Tpnº 8

CATEDRA: QUÍMICA
GUÍA DE PROBLEMAS Nº 8
TEMA: TERMODINÁMICA Y TERMOQUÍMICA
OBJETIVOS: Ampliar conocimientos en la aplicación del principio de conservación de la
energía a una reacción química o cambio físico.
PRERREQUISITOS: Primer principio de la Termodinámica. Procesos isotérmicos,
isobáricos, adiabáticos e isocóricos. Entalpía. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.
Ecuaciones termoquímicas. Calores de formación, de reacción y de combustión. Ley de Hess.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
La TERMODINÁMICA es el estudio del intercambio de energía en los procesos. La
ENERGÍA se define como la capacidad para efectuar trabajo. A diferencia de la materia, la
Energía se reconoce por sus efectos. La TERMOQUÍMICA estudia los efectos caloríficos en
las reacciones químicas. Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía en
forma de calor. El CALOR es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a
diferente temperatura.
Para analizar los cambios de energía asociados con las reacciones químicas, definimos el
SISTEMA como la parte del universo objeto de nuestro estudio. Para los químicos, los
sistemas, por lo general incluyen a las sustancias que están involucradas en los cambios
químicos y físicos. Los ALREDEDORES O ENTORNO es el resto del universo externo al
sistema
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
El primero principio establece que la energía de un sistema se conserva siempre. Si al
experimentar un proceso disminuye la energía del sistema debe aparecer una cantidad
equivalente de energía en su entorno. De hecho, el primer principio de la termodinámica
explica cómo afectan los intercambios de calor y trabajo a la energía de un sistema; para ello se
emplea una magnitud denominada energía interna que se representa por la letra U.
La capacidad de un sistema de realizar trabajo (w), su reserva total de energía, se denomina
Energía Interna, U. No se puede determinar el valor absoluto de U de un sistema, lo mejor es
medir los cambios en la energía interna. ∆U= Ufinal – Uinicial
Enunciado del primer principio de la termodinámica: "La variación de la energía interna de
un sistema es igual al calor desprendido o absorbido por el sistema más el trabajo
realizado por o sobre el sistema"
∆U= q + w
En donde se representa energía interna como U, trabajo w y calor q
La 1° Ley de la Termodinámica establece que la energía Interna de un sistema aislado es
constante y es la base de la calorimetría. En un sistema aislado (sistema que no tiene
intercambio de calor ni materia con el medio) no es posible ningún cambio de energía y ∆U =
0. Si el sistema tiene paredes aislantes, ADIABÁTICAS (q=0), como las de un termo; la
Química FI UNPSJB 2015
Página 65
energía sólo puede transferirse como w. Las paredes que permiten la transferencia de energía
como q, se denominan DIATÉRMICAS.
Si ocurre una reacción química en un recipiente rígido, el sistema no puede realizar w de
expansión (V=constante; w=0), entonces ∆U= q
Para un gas ideal es importante saber que ∆U sólo depende de la Temperatura y en un
proceso ISOTÉRMICO (a T=cte) ∆U=0
CALOR, q: energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como resultado de
una diferencia de temperatura. La energía en forma de calor es transferida del cuerpo más
caliente (con una Temperatura más alta) al más frío (con una temperatura más baja).
Si el sistema absorbe calor de los alrededores (q>0) y si sale del sistema es negativo (q<0). Un
proceso que libera calor hacia el entorno se denomina exotérmico: las reacciones más comunes
y todas las combustiones son exotérmicas. Un proceso que absorbe calor del entorno al
producirse se denomina endotérmico. Varios procesos físicos son endotérmicos, por ejemplo:
la vaporización. Debe proporcionarse calor para separar unas moléculas de otras en un líquido.
TRABAJO, w: movimiento contra una fuerza que se opone. w= Fuerza x Distancia (Joule, J).
Un valor negativo (w<0) indica que el sistema realiza w sobre el entorno (w de expansión) y un
valor positivo (w>0) indica que se realiza w sobre el sistema (w de compresión). El tipo de
trabajo realizado al expandirse o comprimirse un gas se denomina trabajo presión-volumen. Un
sistema puede realizar en general el w de expansión contra una fuerza externa (w = - Pext ∆V).
ENTALPIA
El cambio de calor de una reacción a presión constante es llamado entalpía, H y se define como
H= U+ P V ∆ H= ∆U+∆ (P V)
Conociendo ∆H de una reacción, sabremos si libera o absorbe calor, entonces, si ∆ H <0 la
reacción es exotérmica (libera calor), si ∆ H>0 la reacción es endotérmica (absorbe calor).
