TEMA 4. ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

TEMA 4. ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. ESPONTANEIDAD
E1A.S2010
En la oxidación catalítica a 400 ºC del dióxido de azufre se obtiene trióxido de azufre
∆H = −198,2 kJ
según: 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
Calcule la cantidad de energía que se desprende en la oxidación de 60’2 g de dióxido de
azufre, si:
a) La reacción se realiza a presión constante.
b) La reacción tiene lugar a volumen constante.
Datos: R = 8’3 J·K−1·mol−1. Masas atómicas: O = 16; S = 32.
a) De la estequiometría de la reacción se deduce que cada dos moles de SO2 que se oxidan
desprenden 198,2 kJ, por tanto:
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
∆H = −198,2 kJ
.
2 64 g SO2 −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− –198,2 kJ
60,2 g SO2 −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− qp
de donde x = –93,2 kJ (el signo menos indica que es un calor desprendido). Puesto que el
calor de reacción a presión constante es igual a la variación de entalpía (qp = ∆H) , resulta
entonces que al oxidar a presión constante los 60,2 g de SO2 se desprenden 93,2 kJ
b) Teniendo en cuenta que:
a volumen constante: ∆U = qv – p∆V
qv = qp – p∆V = qp – ∆nRT
a presión constante:
∆U = qp – p∆V
Si en la reacción hubiese el mismo número de moles de gases antes y después, los calores
a volumen y presión constante serían iguales, pero en este caso finalmente hay dos moles
de productos e inicialmente hay 3 moles: así que ∆n = 2–3 = –1. Sustituyendo:
qv = qp – ∆nRT →
qv = –93,2kJ – (–1mol)*8,3.10–3kJ.ºK–1.mol−1*673ºK = –87,6 kJ
En esta reacción, al disminuir el número de moles de gases, el sistema sufre una
contracción cuando la reacción ocurre a presión constante. Esa contracción se debe al
trabajo realizado por la presión atmosférica, igual a ∆nRT (trabajo positivo, porque entra
al sistema), es decir que para esta reacción: qv=qp+Wpres.atm.
E2B.S2010
Dada la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) ∆H = −198,2 kJ
a) Indique razonadamente el signo de la variación de entropía.
b) Justifique por qué la disminución de la temperatura favorece la espontaneidad de dicho
proceso.
a) La entropía es una magnitud que mide el desorden, por tanto para esta reacción la
variación de entropía debe ser positiva, ya que inicialmente hay 3 moles de productos
gaseosos y finalmente hay solo 2 moles, siendo el SO3 un producto más organizado. Por
tanto ∆S>0.
b) El proceso es espontáneo cuando la variación de energía libre de Gibbs sea negativa,
que está relacionada con la temperatura: ∆G = ∆H − T∆S.
Como en este proceso ∆H es negativa y ∆S es negativa también tenemos que la variación
de energía libre es suma de un primer término negativo y un segundo término positivo,
pero que depende de la temperatura. Por tanto a temperaturas pequeñas el primer término
pesa más y el resultado es ∆G negativo y espontáneo. Sin embargo si la temperatura
aumenta el segundo término pesaría más y entonces ∆G se haría positivo.
E3A.S2010
Para la fabricación industrial del ácido nítrico, se parte de la oxidación catalítica del
amoniaco, según: 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 6 H2O(l) + 4 NO(g)
a) Calcule la entalpía de esta reacción a 25 ºC, en condiciones estándar.
b) ¿Qué volumen de NO, medido en condiciones normales, se obtendrá cuando reaccionan
100 g de amoniaco con exceso de oxígeno?
Datos: ∆Hºf [H2O (l)] = −285’8 kJ/mol, ∆Hºf [NH3(g)] = −46’1 kJ/mol,
∆Hºf [NO(g)] = 90’25 kJ/mol. Masas atómicas: N = 14; H = 1.
a) Teniendo en cuenta que la entalpía de una reacción puede obtenerse como:
∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos)
∆H°reacc = (6*∆H°H2O + 4*∆H°NO) – (4*∆H°NH3)
∆H°reacc = (6*−285,8 + 4*90,25) – (4*−46,1) = −1169,4 kJ
b)
4 NH3(g) + 5 O2(g) → 6 H2O(l) + 4 NO(g)
4.17 g NH3 −−−−−−−−−−−−−−− 4.22,4 L NO (C.N.)
