SOLUCIONES TERMOQUÍMICA ARAGÓN RESPUESTA A LA

SOLUCIONES TERMOQUÍMICA ARAGÓN
RESPUESTA A LA PREGUNTA 5 OPCION 1 (JUNIO 2001 LOGSE)
5) Los calores de combustión del metano y butano son 890 kJ/mol y 2876 kJ/mol
respectivamente, a) Cuando se utilizan como combustibles, ¿cuál generaría más calor para la
misma masa de gas, el metano o el butano? ¿Cuál generaría más calor para el mismo volumen de
gas? b) Calcule la diferencia de calor desprendido al quemar 10 g de cada uno de estos
gases, así como la diferencia al quemar 10 litros de cada uno (medidos a 0° C y 1 atm).
Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Masa molecular CH4 = 12 + 4 · 1 = 16
Masa molecular C4H10 = 4 · 12 + 10 · 1 = 58
a) Para la misma masa, calor de combustión para un gramo:


En el CH4 = 890/16 = 55,625 kJ/g
En el C4H10 = 2876/58 = 49,586 kJ/g
Es mayor en el metano
Para el mismo volumen, calor de combustión para un litro (medido a 0ºC y 1 atm, 1 mol ocupa 22,4
litros)


En el CH4 = 890/22,4 = 39,732 kJ/L
En el C4H10 = 2876/22,4 = 128,393 kJ/L
Es mayor en el butano
b) Combustión de 10 gramos:


En el CH4 = 55,625 · 10 = 556,25 kJ
En el C4H10 = 49,586 · 10 = 495,86 kJ
Diferencia = 556,25 - 495,86 = 60,39 kJ a favor de CH4
Combustión de 10 litros:


En el CH4 = 39,372 · 10 = 393,72 kJ
En el C4H10 = 128,393 · 10 = 1283,93 kJ
Diferencia 1283,93 - 397,32 = 886,61 kJ a favor del butano
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCIÓN 1 (SEPTIEMBRE 2001 LOGSE)
5)Una mezcla de metano y acetileno (etino) se mezcla con oxígeno y se quema totalmente. Al final de la operación se recogen 2,20 g de
dióxido de carbono y 0,72 g de agua. Calcular la cantidad en gramos de metano y de acetileno que se ha quemado.
Masas atómicas: Carbono = 12; hidrógeno = 1; oxígeno = 16
Masa molecular CH4 = 12 + 4 = 16
Masa molecular C2H2 = 24 + 2 = 26
Masa molecular CO2 = 12 + 36 = 44
Masa molecular H2O = 2 + 16 = 18
Moles totales de CO2 obtenidos = 2,2/44 = 0,05 moles
Moles totales de H2O obtenidos = 0,72/18 = 0,04 moles
Las reacciones de combustión del metano y acetileno son, respectivamente:


CH4 + 2 O2  CO2 + 2 H2O
C2H2 + 5/2 O2  2 CO2 + H2O
Según las relaciones estequiométricas, por cada "x" moles de CH4 quemados se obtienen "x" moles de
CO2 y "2x" moles de H2O, y por cada "y" moles de C2H2 quemados se obtienen "2y" moles de CO2 e "y"
moles de H2O, por lo que deberá cumplirse:


Para CO2 : x + 2y = 0,05
Para H2O: 2x + y = 0,04
Resolviendo el sistema se obtiene:
x = 0,01 moles de CH4 quemados,
y = 0,02 moles de C2H2 quemados
que equivale a:
0,01·16 = 0,16 gramos de CH4
0,02· 26 = 0,52 gramos de C2H2
RESPUESTA A LA PREGUNTA 1 OPCIÓN 1 JUNIO 2002
1) Explique razonadamente las siguientes cuestiones:
a) Se sabe que la reacción: A (s) -->B (s) + C (g), es espontánea. Si en esta reacción ΔS(variación de entropía) es positivo, ¿podemos
deducir que ΔH(variación de entalpía) debe ser negativo?
b) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse?
c) Una determinada reacción de hidrogenación es exotérmica y espontánea pero muy lenta si se realiza a 25 °C y presión atmosférica.
¿Qué puede decir (magnitud o signo) acerca de los valores de ΔH, ΔG (variación de energía libre) y Energía de activación? Si se añade un
catalizador a la reacción ¿qué valores de los anteriores se modificarán?
a) Teniendo en cuenta que para que una reacción sea espontánea ΔG debe ser negativo y
que su valor viene dado por ΔG = ΔH - T.ΔS, si la variación de entropía (ΔS) es positiva, la
variación de entalpía (ΔH) también podría ser positiva, siempre que no supere en valor
absoluto al producto TΔS
b) En una reacción endotérmica la variación de entalpía es positiva, por tanto para que
la variación de energía libre sea negativa, necesariamente la variación de entropía debe
ser positiva y la temperatura suficientemente elevada para que el producto TΔS sea
superior en valor absoluto a la varicación de entalpía
c) Por ser la reacción exotérmica la variación de entalpía es negativa y su magnitud
dependerá de lo exotérmica que sea. Por ser la reacción espontánea la variación de
energía libre es negativa. La energía de activación sólo puede ser positiva y su valor
elevado por ser lenta.