FUNCIÓN DE ESTADO
Para describir un sistema termodinámico es necesario indicar presión, temperatura y cantidad
de sustancia. Al conocer esos datos se dice que se ha especificado el estado del sistema. Una
propiedad que tiene un único valor cuando el estado del sistema está definido se dice que es
una función de estado. La energía interna es función de estado, una propiedad determinada por
el estado del sistema sin importar cómo se haya alcanzado esa condición.
En otras palabras, cuando cambia el estado de un sistema, la magnitud del cambio de cualquier
función de estado sólo depende del estado inicial y final del sistema y no de cómo se efectuó
Química FI UNPSJB 2015
Página 66
dicho cambio. Por ejemplo: un vaso con agua pura a 100°C y a la presión de 1 atmósfera está
en un estado especificado.
Las funciones termodinámicas U y H son funciones de estado de modo que ∆U y ∆H solo
dependen del valor de la función en los estados inicial y final del sistema. En cambio el
calor y el trabajo involucrados en un proceso dado dependen del recorrido y, por lo tanto,
estas magnitudes no son funciones de estado, son funciones de trayectoria.
CALORIMETRÍA: Se puede medir la energía transferida a un sistema como calor si
conocemos la capacidad calorífica del sistema, C, que se define como la cantidad de calor
necesaria para modificar un grado la temperatura de un sistema, sus unidades son J/°. Si el
sistema es un mol de sustancia, se habla de la capacidad calorífica molar, Cm= C/n, se mide en
J/° mol. Si es un gramo de sustancia, recibe el nombre de Capacidad calorífica específica, o
más frecuente calor específico Cs= C/m, sus unidades son J/° g.
La transferencia de energía como calor se mide en un calorímetro, dispositivo para medir
cantidades de calor. El calorímetro y su contenido constituyen un sistema asilado y todo el
calor absorbido o emitido por el proceso es emitido o absorbido por el calorímetro.
La cantidad de calor transferido se determina mediante la medida del cambio en la temperatura
que se produce y usando la capacidad calorífica del calorímetro, Ccal, para convertir ese
cambio en calor producido: qcal= Ccal ∆T
En un calorímetro a V=cte (bomba calorimétrica) se coloca una masa conocida de un
compuesto en un recipiente de volumen fijo que se sumerge en agua y se controla la
variación de T del agua; se mide el cambio en la energía interna. ∆U = n Cv ∆T (Cv:
Capacidad calorífica a volumen cte)
En un calorímetro simple a P=cte se mide el cambio en la entalpia. Por ejemplo: Un
vaso de poliestireno externo y uno interno que contiene la mezcla de reacción. ∆H = n
Cp ∆T (Cp: Capacidad Calorífica a presión cte)
Para un gas ideal se cumple: Cp - Cv = R
ECUACIONES TERMOQUÍMICAS
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico o
de agregación, y a continuación la variación energética expresada como ∆H (habitualmente
como ∆H0).
Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l);
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g);
∆H0 = –890 kJ
∆H0 = –241,4 kJ
Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones
LEYES TERMOQUÍMICAS:
1. ∆H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta
poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar ∆H0 por 2:
Química FI UNPSJB 2015
Página 67
∆H0 = –241,4 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g)
∆H0 = 2 x (–241,4 kJ)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
2. Cuando se invierte una ecuación, se cambian los papeles de reactivos y productos, por
lo tanto la magnitud de ∆H se mantiene igual pero cambia de signo.
CO2(g) + 2 H2O(l) → CH4(g) + 2 O2(g)
∆H = 890,4 kJ
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
∆H = - 890,4 kJ
ENTALPIA ESTANDAR DE FORMACION (∆
∆Hfº)
Se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a
partir de sus elementos en su forma más estable a una presión de 1 atm y 25 ºC. Por
convención la entalpia estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es
cero. Por ejemplo: ∆Hfº O2(g) = 0.
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE REACCIÓN (∆ )
Se define como el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como
productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; concentración de
sustancias disueltas = 1 M). Se expresa como ∆H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo
se ajuste la reacción. Conociendo los calores de formación de reactivos y productos, podemos
calcular la entalpia estándar de cualquier reacción como:
∆
=
∆
,
−
∆
,
n: representa los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos.
Σ: significa la suma de ……..
