Problemas de Qu´ımica General Curso 2014

Problemas de Quı́mica General
1◦ de C. Quı́micas
Curso 2014-2015
Grupo 911
Hoja 5
1. A partir de los datos sobre las reacciones que se dan seguidamente, determinar la entalpı́a de
reacción estándar para el proceso cuya ecuación sin ajustar completamente es:
a CO(g) + b H2 (g) → c CH4 (g) + d CO2 (g) + 2 H2 O(l)
C(grafito) + 21 O2 (g) → CO(g)
∆H = −110.5
1
∆H = −283.0
CO(g) + 2 O2 (g) → CO2 (g)
1
H2 (g) + 2 O2 (g) → H2 O(l)
∆H = −285.8
C(grafito) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
∆H = −74.81
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2 O(l)
∆H = −890.3
Sol. 4 CO(g) + 8 H2 (g) → 3 CH4 (g) + CO2 (g) + 2 H2 O(l)
∆H = −747.5 kJ mol−1 .
Nota: En este ejercicio y los siguientes similares a éste, el mol−1 se refiere a mol de grado
avance de la reacción. Se puede omitir en las unidades de ∆H.
kJ
kJ
kJ
kJ
kJ
de
2. Determinar la entalpı́a de reacción para el proceso:
a N2 H4 (l) + b H2 O2 (l) → c N2 (g) + 4 H2 O(l)
a partir de los datos siguientes:
N2 H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + 2 H2 O(l)
H2 (g) + 12 O2 (g) → H2 O(l)
H2 (g) + O2 (g) → H2 O2 (l)
Sol. N2 H4 (l) + 2 H2 O2 (l) → N2 (g) + 4 H2 O(l)
∆H = −622.2 kJ
∆H = −285.8 kJ
∆H = −187.8 kJ
∆H = −818.2 kJ mol−1 .
3. El tetracloruro de carbono es un disolvente comercial importante que se prepara por reacción
de cloro gaseoso con el sulfuro de carbono. Determinar ∆H para la reacción:
a CS2 (l) + b Cl2 (g) → c CCl4 (l) + S2 Cl2 (l)
usando los datos apropiados de la siguiente tabla:
CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g)
2 S(s) + Cl2 (g) → S2 Cl2 (l)
C(s) + 2 Cl2 (g) → CCl4 (l)
S(s) + O2 (g) → SO2 (g)
SO2 (g) + Cl2 (g) → SO2 Cl2 (l)
C(s) + O2 (g) → CO2 (g)
CCl4 (l) + O2 (g) → COCl2 (g) + Cl2 O(g)
Sol. CS2 (l) + 3 Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2 Cl2 (l)
∆H = −283.5 kJ mol−1
∆H
∆H
∆H
∆H
∆H
∆H
∆H
=
=
=
=
=
=
=
−1077.
−58.2
−135.4
−296.8
+97.3
−393.5
−5.2
kJ
kJ
kJ
kJ
kJ
kJ
kJ
4. Una importante fuente de hidrógeno comercial es la reacción:
a CH4 (g) +b O2 (g) → c CO(g) + 2 H2 (g)
Determinar la entalpı́a para esa reacción a partir de los siguientes datos:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2 O(g)
CH4 (g) + CO2 (g) → 2 CO(g) + 2 H2 (g)
CH4 (g) + H2 O(g) → CO(g) + 3 H2 (g)
Sol. CH4 (g) + 12 O2 (g) → CO(g) + 2 H2 (g)
∆H = −35.75 kJ mol−1
∆H = −802 kJ
∆H = +247 kJ
∆H = +206 kJ
5. Los calores de combustión (∆H) por mol de 1,3-butadieno [C4 H6 (g)], butano [C4 H10 (g)] y H2
son –2540.2, –2877.6 y –285.8 kJ respectivamente. Calcular la entalpı́a de hidrogenación del
1,3-butadieno a butano:
a C4 H6 (g) + b H2 (g) → C4 H10 (g)
Sol. C4 H6 (g) + 2 H2 (g) → C4 H10 (g)
∆H = −234.2 kJ mol−1
6. El metabolismo de la glucosa, C6 H12 O6 , da CO2 (g) y H2 O(l) como productos. El calor liberado
en el proceso se convierte en trabajo útil con una eficiencia de aproximadamente el 70%. Calcular
la masa de glucosa metabolizada por una persona de 58.0 kg al escalar a una montaña con una
ganancia en altura de 1450 m. Suponer que el trabajo realizado para escalar es alrededor de
cuatro veces el necesario para simplemente elevar 1450 m una masa de 58.0 kg. ∆Hf0 de C6 H12 O6
es -1273.3 kJ mol−1 , y los calores de combustión del C(grafito) y del H2 (g) son, respectivamente:
-393.5 kJ y -285.8 kJ por mol de reactivo quemado.