Tanto la entalpía como la energía libre son funciones de estado (su variación sólo
depende del estado inicial y final y no del camino seguido) por lo que no les afecta la
presencia del catalizador. Si que se modifica la energía de activación necesaria para
formar el complejo intermedio necesario para que transcurra la reacción
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 2 JUNIO 2002
4) Una bombona de gas contiene 27,5 % de propano y 72,5 % de butano en masa. Calcule los litros de dióxido de carbono, medidos a 25
°C y 1,2 atmósferas, que se obtendrán cuando se quemen completamente 4,0 g del gas de la bombona anterior.
Masas atómicas: Carbono = 12; hidrógeno = 1.
R= 0,082 atm.l.mol-1K-1.
C3H8 + 5 O2   3 CO2 + 4 H2O
C4H10 + 13/2 O2   4 CO2 + 5 H2O
Masa molecular C3H8 = 44
Masa molecular C4H10 = 58
Gramos de C3H8 que se queman = 0,275 x 4 =1,1 gramos
Gramos de C4H10 que se queman = 0,725 x 4 = 2,9 gramos
Moles de C3H8 que se queman = 1,1/44 = 0,025 moles
Moles de C4H10 que se queman = 2,9/58 = 0,05 moles
Moles de CO2 producidos en la combustión de C3H8 = 0,025 x 3 = 0,075 moles
Moles de CO2 producidos en la combustión de C4H10 = 0,05 x 4 = 0,20 moles
Moles totales de CO2 = 0,275 moles
PV = nRT; V = (0,275x 0,082 x 298)/1,2 = 5,6 litros
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCIÓN 1 (SEPTIEMBRE 2002 LOGSE)
2) Para una reacción química A(g)+ B(g) <==> C(g), donde ΔH= - 80 kJ y ΔS= -190 J.K-1,calcule cuál es el límite de temperatura a la que
se puede trabajar para que la reacción sea espontánea. ¿Qué significan los signos negativos de ΔH y de ΔS?
Sabemos que para una reacción sea espontánea debe cumplirse que la energía libre que viene dada por
sea menor que cero
Planteando la desigualdad, debe cumplirse:
-80000 - T(-190) < 0
de donde se deduce que para valores de T< 421,05 K, la energía libre es negativa
Por encima de esa temperatura la reacción no sería espontánea
El valor negativo de la variación de entalpía significa que la energía sale del sistema. Se trata de una
reacción exotérmica
El valor negativo de la variación de entropía significa que no aumenta el desorden (disminuye el
desorden, hay más orden)
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCIÓN 1 (SEPTIEMBRE 2002 LOGSE)
5) a) Escribir las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de formación estándar, a partir de sus elementos,
del dióxido de carbono, agua y ácido metanóico o fórmico, y la reacción de combustión de este último, b) Determinar la
entalpía estándar de combustión del ácido metanóico
Datos: Punto de fusión del ácido metanóico = 8,4 °C; punto de ebullición = 100,7 °C.
Entalpías de formación estándar: Agua =-285,8 kJ.mol-1; Dióxido de carbono = - 393,5 kJ.mol-1; Ácido metanóico = - 409
kJ.mol-1.
a) Ecuaciones termoquímicas




Formación del dióxido de carbono: C (graf) + O2 (g)  CO2 (g); ΔH = -393,5 kJ·mol-1
Formación del agua: H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l) ; ΔH = -285,8 kJ·mol-1
Formación del ácido fórmico:C (graf) + O2 (g) + H2 (g)  H-COOH(l); ΔH =-409 kJ·mol-1
Combustión del ácido fórmico: H-COOH (l) + 1/2 O2 (g)  CO2 (g) + H2O (l); ΔH = ?
b) Sumando las 2 primeras ecuaciones y restando la 3º sale la ecuación correspondiente a la entalpía de
combustión del ácido metanóico
(+1) C (graf) + O2 (g)  CO2 (g); ΔH = -393,5 kJ·mol-1
(+1) H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l); ΔH = -285,8 kJ·mol-1
(-1) C (graf) + O2 (g) + H2 (g)  H-COOH(l); ΔH = -409 kJ·mol-1
-------------------------------------------------------------------------------H-COOH (l) + 1/2 O2 (g)  CO2 (g) + H2O (l); ΔH = -393,5 - 285,8 - (-409) = -270,3 kJ·mol-1
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 1 JUNIO 2003
3)Razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones:
a) Las reacciones endotérmicas tienen energías de activación mayores que las reacciones exotérmicas
b) En una reacción, A ----> B, se determina que, a una cierta presión y temperatura, la reacción es espontánea y endotérmica, por lo que B
tiene una estructura más ordenada que A.
