Guía n°1

CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA
Espacio Curricular: QUIMICA GENERAL
2016
GUIA DE ESTUDIO Nº 1
TERMODINÁMICA
1. Completa el siguiente crucigrama.
2. a) Identifica a las formas de energía potencial, energía cinética y energía
química que se presentan en el caso de un río de montaña.
b) ¿cuáles son las unidades de energía utilizadas comúnmente en química y
las equivalencias entre ellas?
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3. Interpreta el Primer Principio de la Termodinámica y luego:
a) Escribe el enunciado y la expresión matemática que expresa dicho principio.
b) ¿A qué nos referimos con la energía interna de un sistema?
c) Para determinar la energía puesta en juego en una transformación, aplicando el
Primer Principio de la Termodinámica, ¿es necesario medir la energía interna
del sistema? Explica.
d) ¿Cuándo q y w presenta valores negativos?
4. Dadas las siguientes situaciones:
4.1) Proceso Isotérmico. Completa con los valores correspondientes:
Estado Inicial
Estado Final
40 °C
40 °C
q = 100 J
P
inicial=_
P
final=_
V
inicial=_
V
final=_
T
inicial=_
T
final=_
___
___
___
___
___
___
4.2) Situación II: proceso isocórico. Señala para cada variable: >, < ó =
Estado inicial
Estado final
P
inicial
___P
final
V
inicial
___V
final
T
inicial
___T
final
q = 100 J
4.3- Completa los esquemas que representan a cada situación, con flechas que
indiquen el intercambio de calor y trabajo con el entorno, utilizando la convención
de símbolos químico-físico correspondiente.
Situación I
Situación II
Sistema
Sistema
4.4- Calcula el trabajo puesto en juego en la situación I.
(1L.atm = 101,3 J)
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4.5- A partir de la expresión matemática del primer principio de la Termodinámica
indica que función de estado mide:
a) el calor intercambiado entre el sistema y medio, que acompaña a la situación II
b) el calor intercambiado entre el sistema y medio, que acompaña a la situación I
c) ¿qué relación puedes establecer entre estas dos funciones de estado?
5. Analiza la siguiente lista de magnitudes físicas y marca en ella con X las que
son función de estado y con O aquellas que sean función de línea o trayectoria.
Temperatura _ _ _
Trabajo
___
Calor
___
Volumen
___
Presión
___
Energía interna _ _ _
Entalpía _ _ _
6. Mediante el siguiente esquema se representa la reacción de descomposición
térmica del óxido mercúrico, liberando oxígeno gaseoso. Dicha reacción se
realiza en un sistema cerrado a presión constante e igual a la atmosférica.
6.1Escribe
la
ecuación
molecular
correspondiente identificando cada especie
química con su estado físico.
6.2- Subraya la opción correcta:
a) El sistema: realiza trabajo - recibe
trabajo – no hay trabajo
b) La variación de energía interna
será: = 0 ; <0
; > 0 ó no se
puede predecir
6.3- Escribe las expresiones matemáticas que se pueden utilizar para calcular el
trabajo.
6.4. Suponiendo que en el sistema se encontraban inicialmente 25 g una muestra de
óxido mercúrico cuya pureza es de 85%, calcula el trabajo efectuado por la reacción
a 30 °C.
R: -1,26 kJ
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7. Dadas las siguientes reacciones químicas completa la tabla con las actividades que
te proponemos a continuación:
a) Escribe la ecuación molecular correspondiente;
b) marca con una cruz lo que ocurre en cada caso, con la transferencia de energía
como trabajo:
REACCIÓN QUÍMICA
w>0
w<0
w=0
I) Combustión completa del carbono

II) Descomposición del ácido sulfuroso

III)Síntesis del dióxido de nitrógeno

c) Calcula el trabajo para cada reacción suponiendo condiciones normales de
presión y temperatura.
