU 2011


P4 Calcule la entalpía estándar de formación del
metanol líquido a partir de los siguientes datos:
ΔHºf[H2O(l)] = - 285,5 kJ/mol; ΔHºf[CO2(g)]=-393,5
kJ/mol; ΔHºcombustión[CH3OH(l)] = - 714,4 kJ/mol.
CA. En el laboratorio se desea determinar el calor de
la reacción ácido-base del hidróxido de sodio con el
ácido clorhídrico. Dibuje un esquema del dispositivo
experimental e indique el material utilizado. NO
ENTRA EN ESTE EXAMEN
PAU 2012
PAU 2012





JUNIO ESPECÍFICA
P1 La combustión de amoniaco, NH3(g), genera NO(g) y
H2O(g), liberándose 226 kJ/mol de amoniaco en
condiciones estándar.
i. Escriba la ecuación química ajustada para la combustión
del amoniaco y calcule la entalpía estándar de formación
del amoniaco gaseoso. (2,0 puntos)
ii. Calcule la energía liberada en la obtención de 50 g de
NO(g) . (0,5 puntos)
Datos: ΔHºf[NO(g)] = 90,25 kJ/mol; ΔHºf[H2O(g)] = 241,82 kJ/mol. Masas atómicas: N = 14 u, O = 16 u
PAU 2012


JUNIO GENERAL
CA. Las entalpías estándar de combustión del C(grafito)
y del CO(g) son: -393,51 y -283,0 kJ mol-1,
respectivamente. En ambos casos se obtiene CO2(g).
Calcule la entalpía estándar de formación del CO(g).
JULIO GENERAL
PAU 2012
P2 A partir de los siguientes datos de energías de
ruptura de enlaces (ED):

Molécula
enlace
ED (kJ mol-1)
H2
H- H
436
N2
N=N
946
NH3
N-H
389
Estime la entalpía estándar de formación de la
molécula de amoníaco. Todos los datos se
refieren a condiciones estándar.
PAU 2012
JULIO GENERAL
Cc. A. Calcule la entalpía estándar de la reacción:
3 H2(g) + O3(g)  3 H2O(g)
A partir de las entalpías de reacción:
(1) 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ΔH1 = - 483,6 kJ
(2) 3 O2(g)  2 O3(g)
ΔH2 = + 284,6 kJ
PAU Asturias
Anteriores a 2010
El modelo de examen era distinto al actual, se
debían elegir 4 problemas de los 6 propuestos
Junio 2005 El metanol se puede obtener industrialmente a partir de la reacción:
2 H2(g) + CO(g)  CH3OH(l)
∆Hº = -128,0 kJ
A) Si la entalpía de formación del monóxido de carbono es -110,5 kJ/mol, calcular la entalpía molar
de formación del metanol líquido. B) Si la entalpía de vaporización del metanol es 35,2 kJ/mol,
calcular la entalpía de formación del metanol en estado de vapor.

2 H2(g) + CO (g)  CH3OH(l)
A) Hf0 (CO) = -110.5 Kj/mol
H0 = – 128,0 kJ
Hf0 (CH3OH) = ?
 H0 =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)
 H0 = Hf0(CH3OH)– Hf0(CO)
Hf0(CH3OH) = -238,5 KJ/mol
B) CH3OH(l)  CH3OH(g)

H0V = 35,2 kJ/mol
H0V = Hf0(CH3OH)(g) - Hf0(CH3OH)(l)
despejando y sustituyendo
Hf0(CH3OH)(g)= -203,5kJ
Junio 2004 A) Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
∆Hº1 = -393 kJ
2C(s) + O2(g)  2CO(g)
∆Hº2 = - 218 kJ
¿Qué cantidad de energía se produce en la combustión completa de 56 g de CO(g)?

Combustión completa de CO

CO + ½ O2 CO2

Aplicando la ley de Hess ....