ENTALPIA DE COMBUSTION (∆
∆Hºc)
Es la variación de entalpía que se observa cuando se hace reaccionar un mol de un
hidrocarburo en su estado tipo, con la cantidad de oxigeno necesaria para producir la
combustión total de la misma, dando como únicos productos de reacción: CO2(g) y H2O(l) a 25
ºC y 1 atm.
LEY DE HESS
Se enuncia como: "El cambio de entalpía para una reacción es el mismo, ya sea que esta se
efectúe en un solo paso o en una serie de pasos". En otras palabras, si podemos separar la
reacción de interés en una serie de reacciones para las cuales podemos medir el valor de
∆H°reacc podemos calcular ∆H° para la reacción total.
UNIDADES ÚTILES: 1 cal: 4,184 J
1 atm L: 101,3 J
1 atm = 1,01 x 105 Pa
ENTROPÍA
Para predecir la espontaneidad de un proceso es necesario conocer dos cosas respecto del
sistema. Una es el cambio en la entalpía, que es equivalente al ∆U para la mayoría de los
Química FI UNPSJB 2015
Página 68
procesos. La otra es la entropía (S), que es una medida de la aleatoriedad o del desorden de
un sistema. A medida que aumenta el desorden de un sistema, mayor será su entropía.
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, ∆G
Para un proceso que se lleva a cabo a presión y temperatura constante, si los cambios en la
entalpía y en la entropía del sistema son tales que ∆Hsist – T∆Ssist es menor que cero, el
proceso debe ser espontáneo.
A fin de determinar la espontaneidad de una reacción de una manera más directa, se utiliza otra
función termodinámica denominada energía libre de Gibbs (G) o sólo energía libre:
G = H – TS
El cambio de energía libre (∆G) de un sistema para un proceso a temperatura constante es:
∆G = ∆H – T∆S.
Entonces, la energía libre es la energía disponible para realizar trabajo.
Es una medida de lo alejado que está un sistema respecto al equilibrio. Mide la cantidad
máxima de trabajo útil que se puede obtener de un proceso en particular, y proporciona
información acerca del sentido en el que un sistema químico avanzará espontáneamente.
CAMBIOS DE ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR
La energía libre es una función de estado, lo mismo que la entalpía. Podemos tabular las
energías libres estándar de formación de las sustancias, del mismo modo que se hace con las
entalpías estándar de formación. Éstas son útiles para calcular el cambio de energía libre
estándar de las reacciones químicas de manera análoga al cálculo de ∆H°:
∆
=
∆
−
∆
. ! "#
#$"
El signo de ∆G proporciona información sumamente valiosa acerca de la espontaneidad de los
procesos que ocurren a temperatura y presión constantes. Si T y P son constantes la relación
entre el signo de ∆G y la espontaneidad de una reacción es la siguiente:
1. Si ∆G es negativo, la reacción es espontánea en el sentido planteado.
2. Si ∆G es cero, la reacción está en equilibrio.
3. Si ∆G es positivo, la reacción no es espontánea en el sentido planteado; es necesario
aportar trabajo desde el entorno para que se lleve a cabo. En cambio la reacción inversa
será espontánea.
PROBLEMAS RESUELTOS
1.- Calcular el calor de formación del metano, CH4 (g), a partir de los siguientes datos:
a) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
∆H = - 890,4 kJ
b) C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H = - 393,5 kJ
c) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
∆H = -285,8 kJ
Solución:
- Se debe escribir la reacción necesaria para calcular el calor de formación del CH4 (g)
C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
Química FI UNPSJB 2015
Página 69
-
Invertir la ecuación a) que tiene el CH4 (g) como producto:
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g)
-
∆H = 890,4 kJ
La ecuación b) queda igual porque tiene C(s) como reactivo:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H = - 393,5 kJ
d) Se multiplica la ecuación c) por 2, porque se necesitan 2 moles de H2(g):
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
-
∆H = 2 (-285,8 kJ)
Se suman las tres ecuaciones, se obtiene la ecuación de formación del CH4(g) y el valor de
∆Hfº:
C (s) +2 H2 (g) → CH4 (g)
∆Hfº= - 74,7 kJ
2.- El calor de combustión del butano, C4H10 (g), es – 2879 kJ. Los calores de formación del
CO2 (g) y del H2O (l) son: - 393,5 y – 285,8 kJ, respectivamente. Calcular el ∆Hfº de C4H10 (g).