R: I) =0; II) =-2,27 kJ; III) 1,13 kJ
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
8. ¿Cuáles de los procesos siguientes son espontáneos y cuáles son no espontáneos?
a) Sublimación del hielo seco (CO2 sólido) a 20°C y 1 atm;
b) Disolución de sal en agua;
c) Reacción de átomos de nitrógeno para formar moléculas de N2 a 25°C y 1atm;
d) Alineación de limaduras de hierro en un campo magnético;
e) Formación de moléculas de CH4 y O2 a partir de CO2 y H2O a temperatura ambiente
y a una presión de 1 atm;
9. ¿Qué propiedad termodinámica describe el desorden de un sistema?
10. De cada una de las siguientes parejas, elije la sustancia con más entropía por mol,
a una temperatura dada:
a) H2O (s) o H2O ();
b) H2 (g) a 5 atm o H2 (g) a 0,5 atm
c) 1 mol de Cl2 (g) en 2 L o 1 mol de Cl2 (g) en 25 L
d) SO2 (g) o SO2 ()
11. Los cambios de entropía, al igual que otras variables termodinámicas como la
entalpía, son informadas para procesos que tienen lugar bajo un grupo de condiciones
que se toman como referencia. A estas últimas se las denomina “Condiciones
Normales Termodinámicas o Estándares.
a) Indica los valores de las condiciones correspondientes al estado estándar.
b) Para el caso de la entropía y la entalpía, ¿cómo se representa simbólicamente dicho
estado termodinámico?
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12. Para las siguientes reacciones químicas escribe las ecuaciones moleculares
correspondientes y predice el signo del cambio de entropía del sistema en cada una de
ellas:
a) Oxidación del dióxido de azufre;
b) amoníaco + cloruro de hidrógeno;
c) Hierro + ácido clorhídrico.
d) Síntesis del cloruro de hidrógeno
13. Escribe la expresión algebraica que permite calcular el cambio entrópico para una
reacción química.
b) Con los datos que te proporcionamos a continuación, calcula los valores de S para
las reacciones del punto anterior y verifica si tu predicción ha sido correcta.
S°(J/K mol): SO2 (g)= 248,5;
SO3 (g) = 256,2;
H2O()=62;
O2(g)=205;
Fe(s)=27,15;
HCl(ac)=56,5
HCl(g)=186,7; FeCl2(s)=118;
H2(g)=130,6;
Cl2(g)=223;
NH3(g)=192,5; NH4Cl(s)= 94,6
14.
a) ¿Cuáles son los dos factores que favorecen la espontaneidad de un proceso?
b) Escribe la expresión matemática que las relaciona en un proceso determinado. c)
¿Qué valores debe tomar la energía libre de Gibbs para que el proceso se
realice
espontáneamente?
d) En cierto proceso G° es grande y negativo. ¿Significa esto que el proceso se lleva
a cabo necesariamente con rapidez?
15. Interpreta la ecuación de Gibbs y completa el siguiente cuadro marcando con X
donde corresponda:
CONDICIONES
Siempre
espontáneo
PROCESO
Siempre
Espontáneo o no dependiendo de
la temperatura y de las
no
espontáneo
magnitudes de H y S
H > 0 ; S > 0
H > 0 ; S < 0
H < 0 ; S > 0
H < 0 ; S < 0
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16 - RESUELVE
16.1- Calcula la variación de energía interna para los siguientes casos y completa el
cuadro, indicando si la energía interna del sistema ha aumentado o disminuido
A- Un sistema absorbe 137 J de calor y realiza un trabajo de 185 J.
B- q = - 2,5 kJ y w = - 850 J
C- Un sistema libera 128 J de calor mientras el medio realiza un trabajo de 243 J
sobre él.
D- q = 650 J y
w = - 76,6 cal. (1 cal = 4,18 J)
q
w
E
A
B
C
D
16.2- Una muestra de 15g de magnesio, pureza 80%, se introduce en un Erlenmeyer
que contiene ácido clorhídrico diluido. Si la reacción se completa en un 90%, calcula
el trabajo realizado por el sistema que se encuentra a 1 atm y 25°C.
