Problemas de Termoquímica puestos en PAU

TERMODINÁMICA
1. En la fermentación de la glucosa (C6H12O6) se obtiene etanol
(C2H5OH) y CO2. Si la entalpía de combustión de la glucosa es de –15.63
kJ/g y la del etanol es de –29.72 kJ/g, a) Calcular la entalpía de reacción de
la fermentación de la glucosa. b) Calcular la energía puesta en juego en la
combustión de 90 g de glucosa.
2. Las entalpías estándar de formación del CO2 (g) y del H2O(l)
son respectivamente, -393 y –286 kJ/mol y la entalpía estándar de
combustión del etanal (l), C2 H4 O (l), -1164 kJ/mol. a) Calcular la entalpía
de formación del etanal; b) ¿Cuántos Julios se producen por mol de
oxígeno usado? c) ¿Cuántos Julios se generan cuando se quema un gramo
de etanal? Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.0
3. Para una determinada reacción a 25ºC los valores de ΔHº y ΔSº
son respectivamente 10.5 kJ y 30.0 J/grado. a) Justificar numéricamente si
la reacción será espontánea o no; b) ¿Es una reacción exotérmica? ¿Por
qué? Razonar si los valores de ΔHº y ΔSº favorecen, o no, que la reacción
sea espontánea. Justificar si se produce, o no, un aumento del orden en esta
reacción.
4. Los calores de combustión de CH4(g), H2(g) y C(s) son,
respectivamente, -50.72 kJ/mol, -16.34 kJ/mol y –22.5 kJ/mol.
a) Calcular el calor de formación del CH4.
b) Si se queman 45 g de CH4, ¿cuántos litros de CO2 se obtienen en
condiciones normales, si la reacción tiene un rendimiento del 38%?
5. Sabiendo que para la reacción Ag2O (s)<-----> 2Ag (s) + ½ O2
(g) a 25ºC, ΔH = 30.6 kJ y ΔS = 60.2 J/grado.
a) Justificar, cuantitativamente, si la reacción es espontánea o no.
b)
Escribir la reacción de formación del Ag2O (s) y determinar la
entalpía de formación del Ag2O (s). Justificar si la reacción de formación
del Ag2O (s) sería espontánea, o no, a cualquier temperatura.
6. Dada la reacción 2 AgO(s) ⇒ 4Ag(s) +O2(g)
a) ¿Cuál es el valor del ΔH para esta reacción? Calcular el calor transferido
cuando se descomponen 4,62 g de Ag2O en condiciones estándar. Justificar
si se absorbe o se desprende calor en el proceso;
b) Razonar el signo que tiene Sº en esta reacción
Datos: m.a (Ag)= 107,9; m.a. (O) = 16,00. La entalpía de formación
estándar del Ag2O (s) es –30,6 kJ/mol.
7. Sabiendo el valor de las siguientes energías de enlace en kJ/mol:
H-H: 435; C-C: 347; C=C : 611; O-O: 414; O=O: 498; H-O: 464.
Calcular: a) La entalpía de la reacción: CH2=CH2 + H2-------> CH3-CH3 ; b)
La entalpía de formación del H2O(g); ¿Es un proceso endotérmico? ¿Por
qué?
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8. Los valores de las entalpías de combustión estándar del C (s) y
C6H6 (1) son, respectivamente, - 393,7 kJ/mol y — 3.267 kJ/mol, y el valor
de AH0f (entalpía estándar de formación) para H20 (1) es —285,9 kJ/mol.
a) Calcule la entalpía de formación del C6H 6 (1)
b) ¿ Cuántos KJ se desprenderán o absorberán en la formación de 0.5 kg
de C6H 6(1)?
Datos: M.a.: C:l2; H:1
9. a) ¿Podrá ser espontánea una reacción endotérmica?¿En qué
condiciones?
b) ¿Qué es lo que indica la entropía de un sistema? ¿Cuándo la entropía de
una reacción disminuye? Justifique las respuestas.
10. a) A partir de los datos que se aportan, calcular el valor de AH0
para las siguientes reacciones:
(1)
2S02(g) + 02(g)
Æ
2 S03(g)
(II)
Ñ04 (g) Æ
2 NO2 (g}
b) ¿ Hacia dónde se desplazarán los equilibrios, en cada una de las
reacciones, si se aumenta la temperatura?, ¿Y si se aumenta la presión?
Datos: Los valores de ∆H0f (kJ/ mol) para las sustancias que se indican
son los siguientes:
SO2 - - -297; N204 9,2; SO3 -396; NO2
33,2.
11. Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la reacción de
fotosíntesis siguiente:
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) →C6 H12 O6 (s) + 6 O2 (g)
H0 = 2813 KJ/mol
a) Calcule la entalpía de formación de la glucosa, justificando si la reacción
es endotérmica o exotérmica.
b) Halle la energía necesaria para obtener 5 gr de glucosa.
Datos:
∆ H0 f (CO2) = -393,5 KJ/mol - ∆ H0 f (H2O (l) = -285,5 KJ/mol
Masas atómicas. C = 12; O = 16; H = 1.
12. A partir de los datos siguientes calcule:
a) La entalpía de combustión del butano.
b) la energía que se puede obtener al quemar 100 g de gas butano
Compuesto
Entalpía de formación (KJ/mol)
Butano (C4H10)
-125
Dióxido de carbono(CO2)
-393
Agua (vapor) (H2O)
-242
Masas atómicas C=12, H=16, H=1
13. Cuando se quema 1 g de ácido acético (CH3-COOH) se
desprenden 14, 5 KJ.
CH3COOH + O2(g)
CO2(g) + H2O (l)
a)
¿Cuál sera el valor de la entalpía de combustión?.
b)
Hallar la entalpía estandar de formación de ácido acético.
Datos: Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.
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Hfo (CO2) = 394 kJ/mol.
Hfo (H2O) = 259 kJ/mol.
Respuesta:
Nos piden la entalpía de combustión, luego el primer paso sería proceder al
ajuste de la reacción de combustión:
CH3-COOH + O2(g)
2 CO2(g) + 2 H2O (l)
Según los datos que nos dan la combustión de 1 gramos de ácido acético
(ácido etanoico) desprenden 14, 5 KJ, habría que calcular entonces cual
sería la energía desprendida por 1 mol de ácido acético. El peso molecular
del ácido acéticos sería: 2 x 12 + 2 x 16 + 4 x 1 = 60. El cálculo
correspondiente es:
1 gramo de CH3COOH
14,5 kJ
=
60 gramos/mol de CH3COOH
x
Luego el valor de la entalpía de combustión sería:
Hcombustión = -870 KJ/mol (el signo es menos ya que es una
energía que se desprende).
a)
Para obtener la entalpía de formación del ácido acético podemos
proceder a partir de la reacción de combustión aplicando la fórmula del
sumatorio de entalpías de formación.
Hfo =
Ho f (productos) 
Ho f (reactivos)
Sustituyendo los datos conocidos tendremos:
870 = [2 x Hfo (CO2) + 2 x Hfo (H2O)]  [ Hfo (CH3-COOH) + Hfo
(O2)]
 870 = [ 2 x (394)+ 2 x (259)]  [ Hfo (CH3-COOH) + 0 ]
de donde:
Hfo (CH3-COOH) =  436 KJ/mol.
También se puede obtener la entalpía de formación del ácido acético
haciendo uso de la Ley de Hess. Para ello primero planteamos la reacción
de formación:
2 C(s) + 2 H2 (g) + O2 (g)
CH3 – COOH (l)
Ahora con la ecuaciones correspondientes a los datos que se proporcionan,
es decir, con las reacciones de formación del CO2 y del H2O, así como
teniendo en cuenta la reacción de combustión del ácido acético,
procedemos al cálculo de la entalpía de formación.
Las reacciones que se requieren son:
CH3-COOH + 2 O2(g)
2 CO2(g) + 2 H2O (l)
H1 =  870 KJ/mol
C(s) + O2 (g)
CO2 (g)
H2 =  394 KJ/mol
H2 (g) + ½ O2 (g)
H2O (l)
H3 =  259 KJ/mol
Si ahora invertimos el sentido de la primera reacción y multiplicamos la
segunda ecuación y la tercer por dos, tendremos:
2 CO2(g) + 2 H2O (l)
CH3-COOH + 2 O2(g)
H1 = + 870 KJ/mol
2 C(s) + 2 O2 (g)
2 CO2 (g)
H2 =  788 KJ/mol
2 H2 (g) + O2 (g)
2 H2O (l)
H3 =  518 KJ/mol
3
Sumando las correspondientes entalpías tendremos:
Hfo (CH3-COOH) = H1 + H2 + H3 =  436
KJ/mol
14. Para una determinada reacción a 25ºC., el valor de H0 es 10,5
kJ y el de S0 es 30,04 J/ºK. Según esto podemos afirmar que:
a)
Se trata de una reacción espontánea.
b)
Es una reacción exotérmica.
c)
Es una reacción en la que disminuye el desorden.
d)
La variación de Energía libre es negativa.