Solución:
- Se debe escribir la reacción necesaria para calcular el calor de formación del C4H10 (g)
4 C (s) + 5 H2 (g) → C4H10 (g)
- Se utiliza la ecuación de combustión escrita inversa y se cambia el signo de ∆H:
4 CO2 (g) + 5 H2O (l) → C4H10 (g) +13/2 O2(g)
∆H = 2879 kJ
- La ecuación de formación de CO2 (g) se multiplica por 4 y también el valor de ∆H
4C (s) + 4 O2 (g) → 4 CO2 (g)
∆H = 4 (- 393,5) kJ
- La ecuación de formación del H2O se multiplica por 5 y también el valor de ∆H
4 H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 5 H2O (l)
∆H =5 ( -285,8) kJ
- Se suman las tres últimas ecuaciones y se obtiene la ecuación de formación del C4H10 (g) y el
valor de ∆Hfº correspondiente:
∆Hfº= - 124 kJ
4 C(s) +5 H2(g) → C4H10(g)
3.- Calcular el trabajo que realiza un gas al expandirse 500 mL contra una presión constante de
1,20 atm
Solución: se calcula el trabajo y luego se convierten las unidades de atm L a J.
W = - Pext ∆V = - 1,20 atm x 0,5 L = - 0,60 atm L
W = - 0,60 atm L x
101,35 J
= - 60,8 J
1 atmL
4.- En un calorímetro a V constante que contiene 0,10 L de solución tiene lugar una reacción
que libera 1,78 kJ de calor y la temperatura se eleva 3,65 °C. Se agregan 50 mL de solución
acuosa de ácido clorhídrico y 50 mL de solución acuosa de hidróxido de sodio 0,20 M en el
mismo calorímetro y la T se eleva 1,26 °C. ¿Cuál es el cambio de calor de la reacción de
neutralización?
Química FI UNPSJB 2015
Página 70
Solución:
- Determinar la capacidad calorífica del calorímetro:
Ccal= Qcal /∆T= 1,78 kJ/ 3,65 °C= 0,487 kJ/°C
La reacción de neutralización es:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Calculemos las moles de NaOH o de HCl que reaccionan: 0,2 M x 0,05L = 0,01 mol
Q= - Ccal ∆T/n = - (0,487 kJ/°C) 1,26 °C/ 0,01 mol= - 61,4 kJ/mol
El Q de neutralización es – 61,4 kJ/mol y es una reacción exotérmica, libera calor.
CONCURRIR A CLASE CON LIBRO DE QUÍMICA. La resolución de problemas
requerirá el uso de tabla de propiedades termodinámicas de las sustancias
PREGUNTAS DE REPASO
1.- Considere un vaso de precipitado con agua en su interior en el laboratorio. Identifique el
sistema y los alrededores.
2.- Los siguientes términos son comunes en Termoquímica y Termodinámica. Defina cada uno
de ellos: exotérmico y endotérmico, sistema y alrededores, Cambio de entalpia y entalpia
estándar de formación.
3.- ¿Cuáles de las siguientes son funciones de estado? Justificar. Temperatura, presión,
Volumen, entalpia, trabajo, energía y calor.
4.- ¿Para cuáles de las siguientes sustancias ∆Hfº será = 0? P4(s), H2(g), H2O(l), O3(g), O(g),
Cl(g), F2(g) y Na(g). Justificar.
5.- ¿Cuál de las siguientes ecuaciones describe una reacción para la cual ∆Hº es igual a la
∆Hfº? Justificar.
a) Mg(s) + ½ O2(g) →MgO(s)
b) MgO(s) + CO2(g) → MgCO3(s)
c) Mg(s) + C(s) + 3/2 O2(g) → MgCO3(g)
d) Mg(s) + O(g) → MgO(s)
6.- Establezca una ecuación que pueda utilizar para determinar ∆Hº para cualquier reacción a
partir de los datos de ∆Hfº. Establezca la relación con la Ley de Hess.
7.- A una temperatura dada para el proceso C (graf) + O2 (g) → CO2 (g) ∆G = -10 kcal/mol.
¿Qué afirmación es correcta a esa temperatura? (Justifique su respuesta)
a. Se formará CO2 espontáneamente
b. El CO2 se descompondrá espontáneamente.
c. El proceso está en equilibrio
d. El proceso no es espontáneo
Química FI UNPSJB 2015
Página 71
EJERCITACION
1.- Sabiendo que en la combustión del acetileno, C2H2 (g) se liberan 2511,14 KJ/mol, escribir
la reacción correspondiente. Este gas es usado en los sopletes de oxiacetileno. ¿Cuánto calor se
puede producir por la reacción de: a) 1,2 mol de C2H2(g)
b) 10 g de C2H2(g)
2.- El disulfuro de carbono, puede prepararse a partir de la siguiente reacción:
4 C(grafito) + S8(s) → 4 CS2(l)
∆Hº= 358,8 kJ
a) ¿Cuánto calor se absorbe en la reacción de 1,25 mol de S8(s).
b) Calcular el calor absorbido en la reacción de 197 g de C con exceso de S8(s).
c) Si el calor absorbido en la reacción fue 415 kJ. ¿Cuánto CS2 (l) se produce?
