6TERMOQUÍMICA SOLUCIONES A LAS ACTIVIDADES DE FINAL DE UNIDAD Energía, trabajo y calor 1. Calcula el trabajo que desarrolla el gas encerrado en un cilindro cuando sufre una expansión de 50 cm3 sometido a la presión constante de 5 atm. Expresa el resultado en julios. W p∆V 5 atm × 101 325 Pa 1 m3 × 50 cm3 × 6 1 atm 10 cm3 25,3 J 2. Razona si son termodinámicamente correctas las expresiones “acumulador de calor” y “fuente de calor”. No son correctas. El calor no es un fluido que está guardado dentro de los cuerpos. En termodinámica, el calor es un mecanismo de transferencia de energía. 3. Un sistema recibe 200 cal del ambiente y realiza un trabajo de 500 J sobre sus alrededores. Calcula la variación de energía interna del sistema. ∆U q W ; ∆U 200 cal × 4,184 J 1 cal 500 J 336,8 J 4. Explica el significado de los siguienes conceptos termodinámicos: a) Paredes adiabáticas. b) Sistema cerrado. c) Proceso isócoro. d) Trabajo pV. a) Que no permiten el paso de calor. b) No intercambia materia con el ambiente. c) A volumen constante. d) Trabajo de expansión-compresión. 5. Se mezclan rápidamente 100 g de agua a 10 °C con 200 g de agua a 80 °C. ¿Cuál será la temperatura final del agua? Llamamos t a la temperatura final: m1 · c · ∆t m2 · c · ∆t ; 100 (t 10) 200 (80 t) ; t 56,7 °C 6. ¿Cuánto hielo a 0 °C puede fundirse utilizando 50 g de agua caliente a 65 °C? Datos: cp (agua) 4,184 J · g 1 ·K 1 qfusión (hielo) Unidad 6. Termoquímica 80 cal/g 1 Calcula la capacidad calorífica de un calorímetro sabiendo que cuando contiene 100.3 kJ. ∆p 0. se desprende: 50 g × 4. Como W 2.4 104.4 De donde. en general. q W 2. a volumen constante.4 °C. 10 Demuestra que si solo existe trabajo pV. Con este calor.184 J · 4. PROCESO EXOTÉRMICO Reactivos PROCESO ENDOTÉRMICO Entalpía. ∆U qv y ∆H qp. H ∆H < 0 (negativo) Productos Productos ∆H > 0 (positivo) Reactivos Camino de reacción Camino de reacción Unidad 6.5 J · K 1 100. como la energía. su valor solo depende del estado del sistema y no de cómo se ha llegado a él. Pon ejemplos. Proceso cíclico: ∆U 0. 8.184 × 2. ∆V Por otra parte. El trabajo y el calor no son funciones de estado. porque su valor sí depende del camino concreto por el que se ha alcanzado un determinado estado.3 kJ 9. Las funciones de estado. Explica la diferencia entre las funciones de estado y las que no lo son. 1 255 Ccal Ccal × 2. H Entalpía. ∆H qp q p · ∆V qv Por tanto. Aplicaciones químicas del primer principio 11. 40.3 kJ.6 g de hielo a 0 °C 7.184 J qp m · cp · ∆T 1 × 65 K 13 598 J. Termoquímica 2 .Cuando el agua se enfría desde 65 °C hasta 0 °C. Si solo hay trabajo pV. “no tienen memoria”. Explica la diferencia entre reacciones endotérmicas y exotérmicas utilizando diagramas entálpicos. ∆H A presión constante. se cumple que ∆U ∆U q W.0 × 4. Obtén ∆U y q para ese proceso. ∆U ∆U ∆ (pV). 