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UNIVERSIDAD TECNOLOGICA NACIONAL FACULTAD REGIONAL DELTA

CATEDRA DE

Profesora Titular: Lic. Alicia de León J.T.P.: Ing. Fernando P. Visintin

Carrera: Ingeniería Química Nivel: Tercer año Segundo Cuatrimestre

GUIA DE PROBLEMAS

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Termodinámica básica 1) Considere la expansión isotérmica de un mol de vapor desde 1 cm3 hasta 10 cm3, a 500ºC. Calcular el trabajo, suponiendo que el gas obedece la ecuación de Van der Waals. Las constantes de Van der Waals del agua son a = 5,464 dm6.atm.mol–2 y b = 0,03049 dm3.mol–1. 2) Calcular ∆Hº y ∆Sº para la transformación isobara de un mol de hielo a –5ºC hasta vapor a 105ºC. Los calores específicos a presión constante promedio en J mol–1 K–1 son: Agua(s): 37,65 Agua(l): 75,29 Agua(v): 33,59 ∆Hºf = 1,436 Kcal mol–1 ∆Hºv = 9,717 Kcal mol–1 3) Se colocan 25 g de hielo a –10ºC en una habitación a 25ºC y se deja alcanzar el equilibrio térmico. Calcular la variación de entropía del universo.

Termoquímica 4) El calor de hidrogenación del propileno gaseoso para formar propano es de –29,6 Kcal.mol–1 y el calor de combustión del propano es de –530,6 Kcal.mol–1 a 25ºC. Utilizando los calores de formación del CO2(g) y del H2O(l), calcule el calor de combustión y el calor de formación del propileno a 25ºC. 5) Usar energías de enlace para estimar: a. Calor de formación estándar del CH3CONH2(g). b. Calor estándar de la reacción: CH 3 CH 2 OH ( g ) ⇔ CH 3 OCH 3 ( g ) Comparar los resultados con valores de tablas termoquímicas. 6) A partir de los siguientes datos determine que metal tiene la mayor probabilidad de oxidarse por vapor de agua a 827ºC y 1 atm: a.- Níquel: NiO ( s) + H 2 ( g ) ⇔ Ni ( s ) + H 2 O( g ) ∆ r G 0 = −2301 − 42,59.T ( K )[=]J .mol −1

b.- Cromo:

1 2 Cr2 O 3 ( s ) + H 2 ( g ) ⇔ Cr ( s ) + H 2 O ( g ) 3 3

∆ r G 0 = 126566 − 30,67.T ( K )[= ]J .mol −1

7) Calcular ∆rHº, ∆rSº y ∆rGº a 500 K de la reacción:

N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) ⇔ 2 NH 3 ( g )

Los calores específicos en Cal.mol–1.K–1 con temperaturas en K son: 0 C P = 6,9469 − 0,1999.10 −3 T + 4,808.10 −7 T 2 para el hidrógeno.

C P = 6,4492 + 1,4125.10 −3 T − 0,807.10 −7 T 2 para el nitrógeno. 0

C P = 6,1890 + 7,8870.10 −3 T − 7,280.10 −7 T 2 para el amoníaco. 0

8) Utilizando los resultados del problema anterior, calcular ∆rUº de la reacción de síntesis de amoníaco a 500 K.

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Gases reales 9) Calcular la fugacidad y el coeficiente de fugacidad del oxígeno a 200 K y 100 atm: a.- Considerándolo un gas Van der Waals con a = 0 y b = 3,183.10–2 dm3.mol–1. b.- A partir de los factores de compresibilidad: Z ( P ) = 1 + B.( P / atm) + C .( P / atm) 2 + D.( P / atm)3 , donde: B = –2,98.10–3, C = –6,71.10–6 y D = 5,22.10–8 son las constantes a 200 K. c.- Utilizando la correlación de Pritzer de 3 parámetros (las constantes críticas del oxígeno son: PC = 50,43 atm, TC = 154,6 K y ω = 0,022). 10) Utilizar la regla de Lewis y Randall y el gráfico (ó tabla) de fugacidades generalizado para calcular las fugacidades del CO, O2 y CO2 en una mezcla que contiene 23, 34 y 43% molar respectivamente, si la misma se encuentra a 400ºC y 250 atm.