100 g NH3 −−−−−−−−−−−−−−− x = 131,8 L NO (C.N.)
E4A.S2010
Para la obtención del tetracloruro de carbono según:
CS2(l) + 3 Cl2(g) → CCl4(l) + S2Cl2(l)
a) Calcule el calor de reacción, a presión constante, a 25 ºC y en condiciones estándar.
b) ¿Cual es la energía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones,
cuando se forma un litro de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1’4 g/mL?
Datos: ∆Hºf [CS2(l)] = 89’70 kJ/mol, ∆Hºf [CCl4(l)] = −135’4 kJ/mol,
∆Hºf [S2Cl2(l)] = −59’8 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; Cl = 35’5.
a) ∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos) = −275,9 kJ
b) La masa de 1 litro de CCl4 es: m = V.ρ = 1000mL . 1,4g/mL = 1400 g CCl4.
nºmolesCCl4 = nºg / Pm = 1400 / 154 = 9 moles
CS2(l) + 3 Cl2(g) → CCl4(l) + S2Cl2(l) + 275,9 kJ
1 mol CCl4 −−−−−− 275,9 kJ
9 mol CCl4 −−−−−− x
Se desprenden 2483,1 kJ
E5B.S2010
Considere la reacción de hidrogenación del propino: CH3C≡CH + 2 H2 → CH3CH2CH3
a) Calcule la entalpía de la reacción, a partir de las entalpías medias de enlace.
b) Determine la cantidad de energía que habrá que proporcionar a 100 g de hidrógeno
molecular para disociarlo completamente en sus átomos.
Datos: Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−C) = 347; (C≡C) = 830; (C−H) = 415;
(H−H) = 436. Masa atómica: H = 1.
a) ∆Hreacción = ∑ EnlacesRotos − ∑ EnlacesFormados
∆Hreacción = (4*∆HC–H + 1*∆HC–C + 1*∆HC≡C + 2*∆HH–H) – (8*∆HC–H + 2*∆HC–C)
∆Hreacción = –305 kJ
b) La Entalpía o energía de enlace es la energía necesaria para romper 1 mol de enlaces y
separar los elementos “en estado gaseoso".En el caso del hidrógeno coincide exactamente
con la entalpía o energía de disociación, ya que la molécula de hidrógeno está formada por
dos átomos de hidrógeno unidos por un enlace simple: H–H, por tanto:
para romper 1 mol de enlaces de H2 −− 2 g H2 se necesitan 436 J
100 g H2 −−−−−−−−− x = 21800 kJ
E6A.S2010
Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La entalpía de formación estándar del mercurio líquido, a 25 ºC, es cero.
b) Todas las reacciones químicas en que ∆G<0 son muy rápidas.
c) A −273 ºC la entropía de una sustancia cristalina pura es cero.
a) Verdad, ya que a 25ºC el Hg es líquido y la entalpía de formación de cualquier elemento
en estado normal es cero, ya que sería la entalpía de la reacción:
Hg(l) → Hg(l)
∆H of = 0
b) Falso. Las reacciones para las que la variación de energía libre es negativa son
espontáneas, pero nada tiene que ver con la velocidad a la que tengan lugar.
c) Verdad, ya que la entropía mide el desorden de un sistema y disminuye con la
temperatura. En un cristal en el cero absoluto el ordenamiento es máximo y todas las
partículas que forman el cristal están en reposo.
E6B.S2010
Para la reacción:  CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(l) + HCl(g)
a) Calcule la entalpía de reacción estándar a 25 ºC, a partir de las entalpías de enlace y de
las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura.
b) Sabiendo que el valor de ∆Sº de la reacción es 11’1 J·K−1·mol−1 y utilizando el valor de
∆Hº de la reacción obtenido a partir de los valores de las entalpías de formación, calcule el
valor de ∆Gº, a 25 ºC.
Datos:∆Hºf [ CH4 (g)] = −74’8 kJ/mol, ∆Hºf [CH3Cl (l)] = −82’0 kJ/mol,
∆Hºf [HCl (g)] = −92’3 kJ/mol.
Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−H) = 414; (Cl −Cl) = 243; (C−Cl) = 339; (H−Cl) = 432.
a) ∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos) = −99,5 kJ
∆Hreacción = ∑ EnlacesRotos − ∑ EnlacesFormados = −114 kJ
la diferencia en los resultados se debe a que las energías de enlace varían ligeramente
según en qué molécula esté ese enlace y las energías tabuladas corresponden a valores
promedio.
b) Como ∆G = ∆H – T∆S = −99,5 – (273+25).0,011,1 = −102,8 kJ (Reacc.Expontánea)
(fíjate que la entropía viene en J/ºK y no en kJ/ºK, así que o bien pasamos la entalpía a
julios o le entropía a kJ/ºK para poder sumar. Hemos hecho lo último)
E3A.S2009
Calcule:
a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, sabiendo que se forman CO2 y
H2O gaseosos.
b) La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 litros de octano
por cada 100 Km.
Datos: ∆Hºf[H2O(g)]=−241,8kJ/mol, ∆Hºf[CO2 (g)]=−393,5kJ/mol,
∆Hºf[C8H18 (l)]=−250,0kJ/mol
Densidad del octano líquido = 0,8 Kg/litro. Masas atómicas: C=12, H=1.
a) C8H18 + 12,5 O2 → 8 CO2 + 9 H2O (Reacción en la que arde 1 mol de octano)
∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos) = −5074,2 kJ/mol
b) En 1 km el automóvil consume 0,05 L de octano, que tienen una masa igual a
m = V.ρ = 0,05L . 0,8Kg/L = 0,04 Kg = 40 g octano
De la estequiometría de la reacción: como de 1 mol (114g C8H18) desprenden una energía
de 5074,2 kJ → 40g C8H18 desprenden x = 1780,42 kJ
E4B.S2009
Calcule:
a) La entalpía de combustión del etino a partir de los siguientes datos:
∆Hºf[H2O(l)]=−285,8kJ/mol, ∆Hºf[CO2 (g)]=−393,5kJ/mol, ∆Hºf[C2H2 (g)]=227,0kJ/mol
b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 1 Kg de etino.
a) C2H2 + 2,5 O2 → 2 CO2 + H2O
∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos) = −1299,8 kJ
b) El calor de reacción a presión constante es igual a la entalpía.
Sabemos que al quemar 1 mol (26g C2H2) se desprenden 1299,8 kJ, al quemar 1000g de
C2H2 se desprenderán x = 49992'3 kJ
E3A.S2008
La tostación de la pirita se produce según: 4 FeS2(s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)
Calcule:
a) La entalpía de reacción estándar.
b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g de
pirita del 90 % de riqueza en peso.
∆Hºf[FeS2(s)]=−177’5 kJ/mol, ∆Hºf[Fe2O3(s)]=−822’2 kJ/mol,
∆Hºf[SO2(g)]=−296’8 kJ/mol. Masas atómicas: Fe = 55’8; S = 32.
a) ∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos) = −3308,8 kJ
b) se desprenden 155,35 kJ
E4B.S2008
Dada la ecuación termoquímica: 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g) ∆H=571 kJ
Calcule, en las mismas condiciones de presión y temperatura:
a) La entalpía de formación del agua líquida.
b) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera cuando reaccionan 50 g de H2
con 50 g de O2
Masas atómicas: O =16; H = 1.
a) Por definición, la entalpía de formación de un compuesto es la reacción en la que se
obtiene 1 mol de compuesto a partir de sus componentes en estado estándar (25ºC y 1atm),
por tanto la reacción de formación del agua es:
H2(g) + ½ O2 → H2O(l)
que es igual a la mitad de la entalpía de la reacción que nos dan como dato y con el signo
cambiado por que es la inversa, así que ∆Hf[H2O(l)]=–571 kJ/2moles = –285,5 kJ/mol
b) 50g H2 = 50/2 = 25 moles H2.
50g O2 = 50/32 = 1,56 moles O2.
El reactivo limitante es el oxígeno, así que de la estequiometría de la reacción se deduce
que: como por cada 0,5 moles de O2 se liberan 285,5 kJ, a partir de 1,56 moles de oxígeno
se desprenden x = 892,18 kJ
E5A.S2008
Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La reacción N2H4(g) → N2(g) + 2 H2(g) ∆H=–95,40 kJ, es espontánea.
b) La entalpía es una función de estado.
c) Todos los procesos espontáneos producen un aumento de la entropía del universo.
a) Verdad. La reacción será espontánea cuando la variación de energía libre sea negativa.