c) En un proceso espontáneo la variación de entropía del sistema puede ser nula
a) Falsa
La energía de activación es la barrera de energía que tienen que superar los reaccionantes para que el
choque de lugar a reacción y es independiente de que la reacción sea exotérmica o endotérmica
b) Falso
Dado que para que una reacción sea espontánea, la energía libre ΔG debe ser negativa y su valor se
calcula:
ΔG = ΔH - TΔS
En donde ΔH es la variaciσn de entalpía que es positiva en reacciones endotérmicas
Para que la variación de energía libre sea negativa, la variación de entropía ΔS debe ser positivo (ya que T
es la temperatura absoluta siempre positiva) y lo es cuando hay un aumento de desorden. Como en este
caso nos dicen que hay ordenación, concluimos que es imposible. Es decir, para reacciones endotérmicas
con disminución de desorden, la reacción no es espontánea para ninguna temperatura
c) Verdadero
No hay inconveniente, siempre que la variación de entalpía sea negativa (reacción exotérmica)
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 2 JUNIO 2003
4)a) Calcule la entalpía estándar de la reacción que tiene lugar en la etapa final de la producción de ácido nítrico: NO 2 (g) + H2O (l) 
HNO3 (ac) +NO (g) en la que el dióxido de nitrógeno gas se disuelve en agua (líquida) dando ácido nítrico (acuaso) y monóxido de
nitrógeno (gas)
Datos: ΔHfº (dióxido de nitrógeno,gas) = +33,2 kJ·mol-1
ΔHfº (monóxido de nitrógeno, gas) = 90,25 kJ·mol-1
ΔHfº (ácido nítrico, acuoso) = -207,4 kJ·mol-1
ΔHfº (agua, líquida) = - 241,8 kJ·mol-1
b) Calcule la molaridad de la disolución de ácido nítrico que se obtendrá si se parte de 10 litros de dióxido de nitrógeno, medidos a 25ºC y 3
atmósferas y se hace reaccionar con 4 litros de agua. (Suponga que el volumen de líquido, 4 litros, no cambia al disolver el gas). R= 0,082
atm·l·mol-1·K-1
a.
Ajustada la reacción queda:
3NO2 (g) + H2O (l)  2HNO3 (ac) + NO (g)
La variación de entalpía de la reacción vendrá dada por:
ΔH = (-207,4 · 2 + 90,25) - (+33,2 · 3 - 241,8) = -324,55 - (-142,2) = -182,35 kJ
b. Calculamos los moles de NO2
n = PV/RT = (3 · 10)/(0,082 · 298) = 1,2277 moles
Como por cada 3 moles de NO2 se obtienen 2 de HNO3, los moles que se obtienen de ácido nítrico serán:
1,2277· 2/3 = 0,8185 moles de HNO3
y la molaridad será:
0,8185/4 = 0,2046 M
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCIÓN 1 SEPTIEMBRE 2003
3) Explique razonadamente las siguientes cuestiones:
a) Cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción en la que ΔH<O y ΔS<O, siendo estas dos magnitudes constantes con
la temperatura.
b) La entalpia de formación del agua a 298 K es -286 kJ/mol. Sin embargo, cuando se mezclan a 298 K el hidrógeno y el oxígeno, no se
observa reacción apreciable.
c) La Ley de Hess es una consecuencia directa de que la entalpia es una función de estado.
a. La espontaneidad de una reacción viene determinada por el valor de la energía libre de Gibbs,
cuyo valor se calcula a partir de
ΔH - T·ΔS, en donde ΔH es la variación de entalpía y ΔS es la variación de entropía. Si la
variación de energía libre es negativa la reacción será espontánea, si es positiva la reacción no se
producirá espontáneamente y si es igual a 0 la reacción se encontrará en equilibrio. En nuestro
caso el término ΔH es negativo (reacción exotérmica) pero el segundo término T·ΔS, al ser ΔS
negativo (disminución de desorden), como tiene el signo negativo delante se convierte en
positivo y, consecuentemente, habrá una temperatura determinada para la cual la energía libre
será nula (estará en equilibrio), para temperaturas mayores de esa temperatura de equilibrio, la
variación de energía libre será positiva, por tanto no espontánea, y por debajo de esa temperatura
de equilibrio la energía libre será negativa y la reacción espontánea. Resumiendo, para
temperaturas bajas la reacción es espontánea y para temperaturas altas la reacción no es
espontánea
b. Como en esta reacción 2H2 + O2  2H2O, se obtienen 2 moléculas a partir de 3 (además de
c.
pasar de gases a líquido), es decir, se produce una disminución de desorden, AS es negativo y,
por tanto, estamos en el caso del apartado anterior, que para unas temperaturas relativamente
elevadas la reacción no se producirá espontáneamente, al resultar la variación de energía libre
positiva.