Equilibrio químico 11) Calcular la constante de equilibrio a 500 K y 1 atm de la reacción de síntesis de amoníaco de Haber:

N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) ⇔ 2 NH 3 ( g )

a.- Utilizando la ecuación de Van’t Hoof. b.- A partir del valor de ∆rGº hallado en el ejercicio 7. ¿Cuál es el error porcentual cometido al utilizar la ecuación de Van’t Hoof? 12) La constante de equilibrio para la reacción:

2C 3 H 6 ( g ) ⇔ C 2 H 4 ( g ) + trans.C 4 H 8 ( g )

está dada por la expresión empírica:

1088 K 1,51.105 K 2 ln K = −1,04 − + T T2 en el intervalo de 300 a 600 K. Calcular el cambio de entalpía estándar y el cambio de entropía estándar para la reacción a 400 K. 0

13) Se desea introducir CO a 10 atm y vapor de agua a 5 atm en una cámara de reacción a 700ºC y extraer CO2 e H2 a presiones parciales de 1,5 atm. ¿Es esto teóricamente posible? La constante de equilibrio de la reacción a 700ºC es 0,71. 14) Considérese la disociación del tetraóxido de dinitrógeno a 25ºC:

N 2O4 ( g ) ⇔ 2 NO2 ( g )

Supóngase que se coloca 1 mol de N2O4 en un recipiente a una presión de 1 atm. a.- Calcúlese el grado de disociación y el volumen del recipiente una vez alcanzado el equilibrio. b.- Si se introducen 5 moles de argón y se mantiene la presión de 1 atm, ¿cuál será el grado de disociación en el equilibrio? c.- Si se introducen 5 moles de argón pero se mantiene el volumen del recipiente constante, ¿cuál será el grado de disociación en el equilibrio?

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15) En una cámara de 10 L inicialmente vacía se hacen reaccionar a 249ºC, 0,5 moles de yodo con 0,5 moles de hidrógeno. A esa temperatura la constante de equilibrio de la reacción:

I 2 ( g ) + H 2 ( g ) ⇔ 2 HI ( g )

es K c = 50 . Una vez alcanzado el equilibrio calcular: a.- Presión total en la cámara. b.- Grado de avance y número de moles de cada especie. c.- Conversión del yodo. Repetir los cálculos anteriores si a continuación se adicionan 0,5 moles de hidrógeno y se deja reestablecer el equilibrio. 16) La constante de equilibrio de la reacción:

2 NO 2 ( g ) ⇔ N 2 O 4 ( g )

en solución de tetracloruro de carbono a 22ºC aumenta por un factor de 3,77 cuando la presión aumenta de 1 bar a 1500 bar. Calcular ∆rVº suponiendo que es independiente de la presión.

Equilibrio de fases 17) Determine el cambio en el punto de congelación del agua a 0ºC al aumentar la presión. Los volúmenes específicos del agua sólida y del agua líquida a 0ºC son respectivamente 19,63 y 18,02 cm3.mol–1 y el calor de fusión del agua a la misma temperatura es 6008 J/mol. 18) Al congelarse benceno a 5,5ºC y 1 atm, su densidad pasa de 0,879 g.cm–3 a 0,891 g.cm–3. Su entalpía de fusión es 10,59 kJ.mol–1. Suponiendo que ∆fusHº y ∆fusVº son independientes de la temperatura, estimar el punto de fusión del benceno a una presión de 1000 atm. 19) Las presiones de vapor del metanol a 50ºC y 75ºC son respectivamente: 404 torr y 1126 torr. Calcular el calor de vaporización medio del metanol entre 50ºC y 75ºC y estimar su punto de ebullición normal y la entropía de vaporización a esa temperatura. Decir si se cumple la regla de Trouton y por qué. 20) La presión de vapor del ácido nítrico depende de la temperatura como sigue:

