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• Silvina Baliero Marquez

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ACTIVIDADES DE REPASO PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. 1) Un sistema absorbe 100 J por calor y realiza un trabajo de 50 cal. a) Determinar la variación de energía interna experimentada por el sistema. 2) Calcule ΔE para los siguientes casos: a) Un sistema absorbe 337 J de calor y realiza un trabajo de 285 J. b) Un sistema libera 228J de calor mientras el ambiente realiza un trabajo de 243J sobre él. *En cada caso indicar si la energía interna del sistema ha aumentado o disminuido. 3) Un gas se confina en un cilindro a presión atmosférica constante, como lo indica la figura. Cuando el gas sufre cierta reacción química, libera 135KJ de calor en su entorno y efectúa 63J de trabajo sobre su entorno. ¿Qué valores tiene 𝚫H y 𝚫E para este proceso?

ENTALPÍA y LEYES TERMOQUÍMICAS

4) Utilizando la tabla de ∆H°f de las sustancias, calcula ∆H° reacción para la siguiente reacción. Plantea tus cálculos. 2NH3(g) +2CH4(g) +3O2(g)

2HCN(g)

+

6H2O(l)

5) Utilizando la tabla de 𝚫Hºf de las sustancias calcula la variación de entalpía de la siguiente reacción en condiciones estándar, combustión completa del butano gaseoso. b) Calcula cuánta energía se libera si se queman 300g de combustible (butano), y cuánta energía se libera al formarse 50g de agua líquida. 6) El compuesto gaseoso B5H9 arde espontáneamente en el aire, reacciona con O2(g) con llama verde formándose trióxido de diboro (s) y agua(l). Según los datos ∆H°(kJ/mol) B5H9 (g) +62,8 B2O3 (s) -1264 H2O(l) -285,8 a) Plantea la ecuación termoquímica. b) Determina a que cambio entálpico corresponde. c) Plantea el diagrama entálpico del proceso. 7) La entalpia de combustión de benceno C6H6 es -3267KJ/mol a) Plantea la ecuación termoquímica. b) ¿Cuánto es el calor desprendido al quemar 1 mol de benceno? c) ¿Cuánto es el calor desprendido al quemar 1g de benceno? 8) A partir de los calores de reacción siguientes: N2 (g) + 2 O2 (g) → 2NO2 (g) NO (g) + ½ O2 (g) → NO2(g) Calcule el calor de la reacción:

∆H=+67.6 KJ. ∆H=-56.6KJ.

N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g).

9) Dadas las siguientes reacciones: a)2 ClF3 (g) + 2NH3(g) N2(g) + 6HF(g) + Cl2(g) ∆H= -1195,6kJ b) N2H4 (g) + O2(g) N2(g) + 2H2O(l) ∆H= -622,4kJ c) 4NH3 (g) + 3 O2 (g) 2N2(g) + 6H2O(l) ∆H= -1530,6kJ Calcule el valor de ∆H para la reacción: d) 3 N2H4 (g) + 4 ClF3(g) 3 N2(g) + 12HF(g) + 2Cl2(g) 10) Dos fases sucesivas en la fabricación industrial de ácido sulfúrico son la combustión del azufre y la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre. A partir de las entalpías de reacción estándar: S(s) + O2 (g) ---------> SO2 (g) ΔHo= -296,83kJ 2S (s) + 3O2 (g) ---------> 2SO3 (g)

ΔHo= -791,44kJ

Calcule la entalpía de reacción para la oxidación de dióxido de azufre a trióxido de azufre en la reacción 2SO2 (g) + O2 (g) -------> 2SO3 (g)

ENTROPÍA Y ENERGÍA LIBRE DE GIBBS. 11) Escoge el sistema de mayor entropía en cada caso y fundamenta: a) 1mol de H2 en condiciones normales y 1 mol de H2 a 100°C y P normal. b)1 mol de agua a 0,0°C y 1mol de agua a 25°C. c) 1mol de NaCl sólido y mol de HCl gaseoso.

12) Predice para las siguientes reacciones el signo de la variación de entropía. Fundamenta. CaCO3(s) CaO(s) + CO2 (g) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) N2(g) + O2(g) 2NO(g) HCl(g) + NH3(g) NH5Cl(s) 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) 13) a) Balancea la ecuación: Fe2O3(s) + H2(g) Fe(s) + H2O(l) b) Calcula ∆G° de la reacción a 25°C. 14) Balancea las ecuaciones y calcula ∆S° en cada caso. a) N2 (g) + H2(g) NH3(g) b) Fe2O3(s) + C(s) Fe(s) + CO (g)

16) Calcula ∆G° para la siguiente reacción a 500K y a 1000K. Cu(s) + H2O(g) CuO(s) + H2(g) ¿Se trata de una reacción espontánea o no espontánea? 17) Calcular ΔG0 para: H2O2 (g) ---------> H2O(g) + ½ O2(g) Dado que ΔH0= -106KJ y ΔS0= +58j/K para este proceso. ¿Esperaría usted que H2O2 (g) fuera muy estable a 298K? Explíquelo brevemente. Actividad contextualización: 18) Una porción de sopa crema condensada contiene 7g de lípidos, 9g de carbohidratos y 1g de proteínas. Estime los kJ y Kcal que hay en una porción.