Problemas Química Propuestos en las P.A.U. Termoquímica A

Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Termoquímica
A) Relaciones Termoquimicas (H, U)
1.- Calcula la variación de energía interna (Uº) para la reacción de
combustión del benceno líquido, C6H6 (l), si el proceso se realiza a
presión de 1 atm y 25ºC. Sol: Uº = - 3261,3 kJ.
Datos:
Entalpías de formación:
H2O (l) = - 286 kJ/mol;
CO2 (g) = - 393 kJ/mol;
C6H6 (l) = + 49 kJ/mol.
2.- En la reacción a volumen constante:
N2 (g ) + 3 H2 ( g ) → 2 NH3 (g)
Cuando, de la mezcla inicial, ha reaccionado 1 mol de nitrógeno a 25ºC,
el calor generado es 41 KJ. ¿Qué calor genera la reacción de 1 mol de N2
(g) a presión constante de 1 atm y misma temperatura? Datos: R= 8,31
J/mol.ºK
B) Relaciones termoquímicas (G, H, S)
1.- Para una determinada reacción es Hº >0 y Sº <0, las cuales
pueden considerarse constantes con la temperatura. Razona la
espontaneidad de esa reacción con la temperatura.
2.- La reacción principal del método de contacto en la fabricación de
ácido sulfúrico es la oxidación catalítica del dióxido de azufre que se
lleva a cabo a una temperatura de unos 400 ºC:
2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g); H = - 198,2 kJ
a) ¿Qué cantidad de energía se desprendería en la oxidación de 74,6
g de dióxido de azufre si la reacción se realizara a volumen
constante?
b) Predice justificadamente el signo de la variación de entropía de
dicha reacción.
c) Justifica porqué la disminución de la temperatura favorece la
espontaneidad de dicho proceso.
Datos: R = 8,31 10-3 kJ mol-1 K-1. Masa molar del SO2 = 64,0 g mol-1.
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3.- El etano se puede sintetizar por hidrogenación del eteno según la
reacción:
C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g)
A partir de los datos siguientes de entalpías de formación y entropías
estándar, calcula los valores de Hºr y de Sºr para esa reacción e indica
razonadamente si será espontánea a 25 ºC:
C2H4 (g)
H2 (g)
C2H6 (g)
Hºf (kJ/mol)
52,3
-84,9
Sº (kJ/mol)
209
130,6
229
Sol: Hºr = -137,2 kJ ; Sºr = - 0,1106 kJ/K ; Gº = - 104,2 KJ
4.- En la descomposición del CaCO3, ΔHº = 178,1 KJ/mol y ΔSº = 160,5
J/mol.K. Razona cuantitativamente la posible espontaneidad de la
reacción de descomposición del carbonato de calcio a óxido de calcio y
dióxido de carbono:
a) 25ºC
b) 1000ºC.
c) ¿Qué significan los signos positivos de ΔH y ΔS?
Datos: Considerar que ΔH y ΔS no varían en este intervalo de
temperaturas.
5.- Sabiendo que ΔHºf (CO)= - 26,6 y ΔGºf (CO)= - 32,8Kcal/mol
ΔHºf (CO2) = - 94,0 Kcal/mol, y ΔGºf (CO2) = - 93,4Kcal/mol.
Calcula, en condiciones estándar:
a) ΔHºreacción. ¿Es la reacción exotérmica? “Razónalo”
b) ΔGºreacción, ¿En qué rango de temperaturas es espontanea? “Razónalo”
c) ΔSºreacción.
6.- Para la siguiente reacción de sustancias gaseosas: A (g) + B (g) )↔AB (g) ,
si se conoce que su variación de entalpía es -81 KJ y su variación de entropía
es igual a -180J/K
a) Explica la importancia de la temperatura sobre la espontaneidad de
las reacciones.
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b) Calcula en qué intervalo de temperatura se puede trabajar para que
la reacción sea espontanea.
c) ¿Qué significan los signos negativos de ΔH y ΔS?
7.- ¿Porqué se dice que en el cero absoluto de temperatura, cualquier reacción
exotérmica será espontanea?