2,4.103 K 3,4.105 K 2 ln( P / Torr ) = 16,091 − − T T2 Determinar la entalpía de vaporización del ácido nítrico en su punto de ebullición normal. 21) La transición: Sn( s; gris ) ⇔ Sn( s; blanco) está en equilibrio a 18ºC y 1 atm de presión. Si ∆Sº = 8,8 J.K–1.mol–1 y las densidades son de 5,75 g.cm–3 para el estaño gris y 7,28 g.cm–3 para el estaño blanco, calcular la temperatura de la transición a una presión de 100 atm. 22) Indicar el número de especies, el número de componentes y los grados de libertad de los siguientes sistemas: a.- Agua en equilibrio trifásico. b.- Sistema cerrado que contiene solamente Cl2, PCl3 y PCl5 en equilibrio según:

PCl 5 ( g ) ⇔ PCl 3 ( g ) + Cl 2 ( g )

c.- Solución acuosa de ácido acético. d.- Solución acuosa de acetato de amonio. Página 4 de 10

Sistemas multico mponente 23) El benceno y el tolueno forman soluciones que se aproximan al comportamiento ideal. Si a 300 K las presiones de vapor del benceno y del tolueno son respectivamente 103,01 mmHg y 32,06 mmHg, calcular: a.- Presión de vapor de una solución cuya fracción molar de tolueno es 0,6. b.- Fracción molar de tolueno en el vapor para esta composición de la fase líquida. 24) Se calienta gradualmente una solución que contiene 200 g de CS2 y 300 g de CCl4 en un recipiente cerrado desde 25ºC hasta 80ºC, a 1 atm de presión constante. Utilice el diagrama T-x de este sistema binario para responder: a.- ¿Cuál es la composición del primer vestigio de vapor formado y a que temperatura se produce? b.- ¿Qué cantidad de mezcla se ha evaporado una vez alcanzados los 60ºC? c.- ¿Cuál es la composición del último vestigio de líquido? d.- ¿A qué temperatura se logra la evaporación de toda la masa líquida? 25) Las constantes de la ley de Henry para el oxígeno y el nitrógeno en agua a 25ºC son 3,30.107 Torr y 6,51.107 Torr, respectivamente. Supóngase que el aire es 79% molar de oxígeno y 21% molar de nitrógeno. ¿Qué volumen de aire en CNTP se disolverá en 1 litro de agua en equilibrio con aire a 25ºC y 1 atm? ¿Cuál es la relación nitrógeno a oxígeno disuelto? 26) A 25ºC, la presión parcial del CH3Cl en equilibrio con soluciones acuosas es la siguiente: x (CH3Cl) P (Torr)

0,005 205

0,009 363

Encontrar la constante de la ley de Henry para el CH3Cl en agua a 25ºC. 27) La constante de la ley de Henry para el argón en agua es 2,17.104 atm a 0ºC y 3,97.104 atm a 30ºC. Calcular el calor estándar de disolución del argón en agua promedio en el intervalo entre 0 y 30ºC.

Propiedades molares parciales 28) Las densidades del agua (w) y del metanol (m) a 25ºC y 1 atm son 0,997 y 0,785 g.cm–3 respectivamente. A partir de la siguiente ecuación semiempírica, calcular los volúmenes molares parciales de metanol y de agua en una solución con 40% mol de agua: ∆Vmez = k.xw.xm donde k = –3,94 cm3.mol–1 29) Tomando como base lo calculado en el problema 28, determinar los volúmenes de agua y metanol puros a 25ºC y 1 atm que es necesario mezclar para obtener 1 litro de solución con 40% mol de agua a la misma temperatura y presión y la densidad de la solución resultante. 30) Las entalpías molares de mezcla en Cal.mol–1 de las aleaciones de Cd-Sn a 500ºC son: x (Cd) ∆Hmez