Como ∆G = ∆H – T∆S, y para este caso ∆H es negativa y ∆S es positiva tenemos que ∆G
será siempre negativa con independencia de la temperatura. (∆S es positiva porque como
puedes ver la reacción supone un aumento del desorden, pasando de 1 mol de reactivo
organizado a 3 moles de productos)
b) Verdad. La entalpía (calor de reacción a presión constante) es una función de estado
porque se define como H = U + PV y la energía interna, la presión y el volumen son todas
funciones de estado.
c) Verdad. Es el anunciado del Segundo Principio de la Termodinámica.
E6A.S2008
Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas, en las mismas condiciones:
2 P(s) + 3 Cl2(g) → 2 PCl3(g)
∆H1 =–635’1 kJ
PCl3(g) + Cl2(g) → PCl5(g)
∆H2 =–137’3 kJ
Calcule:
a) La entalpía de formación del PCl5(g), en las mismas condiciones.
b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendido en la formación de 1 g de
PCl5(g) a partir de sus elementos.
Masas atómicas: P = 31; Cl = 35’5.
a) La reacción de formación del pentacloruro de fósforo es (recuerda que es aquella en la
que se forma 1 mol …):
P(s) + 2,5 Cl2(g) → PCl5(g)
∆Hf =
Aplicando la ley de Hess, escribimos las reacciones de manera que al sumarlas nos de la
reacción de formación del PCl5. Pues tal como están pero dividiendo por dos la primera:
P(s) + 1,5 Cl2(g) → PCl3(g)
∆H1 =–635’1 kJ /2
PCl3(g) + Cl2(g) → PCl5(g)
∆H2 =–137’3 kJ
−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−
P(s) + 2,5 Cl2(g) → PCl5(g)
∆Hf = –454,85 kJ
b) 2,18 kJ
E1A.S2007
a) Calcule la variación de entalpía estándar, a 25ºC, de la reacción:
ZnS(s) + 3/2 O2(g) → ZnO(s) + SO2(g)
b) ¿Qué calor se absorbe o desprende, a presión constante, cuando reaccionan 150 g de
ZnS con oxígeno gaseoso?
Datos: ∆Hºf [ZnS(s)] = −203 kJ/mol, ∆Hºf [ZnO(s)] = −348 kJ/mol,
∆Hºf [SO2(g)] = −296 kJ/mol.
Masas atómicas: S = 32; Zn = 65’4.
a) –441 kJ
b) se desprenden 678,5 kJ
E2A.S2007
El pentaborano nueve se quema según la reacción:
2 B5H9(l) + 12 O2(g) → 5 B2O3(s) + 9 H2O(l)
a) La entalpía estándar de la reacción, a 25ºC.
b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de un gramo de B5H9.
Datos: ∆Hºf [B5H9(l)]=73’2 kJ/mol; ∆Hºf [B2O3(s)]= −1263 kJ/mol;
∆Hºf [ H2O(l)]= − 285’8 kJ/mol.
Masas atómicas: H = 1; B = 11.
a) –9033,6 kJ
b) se desprenden 70,6 kJ
E3B.S2007
Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:
a) Toda reacción exotérmica es espontánea.
b) En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.
c) En el cambio de estado H2O(l) → H2O(g) se produce un aumento de entropía.
a) Falso. La reacción será espontánea cuando la variación de energía libre sea negativa.
Como ∆G = ∆H – T∆S, puede ocurrir que aunque ∆H sea negativa, ∆S sea también
negativa, con lo que a alta temperatura ∆G será positiva y la reacción no espontánea.
b) Falso. Como hemos dicho, la espontaneidad la determina que ∆G sea negativa. De
acuerdo con ∆G = ∆H – T∆S, puede ocurrir que aunque ∆S sea positiva, ∆H sea también
positiva, con lo que a baja temperatura ∆G será positiva y la reacción no espontánea.
c) Verdad. Ya que la entropía mide el desorden de un sistema y el vapor de agua es un
sistema muchísimo más desordenado que el agua líquida.