8.- Determina si es espontanea, en condiciones normales, la reacción
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (l)
Compuesto
ΔHºf ( KJ / mol)
Sº ( J / mol. K-1)
NH3(g)
- 46,11
192
H2O(l)
- 285,8
69,9
NO(g)
90,25
210,7
O2(g)
0,0
205,0
9.- Para la reacción: C2H5OH + O2 (g) → CH3COOH + H2O disponemos de
los siguientes datos: ΔH = - 792 KJ ; ΔH = - 198 KJ
Sustancia
Sº (J/K.mol)
ΔHºf (KJ/mol)
C2H5OH
160,7
-277,6
CH3COOH
159,8
-487,0
H2O
70,0
-285,8
O2(g)
205,0
-
a) Indicar si la reacción es exotérmica o endotérmica y si se produce un
aumento o disminución de entropía.
b) Calcular ΔGº a 298 K e indicar si la reacción es espontánea. ¿Puede influir
la temperatura en la espontaneidad?
Sol: ΔGº = - 454,7 KJ; espontánea; si ya que es negativa; Si pues
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al ser ΔG = ΔH -T. ΔS; la temperatura influye en el valor de ΔG.
10.- A partir del diagrama de la figura adjunta razona:
a) ¿Cuáles de los procesos, I, II y III representan, respectivamente,
la combustión del propano y la reacción de formación a presión constante
de sus elementos?
b) ¿Cuánto vale el calor de formación a presión constante (entalpía de formación)
del propano a partir de sus elementos?¿Es un proceso exotérmico ó endotérmico?
c) Conociendo que el calor de combustión de 1mol de hidrógeno gas para dar
agua líquida desprende 68,3 Kcal/mol, ¿cuánto vale la entalpía de formación del
CO2 (g) a partir de sus elementos? ¿Es un proceso endotérmico ó exotérmico?
d) Sabiendo que las entropías molares estándar del C3H8(g), O2(g) ,CO2(g) y H2 O(l)
-1
-1
son, respectivamente, 172 , 205, 214 y 70 J.mol .K , calcule si la reacción
del proceso II será espontánea a 150ºC.
11.- Industrialmente, el metanol se obtiene por hidrogenación catalítica del
monóxido de carbono. Calcular ΔG de esta reacción. ¿Es espontánea esta reacción?
º
Datos: Valores de energías libres de formación, ΔG f, de los siguientes compuestos
en KJ/mol: CO (g) = -137,3, Metanol (CH3OH) (l) = -166,3
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12.- Para la vaporización del agua, se tiene que: ΔH = 44,01KJ/mol y
ΔS = 117,9J/mol.K a 298 K y 1 atm. Calcular:
a) La energía libre de vaporización del agua en dichas condiciones.
b) La temperatura a la cual el agua líquida estará en equilibrio con su vapor
a la presión de una atmósfera.
C) Entalpias de enlace
1.- Calcular la entalpía de enlace de la reacción:
CH3-CO-CH3 (g) + H2 (g) -------> CH3-CHOH-CH3
Las entalpias de enlace son:
H-H= 436; C-H=414; O-H= 464; C-O=351; C=O: 736 Todos en KJ.
2.- Determina la entalpía normal de formación del metano, con los siguientes
0
datos: ΔH
E
enlace
sublimación
[C(g)] =716,7 kJ/mol; E
enlace
[H–H] = 436,4 kJ/mol;
[C–H] = 415,3 kJ/mol.
3.- Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno para formar etano, según
la reacción: CH =CH + H → CH –CH a partir de los datos de la tabla adjunta.
2
2
2
3
3
Energías medias de enlace (kJ/mol)
Enlace
Energía
Enlace
Energía
H–H
436
C=C
610
C–H
415
C=N
615
C–C
347
C–N
285
C–O
352
O=O
494
4.- A partir de las siguientes energías de enlace:
(E ) (C-H) = 415,3 kJ/mol; (Cl-Cl) = 243,8 kJ/mol; (C-Cl) = 327,8 kJ/mol;
e
y (Cl-H) = 432,4 kJ/mol, determinar la entalpía normal de reacción del proceso:
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CH (g) + Cl (g) → CH Cl (g) + HCl(g).
4
2
3
5.- El proceso Deacon para la obtención de cloro gaseoso se basa en hacer
reaccionar cloruro de hidrógeno y oxígeno gaseosos.
a) Formula la ecuación ajustada, sabiendo que además de cloro se obtiene
también vapor de agua;
b) determina la variación de entalpía por mol de cloro formado, interpretando
el resultado obtenido, a partir de los valores siguientes de las energías de enlace:
–l
–l
–l
Entalpía de enlace H–Cl: 432 kJ·mol ; O=O: 499 kJ·mol ; Cl–Cl: 243 kJ·mol ;
O–H: 460 kJ·mol
–l
D) Estequiometría y Termoquímica
1.- La gasolina realmente es una mezcla compleja de hidrocarburos, pero
vamos a considerarla como si estuviera formada exclusivamente por
hidrocarburos saturados de fórmula C8H18.
a) Escribe la reacción de combustión de la gasolina.
b) Calcula la cantidad de energía, en kilojulios, que se desprenderá
en la combustión de 40 kg de gasolina. Sol: -1,78 106 kJ
c) Calcula la masa de CO2, en kilogramos, que se desprende a la atmósfera
en esa combustión. Sol: 123,5 kg de CO2
Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16.