3.- Use los siguientes datos para calcular ∆H0 de la siguiente reacción:
(C2H5)2O (l) → C4H9OH (l)
C4H9OH (l) + 6 O2 (g)
→ 4 CO2 (g) + 5 H2O (g)
(C2H5)2 O (l) + 6 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (g)
∆H0= -2456,1 kJ/mol
∆H0= -2510,0 kJ/mol
4.- El primer paso de la síntesis del ácido nítrico, es la combustión del amoníaco. Escribir la
ecuación correspondiente y calcular el ∆H de la reacción a partir de los datos de ∆Hf0
correspondientes. (amoníaco + oxígeno → monóxido de nitrógeno + agua)
5.- Por medio de los datos correspondientes, deduzca cuál de las siguientes reacciones
desprende más calor por mol de Aluminio consumido.
a) Fe2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Fe(s) + Al2O3(s)
b) Cr2O3(s) + 2 Al(s) → 2 Cr(s) + Al2O3(s)
6.- Usar los siguientes datos para calcular el calor de formación del pentóxido de dinitrógeno.
∆H0 = - 414,7 kJ/mol
N2 (g) + 3 O2 (g) + H2 (g) → 2 HNO3 (l)
H2 O (l) + N2O5 (g) → 2 HNO3 (l)
∆H0 = - 140,24 kJ/mol
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
∆H0 = - 571,7 kJ/mol
7.- A partir de los siguientes datos:
N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g)
∆Hrº = 180,5 kJ
N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g)
∆Hrº = 66,4 kJ
calcule la entalpia de reacción estándar para la reacción: 2NO(g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)
8.- Calcule el calor de formación del cloruro de hidrógeno (g), a partir de los siguientes datos:
NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s)
∆Hº = - 176 kJ
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
∆Hº = - 92,22 kJ
N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g) → 2 NH4Cl (s)
∆Hº = -628,86 kJ
9.- Calcule la variación de entalpia para la siguiente reacción:
2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2(g)
Química FI UNPSJB 2015
Página 72
a partir de los siguientes datos:
HCl (g) → HCl (aq)
H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)
AlCl3 (s) → AlCl3 (aq)
Al(s) + 3/2 Cl2 (g) → AlCl3 (s)
∆Hº = - 74,8 kJ
∆Hº = - 185 kJ
∆Hº = - 323 kJ
∆Hº = - 705,63 kJ
10.- Use los siguientes datos para calcular el calor de combustión del propano,C3H8(g).
C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
H2( g) + ½ O2(g) → Η2Ο (l)
3 C(grafito) + 4 H2(g) → C3H8(g)
∆Hrº= - 393,5 kJ
∆Hrº = - 285,8 kJ
∆Hrº= - 103,85 kJ
11.- a) La energía interna de un sistema aumentó 982 kJ cuando absorbe 492 kJ, calcular el
trabajo realizado. ¿Qué significa el signo del mismo?
b) Se coloca un gas ideal en un calentador cilíndrico y gana 5500 kJ. El cilindro aumenta de
volumen de 345 mL a 1846 mL contra una presión atmosférica de 750 Torr durante el proceso.
¿Cuál es el cambio de energía interna que experimenta el gas en el cilindro?
12.- Calcule el calor que debe suministrarse a 10,35 g de Ar (g) a 0,150 atm para elevar su
temperatura de 25 °C a 50 °C a a) Presión constante b) volumen constante. Considerar que el
Ar se comporta como gas ideal. (cp = 21,1 J/K mol; cv = 12,8 J/K mol)
13.- Un calorímetro se calibró con un calentador eléctrico que proporcionó 22,5 kJ de energía
al calorímetro y aumentó su Temperatura y la de su baño de agua de 22,45 a 23,97 °C. ¿Cuál es
la capacidad calorífica del calorímetro?
14.- Suponga que se mezclan 100 mL de hidróxido de sodio 0,20 M con 50 mL de ácido
clorhídrico 0,40 M en un calorímetro tipo taza de café, para obtener cloruro de sodio acuoso y
agua líquida.