(3) = - ½ (2) + (1)

∆Hº3 = -1/2 ∆Hº2 + ∆Hº1= -284 kJ

56 g de CO. 1mol CO/28 g de CO.(-284 KJ)/1 mol CO=

= -568 KJ

568 kJ se desprenden cuando se queman
completamente 56 g de CO
Junio 2001 Utilizando los datos de la siguiente tabla:
(a) Obtener el valor de la variación de entalpía de la reacción:
C(g) + 2H2(g) CH4(g)
y justificar si es exotérmica o endotérmica.
(b) Estimar el valor de la energía media de enlace C−H
(1) C(s)C(g)
717 KJ/mol
(2) C(s) + 2H2(g) CH4(g) -75 KJ/mol
(3) C(g) + 2H2(g) CH4(g) ??
Aplicando la ley de Hess …..
(3) = (2) –(1)
ΔH3= ΔH2- ΔH1=(-75-717) kJ/mol= -792 KJ/mol
Ahora que conocemos ΔH3 expresamos la variación de entalpía de
esta reacción en función de las energías de enlace:
H0 =  ni · Ee(enl. rotos) –  nj · Ee(enl. formados)
ΔH3= 2 EH-H-4 EC-H
-792 Kj = 2.436 Kj – 4. EC-H
EC-H= 416 KJ/mol
Septiembre 2006 A) Definir el término entalpía molar estándar
de formación de la nitroglicerina: C3H5N3O9(l)



La entalpía estandar molar de formación de
un compuesto, Hfº es igual al cambio de
entalpía de la reacción en la que se forma 1
mol de ese compuesto a la presión de 1
atmósfera a partir de los elementos que lo
componen en sus estados estables en esas
condiciones.
En el caso de la nitroglicerina:
3 C(s) + 5/2 H2(g) +3/2 N2(g) + 9/2 O2(g)  C3H5N3O9(l) Hfº
B) A partir de la siguiente tabla de entalpías de formación:
Compuesto NO2(g) CO2(g) H2O(g) ∆Hºf / kJ mol-1+34 -394 242 y de la ecuación termoquímica que representa la combustión
de la nitroglicerina:
C3H5N3O9(l) + 11/4 O2(g)  3CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 3NO2(g) ∆HºC= -1540 kJ mol-1
Calcular la entalpía estándar de formación de la nitroglicerina.

Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :

 H0c =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)

-1540 KJ= 3 Hf0CO2+ 5/2 Hf0H2O + 3. Hf0NO2 - Hf0nitroglicerina
Hf0nitroglicerina=-145 KJ/mol
C) Calcular la energía desprendida en la explosión de 12,0 g de
nitroglicerina según la ecuación:
C3H5N3O9(l)  3CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 3/2 N2(g) +1/2 O2(g)




Para poder calcular la energía desprendida en la explosión de 12g
de nitroglicerina debemos calcular la variación de entalpía de la
reacción anterior:
 H0explosión =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)
Teniendo en cuenta que la entalpía de formación de las
sustancias elementales es 0
 H0explosión = 3 Hf0CO2+ 5/2 Hf0H2O - Hf0nitroglicerina= 3.(394)Kj+5/2 (-242)+145KJ= -1642 KJ/mol

Al explotar 1 mol de nitroglicerina se desprenden 1642 KJ

Calculamos la masa molecular de la nitroglicerina C3H5N3O9

MC3H5N3O9= 12.3 + 5.1 + 14.3 + 16.9= 227 g/mol
12 g nitro
1 mol
1642 KJ se desprenden
= 86,80 KJ se desprenden
227 g nitro
1 mol nitro
al explotar 12 g de
nitroglicerina
Septiembre 2007 El metanol se obtiene industrialmente a partir de
monóxido de carbono e hidrógeno de acuerdo con la reacción:
CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(g)
Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:
(1) CO(g) + ½ O2(g)  CO2 (g)
ΔHº = -283,0 kJ
(2) CH3OH(g) + 3/2 O2(g)  CO2 (g) +2 H2O (g)
ΔHº = -764,4 kJ
(3) H2(g) + ½ O2(g)  H2O (g)
ΔHº = -258,8 kJ
Calcular:

El cambio de entalpía para la reacción de síntesis industrial del metanol
indicando si la reacción es endotérmica o exotérmica

