PROBLEMAS DE TERMODINÁMICA QUÍMICA. 1) Cuando se

PROBLEMAS DE TERMODINÁMICA QUÍMICA.
1)
Cuando se quema 1 mol de etanol [C2H6O(l)] en una bomba calorimétrica a 22oC en presencia del oxígeno necesario, a
volumen constante, se desprenden 333 Kcal. )Cuál sería el valor del calor desprendido a presión constante supuesto que
el agua que se forma queda en estado líquido?. R = 2 cal/K.mol
Rt/ Qp = 333,95 Kcal
2)
El "gas de agua" (H2 + CO) se obtiene por reacción entre el vapor de agua y el carbono al rojo. Calcular el calor de
reacción del proceso de producción del "gas de agua" conociendo los siguientes datos:
ΔHof[CO] = -110,5 KJ/mol ; ΔHof[H2O(vap)] = -241,5 KJ/mol.
Rt/ ΔHo = 131,3 KJ
3)- Sabiendo que ΔHof[CO2]=-393,5 KJ/mol ; ΔHof[H2O(vap)]= -241,5 KJ/mol y ΔHof[C3H6O2(l)]= -286,4 KJ/mol. Hallar el
calor que acompaña a la reacción de combustión del ácido propanóico (C 2H5 -COOH).
Rt/ Qc= 1617,7 KJ/mol
4)
Conociendo los siguientes datos:
ΔHof[CO2] = -393,5 KJ/mol.
ΔHoc[C2H4(g)] = -1410 KJ/mol.
ΔHof[H2O(l)] = -285,8 KJ/mol.
Hallar la entalpía de formación del eteno (C2H4).
Rt/ ΔHof[C2H4] = 52,7 KJ/mol.
5)
Hallar la entalpía de combustión del metano en condiciones estándar conocidos los siguientes datos:
ΔHof[CH4(g)] = -74,8 KJ/mol
ΔHof[H2O(l)] = -285,8 KJ/mol.
ΔHof[CO2(g)] = -393,5 KJ/mol.
Rt/ ΔHoc[CH4] = - 889,5 KJ/mol
6)
Conocidos los siguientes datos:
ΔHoc[C2H4(g)] = -1410 KJ/mol.
ΔHoc[C2H6(g)] = -1558,3 KJ/mol
ΔHof[H2O(l)] = -285,8 KJ/mol
Hallar la entalpía de hidrogenación del etileno para dar etano.
Rt/ ΔHoH = -137,5 KJ/mol.
7)
En el proceso de sintexis del amoníaco:
3H2 + N2 ==== 2NH3
cuya entalpía de reacción es -22,4 Kcal,se han desprendido 2140 Kcal. )Cuantos moles de amoníaco se han formado?.
)Que número de moles de H2 se han gastado?.
Rt/ namo =191,93 ; nH =287,9
8)
Hallar la entalpía de formación estándar de la acetona líquida (C3H6O), supuestos conocidos los siguientes datos:
a)
ΔHof[H2O(l)]= -285,8 KJ/mol ; ΔHof[CO2(g)] = -393,5 KJ/mol.
b) Al quemar en condiciones standar 10 g de acetona líquida se desprenden 73,62 Kcal.
Rt/ ΔHof[C3H6O] = -251,6 KJ
9)
Las entalpías de combustión de las dos formas alotrópicas del azufre son:
ΔHoc[S(rombico)] = -296,9KJ/mol y ΔHoc[S(monoclinico)] = -297,2KJ/mol.
Calcular la entalpía normal de la reacción de cambio de estado.
S(rombico) -----> S(monoclinico)
Rt/ ΔHo = 0,3 KJ/mol
Termodinámica Química.
H.C.B
1
10) Una gas natural está formado por una mezcla de n1 moles de etano y n2 moles de propano. La combustión de 24,5
L de este gas natural, a temperatura de 25oC y presión constante de 1 atm., liberan 1889 KJ.
a) Calcular el número total de moles (n1 + n2) en esta muestra.
b) Escribir las ecuaciones termoquímicas individuales para los procesos de combustión del etano y del propano.
A continuación escribir la expresión para el calor de combustión total de los n 1 moles de etano y los n2 moles
de propano.
c) Calcular los valores de n1 y n2.
DATOS: R = 0,082 at.l/K.mol
ΔHof(KJ/mol)
Etano
Propano
CO2
H2O(l)
-85
-104
-394
-286
Rt/ a) 1 mol . b) n1 = 0,5 moles ; n2 = 0,5 moles.