La Temperatura de ambas soluciones antes de mezclarlas era 22,5 °C y aumenta a 24,28 °C
después de la reacción ácido-base. ¿Cuál es la entalpia de la reacción por mol de hidróxido de
sodio? Suponer que la densidad de las soluciones es de 1 g/mL y las capacidades caloríficas de
las soluciones es 4,18 J/g°K. (Escribir y balancear la reacción de neutralización)
15.- Es necesario tener cuidado al disolver ácido sulfúrico en agua por que el proceso es muy
exotérmico. Para medir este cambio de entalpia se agregan 5,2 g de ácido sulfúrico (l) a 135 g
de agua en un calorímetro tipo taza de café y se agita para asegurar la mezcla. La temperatura
aumenta desde 20,2 a 28,8 °C. Calcular el cambio de entalpia para el proceso
Ácido sulfúrico (l) → ácido sulfúrico (ac), en kJ/mol. Suponer que la densidad de las
soluciones es de 1 g/mL y las capacidades caloríficas de las soluciones es 4,18 J/g°K.
16.- Empleando los datos de energías libres estándar de formación de las sustancias, calcule el
∆G° a 298 de la combustión del metano (CH4 (g)). En base al valor obtenido, indique si la
reacción química considerada es o no un proceso espontáneo.
17.- Determine ∆G° a 298 K para la reacción: 2NO g + O* g → 2NO* g sabiendo que a
esa temperatura ∆H° = -114,1 kJ y ∆S°=-146,5 JK-1. ¿Es espontáneo el proceso?
Química FI UNPSJB 2015
Página 73
Problemas Propuestos
1.- De manera aproximada se puede considerar que la gasolina es una mezcla equimolecular de
octano (C8H18) y nonano (C9H20).
a) Escribir las reacciones de combustión de los hidrocarburos mencionados.
b) Calcular el calor liberado en la combustión de la gasolina si se realizara a presión constante,
sabiendo que el calor de combustión del octano = -5471 kJ /mol y el calor de combustión del
nonano = -6120 kJ / mol.
2.- La reacción de descomposición del clorato de potasio (clorato (V) de potasio) para dar
cloruro de potasio y oxígeno gaseoso tiene una entalpía estándar de –22,3 kJ por mol de clorato
de potasio. Sabiendo que la entalpía estándar de formación del cloruro de potasio es de –436
kJ/mol, calcule la entalpía estándar de formación del clorato de potasio. Interprete el signo de
la entalpía calculada. (Nota: escribir todas las reacciones implicadas).
3.- La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos (C8H18). Sabiendo los
calores de formación de agua (g) = -242 kJ/mol; dióxido de carbono (g) = -394 kJ/mol y C8H18
(l) = -250 kJ/mol.
a) Escriba la ecuación balanceada de combustión de la gasolina considerando que los productos
son dióxido de carbono (g) y agua (g)
b) Calcule el calor de reacción (en kJ).
c) Calcule la energía (en kJ) liberada en la combustión de 5 litros de gasolina (densidad = 800
kg/m3).
d) ¿Qué volumen de dióxido de carbono medido a 30 ºC y presión atmosférica se generará en
tal combustión?
4.- Las plantas verdes sintetizan glucosa (C6H12O6) mediante la reacción de fotosíntesis
siguiente:
Dióxido de carbono (g) + agua (l) → C6H12O6 (s) + oxígeno (g) ∆Hº = 2813 kJ/mol
a) Escriba y balancee la reacción
b) Calcule la entalpía de formación de la glucosa. ¿es endotérmica o exotérmica la reacción?
c) Halle la energía necesaria para obtener 5 g de glucosa.
Buscar los datos de calores de formación necesarios en tablas.
5.- Utilizando los valores que aparecen en la tabla, todos obtenidos a la temperatura de 25º C,
considerando la reacción:
Monoxido de carbono (g) + cloro (g) → COCl2(g)
Compuesto
Monóxido de carbono (g)
Cloro (g)
COCl2 (fosgeno, g)
a) Calcula ∆Sº de la reacción.
c) Calcula ∆Gº de la reacción.
Química FI UNPSJB 2015
Sº (J/mol K)
197,7
222, 8
288,8
∆Hºf (kJ/mol)
-110,4
0,0
-222,8
b) Calcula ∆Hº de la reacción.
d) ¿Es espontánea la reacción? Justifique.
Página 74