Sol. C6 H12 O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2 O(g); ∆H = −2802.5 kJ mol−1 ; mglucosa = 302.5g
7. La entalpı́a estandar de combustión del gas propano lı́quido a 298 K es -2220 kJ mol−1 y la
entalpı́a estándar de vaporización del propano lı́quido a esa temperatura es 15 kJ mol−1 . ¿Cuál
es la entalpı́a estándar de combustión del propano gas a esa temperatura? ¿Cuál es la energı́
interna de reacción ? Sol. C3 H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2 O(`) ∆H = −2235 kJ mol−1 ;
∆U = −2228 kJmol−1
8. Calcular la entalpı́a estándar de reacción a 298 K para:
2 Ag+ (ac) + Cu(s) → Cu2+ (ac) + 2 Ag(s)
teniendo en cuenta que las entalpı́as estándar de formación de los iones Ag+ y Cu2+ son, respectivamente: +105.58 kJ mol−1 y +64.77 kJ mol−1 .
Sol. ∆H = −146.4 kJ mol−1
9. A 298 K, la entalpı́a estándar de formación del AgCl(s) es –127.0 kJ mol−1 . Si las entalpı́as
estándar de formación de los iones Ag+ y Cl− son, respectivamente, +105.58 kJ mol−1 y –167.16
kJ mol−1 , calcular la entalpı́a de disolución del AgCl(s).
Sol. AgCl(s) → Ag+ (aq) + Cl− (aq)
∆H = 65.42 kJ mol−1
10. La entalpı́a molar estándar de formación del agua a 298 K es –285.8 kJ mol−1 . Si la capacidad calorı́fica Cp del agua lı́quida es 75.48 J K−1 mol−1 , determinar el calor que se absorbe o
desprende cuando se forma un mol de agua lı́quida a 99◦ C partiendo de oxı́geno e hidrógeno
gaseosos a 298 K, suponiendo que la presión permanece constante durante el proceso. Repetir
el cálculo para agua formada a 1◦ C.
Sol. ∆H99◦ C = −280.21 kJ mol−1 , ∆H1◦ C = −287.61 kJ mol−1
11. A partir de las siguientes entalpı́as de reacción:
4HCl(g) + O2 (g) → 2H2 O(l) + 2Cl2 (g) , ∆H = −202.4 kJ mol−1
1
H (g) + 21 F2 (g) → HF(l) ,
∆H = −300.0 kJ mol−1 encuentre la entalpı́a de la
2 2
∆H = −285.8 kJ mol−1
H2 (g) + 21 O2 (g) → H2 O(l) ,
reacción: 2HCl(g) + F2 (g) → 2HF(l) + Cl2 (g).
Sol. ∆H = −415.4 kJ mol−1
12. La combustión de un mol de benceno lı́quido a 25 o C y 1 bar, para producir CO2 (g) y H2 O(l) ,
libera 3267 kJ de calor cuando los productos de encuentran a 25 ◦ C y 1 bar. ¿Cuál es la entalpı́a
estándar de formación del benceno lı́quido? Nota: busque las entalpı́as de formación del
CO2 y del H2 O en unas tablas.
Sol. ∆Hf = 49 kJ mol−1
13. Determinar la variación de entalpı́a y la variación de energı́a interna a 25 ◦ C de la reacción (no
ajustada): N2 H4 (l) + H2 O2 (l) → N2 (g) + H2 O(l) a partir de los siguientes datos:
N2 H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + 2H2 O(l), ∆H = −622.2 kJ mol−1 y los calores de formación del agua
y del agua oxigenada sacados de unas tablas.
Sol. ∆H = −818.2 kJ mol−1
14. Buscar en una tabla las entalpı́as de formación (y, cuando proceda, de ca mbio de fase) de las
sustancias que intervienen en las siguientes reacciones. A partir de ellos, hallar las entalpı́as
normales de reacción a 298K y a 370K de las siguientes reacciones:
(a) 2H2 S(g) + 3O2 (g) → 2H2 O(l) + 2SO2 (g)
(b) 2H2 S(g) + 3O2 (g) → 2H2 O(g) + 2SO2 (g)
(c) 2HN3 (g) + 2NO(g) → H2 O2 (l) + 4N2 (g)
Ignorar la variación de las capacidades calorı́ficas con la temperatura. Nota: La entalpı́a de
formación del HN3 (g) es 300 kJ mol−1 .