Es correcto. Si en una reacción química se pasa de un estado A a uno C, por un camino directo
(camino 1) o bien, se llega desde el estado A al C por otro camino pasando por un estado
intermedio B (camino 2), al ser la variación de entalpía una función de estado, su variación
dependerá exclusivamente del estado A y del C y no del camino directo o indirecto que hayamos
seguido. Por tanto, si sumamos las variación de entalpia asociada al paso de A a B y la asociada
del paso de B a C, deberá sumar lo mismo que la energía asociada para pasar de A a C
directamente (que es lo que afirma la ley de Hess)
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 JUNIO 2004
2) Escriba las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de formación estándar, a partir de sus elementos, del dióxido de
carbono, agua y ácido metanóico o fórmico, y la reacción de combustión de este último.
Las ecuaciones químicas para los procesos en condiciones estándar son:




Formación del dióxido de carbono: C (grafito) + O 2 (g)  CO2 (g)
Formación del agua: H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l)
Formación del ácido fórmico: C (grafito) + H2 (g) + O2 (g)  H-COOH (l)
Combustión del ácido fórmico: H-COOH (l) + 1/2 O2 (g)  CO2 (g) + H2O (l)
En realidad no son procesos termoquímicos ya que no se proporcionan los datos de entalpía
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2005
Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) No basta que una reacción química sea exotérmica para que sea espontánea
b) La variación de entropía de una reacción espontánea puede ser negativa
c) Muchas reacciones endotérmicas transcurren espontáneamente a bajas temperaturas
Para que una reacción sea espontánea, la variación de energía libre ΔG debe ser negativa. Su valor se
calcula:
ΔG = ΔH - TΔS
en donde ΔG es la energía libre, ΔH es la variación de entalpía (positiva en reacciones endotérmicas y
negativa en exotérmicas) e ΔS es la variación de entropía (positiva si aumenta desorden y negativa si
disminuye desorden)
a)Verdadero. Si la reacción es exotérmica ΔH es negativa, pero ΔG podria ser > 0 si el factor -TΔS se
hace positiva y mayor en valor absoluto que ΔH . Esto podrá suceder si disminuye el desorden (ΔS
negativo) y especialmente a temperaturas altas. Sólo si la la variación de entropía es positiva, podemos
decir que las reacciones exotermicas son espontáneas a todas las temperaturas
b) Verdadero. Aunque el factor -TΔS se hace positivo al ser negarivo ΔS, si la reacción es exotérmica y
el valor negativo de ΔH es mayor en valor aboluto que -TΔS, la reacción a pesar de tener variación de
entropia negativa será espontánea.
c) Falso en general ya en reacciones endotérmicas la tendencia a ser espontáneas crece con variaciones de
entropía positivas elevadas y temperaturas altas. Aunque podria ser que alguna reacción endotérmica de
ΔH pequeño y con ΔS grande fuera espontánea a baja temperatura.
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2006
5)Determinar la entalpía de reacción para el proceso:
C3H4 (g) + 2H2 (g)  C3H8 (g)
A partir de los siguientes datos:
-Entalpía estándar de combustión del C3H4 (g) = -1937 kJ/mol
-Entalpía estándar de combustión del C3H8 (g) = -2219 kJ/mol
-Entalpía estándar de formación del H2O (l) = -286 kJ/mol
Los datos que nos proporcionan corresponden a las siguientes ecuaciones químicas:
C3H4 (g) + 4 O2 (g)  3 CO2 (g) + 2 H2O (l); ΔH = -1937 kJ
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l); ΔH = -2219 kJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l); ΔH = -286 kJ
Si dejamos la primera ecuación como está, la segunda la multiplicamos por -1 y la tercera la
multiplicamos por 2, nos queda:
C3H4 (g) + 4 O2 (g)  3 CO2 (g) + 2 H2O (l); ΔH = -1937 kJ
3 CO2 (g) + 4 H2O (l)  C3H8 (g) + 5 O2 (g); ΔH = +2219 kJ
2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (l); ΔH = 2(-286) kJ
Y sumando las 3 ecuaciones:
C3H4 (g) * 2 H2 (g)  C3H8 (g); ΔHT = -1937 + 2219 - 572 =
-290 kJ
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 1 JUNIO 2008
5)Las entalpías de combustión del propano y el butano, a 25ºC y 1 atm, son -2220 kJ/mol y -2876 kJ/mol, respectivamente
a) Calcula la diferencia de calor desprendido al quemar 10 gramos de cada uno de estos gases.
b) Calcula la diferencia de calor desprendido al quemar 10 litros de cada uno de estos gases, medidos a 25ºC y 1 atm.