0,1 298,2

0,3 652,4

0,5 800,0

0,7 620,5

0,9 251,5

A partir de estos datos calcular las entalpías molares parciales relativas en una mezcla de Cd y Sn que contiene 60% molar de Cd. Página 5 de 10

Propiedades coligativas 31) Calcular el punto de fusión y de ebullición de una solución preparada disolviendo 7,5 g de sacarosa en 250 cm3 de benceno a 25ºC a partir de los siguientes datos: Sustancia C6H6

Dens. a 25ºC 879 kg.m–3

Tf 5,5ºC

Tb 80,1ºC

∆fusH0 10,59 kJ.mol–1

∆vapH0 30,80 kJ.mol–1

32) Al agregar 3 g de una sustancia a 100 g de tetracloruro de carbono, aumenta su temperatura de ebullición en 0,6 K. Si Kb = 5,03 Kg.K.mol–1, Kf = 31,8 Kg.K.mol–1 y la densidad relativa del tetracloruro de carbono es 1,59 calcular: a.- Descenso crioscópico de la solución. b.- Disminución relativa de la presión de vapor. c.- Presión osmótica a 25ºC. d.- Masa molar de la sustancia. 33) En un estudio de las propiedades de las soluciones acuosas de nitrato de torio (IV) se observó un descenso del punto de congelación de 0,0703 K para una solución acuosa de 0,0096 mol.kg–1. ¿Cuál es el número aparente de iones por unidad fórmula del soluto? Tomar Kf = 1,86 Kg.K.mol–1. 34) La masa molar de una enzima recientemente aislada se determinó disolviéndola en agua, midiendo la presión osmótica de distintas soluciones y luego extrapolando los datos a concentración cero. A 20ºC se obtuvo la siguiente información: C (g.dm–3) Π (cm de agua)

3,221 5,746

4,618 8,238

5,112 9,119

6,722 11,990

¿Cuál es la masa molar de la enzima? La densidad del agua a 20ºC es 998,2 Kg.m–3. 35) Calcular la solubilidad ideal del antraceno en benceno a 25ºC. El calor de fusión del antraceno es 28,8 KJ mol–1 en su punto de fusión normal de 217ºC. Expresar el resultado en gramos de antraceno por kilogramo de benceno. 36) En 100 g de benceno se disuelven 70,85 g de naftaleno a 25ºC y 103,6 g a 35ºC. Suponer que la solución es ideal para estimar el calor de fusión y el punto de fusión normal del naftaleno.

Soluciones no ideales 37) Las presiones parciales de acetona (A) y cloroformo (C) en equilibrio con soluciones de distinta composición se midieron a 35ºC, obteniendo los siguientes resultados: xC 0 0,2 0,4 0,6 PC(Torr) 0 35 82 142 PA(Torr) 347 270 185 102 Encontrar los coeficientes de actividad de ambos componentes según ley de Raoult (convenio I) y ley de Henry (convenio II).

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0,8 1 219 293 37 0 las dos convenciones:

38) A 1300 K, el cobre y el cinc forman soluciones regulares cuyos coeficientes de actividad pueden evaluarse con la expresión: RT ln γ i = A.(1 − x i ) 2 . Si el coeficiente de interacción “A” vale –5 kcal.mol–1, calcular: a) Coeficiente de actividad a dilución infinita. b) Actividades del Cu y Zn para xZn = 0,4, tanto para el estado tipo de Henry (convenio I) como para el de Raoult (convenio II). c) ∆Gmez cuando se forma una solución con 40% de Zn, a partir de los componentes puros a la misma temperatura.