Sol. (a) ∆H298K = −1124 kJ mol−1 ; ∆Cp = 73.8 J mol−1 ; ∆H370K = −1119 kJ mol−1 ; (b)
−1043 kJmol−1 ; ∆Cp = −9.63 J mol−1 ; ∆H370K = −1044 kJ mol−1 ; (c) ∆H = −968 kJ mol−1 ;
∆Cp = 58.55 J mol−1 ; ∆H370K = −964 kJ mol−1
15. Un cubo de hielo de 54 cm3 a -25◦ C se introduce en un recipiente aislado térmicamente con 400
mililitros de H2 O(l) a 32◦ C. ¿Cuál será la temperatura final del sistema cuando se alcance el
equilibrio? ¿En qué fase o fases estará el sistema?
Calores especı́ficos: H2 O(s) = 2.01 J g−1 ◦ C−1 ; H2 O(l) = 4.18 J g−1 ◦ C−1 .
Densidades: H2 O(s) = 0.917 g cm−3 ; H2 O(l) = 0.998 g cm−3 .
∆H f us = 0.334 kJ g−1 . Sol. Tf = 18.3◦ C
16. ¿Cuántos litros de CH4 (g), medidos a 25◦ C y 768 torr, deben quemarse para proporcionar el
calor necesario para vaporizar 3.78 litros de agua a 100◦ C?
∆H combustion CH4 = −8.90 102 kJ mol−1 . Para el H2 O(l) a 100◦ C: ρ = 0.958 g cm−3 y ∆H vap =
40.7 kJ mol−1 . Sol. V = 220L
17. El calor molar de vaporización del Ar en el punto normal de ebullición (87.3K) es 1.56 kcal/mol.
a) Calcular ∆S cuando se vaporiza 1.00 mol de Ar a 87.3K y 1 atm. b) Calcular ∆S cuando se
condensan 5.00 g de Ar gaseoso a lı́quido a 87.3K y 1 atm.
Sol. (a) ∆Svap = 17.9 calK−1 = 74.8 J K−1 ; (b) ∆Scond = −2.23 cal K−1 = −9.36 J K−1
18. El calor especı́fico del agua es prácticamente constante a 1.00 cal/(g ◦ C) en el intervalo de 25 ◦ C
a 75 ◦ C a 1 atm. Calcular ∆S para el calentamiento reversible de 100 g de agua desde 25 ◦ C a
50 ◦ C y desde 50 ◦ C a 75 ◦ C.
Sol. (a) 33.7J K−1 ; (b) 31.2J K−1
19. El punto de ebullición del CO2 es 227 K a la presión de 8.00 bar. Calcular el cambio de
entropı́a cuando 20.0 g de CO2 se calientan de forma reversible a la presión constante de 8.00
bar desde 222 K hasta 232 K. Datos: ∆Hebull,227 = 14.6 kJ mol−1 , CP,m (l) = 87.0 J mol−1 K−1 ,
CP,m (g) = 42.7 J mol−1 K−1 .
Sol. 30.5J K−1
20. Consulte las tablas de datos termodinámicos y calcule el cambio de entropı́a estándar para las
siguientes reacciones a 25 ◦ C y 1 bar:
a) S(s) + O2 (g) → SO2 (g)
b) MgCO3 (s) → MgO(s) + CO2 (g)
c) H2 (g) + CuO(s) → Cu(s) + H2 O(g)
d) 2Al(s) + 3 SnO(s) → Al2 O3 (s) + 3Sn(s)
e) CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2 O(l)
Sol. (a) 10.48 J K−1 ; (b) 175 J K−1 ; (c) 48.5 J K−1 ; (d) −21 J K−1 ; (e) −163.5 J K−1
21. Sin consultar las tablas prediga el signo del cambio de entropı́a para las siguientes reacciones:
a) PCl3 (l) + Cl2 (g) → PCl5 (s)
b) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2 (g)
c) H2 (g) → 2H(g)
d) U(s) + 3 F2 (g) → UF6 (s)
Sol. (a) ∆S < 0; (b) ∆S > 0; (c) ∆S > 0; (d) ∆S < 0
22. Halle ∆S ◦ a 298 K y a 370 K para la reacción 2 H2 S(g) + 3 O2 (g) → 2 H2 O(g) + 2 SO2 (g).
Ignore la variación de las capacidades calorı́ficas con la temperatura.
Sol. ∆S298 = −152.98 J K−1 ; ∆CP = −9.625 J K−1 ; ∆S370 = −155.1 J K−1
23. El punto de ebullición normal de la acetona es 56.2◦ C y su entalpı́a de vaporización es ∆H vap =
25.5 kJ mol−1 . ¿A qué temperatura tiene una presión de vapor de 375 torr?