11)
Calcular la entalpía de formación del Ca(OH)2 a partir de la variación de entalpía de la reacción:
CaO(s) + H2O(l) ------> Ca(OH)2(s) ΔHo = -64,0 KJ/mol.
y de las entalpías de formación de CaO(s) y del H2O(l) :
ΔHof[CaO(s)] = -635,1 KJ/mol ; ΔHof[H2O(l)] = -285,5 KJ/mol.
Rt/ ΔHof[Ca(OH)2(s)] = -984,6 KJ/mol
12)
Calcular el cambio de entalpía estándar para la reacción:
CO2(g) + H2(g) -----> CO(g) + H2O(l)
ΔHo1
usando los siguientes datos:
ΔHof[H2O(l)] = -285,76 KJ/mol ; ΔHoc[CO(g)] = -282,83 KJ/mol
Rt/ ΔHo1 = -2,93 KJ/mol
13)
Hallar la variación de energía interna de un gas que:
a) Absorbe 150 J de calor y hace un trabajo de 100 J.
b) Desprende 300 J de calor y hace un trabajo de 0,15 KJ.
Rt/ a) ΔU = 50 J ; b) ΔH = - 450 J.
14)
Dados los siguientes datos termodinámicos:
Fe2O3(s) + CO(g) ----> 2 FeO(s) + CO2(g) ΔHo1 = 6 KJ/mol
Fe(s) + CO2(g) ----> FeO(s) + CO(g) ΔHo2 = 16,7 KJ/mol
Usar la ley de Hess para encontrar la entalpía de la siguiente rección:
Fe2O3(s) + 3CO(g) ----> 2Fe(s) + 3CO2(g) ΔHo3
Rt/ ΔHo3 = -27,4 KJ/mol
15)
En la fermentación de la Glucosa se obtiene alcohol etílico y CO2. Calcular la variación de entalpía en la
fermentación de la Glucosa, indicando si el proceso es endotérmico o exotérmico.
DATOS: ΔHoc(glucosa) = -15,63 KJ/g ;
ΔHoc(etanól) = -29,72 KJ/g
Si precisas algún otro dato tómalo de las tablas.
Rt/ ΔHo = -79,16 KJ/mol
16)
Calcular la entalpía normal de formación del ácido formico(CH2O2) con los datos siguientes:
ΔHoc[CH2O2] = -259,16 KJ/mol
ΔHoc[CO]
= -284,24 KJ/mol
ΔHof[H2O(l)] = -285,9 KJ/mol
ΔHof[CO]
= -110,5 KJ/mol
Rt/ ΔHof[CH2O2] = -421,48 KJ/mol
Termodinámica Química.
H.C.B
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17)
Conocidos los siguientes datos:
CaCO3(s)
CaO(s)
CO2(g)
-1207
-635,5
-393,7
ΔHof(KJ/mol)
y que ΔHoc del carbón mineral vale -2000 Kcal/mol. Calcular:
a) La variación de entalpía correspondiente a la disociación térmica del CaCO3,supuesta invariable la
temperatura.
b) El consumo de carbón mineral que se requiere para obtener una tonelada de cal viva (CaO),en le supuesto
de que el aprovechamiento térmico del horno sea del 60%.
Rt/ ΔHo = 177,8 KJ ; m = 635 Kg
18)
Dadas las siguientes reacciones:
(1))
I2(g) + H2(g) ------> 2HI(g) ΔHo1 = 3,34 KJ
(2))
I2(s) + H2(g) -----> 2HI(g) ΔHo2 = -50,16 KJ
(3))
I2(g) + H2(g) -----> 2HI(ac) ΔHo3 = 112,02 KJ
Calcular:
a) El calor latente molar de sublimación del iodo.
b) El calor molar de disolución del HI.
c) Los Julios que habrá que aportar para disociar en sus componentes el HI (g) contenido a 25oC en un matraz
de 750 ml a la presión de1,03.10-4 N/m2.
Rt/ Qs = 53,5 KJ/mol; Qd = -54,34 KJ/mol; Q = 5,21.10-8 J
19)
En un horno de cal se utiliza propano como combustible y se aprovecha el 70% del calor desprendido. Que
cantidad de cal pura (CaO) se podrá obtener por descomposición del CaCO 3 con el calor producido al quemar
una tonelada de propano?.
DATOS:
ΔHof(Kcal/mol)
CaCO3
CaO
CO2
H2O(vap)
C3H8
-289,7
-151,9
-94,1
-57,8
-24,8
Rt/ 10,24 Tm
20)
Al verificarse la combustión total de una cantidad de benceno(C6H6(l)) se forman 72 g de agua líquida.Que
cantidad de calor se habrá desprendido ?.