0 ∆H ∆U p · ∆V qp p · ∆V p · ∆V. es decir.184 J · g 1 · K 1 cal se pueden fundir: 13 598 J × : 80 cal · g 1 4.0 g de agua y recibe 1 255 J de calor la temperatura del conjunto sube 2. Un sistema realiza un proceso cíclico en el cual recibe un trabajo de 2. q Ccal · ∆T magua · Cagua · ∆T . ∆Hr 106. en kJ. a) 4 ∆Hfº (nitroglicerina) 12 ∆Hfº (CO2. Calcula ∆Hr para el proceso: PbO(s) C(s) → Pb(s) CO(g) sabiendo que debemos aportar 23. b) Obtén el calor desprendido cuando se descomponen 30 g de nitroglicerina.5 kJ se liberan.61 mol CH3OH × 13. 1. se desarrolla en la producción de 283 kg de cal apagada. g) × ( 394. El metanol es un posible sustituto de las gasolinas como combustible en los motores de explosión. se desprenden 188 kJ de calor. 15.2 kJ 2. Si la entalpía de combustión del metanol vale ∆Hc 762 kJ/mol: a) halla el calor liberado cuando se queman 200 g de metanol en exceso de oxígeno. ¿Cuánto calor. b) ¿qué masa de O2 se consume cuando se liberan 1 225 kJ de calor? a) 200 g × b) CH3OH 1 225 kJ × 1 mol metanol 762 kJ × 32 g 1 mol 3 O → CO2 2 2 1 mol 762 kJ 2H2O 4 762.8 kJ 223. 23. ∆Hr 65. Por tanto: 3/2 mol O2 1 mol CH3OH × 32 g O2 1 mol O2 77.3 g O2 1.9 kJ 14.5 · 105 kJ de calor.8) ( 5 700) ∆Hfº (nitroglicerina) b) 5 700 kJ 4 mol × 362.7 kJ · mol 1 10 ∆Hfº (H2O.8 kJ para transformar en Pb 49. Unidad 6.9 kJ .12.2 kJ × × 283 · 103 g Ca(OH)2 1 mol Ca(OH)2 74 g Se desarrollan 2.4) 10 × ( 241.7 gramos de PbO. C3H5(NO3)3. a 25 °C 10 H2O(g) O2(g) 6 N2(g) a) A partir de valores tabulados. Ca(OH)2? Dato: CaO(s) q H2O(l) → Ca(OH)2(s). es un explosivo que se descompone según la reacción: 4 C3H5(NO3)3(l ) → 12 CO2(g) para la cual. ∆Hr° 5 700 kJ. calcula ∆Hf° de la nitroglicerina. La nitroglicerina.5 · 105 kJ 1 mol Ca(OH)2 65.2 g × 49. Termoquímica 3 .61 mol de CH3OH. g) ∆Hrº 12 × 4 mol × 30 g 227 g 188 kJ. Por tanto.7 g 1 mol PbO 106. Unidad 6. c) Calcula el calor que se desprende en la combustión de 50 g de cada gas.5) 2∆Hf° (CO2) 2 × ( 393. s) ( 2 820) 18. Termoquímica 4 . obtén ∆Hr° para el siguiente proceso. el proceso 19. Por eso. etc. para dar CO2(g) y H2O(l ). Determina: a) ∆Hf° para el etano y para el eteno. valores medios. s). calcula ∆Hf° (KClO3. Como ∆Hr° es exotérmico.8) ( 1 410) 3∆Hf° (H2O) ∆Hc (etano) 3 × ( 285. Explica qué indica el signo de la entalpía calculada. 1 410 kJ/mol y 1 560 kJ/mol.4 kJ · mol 1 2∆Hf° (H2O) ∆Hc (eteno) 2 × ( 285. ya que ∆Hr° 0 c) Eteno Etano 1 410 kJ 1 mol × × 50 g 1 mol 28 g 1 560 kJ 1 mol × × 50 g 1 mol 30 g ∆Hf° (C2H4). g) 102. 4 HCl(g) 4 ∆Hfº (HCl.16.7 kJ/mol. a 25 °C: CH4(g) ∆Hrº ∆Hfº (CCl4. l) ∆Hf° (C6H12O6. de fórmula C6H12O6. Las entalpías de combustión del eteno y del etano son.5) 3 O2(g) → 2 CO2(g) 7 O (g) → 2 CO2(g) 2 2 2 H2O(l) 3 H2O(l) 51. Pon ejemplos.8) 397. Las energías de enlace son. alcoholes. s) 6 × ( 393.4 kJ · mol 84.3 kJ. C6H12O6(s) ∆Hc 6 ∆Hf° (CO2. Así. el valor de la energía del enlace O — H que se tabula procede de tener en cuenta muchas moléculas: agua. Explica por qué los cálculos que se realizan con energías de enlace son solo aproximados. Calcula ∆Hf° para este compuesto. g) 17. vale ∆Hc 2 820 kJ/mol.3) 4 Cl2(g) → CCl4(g) ( 74. en general. Si ∆Hf° (KCl.3 kJ. a 25 °C y 1 atm. g) ∆Hf° (C6H12O6. La reacción de descomposición del KClO3(s) para dar KCl(s) y O2(g) tiene una entalpía estándar de 22. g) ∆Hfº (CH4. respectivamente. por ejemplo.8 kJ · mol 1 6 ∆Hf° (H2O. los cálculos solo pueden ser aproximados. C2H4(g) C2H6(g) a) ∆Hf° (eteno) ∆Hf° (etano) 2∆Hf° (CO2) 2 × ( 393. s) 436. b) Razona si el proceso de hidrogenación del eteno es endotérmico o exotérmico.9 4 × ( 92. 20.8) ( 1 560) ∆Hf° (C2H6) 2 518 kJ de calor 2 600 kJ de calor 1 b) C2H4(g) H2(g) → C2H6(g). A partir de tablas termodinámicas.8) 6 H2O(l) 1 255. El calor de combustión de la glucosa.5) 6 O2(g) → 6 CO2(g) 6 × ( 285. KClO3(s) → KCl(s) ∆Hr° ∆Hf° (KCl. C 2 2 3 O2 → 2 CO2 O2 → CO2 . s) El signo de la entalpía indica que la reacción de formación de KClO3 a partir de sus elementos es exotérmica: 3 O (g) 2 2 1 Cl (g) 2 2 K(s) → KClO3(g) . ¿Se trata de un proceso endotérmico o exotérmico? ∆Hr° Ee (O—O) 1 E (O O) 2 e 142 1 × 498 2 107 kJ El proceso es exotérmico (véase figura 15 de la unidad 7). unidad 3). c) C2H2 2 Ee (N O) Cl2 → C2H2Cl2 946 498 2 × 590 264 kJ Ee (O — O) Ee (O O) Ee (H — H) 436 498 — Ee (C — C) — 837 243 Ee (O O) 2 Ee (H — O) 2 × 464 142 136 kJ Ee (Cl — Cl) Ee (C C) 2 Ee (C — Cl) 611 2 × 339 209 kJ 22. ∆H < 0 21.3) ∆Hf° (KClO3.1 kJ/g 1 mol kJ × 46 g mol 1 mol kJ × 16 g mol El hidrógeno.8 kJ/g 26. ¿Cuál de ellos tiene un mayor poder calorífico por gramo de combustible? ¿Cuál consume más oxígeno por gramo de combustible? H2: C2H2: CH4: 242 1 mol kJ × 2g mol 1 mol kJ × 26 g mol 121 kJ/g . C2H2 2 H2O . calcula los valores aproximados de ∆Hr° para los procesos: a) N2 a) ∆Hr° b) ∆Hr° c) ∆Hr° O2 → 2 NO. C: 394 1 mol kJ × 12 g mol 1 235 32. unidad 3). Unidad 6. H2. ∆Hf° (KClO3. obtén un valor aproximado de la entalpía de la reacción: H2O2 → H2O 1/2 O2.3 kJ/g . Termoquímica 5 . s) 414. C2H5OH: 50. tiene el mayor poder calorífico por gramo de combustible. Por medio de las energías de enlace tabuladas (tabla 2. Las correspondientes reacciones de combustión son: H2 1 O → H2O2 . C ( 394). A partir de valores tabulados de energía de enlace (tabla 2. b) H2 — Ee (N — N) — O2 → H2O2. C2H5OH ( 1 235) y CH4 ( 802). Para los siguientes combustibles. se facilita entre paréntesis la entalpía de combustión en kJ/mol: H2 ( 242). C2H2 ( 1 256). CH4 5 O → 2 CO2 2 2 2 O2 → CO2 H2O C2H5OH 2 H2O Por tanto. s). 23.7 ( 22.4 kJ/mol 3 O ( g) 2 2 436. el hidrógeno es igualmente el combustible que consume más oxígeno por gramo.8 kJ/g 1 256 802 48. 24. Unidad 6. cuando se congela a 0 °C. tanto para elementos puros como para compuestos.2 kJ . 