Respuesta:
a)
El criterio de espontaneidad viene determinado por el valor de la
Energía libre G, de tal forma que para que una reacción sea espontánea el
valor debe ser menor que cero ( G < 0). En nuestro caso el valor de G,
sería:
G0 = H0  T S0, sustituyendo valores,
G0 = 10,5  (298)x(0,030) = 1,56 KJ/mol. Luego la reacción
no es espontánea ya que G0 > 0. Hay que tener en cuenta que las
unidades de la entropía suelen venir expresadas en J/ºK , mientras que la
entalpía viene dada en KJ por lo tanto hay que uniformar unidades.
b)
La reacción es endotérmica ya que el valor de la entalpía es mayor
que cero.
c)
Cuanto mayor es el valor de la entropía de un sistema mayor es el
estado de desorden el mismo, luego en este caso al ser el valor de la
entropía mayor que cero, quiere decir que el desorden aumenta.
d)
Como se puede observar en el aparado a) la variación de la energía
libre es positiva.
15. Cuando se forma un mol de benceno, C6H6 (l), se requieren 49
kJ. Sabiendo que las entalpías estándar de formación del CO2 y del H2O
son  394 kJ/mol y  286 kJ/mol respectivamente, calcular:
a)
La entalpía de combustión del benceno.
b)
La energía desprendida en la combustión de 117 g de benceno.
Datos: Masas atómcias: C = 12; H = 1.
Respuesta:
a)
Para calcular la entalpía de combustión procedemos a escribir la
correspondiente ecuación y haciendo uso de las entalpías estándar de
formación procedemos a su cálculo:
C6H6 (l) + 15/2 O2 (g)
6 CO2 (g) + 3 H2O (l)
0
0
H combustión =
H f (productos) 
H0f (reactivos)
Sustituyendo valores tenemos:
0
H combustión = [ 6 x Hof (CO2) + 3 x H0f(H2O)]  [ H0f(C6H6) + H0f
(O2)]
De donde: H0combustión = [6 x ( 394) + 3 x ( 286)] [ 49 + 0] = -3271
kJ/mol.
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b)
Una vez que conocemos la entalpía de combustión del benceno habrá
que referir los cálculos a la cantidad de 117 g, es decir, tendremos que:
De donde: x =  4906,5 kJ. 78 g/mol de C6H6
- 3271 kJ/mol
=
117 g de C6H6
x
16.- La combustión, a la presión atmosférica, de 1 gramo de metano, con formación de CO2 y
H2O líquida libera 50 kJ.
a) ¿Cuál es el valor de ΔH0 para la reacción
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
b) Determine el valor de ΔHf0 del metano si ΔHf0(CO2) = -394 y ΔHf0 (H2O(l)) = -242 kJ/mol,.
Rta.: -800 kJ/mol; -78 kJ/mo
17.- La combustión del acetileno (C2H2) produce CO2 y agua.
c) Escriba la ecuación química correspondiente a dicho proceso.
d) Determine el calor molar de combustión del acetileno.
e) Determine el calor producido cuando se quema 1 kg de acetileno.
Datos:
ΔHf0(C2H2) = 223'75 kJ/mol;
ΔHf0(H2O ) = -241'8 kJ/mol
Rta.: -1.253 kJ/mol; 48'2 MJ/kg
ΔHf0(CO2 ) = -393'5 kJ/mol;
18.- Para la reacción de combustión del butano 2C4H10(g)+13 O2 → CO2(g)+10 H2O(g);
ΔH<0,
indique razonadamente si, a la misma temperatura, el calor desprendido a presión constante es
igual, mayor o menor que el calor desprendido a volumen constante.
(P.A.U. Jun 92)
19.- En la reacción: 2SO2(g) + 02(g) ⇒ 2SO3(g) ΔH < 0; supuesto comportamiento ideal:
(a) Escribir las ecuaciones de Kp y Kc; (b) ¿Qué influencia ejercerá en el
desplazamiento de]
equilibrio el aumento de las concentraciones del S02 y SO3 ? ; ¿Qué
influencia ejercerá el
aumento de temperatura?; (d) En este equilibrio se emplean catalizadores
¿Cuál es su papel?.
Razone las respuestas.
20.- Razonar en qué situaciones podrían ser espontáneos los procesos cuyas variaciones
correspondientes a sus términos entálpicos o entrópicos son las siguientes:
(a) ΔH > 0; AS > 0
(b) ΔH < 0, AS < 0 (c) ΔH<O; AS>0
(d)
ΔH > 0; ΔS < 0
Rta: a T altas; b) a T bajas; c) siempre espontánea; d) nunca
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