E4A.S2007
Para una reacción determinada ∆H = 100 kJ y ∆S = 300 J·K−1. Suponiendo que ∆H y ∆S
no varían con la temperatura razone:
a) Si la reacción será espontánea a temperatura inferior a 25 ºC.
b) La temperatura a la que el sistema estará en equilibrio.
a) ∆G = ∆H – T∆S = 100 – (273+25).0,3 = +10,6 kJ (∆G>0 → No espontánea)
b) El equilibrio se alcanza cuando ∆G es cero, así que:
∆G = ∆H – T∆S = 0 (equilibrio) → T =
∆H 100
=
= 333,3º K
∆S 0,3
E4B.S2007
Calcule la variación de entalpía estándar de hidrogenación, a 25ºC, del acetileno para
formar etano según la reacción:
C2H2(g) + 2 H2(g) → C2H6(g)
a) A partir de las energías medias de enlace.
b) A partir de las entalpías estándar de formación, a 25 ºC.
Datos: Energías medias de enlace en kJ/mol: (C−H) = 415; (H−H) = 436; (C−C) = 350;
(C ≡ C) = 825.
∆Hºf [ C2H6 (g)] = −85 kJ/mol, ∆Hºf [ C2H2 (g)] = 227 kJ/mol.
a) ∆Hreacción = ∑ EnlacesRotos − ∑ EnlacesFormados = –313 kJ
b) ∆Hreacción = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos) = –312 kJ
E5A.S2007
Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes, calcule:
∆Hº = −393’5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g)
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
∆Hº = −285’8 kJ
CH3COOH(l) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hº = −870’3 kJ
a) La entalpía estándar de formación del ácido acético.
b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendido en la combustión de 1 kg de este
ácido.
Masas atómicas: C = 12; O =16; H = 1.
a) 2 C(s) + 2H2(g) + O2(g) → CH3COOH(l)
∆Hº = –488,3 kJ
b) Al quemar 1 Kg de ácido acético, a presión constante, se desprende una energía de
14505 kJ
E6B.S2007
Las entalpías estándar de formación a 25ºC del CaO(s), CaC2(s) y CO(g) son,
respectivamente, −636, −61 y −111 kJ/mol. A partir de estos datos y de la siguiente
ecuación:
CaO(s) + 3 C(s) → CaC2(s) + CO(g)
a) La cantidad de calor, a presión constante, necesaria para obtener una tonelada de CaC2.
b) La cantidad de calor, a presión constante, necesaria para obtener 2 toneladas de CaC2 si
el rendimiento del proceso es del 80 %.
Masas atómicas: C = 12; Ca = 40.
a) ∆Hreacción = 464 kJ; El calor necesario para obtener 1tnelada de CaC2 = 7,25.106 kJ
b) 1,45.107 kJ si el rendimiento es del 100% y 1,45.107/0,8 = 1,81.107 kJ con el 80%
E2B.S2006
Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Las reacciones espontáneas transcurren a gran velocidad.
b) La entropía disminuye en las reacciones exotérmicas.
c) La energía libre de Gibbs es independiente del camino por el que transcurre la reacción.
a) Falso. Una reacción es espontánea si su variación de energía libre es negativa, pero el
que sea espontánea no tienen nada que ver con la velocidad a la que ocurra.
b) Falso. La entropía mide el desorden de un sistema y no tienen nada que ver con la
energía puesta en juego en una reacción Así puede haber reacciones endotérmicas con una
variación de entropía positiva y negativa, al que igual que reacciones exotérmicas con una
variación de entropía positiva y negativa.
Un ejemplo concreto que contradice la afirmación es la combustión del metano, que es una
reacción exotérmica, porque libera energía, y donde aumenta la entropía, porque los
productos finales están menos organizados que los iniciales.
c) Verdad, ya que al ser energía libre de Gibbs una función de estado no depende del
camino por el que transcurra la reacción.
E3A.S2006
A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:
C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
∆Hº = −393’5 kJ
∆Hº = −285’8 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4CO2(g) + 6 H2O(l) ∆Hº = −3119’6 kJ
Calcule:
a) La entalpía de formación estándar del etano.
b) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión de 100 g de etano.