Entalpías de formación:
H2O (g) = - 242 kJ/mol;
CO2 (g) = - 394 kJ/mol;
C8H18 (l) = - 250 kJ/mol
2.- El benceno líquido, C6H6, puede obtenerse, a la presión de 15 atm y
25ºC, a partir de etino o acetileno gas, C2H2, mediante la reacción no
ajustada: C2H2 (g)  C6H6 (l)
La variación de entalpía que se produce en este proceso es de –631
kJ/mol.
Calcula:
a) La entalpía molar de la reacción de combustión del C6H6 (l) si la
entalpía molar de combustión del C2H2 (g) es – 1302,1 kJ/mol.
Sol: - 3275,3 kJ
b) El volumen de etino, medido a 25ºC y 0,5 atm, necesario para
obtener 0,25 l de benceno. Sol: V = 445,71 l de C2H2
Datos: R = 0,082 atm l /mol K; densidad del benceno = 0,95 kg/l.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1
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3.- Sabiendo que la combustión de 1 g de TNT libera 4600 kJ y
considerando los valores de entalpías de formación que se proporcionan,
calcula:
a) La entalpía estándar de combustión del CH4. Sol: - 803 kJ
b) El volumen de CH4, medido a 25ºC y 1 atm de presión, que es
necesario quemar para producir la misma energía que 1 g de TNT.
Sol: 140 l
Datos:
Entalpías de formación:
H2O (g) = - 242 kJ/mol;
CO2 (g) = - 394 kJ/mol;
CH4 (g) = - 75 kJ/mol
4.- Las entalpías de formación estándar del CO2, H2O y C3H8 son
respectivamente, - 393,5; - 285,8 y – 103,852 kJ mol-1.
a) Escribe la reacción de combustión del propano.
b) Calcula la entalpía estándar de combustión del propano.
Sol: - 2220 kJ
c) Determina la masa de este gas necesaria para obtener 1000 kg de
óxido de calcio por descomposición térmica de carbonato cálcico
si:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) Hº = 178,1 kJ
Datos:
Masas Atómicas: Ca = 40 ; C = 12 ; O = 16. Sol: 63,2 kg
5.- En un horno de obtención de cal, CaO, se utiliza propano como
combustible.
a) Escribe la reacción de combustión del propano y calcula el calor de
combustión del mismo. Sol: Hºc = - 2221 kJ
b) En el horno se produce la reacción:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g) ; H = 179 kJ
Si el rendimiento del proceso es del 40%, calcula la cantidad de propano
que hay que quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio.
Datos: Masas Atómicas: C = 12; O = 16 ; H = 1; Ca = 40.
Entalpías de formación:
Hºf (H2O) (g) = - 285,8 kJ/mol;
Hºf (CO2) (g) = - 393,8 kJ/mol;
Hºf (C3H8) (g) = - 103,6 kJ/mol.
Sol: 201,7 moles <> 8875 g de C3H8
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6.- El Trinitrotolueno (TNT), C7H5(NO2)3, es un explosivo muy potente
que presenta como ventaja frente a la nitroglicerina su mayor
estabilidad en caso de impacto. La descomposición explosiva del TNT se
puede representar mediante la siguiente ecuación:
2 C7H5(NO2)3 (s)  7 C (s) + 7 CO (g) + 3 N2 (g) + 5 H2O (g)
a) Calcula el calor producido al “explotar” 2,27 kg de TNT.
Sol: 6260 kJ
b) Calcula el volumen total (en litros) ocupado por los gases
liberados en dicha explosión a 500ºC y 740 mm Hg.
Sol: 651 litros
Datos: Masas Atómicas: H = 1; C =12; O =16; N =14.
R = 0,082 atm l/mol K; 1 atm = 760 mm Hg.
Entalpías de formación:
Hºf [(H2O)] (g) = - 241,6 kJ/mol;
Hºf [(CO)] (g) = - 110,3 kJ/mol;
Hºf [TNT] (s) (g) = - 364,1 kJ/mol.
