SERIE 4

SERIE 4
TERMODINÁMICA
Conocimientos previos: -
Primer principio de la Termodinámica.
Entalpía. Ley de Lavoisier-Laplace. Ley de Hess.
Entropía.
Segundo principio de la Termodinámica.
1) 10 g de hielo a 0°C se agregan a 20 g de agua a 90°C en un calorímetro de capacidad
calorífica despreciable. Calcular la temperatura final del sistema.
Datos: ΔHf: 80 cal/ g; Cp H2O (l): 1cal/°g
Rta: 33,3 °C.
2) Un sistema formado por 100 g de hielo a 0°C recibe de una fuente caliente 6,270 kJ. ¿Cuál es
la temperatura final del sistema y cuánto hielo fundió?
Dato: ΔHf: 6,02 kJ/mol.
Rta: 0°C y 18,7 g.
3) Un aleta disipa toda su energía en una dieta de 17000 kJ / día. ¿Cómo se compararía esa
producción diaria de calor con la de una bombilla eléctrica de 100 w. Suponga que la energía de la
bombilla se transforma totalmente en calor.
Dato: 1 w= 1 J/s.
Rta: el atleta disipa mayor energía que la bombilla eléctrica.
4) Calcular los joules necesarios para realizar cada uno de los siguientes cambios:
a) Elevar la temperatura de 100 g de Zn (s) desde 410 °C hasta 420°C.
b) Descender la temperatura de 100 g de SO2 (l) desde –3°C hasta –18°C.
Dato: CPZn: 25,5 J / K mol; CP SO2 (l): 39,87 J/ K mol.
Rta: a) 390,1 J; b) –934,4 J.
5) Cuando se colocan 10 g de Ni a 99,90°C en un recipiente aislado que contiene 80 g de agua a
20°C, el sistema alcanza el equilibrio a la temperatura de 21,11°C. Calcular el calor específico del
Ni. Suponer que es despreciable la capacidad calorífica del calorímetro.
Rta: 0,471 J / °C g.
6) Se calentaron 45 g de hielo desde –15°C hasta convertirlo totalmente en vapor de agua a
120°C y 1 atm de presión. La vaporización se efectuó a presión constante de 1 atm.
Calcular la cantidad de calor absorbido.
Datos: CP H2O (v)= 36,28 J/ºmol; CP H2O (l)=75,23 J/ºmol; CP H2O (s)= 33,6 J/ºmol (suponer que los Cp
no varían con la temperatura) ΔHv = 540 cal/g ΔHf = 80 cal/g
Rta: 138,5 kJ
7) a) Calcular el trabajo que producen 0,1 m3 de agua el vaporizarse a la temperatura de ebullición
normal. Considere el vapor de agua como gas ideal.
b) Calcular el rendimiento del proceso, es decir, el porcentaje del calor que se convirtió en
trabajo.
Datos: δ H2O (l): 1 g/cm3
ΔHv = 540 cal/g
Rta: a) -17210 kJ; b) 7,62%.
8) Un mol de oxígeno (gas ideal) realiza reversiblemente los siguientes procesos:
I) Se comprime isotérmicamente desde 10 atm y 10 dm3 hasta la mitad del volumen.
II) Se enfría a volumen constante hasta 4 atm de presión.
III) Se expande a presión constante hasta el volumen inicial.
Responder:
a) Dibujar los procesos I), II) y III) en un gráfico P-V.
b) Calcular para el proceso I), el trabajo realizado por el sistema y la presión final del mismo.
c) Calcular para II) y III) el trabajo realizado en cada caso.
Rta: b) 7,02 kJ; PF: 20 atm; c) para II) 0 kJ; para III) –2,03 kJ.
9) Cuando un sistema pasa del estado A al estado B ( ver figura) a lo largo de la trayectoria A-C-B,
recibe 85 kJ y realiza 30 kJ de trabajo.
a) ¿Cuánto calor recibe el sistema a lo largo de A-D-B si el trabajo es de 10 kJ?
b) Cuando el sistema vuelve desde B hasta A por la trayectoria bajo la curva, el trabajo es de 20
kJ. ¿Qué cantidad de calor absorbe o libera el sistema?
c) Si EA es 0 kJ y ED es 42 kJ , calcule el calor absorbido en los procesos A-D y D-B.
Rta: a) 65 kJ; b) –75 kJ; c) Q A-D 52 kJ; QD-B 13 kJ.
P
C
B
A
D
V
10) 0,2 moles de un gas ideal (Mr = 30) que posee CP = 1J/ g°C y CV = 0,72 J/ g°, se encuentran
inicialmente en el estado A a una temperatura de 200 K y realizan el siguiente ciclo:
Gráfico 1
P(atm)
4
Gráfico 2
P(atm)
4
B
A
1,5
C
2,25
V(dm3)
B
A
1,5
C
V( dm3)
2,25
Calcular la variación de energía interna y el calor absorbido en A → B para cada uno de los
gráficos.
Rta: Gráfico 1: ΔE 1509 J; Q: 1675,5 J. Gráfico 2: ΔE: 716,5 J; Q: 716,5 J.
11) Cuando se queman 2,00 g de Fe se desprenden 14,63 kJ y se forma óxido férrico. Calcular el
ΔH° de combustión planteando la ecuación termoquímica correspondiente.
Rta: -406,6 kJ/mol Fe.