Masas atómicas: Carbono: 12; Hidrógeno: 1; R = 0,082 atm.l.mol-1.K-1
Masa molecular del propano C3H8 = 36+8 = 44
Masa molecular del butano C4H10 = 48+10 = 58
a) 10 gramos de propano son: 10/44 = 0,22727 moles
Por lo que el calor desprendido por los 10 gramos de propano será: 0,22727x2220 = 504,54 kJ
10 gramos de butano son: 10/58 =0,17241 moles
Por lo que el calor desprendido por los 10 gramos de butano será: 0,17241x2876 =495,85 kJ
b)10 litros de cualquiera de los gases son un número de moles: n = PV/(RT) = 1x10/(0,082x298) = 0,4092
moles
Por lo que el calor desprendido por el propano será: 0,4092x2220 = 908,42 kJ
Y el calor desprendido por el butano será: 0,4092x2876 = 1176,86 kJ
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 2 JUNIO 2008
2)Responde, justificando brevemente la respuesta, a las siguientes afirmaciones:
a) Para una reaccion espontánea con  S positivo, ¿será obligatoriamente  H negativo?
b) ¿Qué condiciones deben cumplirse para que una reacción endotérmica sea espontánea?
c) ¿Qué efecto tiene sobre  H de una reacción la adición de un catalizador?
Recordemos que para que una reacción sea espontánea la variación de energía libre  G debe ser negativa
y que su valor viene dado por:
 G =  H - T.  S
en donde  H es la variación de entalpía y  S es la variación de entropía
a) Si  S es positivo,  H puede ser, incluso, positivo, siempre que su valor no exceda al del producto T
S. Naturalmente que si  H es negativo la reacción siempre será espontánea.
b) En una reacción endotérmica  H es positivo y, para que la reacción sea espontánea, obligatoriamente
 S debe ser positivo y, además, que el producto T S sea mayor que el  H. Sólo así  G será negativo.
c) El  H de una reacción viene dado por la diferencia de energía entre los productos y los reactivos.
Como el catalizador afecta a la energía de activación, pero no a las energías de los reactivos ni a la de los
productos, el catalizador no afecta al  H.
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 SEPTIEMBRE 200
2. Indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Una reacción exotérmica siempre es espontánea
b) La presencia de catalizador permite obtener mayor cantidad de productos en una reacción química.
c) Se puede construir una pila con dos electrodos cuyos potenciales de reducción estándar sean ambos positivos
a) Falsa. Para que una reacción sea espontánea debe ser la variación de energía ΔG
negativa. Esta variación viene dada por: ΔG = ΔH - T ΔS, en donde ΔH es la variación
de entalpía, T la temperatura absoluta y ΔS la variación de entropía.
Aunque ΔH en una reacción exotérmica es negativa, podría suceder que si ΔS es
también negativo (disminución de desorden) y la T suficientemente alta, el valor de ΔG
se haga positivo y no ser espontánea.
b) Falsa. El catalizador no desplaza el equilibrio a la derecha (ni a la izquierda) por lo
que no se obtendría mayor cantidad de productos (ni menor). En el caso de partir de los
reactivos se llegaría al equilibrio más rápidamente, pero no se obtendrían más
productos.
c) Verdadera. Los electrones pasarían del electrodo de menor potencial (que haría de
ánodo o polo negativo) al de mayor potencial (que haría de cátodo o polo positivo) y el
voltaje de la pila vendría dado por la diferencia entre los dos valores positivos de los
potenciales de reducción. Ejemplo: se podría construir una pila con un electrodo de
cobre (potencial de reducción Cu2+/Cu = +0,34) y uno de plata (potencial de reducción
Ag+/Ag = +0,80) produciéndose los procesos: Cu  Cu2+ + 2e ; 2Ag+ +2e  2Ag
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2009
2. Indica cómo calcularías la entalpía de formación del peróxido de hidrógeno a partir de las entalpías de las siguientes reacciones: (1,5
puntos)
2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)
H2O2(l)  H2O(l) + ½ O2(g)
La primera de las ecuaciones se multiplica por ½ y la segunda se le da la vuelta (se
multiplica por –1), con lo que queda:
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
H2O(l) + ½ O2(g)  H2O2(l)
Y sumando las dos ecuaciones queda:
H2(g) + O2(g)  H2O2(l)
Que es la ecuación que corresponde a la formación del peróxido de hidrógeno
Concluyendo: hay que restar a la mitad de la entalpía de la primera reacción la
entalpía de la segunda reaccion
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 1 JUNIO 2010
3. La entalpía de reacción para el proceso:
CS2(l) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) Vale, ΔHr = -1072kJ
a) Sabiendo que la entalpía de formación del CO2(g) vale -395,5 kJ/mol y la del SO2(g) vale -296,4 kJ/mol, calcula la entalpía de
formación de CS2(l). (1,25 puntos)
b) Determina el volumen de SO2(g) recogido a 25ºC y 1 atm cuando el desarrollo de la reacción ha producido 6000 kJ. (1,25 puntos)
R = 0,082 atm l /mol K
a) Los datos que nos dan son:
CS2(l) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) ΔHr = -1072 kJ
C(s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔHf = -395,5 kJ
S(s) + O2 (g)  SO2 ΔHf = -296,4 kJ
Lo que nos piden:
C(s) + 2S(s)  CS2(l)
Para llegar a lo que nos piden con las ecuaciones que nos dan:
CO2(g) + 2SO2(g))  CS2(l) + 3O2(g)
ΔH r = +1072 kJ
La 2ª la dejamos como está
C(s) + O2 (g)  CO2 (g)
ΔHf = -395,5 kJ
La 3ª la multiplicamos por
2
2S(s) + 2O2 (g)  2SO2
2ΔHf = -296,4x2 kJ
A la 1ª le damos la vuelta
(multiplicamos por -1)
Sumando las 3 ecuaciones queda:
C(s) + 2S(s)  CS2(l) ΔHr = +1072 kJ -395,5 kJ -592,8 kJ = +83,7 kJ
b) Se obtienen 2 moles de SO2 por cada 1072 kj de energía que se produce, por los que
al producirse 6000, serán: 2x6000/1072 = 11,194 moles
que a 25ºC (298K) y 1 atm, ocuparán un volumen:
V= nRT/P = 11,194x0,082x298/1 = 273,537 litros
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 2 JUNIO 2010
3. En la combustión en condiciones estándar de 1 gramo de etanol se desprenden 29,8 kJ y en la de 1 gramo de ácido acético 14,5 kJ.