1 235 kJ · mol 1 y −1 247 kJ · mol 1. Enuncia el segundo principio de la termodinámica usando el concepto de entropía. ∆S ≥ q 43. no existen entropías absolutas negativas. A diferencia de lo que sucecede con U. El agua líquida. Esto no viola el segundo principio. respectivamente. ¿Serán nulas las entropías de los elementos puros? ¿Puede ser negativa la entalpía absoluta de alguna sustancia a 25 °C? El tercer principio de la termodinámica (no estudiado en el texto) permite calcular entropías absolutas. cuyo valor absoluto no se puede conocer.2 kJ de calor. Como la entropía absoluta siempre crece al aumentar la temperatura desde el cero absoluto. la entalpía de cualquier sustancia. Termoquímica 6 . ni a 25 °C ni a ninguna otra temperatura. son. para ello. Calcula el aumento de entropía que experimenta un cuerpo que. Suponer que la entalpía estándar de formación de todos los elementos puros es nula “a cualquier temperatura”. basta que ceda calor a temperatura constante. ya que se trata de un nivel “relativo” para el cálculo de las entalpías de reacción a una determinada temperatura. ¿no viola algún principio básico? ¿Significa eso que la entalpía no varía con la temperatura? No. en contacto con un foco térmico a 250 °C. Por supuesto. 27. solo la entropía de un sistema aislado no puede disminuir espontáneamente. se pueden obtener entropías absolutas de cualquier sustancia. a 25 °C. disminuye su entropía. aumenta con la temperatura. Sí puede disminuir. H y G. a 25 °C. recibe 43. Estas entropías absolutas son siempre positivas. Espontaneidad de los procesos químicos 26. para el proceso: CH3OCH3(l) → CH3CH2OH(l) La reacción propuesta puede obtenerse como la combustión del éter metílico menos la combustión del etanol: ∆Hr° ∆Hr° (éter) ∆Hc° (alcohol) 1 247 ( 1 235) 12 kJ 25. Calcula ∆Hr. ∆S ≥ . La entropía de un sistema aislado nunca disminuye en un proceso espontáneo. Las entalpías estándar de combustión del etanol y del éter metílico. ∆S ≥ 82. ¿Puede disminuir la entropía de un sistema? ¿No es una violación del segundo principio? Pon ejemplos. 28.6 J/K T (250 273) K 29. Es como suponer que la altura del suelo del laboratorio vale h 0 en experimentos de caída de objetos. dos disolventes orgánicos muy utilizados en el laboratorio. 98 kJ 86. Determina si el proceso: 2 Cl2( g) 2 H2O(l ) → 4 HCl(g) O2(g) 0 .5 · 10 3 kJ · K 1 Suponiendo que ∆Hr° y ∆Sr° son constantes con la temperatura. Delimita los márgenes de temperatura en los que la reacción es o no espontánea. Unidad 6. será: Teq 282. Justifica la importancia de la energía libre de Gibbs a la hora de predecir la espontaneidad de un proceso químico. el proceso es espontáneo (∆G > 0). Entre 0 y 89 K. Teq ∆Hr° ∆Sr° 8 kJ 0. el proceso deja de ser espontáneo. ¿a qué temperatura alcanzará el equilibrio el sistema? En el equilibrio.98 kJ 257.98 kJ 257.1) 93 kJ 33. si ∆H < 0 y ∆S > 0. Suponer que ∆Hrº y ∆Srº no varían con la temperatura. en condiciones estándar? Como ∆Gr° 4 ∆Hr° T ∆Sr° . ∆Sr° 282. ∆G < 0 a cualquier T. tenemos: CO(g) 1/2 O2(g) → CO2(g). Para cierta reacción química ∆Hrº 8 kJ y ∆Srº 90 J · K 1. ∆Grº espontánea la reacción. Por encima de 89 K. mientras que el criterio de espontaneidad basado en la entropía exige el cálculo de ∆S ¡del universo! 