E) Ley de Hess
1.- La combustión del acetileno, C2H2 (g), produce dióxido de carbono y
agua.
a) Escribe la ecuación química correspondiente al proceso.
b) Calcula el calor molar de combustión del acetileno y el calor
producido al quemar 1,00 kg de acetileno. Sol:- 4,82 104 kJ
Datos:
Entalpías de formación:
H2O (g) = - 241,8 kJ/mol;
CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol;
C2H2 (g) = + 223,75 kJ/mol.
2.- Determina la variación de entalpía y entropía para la combustión del
etanol.
C2H5OH (l) + 3 O2 (g)  2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
Datos:
C2H5OH (l)
H2O (l)
Hºf (kJ/mol)
- 277,7
- 285,8
-1
-1
Sº (J mol K )
160,7
69,9
Sol: Hºr = - 1366,7 kJ ; Sºr = - 138,8 J K-1
CO2 (g)
- 393,5
213,6
O2 (g)
205
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3.- Las entalpías estándar de formación de propano (g), de dióxido de
carbono(g) y de agua (l) son – 103,75 kJ/mol, - 393,7 kJ/mol y –285,9
kJ/mol, respectivamente.
a) Escribe las reacciones químicas ajustadas correspondientes a los
procesos de formación de dichas sustancias para los valores de
entalpías dados.
b) Calcula el calor correspondiente a la combustión de 26 gramos de
propano e indica el volumen de dióxido de carbono formado en
dicha combustión así como la masa de oxígeno consumida,
medidos en condiciones normales. Justifica si se desprende o se
absorbe calor en el proceso.
Datos: Masas atómicas relativas: C = 12; O = 16; H =1.
Sol: Hºr = - 2221 kJ ; V = 39,6 l ; m = 283,2 g
4.- Calcular la entalpía de formación del metano, CH4 (g) , a partir de las
entalpías de formación del CO2 y H2O (l) y del valor de la entalpía de
combustión del metano.
Datos: ΔH (CO2) (g) = -390 KJ/mol; ΔH H2O ( l ) = -280 KJ/mol
ΔH Combustión CH4 ( g ) = - 890KJ/mol
5.- Calcula el calor de formación del ZnO (s) a partir de los datos
siguientes:
H2 SO4 (l) + Zn(s) →ZnSO4 (s) + H2 (g) ΔH = - 334,8 KJ
1
O2 (g) + 2H2 (g) →2H2O (l) ΔH = - 571 KJ
H2SO4 (l) + ZnO (s) → ZnSO4 (s) + 2H2O (l) ΔH = - 211,2 KJ
6.- Calcula la entalpía estándar de la reacción de síntesis (ΔHºf) del CS2
(l), a partir de sus elementos C (grafito) y azufre, S(s), conociendo estos
datos:
1) C (grafito) + O2 (g)→ CO2 (g) ΔHº1 = - 393,5 KJ
2) S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ΔHº2 = - 296,1 KJ
3) CS2 (l) + 3 O2 (g)→ CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔHº3 = - 1072 KJ
7.- En algunos países, se utiliza el etanol, C2H5OH (l), como sustituto de
la gasolina en los motores de los automóviles. Suponiendo que la gasolina
está compuesta únicamente por octano, C8H18 (l).
a) Calcula la variación de entalpía (en KJ/mol) para la combustión
completa del etanol y del octano (en ambos casos solo se produce
el gas dióxido de carbono y agua líquida).
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b) ¿En cuál de las dos combustiones se produce más calor por
kilogramo de etanol quemado?
Datos: Masas atómicas de los elementos (g/mol): C = 12; O =16; H =1
Sustancias
H2O (l)
CO2 (g)
C2 H5 OH (l)
C8H18 (l)
Entalpías
(KJ/mol)
-285,8
- 393,5
-277,7
-249,9
8.- Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la siguiente reacción de
fotosíntesis: 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ΔHº = 2813
KJ/mol a) Calcular la energía necesaria para obtener 1 g de glucosa. b)
Calcular la entalpía de formación de la glucosa y justifica su signo. Datos:
ΔHºf (CO2 (g) ) = - 393,5 KJ/mol ΔHºf (H2O(l) ) = - 285,5 KJ/mol
9.- Calcular la entalpía de la reacción de fermentación de la glucosa:
C6H12O6(s) → 2 CH3CH2OH(l) + 2 CO2(g) ΔH = ? Sabiendo que su entalpía
º
normal de formación es ΔH f = - 1260 KJ/mol
Datos: Valores de entalpías de formación de los siguientes compuestos en
KJ/mol: ΔHf (CH3CH2OH(l)) = - 277,6; ΔHf(CO2(g)) = - 393,5.