A partir de estos datos, determina la variación de entalpía estándar para la reacción:
CH3CH2OH + O2  CH3COOH + H2O (2,5 puntos)
Masas atómicas: M(C) = 12; M(O) = 16; M(H) = 1
Masa molecular etanol = 46
Masa molecular ácido acético = 60
Entalpía de combustión del etanol: ΔH = -29,8x46 = 1370,8 kJ/mol
Entalpía de combustión de ácido acético: ΔH = -14,5x60 = -870 kJ/mol
Los procesos de combustión del etanol y del ácido acético son, respectivamente:
CH3CH2OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O; ΔH = - 1370,8 kJ
CH3COOH + 2 O2  2 CO2 + 2 H2O; ΔH = -870 kJ
La 1ª ecuación la dejamos como está
CH3CH2OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O
La 2ª le damos la vuelta (multiplicamos por - 2 CO2 + 2 H2O  CH3COOH + 2 O2
1)
Sumando ambas ecuaciones queda:
CH3CH2OH + O2  CH3COOH + H2O; ΔH = - 1370,8 kJ + 870 kJ = - 500,8 kJ
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2010
3. La síntesis de glucosa en las plantas tiene lugar según la reacción:
6CO2 (g) + 6H2O (l)  C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)
Para la cual, ΔHr = 2815 kJ/mol.
a) Determinar la entalpía de formación de la glucosa. (1 punto)
b) Calcula la energía necesaria para obtener 50 gramos de glucosa mediante la reacción del enenciado. (0,75 puntos)
c) Determina los litros de oxígeno desprendidos a 25ºC y 1 atm por cada gramo de glucosa formado. (0,75 puntos)
Entalpía de formación del agua líquida, ΔHf(H2O(l)) = -285,8 kJ/mol
Entalpía de formación del dióxido de carbono gas, ΔHf(CO2(g)) = -393,5 kJ/mol
R = 0,082 atm l /mol K
a) Lo que nos piden es la entalpía de formación de la glucosa:
6C (s) + 6 H2 (g) + 3 O2 (g)  C6H12O6 (s)
Lo que nos dan:
6CO2 (g) + 6H2O (l)  C6H12O6 (s) + 6O2 (g)
ΔH = 2815 kJ/mol
ΔH = -1370,8 kJ
ΔH = + 870 kJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l)
ΔH = -285,8 kJ/mol
C (s) + O2 (g)  CO2 (g)
ΔH = -393,5 kJ/mol
Dejando la 1ª ecuación como está, y multiplicando la 2ª y 3ª por 6, y sumando, queda lo
que nos piden:
6CO2 (g) + 6H2O (l)  C6H12O6 (s) + 6O2 (g)
ΔH = 2815 kJ/mol
6H2 (g) + 3 O2 (g)  6H2O (l)
ΔH = -285,8 kJ/molx6 = - 1714,8 kJ
6C (s) + 6O2 (g)  6CO2 (g)
ΔH = -393,5 kJ/molx6 = - 2361 kJ
--------------------------------------------------
---------------------------------------------------
6C (s) + 6 H2 (g) + 3 O2 (g)  C6H12O6 (s)
ΔHT = 2815 - 1714,8 - 2361 = - 1260,8 kJ/mol
b) Masa molecular de la glucosa: 12x6 + 1x12 + 16x6 = 72 + 12 + 96 = 180
Significa que para obtener 180 gramos de glucosa (1mol) se necesitan 2815 kJ, por lo
que para obtener 50 gramos se necesitarán: 2815x(50/180) = 781,94 kJ
c) Por cada 180 gramos de glucosa formada se desprenden 6 moles de O2 (g), por lo que
por cada gramo se desprenderán: 6/180 moles.