DATOS:
ΔHof(Kcal/mol)
C6H6
CO2
H2O(l)
11,7
-94,1
-68,8
Rt/ Q = 1041,6 Kcal
21)
Al vaporizarse 1 mol de agua líquida a la temperatura de ebullición y a la presión constante de 1 at se absorben
9,7 Kcal. El sistema realiza trabajo sobre la atmósfera que le rodea, a causa de la variación de volumen que tiene
lugar cuando el agua pasa de líquido a vapor. Calcular:
a) El trabajo realizado por 1 mol de agua líquida, sabiendo que su volumen a 373 oK es 0,018 lit y
considerando que el vapor se comporta como un gas ideal.
b) ΔH y ΔU para este proceso.
Rt/ a) W = - 3,1 KJ ; b) ΔU = 37,3 KJ ; ΔH = 40,6 KJ.
22)
El calor de combustión de la glucosa (C6H12O6) es 2816,8 KJ/mol y el del etanol (C2H5OH) es 1366,9 KJ/mol.
Calcular el calor desprendido cuando se forma un mol de etanol por fermentación de la glucosa, según la
reacción:
C6H12O6 ------> 2 C2H5OH + 2 CO2
Rt/ ΔH = - 41,5 KJ/mol.
Termodinámica Química.
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23)
Con el calor procedente de la combustión de 1 m3 de acetileno (C2H2), medido en condiciones normales, ) qué
masa de agua, inicialmente a 25oC, se puede convertir en vapor a 100oC ?.
DATOS: El calor de vaporización del agua a 100oC es 539,5 cal/g .
ΔHof(KJ/mol)
CO2(g)
H2O(l)
Acetileno(g)
-393,7
-285,9
229,4
Rt/ m = 22,73 Kg.
24)
Calcular la entalpía estándar de combustión del propano y del butano. Decir la energía que puede obtenerse de
una bombona de butano y otra de propano que contienen 4 Kg de gas cada un de ellas al quemarlo y quedar el
agua en estado líquido.
DATOS:
ΔHof(KJ/mol)
H2O(l)
CO2(g)
Propano(g)
Butano(g)
-285,9
-393,7
-103,8
-126,1
Rt/ Propano... 2,02.105 KJ ; Butano... 1,985.105 KJ.
25)
Hallar la energía del enlace H-Cl,sabiendo que la entalpía de formación del HCl(gas) y las de disociación del H2
y del Cl2 son, respectivamente, -92,3 KJ/mol , 436 KJ/mol y 242,6 KJ/mol.
Rt/ 431,6 KJ/mol.
26)
Calcular la energía media del enlace C-H en el metano,teniendo en cuenta los siguientes datos:
a)
C(g) -------> C(grafito)
ΔHo1 = -713,0 KJ/mol.
b)
2H(g) -------> H2(g)
ΔHo2 = -436,0 KJ/mol.
c)
C(grafito) + 2H2(g) -----> CH4(g)
ΔHo3 = -74,9 KJ/mol.
Rt/ 415 KJ/mol.
27)
Calcular la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del etileno para formar etano:
CH2 = CH2 + H2 ----> CH3 - CH3
a partir de las siguientes energías medias de enlace:
Enlace
C-H
C=C
H-H
C-C
Energía (KJ/mol)
415
611
436
347
Rt/ -130 KJ/mol.
28)
A partir de las energías medias de enlace que se dan a continuación:
Enlace
C-H
CC
H-H
C-C
Energía(KJ/mol)
415
830
436
347
Hallar el valor aproximado de las entalpías estándar de hidrogenación del acetileno a etano, según la reacción:
CHCH + 2H2 ----> CH3-CH3
Rt/ -305 KJ
Termodinámica Química.
H.C.B
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29)
A partir de las energías medias de enlace que se dan a continuación:
Enlace
C-H
C-C
H-H
O=O
C-O
O-H
Energía(KJ/mol)
415
347
436
494
352
460
y sabiendo que la entalpía estándar de sublimación del grafito es 718,6 KJ/mol hallar el valor de la entalpía
normal de formación del etanol en estado gaseoso, sabiendo que las reacciones son:
C(grafito) ----> C(g)
ΔHos = 718,6 KJ/mol.
o
2C(g) + 3H2(g) + 2O2(g) ----> CH3-CH2OH(g) ΔH f ?
Rt/ -241,8 KJ/mol.
30)
A partir de las energías medias de enlace que se dan a continuación:
Enlace
C-C
C-H
H-H
O=O
O-H
C=O
Energía(KJ/mol)
347
415
436
494
460
730
Calcular la entalpía estándar de combustión del octano.
Rt/ - 3886 KJ/mol.
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