12) La combustión completa de 0,5 mol de gas metano (CH4) en una bomba calorímetrica
desprende 442,2 kJ a 25°C. Calcular:
a) QV.
b) QP
c) ΔE
d) ΔH
e) W a volumen y presión constantes.
f) ΔH combustión del CH4.
g) La masa de Zn, en kg., que puede calentarse desde 15°C hasta 195°C con la combustión
completa de 0,5 mol de CH4 (g).
Datos: CP Zn: 25,5 J/ K mol
Rta: a) –442,2 kJ: b) –444,7 kJ; c) –442,2kJ; d) –444,7 kJ; e) a volumen constante :0 J, a presión
constante: 4,95 kJ/mol; f) –889,4 kJ/mol; g) 6,33 kg Zn.
13) Calcular el calor de formación del eteno (C2H4) considerando las leyes de la Termoquímica y
teniendo en cuenta para ello los siguientes datos:
Calor de combustión del C2H4 (g) : -1409,5 kJ
ΔH°f CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol
ΔH°f H2O (l) = - 285,6 kJ/mol
Rta: 50,8 kJ /mol.
14) Calcular la variación de entalpía que corresponde a la siguiente reacción tomando de las
tablas correspondientes los datos de ΔH°f necesarios.
CO (g) + H2O (g) ⎯→ CO2 (g) + H2 (g)
Rta: - 41,16 kJ /mol.
15) Buscar en tablas los siguientes datos: ΔH combustión del C(s), ΔHf SO2 (g) y determinar el
ΔH°f del CS2 (l) sabiendo que el ΔH de combustión del CS2 (l) es –1073,8 kJ /mol.
Rta: 86,6 kJ/mol.
16) Dado que la entropía está relacionada con el grado de caos o desorden térmico de las
partículas, prediga el signo de ΔS de los siguientes procesos químicos a presión y temperatura
constantes.
a) N2O4 (g) ⎯⎯→ 2 NO2 (g)
b) NH4Cl (g) ⎯⎯→ NH3 (g) + HCl (g)
c) 2 CO (g) ⎯⎯→ C (s) + CO2 (g)
d) CO (g) ⎯⎯→ C(g) + O(g)
e) X (s) ⎯⎯→ X (l)
f) X (s) ⎯⎯→ X (g)
g) X (l) ⎯⎯→ X (g)
Para los procesos e), f) y g), asignar el signo de ΔH.
17) a) Dadas las siguientes reacciones a 25°C y 1 atm de presión, complete la tabla con los
valores requeridos:
a) 2 H2O2 (g) ⎯→ 2 H2O (g) + O2 (g)
b) 3 H2 (g) + N2 (g) ⎯→ 2 NH3 (g)
c) N2O4 (g) ⎯→ 2 NO2 (g)
d) N2 (g) + 2 O2 (g) ⎯→ 2NO2 (g)
ΔH (kJ)
-211,1
-92,4
+ 67,7
ΔS J/K
+39,3
+52,7
-35,9
ΔG (kJ)
-33,4
+5,4
b) Predecir en cada caso si la reacción es endotérmica o exotérmica, si ocurre o no
espontáneamente a 25°C y 1 atm y si esa tendencia se invertiría al aumentar la temperatura.
18) Dado el siguiente proceso a 65°C y 1 atm: Br2 (l) ⎯→ Br2 (g),
a) Predecir si la vaporización del Br2 a 65°C y 1 atm es un proceso espontáneo.
b) Calcular en forma aproximada la temperatura de vaporización del Br2 (l) a 1 atm.
ΔHºf Br2 (g) = 30,91 kJ/mol Sº Br2 (l) = 152,23 J/Kmol Sº Br2 (g) = 245,35 J/Kmol
Rta: a) sí, es espontánea; b) 332 K.
19) Dadas las siguientes reacciones a 25°C y 1 atm y sus respectivos valores de ΔH:
Cu2O (s) + ½ O2 (g) ⎯→
CuO (s) + Cu (s) ⎯→
2 CuO (s)
Cu2O (s)
ΔH: -143,8 kJ
ΔH: -11,3 kJ
a) Calcular el ΔH°f y ΔE°f del óxido cúprico (s).
b) Teniendo en cuenta que S O2: 205 J/ °K mol, S CuO (s): 43,5 J/ K mol y S Cu(s): 33,4 J/ K mol,
indicar si la oxidación del cobre se produce espontáneamente a 25°C.
Rta: a) ΔH°f: -155,1 kJ/mol; ΔE°f: -153,9 kJ/mol; b) sí, es espontánea.
20) a) Calcule la entropía absoluta del SO2Cl2 (l) A 25°C a partir de la siguiente información:
SO2 (g) + Cl2 (g) ⎯→ SO2Cl2 (l)
b) Prediga la espontaneidad de la reacción precedente.
Datos: ΔG°f SO2Cl2 (l) : -389,1 kJ / mol; ΔH°f SO2Cl2 (l): -313,8 kJ /mol; S° SO2 (g): 248,11 J/mol;
S° Cl2(g): 223 J /mol.
Rta: a) S°f SO2Cl2 (l): 723,7 J/ K mol.
21) a) A partir de las reacciones i), ii), y iii) determinar el cambio de entalpía de la siguiente
reacción: Cl2 (g) + H2 (g) Æ 2 HCl (g)
i) NH3 (g) + HCl (g) Æ NH4Cl (s) ∆Hº = - 176 kJ
ii) N2 (g) + 3 H2 (g) Æ 2 NH3 (g)
∆Hº = - 92 kJ
iii) N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g) Æ 2 NH4Cl (s)
∆Hº = - 629 kJ
b) Para la reacción iii) calcular la variación de energía interna a 25 º C