Medidos a 25ºC y 1 atm ocuparán un volumen de: V = nRT/P =
(6/180).0,082.(273+25)/1 = 0,8145 litros
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 1 JUNIO 2011
5. Dada la siguiente reacción:
Cl2 (g) + 2 NaI (ac)  2 NaCl (ac) + I2 (s) ∆H = -223,6 KJ
a) Calcule la entalpía estándar de formación de NaI (ac) si la entalpía estándar de formación del NaCl (ac) es de -407,1 KJ mol-1.
(1,25 puntos)
b) Calcule la energía desprendida si 250 mL de una disolución 2 M de yoduro de sodio se mezclan con 5 litros de cloro medidos a
25ºC y 1 atm. (1,25 puntos)
R = 0,082 atm L mol-1K-1
a) Los datos termoquímicos que conocemos son los siguientes:
Cl2 (g) + 2 NaI (ac)  2 NaCl (ac) + I2 (s); ∆H = -223,6 KJ (reacción termoquímica del
enunciado)
Na (s) + 1/2 Cl2 (g) NaCl (ac); ∆H = -407,1 KJ (reacción termoquímica de la
formación del NaCl (ac))
Lo que nos piden es:
Na (s) + 1/2 I2 (s) NaI (ac); ∆H = ? (reacción termoquímica de la formación del NaI
(ac))
Para llegar a lo que nos piden a partir de los datos conocidos:
- a la primera ecuación la multiplicamos por -1/2:
NaCl (ac) + 1/2 I2 (s) 1/2Cl2 (g) + NaI (ac) ; ∆H = +1/2·223,6 KJ
- a la segunda la dejamos como está:
Na (s) + 1/2 Cl2 (g) NaCl (ac); ∆H = -407,1 KJ
Sumando estas 2 últimas ecuaciones resulta lo que nos piden::
Na (s) + 1/2 I2 (s)  NaI (ac); ∆HT = +1/2·223,6 KJ + (- 407,1 KJ) = - 295,3 KJ
b) Moles de yoduro de sodio: 0,25L·2M = 0,5 moles NaI
Moles de Cl2 (g) = (P·V)/(R·T) = (1·5)/(0,082·298) = 0,20 moles Cl2
Cada mol de Cl2 reacciona con 2 moles de NaI, por lo que con 0,2 moles de Cl2
reaccionarán con 0,4 moles de NaI . Es decir, el reactivo limitante es el Cl2 (de NaI
sobran: 0,5 - 0,4 = 0,1 moles)
Si, según la reacción, por cada mol de Cl2 se desprenden 223,6 KJ, al reaccionar 0,2
moles se desprenderán: 223,6·0,2= 44,72 KJ
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 2 JUNIO 2011
2. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) Si se determina que una reacción es espontánea y endotérmica a cierta presión y temperatura ¿qué se puede decir de la variación de
entropía de dicha reacción a la misma presión y temperatura? (0,75 puntos)
b) Si se determina que la reacción A (g) + B (g)  C (g) es espontánea a una temperatura determinada ¿puede explicar si la reacción
es endotérmica o exotérmica a dicha temperatura? (0,75 puntos)
La variación de energía libre (negativa si la reacción es espontánea y positiva si no es
espontánea) se calcula:
∆G = ∆H - T·∆S,
en donde ∆H es la variación de entalpía (negativa en las reacciones exotérmicas y
positiva en las endotérmicas), T el la temperatura absoluta (siempre positiva) y ∆S es la
variación de entropía (positiva si aumenta el desorden y negativa se disminuye el
desorden).
a) Si la reacción es espontánea significa que ∆G tiene que ser negativa. Como es
endotérmica significa que ∆H es positiva. Para que esto sea posible (espontánea y
endotérmica) es necesario que el factor T·∆S sea positivo y mayor que el factor ∆H, es
decir, que ∆S sea positivo (aumento de desorden) y de valor suficientemente elevado
para que al multiplicarlo por T el producto T·∆S sea mayor que ∆H. Sólo de esta forma
∆G se hará negativo.
b) Vemos que en la reacción hay disminución de desorden (2 moles en los reactivos se
convierten en 1 mol en los productos) por lo que ∆S es negativa. Al ser espontánea ∆G
es negativa. Para que esto sea posible (disminución de desorden y espontánea) ∆H debe
se negativo y de mayor valor absoluto que el factor T·∆S. Sólo así ∆G será negativo. En
definitiva, la reacción será exotérmica con ∆H negativo y con valor absoluto
suficientemente elevado para superar a T·∆S.