39) Las soluciones de benceno y ciclohexano se ajustan bastante bien a la ecuación de Margules de 1 parámetro: gE = A.x1.x2. A 293 K, el valor de A es 1,27 kJ/mol y (∂A/∂T)P = –7 J/(mol.K). Calcular la entalpía y entropía de exceso de una solución equimolar de benceno y ciclohexano a 293 K. 40) Se sabe que el sistema binario ciclohexano – fenol forma un azeótropo a 144ºC de 29,4% de ciclohexano. Suponiendo que la mezcla se ajusta a la ecuación de Margules de 1 parámetro, calcular la presión y la composición del vapor en equilibrio con una solución que contiene 60% de ciclohexano a 144ºC. A esta temperatura las presiones de vapor del ciclohexano y del fenol son 75,20 y 31,66 kPa, respectivamente. 41) La fase líquida del sistema azeotrópico acetato de etilo (1) – etanol (2) se puede representar mediante la ecuación de Van Laar, siendo los valores de los parámetros de interacción A12 = 0,3842 y A21 = 0,4093 a 60ºC. La presión de vapor de los compuestos puros está dada por la ecuación de Antoine (en base e) cuyas constantes son: Componente a b Etanol 18,5242 3578,91 Acetato de etilo 16,1516 2790,57 (Nota: P* en mmHg y T en K).

c -50,50 -57,15

Calcular las presiones correspondientes a los puntos de rocío y burbuja de una mezcla con 32% molar de acetato de etilo a 60ºC.

Equilibrio líquido-líquido 42) Considere un sistema líquido-líquido que contiene 10 Kg de A y 8 Kg de B a una temperatura tal que ambas fases están presentes, una con 10% másico de B (α) y la otra con 80% másico de B (β). Calcular las masas de las dos fases en equilibrio. 43) La constante de distribución del ácido esteárico entre n-heptano y ácido acético es 4,95 a 25ºC. Determinar el número de extracciones de una solución de ácido esteárico en ácido acético, con porciones sucesivas de n-heptano de igual volumen que la solución, necesarias para reducir el contenido residual de ácido esteárico en la capa de ácido acético a 0,08% de su valor original. 44) El sistema ácido acético, cloroformo y agua es un sistema ternario parcialmente miscible. Utilizando el diagrama de fases triangular de este sistema determinar: a.- ¿Cuántas fases hay, cuáles son sus composiciones y en qué proporciones relativas se encuentran, en una mezcla formada por 2,3 g de agua, 9,2 g de cloroformo y 3,1 g de ácido acético? Página 7 de 10

b.- ¿Qué cantidad de ácido acético debería agregarse a la mezcla anterior para obtener una sola fase?

Equilibrio químico en siste mas no ideales 45) Calcular la constante verdadera (termodinámica) de equilibrio a 450ºC de la reacción: 1 2 N 2 ( g ) + 3 2 H 2 ( g ) ⇔ NH 3 ( g ) utilizando los siguiente datos: P (atm) KP.103

50 6,90

100 7,25

300 8,84

Suponer que es válida la regla de Lewis y Randall. 46) La siguiente reacción de isomerización se efectúa en fase líquida a 25ºC: A(l ) ⇔ B(l ) ∆rG0298 = –1000 J.mol–1 donde A y B son líquidos totalmente miscibles, y sus mezclas cumplen la ecuación de Margules de 1 parámetro. Si se sabe que el coeficiente de interacción vale 750 Cal.mol–1 a 25ºC, ¿cuál es la composición de la mezcla en equilibrio a esa temperatura? ¿Cuánto error se comete si se supone que A y B forman una solución ideal?

Electroquímica 47) Una solución acuosa de Au(NO3)3 se electroliza con una corriente constante de 0,025 A hasta que se depositan 1,2 gramos de oro en el cátodo. Calcular la duración del experimento en horas y el volumen de oxígeno liberado a 25ºC y 1 bar. 48) Calcular el potencial de celda y determinar la reacción de las siguientes celdas: a.- Pt (s )  Fe +2 ( a = 1)  Fe +3 ( a = 0,1)  AgCl (s )  Cl − ( a = 0,001)  Ag (s ) b.- Ag (s )  Ag + ( a = 0,1)  Zn +2 (a = 0,1)  Zn (s ) ¿Es espontánea la reacción de la celda en ambos casos?