Masas atómicas: C = 12; H = 1.
a) Aplicando la ley de Hess
∆Hº = +½ (3119’6) kJ
2CO2(g) + 3H2O(l) → C2H6(g) + 3,5 O2(g)
2C(grafito) + 2O2(g) → 2CO2(g)
∆Hº = 2(–393’5) kJ
3H2(g) + 3,5 O2(g) → 3H2O(l)
∆Hº = 3(–285’8) kJ
−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−
∆Hº = – 84’6) kJ
2C(grafito) + 3H2(g) → C2H6(g)
a) ∆H°f [C2H6] = –84,6 kJ/mol;
b) En la combustión de 100g C2H6 se desprenden 5199,3 kJ
E4A.S2006
La descomposición térmica del clorato de potasio se produce según la reacción (sin ajustar):
KClO3(s) → KCl(s) + O2(g)
a) La entalpía de reacción estándar.
b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendido al obtener 30 L de oxígeno,
medidos a 25ºC y 1 atmósfera.
Datos: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1. ∆Hºf [KClO3(s)] = − 414 kJ/mol, ∆Hºf [KCl(s)] = −436
kJ/mol.
a) Ajustamos la reacción:
KClO3(s) → KCl(s) + 1,5 O2(g)
∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) − ∑∆H°f (reactivos) = (–436) – (–414) = –22 kJ
b) Calcularemos los moles de oxígeno que en esas condiciones de presión y tenperatura
hay en 30 L. Aplicando la ley de los gases perfectos:
PV = nRT
→
n=
PV
1 ⋅ 30
=
= 1,22 moles O2
RT 0,082 ⋅ (275 + 25)
De la estequiometría de la reacción se deduce que por cada 1,5 moles de O2 que se obtienen
se desprenden 22 kJ, así que al obtener 1,22 moles de O2 se desprenderán x=–17,89 kJ
E5B.S2006
Dada la reacción (sin ajustar): SiO2(s) + C(grafito) → SiC(s) + CO(g)
a) Calcule la entalpía de reacción estándar.
b) Suponiendo que ∆H y ∆S no varían con la temperatura, calcule la temperatura mínima
para que la reacción se produzca espontáneamente.
Datos: ∆Hºf [SiC(s)] = −65’3 kJ/mol, ∆Hºf [SiO2 (s)] = −910’9 kJ/mol,
∆Hºf [CO(g)] = −110’5 kJ/mol. Variación de entropía de la reacción: ∆Sº = 353 J·K−1.
a)
SiO2(s) + 3 C(grafito) → SiC(s) + 2 CO(g)
∆H°reacc = ∑∆H°f (productos) – ∑∆H°f (reactivos) = (–65,3–2.110,5) – (–910,9) = +624,6 kJ
b) La reacción llega al equilibrio cuando la variación de energía libre es igual a cero, así
que:
∆H 624,6
=
= 1769,4º K
∆G = ∆H – T∆S = 0 (equilibrio) → T =
∆S 0,353
E6A.S2006
Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La entalpía no es una función de estado.
b) Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna.
c) Si ∆H<0 y ∆S>0, la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
a) Falso. La entalpía es una función de estado ya se define como H = U + PV y la energía
interna, la presión y el volumen son todas funciones de estado. Por tanto su valor solo
depende del estadio inicial y final y no del camino seguido.
b)Falso. El Primer Principio de la termodinámica se expresa como ∆U = q + W . Puesto
que tanto el calor desprendido por el sistema como el trabajo realizado por el sistema se
consideran negativos, resulta que cuando el sistema hace trabajo su energía interna
disminuye.
c) Verdad. Ya que como ∆G = ∆H – T∆S resulta que si ∆H es negativa y ∆S es positiva, el
resultado es que ∆G es negativa a cualquier temperatura y por tanto la reacción espontánea
siempre.
E6B.S2006
Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C2H5OH(l), CO2(g) y H2O(l) son,
respectivamente, −228, −394 y −286 kJ/mol, calcule:
a) La entalpía de combustión estándar del etanol.
b) El calor que se desprende, a presión constante, si en condiciones estándar se queman
100 g de etanol.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
a) –1418 kJ/mol; b) se desprenden 3082,6 kJ
Justifique la feracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Si en una reacción no intervienen gases, el calor de la reacción medido a presión
constante y el medido a volumen constante son iguales.
b) Todas las reacciones exotérmicas son espontáneas.
c) Una reacción endotérmica y en la que disminuya el desorden, es espontánea a cualquier
temperatura.
a) Verdad. Si no intervienen gases su volumen no varía, por tanto el trabajo de expansión
P∆V=0 siempre será nulo, con lo que en este caso ∆U=∆H, o lo que es igual, qv=qp
b) Falso. Las reacciones son espontáneas si ∆G<0. Como ∆G=∆H–T∆S, aquellas
reacciones en las que ∆S negativo a altas temperaturas darán ∆G positivo.
c) Falso. Como ∆G=∆H–T∆S, en el caso de que ∆H sea positivo y ∆S sea negativo,
siempre, y con independencia de la temperatura, ∆G es positivo. Esa reacción nunca podrá
ser espontánea.