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2012
5. En la combustión de 10 gramos de pentano líquido en condiciones estándar se desprenden 398 kJ.
a) Calcule la entalpía de combustión del pentano líquido. (1 punto)
b) Sabiendo que las entalpías estándar de formación del agua líquida y del dióxido de carbono son de -241,8 kJ·mol-1 y -393,5 kJ·mol-1
respectivamente, calcule cuál es la entalpía de formación estándar del pentano líquido. (1,5 puntos)
Masas atómicas: C= 12,0; O = 16,0.
a) La entalpía de combustión del pentano corresponde a la combustión de 1 mol de la
sustancia: C5H12 + 8O2 —> 5CO2 + 6H2O; ∆H =¿?
Masa molar C5H12 = 12·5 + 12 = 72 g/mol
En la combustión de 1 gramo de pentano se desprenden: 398/10 = 39,8 kJ
En la combustión de 1 mol de pentano se desprenderán: ∆H = 39,8·72 = 2865,6 kJ
b) Nos piden la entalpía de formación del pentano que corresponde al proceso:
5C + 6H2 —> C5H12 ; ∆H = ¿?
Disponemos de los siguientes datos:
Entalpía de formación del dióxido de carbono:
Entalpía de formación del agua:
Entalpía de combustión del pentano:
C + O2 --- CO2 ; ∆H = -393,5 kJ
H2 + ½ O2 --- H2O ∆H = -241,8 kJ
C5H12 + 8O2 ---- 5CO2 + 6H2O ∆H = -2865,6 kJ
Para obtener lo que nos piden a partir de los datos de que disponemos:
La primera ecuación la
5C + 5O2 —> 5CO2 ; ∆H = -393,5·5 = -1967,5 kJ
multiplicamos por 5:
La segunda ecuación la
6H2 + 3O2 —> 6H2O ∆H = -241,8·6 = -1450,8 kJ
multiplicamos por 6:
La tercera ecuación la multiplicamos
5CO2 + 6H2O —> C5H12 + 8O2 ∆H = +2865,6 kJ
por -1:
5C + 6H2 —> C5H12 ∆H = -1967,5 -1450,8 +
Y sumamos las 3 ecuaciones:
2865,6 = -552,7 kJ
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2012
2. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál es el signo de la variación de entropía en los siguientes procesos? (1 punto)
a1) La combustión de gas propano con oxígeno para dar dióxido de carbono y vapor de agua.
a2) La reacción de hierro metálico con oxígeno para dar óxido de hierro (II).
a3) La disolución de cloruro de sodio en agua.
b) ¿Cómo influye el estado de división de los reactivos sobre la velocidad de reacción en los procesos anteriores? (0,5 puntos)
a) La variación de entropía de un proceso está relacionado con la variación del desorden
de las partículas que intervienen en el proceso. Cuando aumenta el desorden la variación
de entropía será positiva y cuando disminuye el desorden será negativa. Siguiendo este
criterio:
a1) Combustión del propano: C3H8 (g) + 5O2 (g) —> 3CO2 (g) + 4H2O (g)
Vemos que en los reactivos hay 6 moléculas de gas (1+5) y en los productos hay 7
moléculas también de gas (3+4). Podemos decir que se produce un ligero aumento del
desorden de las partículas. La variación de entropía es positiva.
a2) Oxidación del hierro: Fe (s) + 1/2 O2 (g) —> FeO (s)
Vemos que un sólido cristalino Fe (iones ordenados) se une con un gas O2 (moléluas
desordenadas) para formar un sólido FeO también cristalino (iones ordenados), es decir,
que disminuye el desorden de las partículas. La variación de entropía es negativa.
a3) Disolución del cloruro de sodio: NaCl (s) —> Na+ (ac) + Cl- (ac)
Un sólido cristalino NaCl rompe su estructura y sus iones se dispersan en el agua que lo
disuelve. Aunque se produce solvatación (moléculas de agua se ordenan alrededor de
los iones), podemos decir que se produce un aumento del desorden. Variación de
entropía positiva.
b) En general, un mayor grado de división de los reactivos facilita una mayor superficie
de contacto entre las partículas de reactivos lo que llevará a una mayor probabilidad de
choques entre ellas y a una mayor velocidad de reacción.
b1) Tanto el propano como el oxígeno a temperaturas y presiones ambientales son
gases, por lo que están completamente divididos y no procede hablar de un mayor o
menor grado de división. En todo caso, a presiones altas y temperaturas bajas, el
propano fácilmente licua y en ese caso la superficie de contacto entre el propano y el
oxígeno sería exclusivamente la superficie del líquido, disminuyendo la velocidad de
reacción.
b2) Entre la oxidación de un trozo de hierro sólido y la misma masa de hierro en virutas
(por ejemplo), la superficie de contacto entre el hierro y las moléculas de oxígeno sería
mucho mayor cuando el Fe está en forma de virutas. La velocidad de reacción
aumentaría con la división del hierro metálico.
b3) Entre disolver un trozo de NaCl cristalizado y la misma masa de sal troceada, la
superficie de contacto entre el cristal y las moléculas de agua (que producen la
solvatación) seria mayor cuando está troceada. Al aumentar la división del cloruro de
sodio aumenta la velocidad de disolución.