Sol. 306 K
24. El punto de ebullición normal del etanol es 78.3◦ C, y a esa temperatura ∆H vap = 38.9 kJ mol−1 .
¿Hasta qué valor es necesario reducir la presión si se quiere que el etanol hierva a 25.0◦ C en una
destilación a presión reducida?
Sol. 0.093P ◦ (69.5 torr si P ◦ = 1 bar)
25. El punto de ebullición normal del éter dietı́lico es 34.5◦ C, y su entalpı́a de vaporización en el
punto de ebullición normal es de 6.38 kcal mol−1 . Calcular la presión de vapor del éter a 25.0◦ C.
Indicar las aproximaciones usadas en el tratamiento.
Sol. 0.72P ◦ (538 torr si P ◦ = 1 bar)
26. El calor de fusión del Hg en su punto de fusión normal, -38.9◦ C, vale 2.82 cal g−1 . Las densidades
del Hg(s) y el Hg(l) en dicho punto son 14.193 y 13.690 g cm−3 respectivamente. Calcular el
punto de fusión del Hg a (a) 100 atm; (b) 500 atm. MHg = 200.59 g mol−1 .
Sol. Tf us (100atm) = 234.35 K (−38.8◦ C) ; Tf us (500atm) = 234.78 K (−38.37◦ C)
27. Algunos valores de la presión de vapor del Hg(l) son
t/◦ C
80.0
100.0 120.0 140.0
P/torr 0.08880 0.2729 0.7475 1.845
(a)Determinar la entalpı́a de vaporización en ese intervalo de temperatura; (b) determinar la
presión de vapor a 160◦ C; (c) estimar el punto de ebullición normal del Hg.
Sol. ∆Hvap = 61.3 kJ mol−1; P433K = 4.21torr; Tf◦us ) = 623K
28. Algunos valores de la presión de vapor del CO2 (s) son
t/◦ C
-120.0 -110.0 -100.0 -90.0
P/torr 9.81
34.63 104.81 279.5
(a) Determinar la entalpı́a de sublimación en ese intervalo de temperatura; (b) determinar la
presión de vapor a -75◦ C.
Sol. ∆Hsub = 26.0 kJ mol−1; P198K = 1020torr
29. En el punto triple del agua, ∆H vap = 45.06 kJ mol−1 , y ∆H f us = 6.01 kJ mol−1 . Determinar
la entalpı́a de sublimación del hielo a esa temperatura. Evaluar la pendiente dP/dT para cada
una de las tres lı́neas que convergen en el punto triple del agua.
H2 O
= 4.58 torr.
Densidades a 0.01◦ C: H2 O(s) = 0.917 g cm−3 ; H2 O(l) = 1.000 g cm−3 . Ppto.triple
−1
−1
Sol. ∆Hsub = 51.1 kJ mol ; sol → vap : pend = 0.377 torr K ; liq → vap : pend =
0.337 torr K−1 ; sol → liq : pend = −101332 torr K−1
30. La presión de vapor del SO2 (s) es 1.00 torr a 177.0 K y 10.0 torr a 195.8 K. La presión de vapor
del SO2 (l) es 33.4 torr a 209.6 K y 100.0 torr a 225.3 K. (a) Calcular la temperatura y la presión
en el punto triple del SO2 . Indicar las aproximaciones usadas. (b) Calcular la entalpı́a de fusión
del SO2 en el punto triple.
Sol. Tp.t. = 199.8K; Pp.t. = 15.44torr; ∆Hf us = 7.8 kJ mol−1
31. Dadas las siguientes capacidades calorı́ficas molares a presión constante: Cp,m (propano lı́quido)
= 39.0 J K−1 mol−1 ; Cp,m (H2 O lı́quida) = 75.5 J K−1 mol−1 ; Cp,m (O2 gas) = 29.3 J K−1 mol−1 ;
Cp,m (CO2 gas) = 37.1 J K−1 mol−1 , y teniendo en cuenta el resultado del problema 7, calcular
la variación de entalpı́a para la combustión del propano lı́quido a 308 K.
Sol. ∆H308K = −2218 kJ mol−1
32. Las capacidades calorı́ficas de los gases pueden ajustarse con bastante precisión a una expresión
de la forma:
Cp,m = a + b T + c/T 2
A partir de la siguiente tabla, determinar la diferencia entre la entalpı́a de combustión del
C(grafito) a 298 K y a 315 K.
a/J K−1 mol−1
C(grafito)
16.86
O2 (g)
29.96
CO2 (g)
44.22
Sol. ∆H315K − ∆H298K = −0.88 kJ mol−1
b/J K−2 mol−1
4.77
4.18
8.79
c/J K mol−1
–8.54
–1.67
–8.62