R: -1,11 kJ
16.3- Para la hidrogenación del octeno (C8H16) para dar octano (C8H18), se conoce:
C8H16 (g)
Hºf (kJ/mol)
-82,93
Sº (J/mol.K)
462,8
C8H18 (g)
-208,45
463,6
H2(g)
0
130,7
Calcula para dicha reacción:
a- Hº
R: -125,5 kJ/mol
b- Sº
R: -129,9 J/mol
c- Calcula G° de la reacción.
R: - 86,78 KJ/mol
d- ¿La reacción es exotérmico o endotérmica?
e- ¿Provoca la reacción un aumento o una disminución del desorden del sistema?
f- ¿Será espontánea en estas condiciones?
e-Esta reacción ¿será espontánea a cualquier temperatura? Calcula la temperatura de
equilibrio e interpreta dicho valor.
R: 693 °C
16.4 Sabiendo que la temperatura normal de fusión del amoníaco es de -78°, elige la
opción que indica correctamente los signos de H, S y G para la solidificación del
amoníaco a -80°C y 1 atm.
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H
S
G
A
(-)
(-)
0
B
(-)
(+)
(-)
C
(+)
(-)
(+)
D
(+)
(+)
0
E
(-)
(-)
(-)
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R: opción E
16.5- Los calores de combustión del hidrógeno (g), carbono (grafito), etino (g) y
etano (g), valen respectivamente: - 286 kJ / mol; - 393 kJ / mol; - 1297 kJ / mol y 1550 kJ / mol. Calcula:
a- el calor de formación del etino;
R: + 225 kJ / mol
b- el calor de formación del etano;
R: - 94 kJ / mol
c- el calor puesto en juego en la transformación del etino a etano.
R: - 319 kJ / mol
16.6- Las entalpías de formación del ácido clorhídrico, del hidróxido de sodio y del
cloruro de sodio, en solución muy diluida, en la que están completamente disociados
valen : -39,69 ; -112,14 y -97,17 kcal / mol, respectivamente. La entalpía de
formación del agua líquida es de -68,32 kcal / mol. Encuentra la variación de entalpía
en la neutralización de un mol de ácido clorhídrico con un mol de hidróxido de sodio.
R: -13,66 kcal / mol
16.7- A 25°C, la fermentación de la glucosa es un proceso exotérmico que produce
alcohol etílico y dióxido de carbono, según la siguiente ecuación:
C6H12O6 (s) = 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g)
El calor de combustión de la glucosa es de 3,74 kcal /g y el del etanol de 7,11 kcal/g.
Calcula el calor liberado por cada mol de alcohol obtenido.
R: -9,54 kcal / mol
16.8- Sabiendo que las entalpías estándares de formación del carbonato de calcio, del
óxido de calcio y del dióxido de carbono valen: -1207; -635 y -393,5 kJ /mol.
respectivamente, calcula la cantidad de calor que necesita para descomponer 6
toneladas de piedra caliza del 85 % de riqueza .
R: 9.106 kJ
16.9- ALIMENTOS Y ENERGÍA
La energía que se libera cuando se quema 1 g de material se denomina "valor
energético" (como todo calor de combustión es un valor negativo, aunque en las
tablas calóricas de alimentos no se consigne el signo)
Sabiendo que el valor energético promedio de: los carbohidratos = 4 kcal / g; las
proteínas = 4 kcal / g y las grasas = 9 kcal / g;
a) calcula el valor energético de un chocolate que contiene: 81 % de carbohidratos; 2
% de proteínas; 11 % de grasa y el resto agua.
b) si los médicos estiman que una persona de peso promedio requiere un consumo de
62,5 kcal / km cuando está corriendo ¿cuántos gramos de chocolate le da la energía
necesaria para correr 5 km?
R: a) 4,31 kcal/g;
b) 72,5 g
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