Justifique la feracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Una reacción exotérmica y en la que disminuya el desorden, es espontánea a cualquier
temperatura.
b) Las reacciones en las que la variación de energía libre es negativa son espontáneas a
cualquier temperatura.
c) La entalpía es igual al calor de una reacción a volumen constante.
a) Falso. Como ∆G=∆H–T∆S, en el caso de que ∆H sea negativo y ∆S sea negativo, ∆G
depende de la temperatura. A altas temperaturas darán ∆G positivo.
b) Falso. Como ∆G=∆H–T∆S, en general la energía libre depende de la temperatura. Las
únicas reacciones en para las que ∆G es siempre negativo son aquellas donde ∆H<0 y ∆S>0.
c) Falso. La entalpía de una reacción, por definición, es igual al calor de la reacción a
presión constante.
S2005
En la combustión de 5 g de metano, CH4 , llevada a cabo a presión constante y a 25ºC, se
desprenden 275 kJ. En estas condiciones, determine:
a) La entalpía de combustión y la entalpía de formación del metano.
b) El volumen de metano necesario para producir 1 m3 de CO2 , medidos a 25ºC y 1 atm.
Datos: ∆Hºf [CO2 (s)] = −393 kJ/mol, ∆Hºf [H2O(l)] = −285’8 kJ/mol.
Masas atómicas: C = 12; H = 1.
a) Entalpía de la combustión del metano: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Si 5 g CH4 −−−−−−−−− −275 kJ
1 mol −−− 16 g CH4 −−−−−−−−− x
de donde la entalpía de la reacción de combustión el metano es x = –880 kJ/mol, es decir
que, ∆Hºc [CH4 (g)] = –880 kJ/mol
La entalpía de formación del metano se calcula muy fácilmente a partir de la entalpía de la
reacción de combustión y de los datos del propblema, ya que:
∆H°reacc.combust = ∑∆H°f (productos) – ∑∆H°f (reactivos)
–880 = (–393 + 2*–285,8) – (∆H°f CH4)
→
∆H°f CH4 = –84,6 kJ/mol
b) Como la combustión del metano tiene lugar de acuerdo a CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
vemos en la estequiometría que cada mol de CH4 da lugar a un mol de CO2, por tanto para
producir 1 m3 de CO2 en las condiciones que sean , hace falta exactamente ese mismo
volumen de CH4 medido en las mismas condiciones.
S2005
Las entalpías de formación estándar del agua líquida, ácido clorhídrico en disolución
acuosa y óxido de plata sólido son, respectivamente: −285’8, −165’6 y −30’4 kJ/mol. A
partir de estos datos y de la siguiente ecuación:
Ag O(s) + 2HCl(aq) → 2 AgCl(s) + H2O(l) ∆Hº = –176'6 kJ
Calcule:
a) La entalpía de formación estándar del AgCl(s).
b) Los moles de agua que se forman cuando se consumen 4 litros de ácido clorhídrico 0’5 molar.
a) La entalpía de formación del cloruro de plata se calcula muy fácilmente a partir de la
entalpía de la reacción, ya que:
∆H°reacc.combust = ∑∆H°f (productos) – ∑∆H°f (reactivos)
–176,6 = (2*∆H°f AgCl + –285,8) – (–30,4 + 2*–165,6)
de donde ∆H°f AgCl = –126,2 kJ/mol
b) De la estequimetría de la reacción se deduce que por cada 2 moles de HCl consumidos
se forma 1 de agua, es decir la mitad. Los moles de ácido en 4L de disolución 0,5M son:
nºmoles HCL, 4L 0,5M = M.V = 0,5 moles/L . 4 L = 2 moles
por tanto los moles de agua obtenidos = 1 mol H2O