31. En estos dos casos no hay estado de equilibrio posible. Indica qué parejas de valores de ∆H y ∆S no conducen nunca a un estado de equilibrio en el sistema. tenemos los siguientes valores: ∆H 240 kJ y ∆S 110 J/K. los valores de ∆H y ∆S no varían con la temperatura. 34.19 kJ (25 273) K 86. 2 × ( 237. los valores tabulados de ∆Gfº (véase apéndice del libro). para ello.30. ∆Hrº 282.09 kJ · K 1 89 K. ∆Gr° 4 ∆Gf° (HCl. Para cierto proceso. g) 2 ∆Gf° (H2O. l ) 4 × ( 95. Para ello. Por otra parte. el proceso no es espontáneo (∆G > 0). ¿A qué temperatura ya no será Para esa misma reacción. 35. ∆G > 0 a cualquier T. La energía libre de Gibbs permite predecir la espontaneidad de cualquier proceso a p y T constantes. basta calcular ∆G del sistema. Usa. ∆G 32. aproximadamente.3) El proceso no es espontáneo en condiciones estándar. A 25 °C. Suponiendo que. Si ∆H > 0 y ∆S < 0. Termoquímica 7 . Teq ∆H ∆S 240 · 103 J 110 J · K 1 2 182 K es espontáneo en condiciones estándar.19 kJ.5 · 10 3 kJ · K 1 3 271 K. Si T > Teq. 1 2 b) Las entropías tabuladas no son entropías de formación. g) Sº (H2. cuyo valor se calcula suponiendo que Sº 0 cuando T 0 K. Para el proceso: H2(g) 1/2 O2(g) → H2O(l ).3 kJ Sº (CO. ya que ∆Grº < 0. será: ∆Srº Sº (H2O. el proceso es espontáneo.4 kJ. l) Sº (H2. grafito) Sº (H2O. aplica la ecuación de Gibbs. grafito) H2O(g) → CO(g) H2(g)? Calcula. 37.70 130. Se observa que Sº.4 J · K 1 1 Sº (O2.60 En la tabla se recogen los datos de ∆Hfº y Sº para las sustancias implicadas.7 130.9 130. El proceso no es espontá- ∆Grº ∆Hrº T∆Srº 131. es positiva y no nula para elementos puros.80 110. sino entropías absolutas.5 ( 241. Termoquímica 8 .36. Calcula: a) ∆Srº. tomados del apéndice del libro. c) Si ∆Srº < 0. la entropía absoluta. g) 197. Para aplicar el criterio de la entropía a un sistema cualquiera. que no es el caso. ∆Hfº y ∆Sfº. c) Aunque ∆Srº < 0. g) 163.3 neo en esas condiciones. grafito) H2O(g) CO(g) H2(g) ∆Hfº (kJ · mol 1) 0 241.1339 91. Después. g) Sº (C. a 25 °C. ¿será espontáneo el proceso? a) Para la reacción propuesta. La disminución de entropía solo afecta a la espontaneidad si se trata de un sistema aislado.7 5. g) 110.9 J · K 1 298 × 0. ¿Será espontánea.70 188. b) ¿Por qué las entropías de H2(g) y O2(g) no son nulas?.80 197.7 1 × 205.7 188. Datos a 25 °C: Sustancia C(s.8 133.50 0 Sº (J · mol 1 · K 1) 5. hay que obtener ∆Ssistema ∆Sentorno. Estas entropías absolutas son siempre positivas y su valor a 25 °C no es nulo para ninguna sustancia. primero.8) 131. g) ∆Hfº (H2O. Unidad 6. la reacción: C(s. ∆Hrº ∆Srº ∆Hfº (CO. g) 2 69.
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