Calcular la energía calorífica implicada en la síntesis de un Kg de
metanol, indicando si es calor absorbido o desprendido en la reacción.
Masas atómicas (u): C = 12,0; H = 1,0; O = 16,0
(4) CO (g) + 2 H2(g)  CH3OH (g)
(1) CO (g) + 1/2 O2(g)  CO2 (g)
(2) CH3OH (g) +3/2 O2(g)  CO2 (g)+H2O (l)
(3) H2 (g) + ½ O2(g)  H2O (l)

Aplicando la Ley de Hess …. (4) = (1) –(2) + 2.(3)
ΔH4= -83KJ + 764,4 KJ + 2 (-258,8) Kj = -36,2 KJ
La reacción es exotérmica

1 kg metanolx 103g/1 kg x 1 mol CH3OH/32 gCH3OH
x 36,2 KJ se desprenden/1 mol CH3OH se forma =
1131,25 Kj se desprenden al formarse 1 Kg de metanol
por reacción de CO y H2
Junio 2003 Utilizando los datos siguientes:
Sustancia
C2H6 (g)
CO2 (g)
H2O (l)
ΔHf (KJ/mol)
- 84,7
- 394,0
- 286,0
A) Calcular las entalpías de combustión del carbón, C(s) y del etano.
B) A partir de los resultados del apartado anterior, calcular qué
combustible posee mayor entalpía específica (entalpía de combustión
por kilogramo de combustible).
C) El dióxido de carbono generado en las combustiones contribuye a la
contaminación atmosférica. ¿Cuál es su efecto? Indicar otros tres
gases responsables de este tipo de contaminación. Datos: Masas
atómicas: C = 12, H = 1

C (s) + O2(g) CO2(g)

ΔHf(CO2)= ΔH combustión del carbón = -394 KJ/mol

C2H6(g) + 7/2 O2 (g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g)
ΔH combustión del C H = 2 Hf0CO2+ 3.Hf0H2O - Hf0C2H6
2
6
ΔH combustión del C2H6=-1561,3 KJ
1 kg carbón x 103g/1 kg x 1 mol C/12 g de C x 394 KJ se
desprenden/ 1 mol de C= 32833,3 KJ
1 kg C2H6x 103g/1 kg x 1 mol C2H6/30g de C2H6 x 1561,3 KJ se
desprenden/ 1 mol de C2H6= 52043,3 KJ

Entalpía específica del C= -32833,3 KJ/Kg

Entalpía específica del C2H6= -52043,3 KJ/Kg
Septiembre 2002 El empleo de metanol como combustible
alternativo a los hidrocarburos puede resultar interesante por
razones de coste económico. Sin embargo, se deben tener en
cuenta también factores termodinámicos.
a) Calcular los calores de combustión, en KJ/mol, del metanol y del
octano (En ambos casos el agua formada está en estado líquido)
Entalpías de formación: ΔHºf (KJ / mo1): CO2 (g) = -393,5; H2O(l) =
-285,8; CH3OH (l) = - 238,6; C8H18 (l) = -249,9.
b) Razonar qué combustible de los anteriores resulta más
interesante si el coste de producción de cada litro de metanol es
aproximadamente la mitad que el del octano.
Densidades (g/cm3): metanol=0,80; octano=0,70 Masas molares
(g/mol): metanol=32; octano=114
CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)
 H0c =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)
 H0c = Hf0CO2+ 2 Hf0H2O - Hf0CH3OH
 H0combustión CH3OH= - 726,5 KJ/mol
C8H18(l) + 25/2 O2 (g)  8 CO2 (g) + 9 H2O (l)
 H0c =  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)
 H0c = 8 Hf0CO2+ 9 Hf0H2O - Hf0C8H18
 H0combustión C8H18= - 5470,3 KJ/mol


1 litro CH3OH (l) x 103 cm3/1litro x 0,80g
CH3OH (l) /1 cm3 x 1 mol CH3OH (l) /32 g
CH3OH (l) x 726,5 kJ se desprenden/1 mol
metanol se quema = 18162,5 KJ se desprenden
cuando se quema 1 litro de metanol
1 litro C8H18 (l) x 103 cm3/1litro x 0,70g C8H18
(l) /1 cm3 x 1 mol C8H18 (l) /114 g C8H18 (l) x
5470,3 kJ se desprenden /1 mol octano se quema =
33589,56 KJ se desprenden cuando se quema
1 litro de octano

18162,5 KJ se desprenden cuando se quema 1 litro de metanol

33589,56 KJ se desprenden cuando se quema 1 litro de octano


Dado que dos litros de metanol cuestan
aproximadamente lo mismo que 1 litro de octano, el
metanol es más interesante desde el punto de vista
económico. (36325 KJ >33589,56 KJ).
Nota: El problema permite que tengamos en cuenta
factores medioambientales
( 1 litro metanol 25 moles metanolproducen 25 moles de
CO2 cuando se queman)
( 1 litro octano 6,14 moles octano producen 2OO moles de
CO2 cuando se queman)

Junio 2002
Dadas las entalpías en kJ de las siguientes reacciones a 25ºC:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) -572 kJ
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 C O2 (g) + 6 H2O (l) -3120 kJ
C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 C O2 (g) + 2 H2O (l) -1411 kJ
a) Escribir la reacción de hidrogenación del eteno, y deducir si se
trata de una reacción endotérmica o exotérmica.
b) Predecir razonadamente el signo para su cambio de entropía, y
razonar por qué puede ser espontánea a bajas temperaturas, y
sin embargo no serlo a altas. NO ENTRA EN ESTE EXAMEN
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g)
a) Se escribe la reacción de hidrogenación de eteno para dar etano, que
será la reacción problema:
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g)
Para determinar el signo de su entalpía, lo que indicará si es un proceso
exotérmico o endotérmico, se combinan las tres reacciones del
enunciado hasta conseguir la principal, y se procede de igual modo con
sus valores de entalpías (Ley de Hess):
1/2 · [ 2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l) ]
-1/2 · [ 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g)  4 C O2 (g) + 6 H2O (l) ]
C2H4 (g) + 3 O2 (g)  2 C O2 (g) + 2 H2O (l)
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g)
Luego, la expresión matemática que quedaría sería:
Hº hidrogenación = 1/2 · (-572) - 1/2 · (-3120) + (-1411) = - 137 kJ
Como el signo de la entalpía es negativo, el proceso es exotérmico,
transcurre con desprendimiento de energía.
JUNIO 00
Debe elegir entre etino y propano, el combustible de una calefacción.
Suponga que:
a) Reactivos y productos son gases.
b) La capacidad del depósito no es un problema.
c) El precio de ambos combustibles es análogo.
1) ¿Qué condición es necesaria para que una reacción sea espontánea?.
¿Qué podría decir sobre la espontaneidad de la combustión de etino y
propano?.
2) ¿Cuál de los dos combustibles elegiría?. ¿Por qué?.
Datos:ΔHcombustión (KJ·g-1): Etino =-50; Propano =-50. Masa molares (g·mol-1):
H=1; C=12.
SEPTIEMBRE 98
Un amigo le sugiere que con un catalizador adecuado, los gases
componentes del aire (N2 y O2), podrían reaccionar con el vapor
de agua, consiguiendo que los océanos pasasen a ser disoluciones
diluidas de HNO3.
a) Si los océanos estuviesen a 25ºC, desde el punto de vista
termodinámico, ¿qué podría contestar a esta sugerencia? Si cree
que no es posible que ocurra espontáneamente a esa
temperatura, ¿cree que podrá ocurrir a otra?
b) Si los océanos pasasen a ser HNO3 (aq), ¿qué repercusiones
tendría en el medio ambiente?.
Datos (25ºC): ΔHºf (kJ): H2O (g) = -242 ; HNO3 (aq) = -207;ΔGºf
(kJ): HNO3 (aq) = -111 ; H2O (g) = -229.
Suponga ΔHº reacción constante con la temperatura.