49) Calcular el potencial a 25ºC de la celda: Pt (s )  H 2 (1.atm)  H + (m1 )  H + ( m 2 )  H 2 (1.atm)  Pt (s ) cuando m1 = 0,1 mol.kg–1 y m2 = 0,2 mol.kg–1. ¿Cuál sería el potencial de la celda si la presión del hidrógeno en el electrodo del lado derecho se aumentara a 10 atm? Los coeficientes de actividad iónica del H+(aq) son γ1,m = 0,798 y γ2,m = 0,790. 50) El potencial estándar de la pila: Pt (s )  H 2 ( g )  HCl (aq )  Hg 2Cl2 ( s )  Hg (l ) tiene un valor de 269,9 mV a 293 K y 266,9 mV a 303 K. Determinar ∆rGº, ∆rSº y ∆rHº de la reacción de la celda 298 K. ¿Cuánto vale la constante de equilibrio de la reacción de la celda a 298 K? 51) Para la siguiente celda a 25ºC: Pt (s )  H 2 ( f = 1.bar )  H + (a = 0,01)  AgCl (s )  Cl − ( a = 0,1)  Ag (s )

 ∂E  −5 −1 0 se halló experimentalmente que   = −8,665.10 V .K y φ AgCl − Ag = 222,2 mV. Calcular:  ∂T  P Página 8 de 10

a.- Potenciales de electrodo y de la celda. b.- ∆rGº, ∆rSº y ∆rHº de la reacción de la celda a 25ºC. 52) Si los potenciales de reducción de semicelda son 771 mV para el par Fe+3/Fe+2 y –440 mV para el par Fe+3/Fe0, calcular µ0(Fe+3).

Soluciones de electrolitos 53) Las conductividades molares en cm 2 mol −1Ω −1 a 25ºC de soluciones acuosas de HCl, CH3COONa y NaCl de distintas concentraciones se dan en la siguiente tabla: HCl C (M) Λ

CH3COONa

NaCl

0,0005

0,001

0,0005

0,001

0,0005

0,001

422,74

421,36

89,2

88,5

124,5

123,74

a.- Encuentre Λ para el ácido acético a 25ºC. b.- Si κ = 1,43.10 −4 cm −1 Ω −1 en una solución 0,01 M de ácido acético a 25ºC, encuentre la fracción de moléculas ionizadas y el pKa. 0

54) Se aplica una diferencia de potencial de 35 V entre dos electrodos en una disolución acuosa de LiBr a 25ºC. Si los electrodos tienen una separación de 8 mm calcular: a.- La velocidad de desplazamiento de los iones. b.- La fracción de intensidad total de corriente que transportan los cationes y aniones. Las conductividades iónicas molares límites a 25ºC en solución acuosa son: λ0 ( Li + ) = 38,7 cm 2 Ω −1 mol −1 y λ0 ( Br − ) = 78,1 cm 2 Ω −1 mol −1 55) Calcular m± y la fuerza iónica de las siguientes soluciones: a.- CaCl2 0,15 mol.kg–1. b.- Al2(SO4)3 0,008 mol.kg–1. c.- Na2SO4 0,1 mol.kg–1 + NaCl 0,02 mol.kg–1 + FeCl3 0,03 mol.kg–1. 56) Estimar el espesor de la atmósfera iónica (longitud de Debye) de soluciones acuosas a 25ºC de cloruro de sodio 0,01 molal y de cloruro de cinc 0,001 molal. 57) Utilizar la ley limitante de Debye-Hückel para calcular la actividad y los coeficientes de actividad de los aniones y cationes de una solución acuosa 0,01 molal de sulfato de sodio a 25ºC. ¿Cuánto vale el coeficiente de actividad medio? Comparar con el resultado dado por la ecuación de Davies. --------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Respuestas a los problemas 1) 2) 3) 4) 5) 6) 7) 8)

14,48 kJ 54,58 kJ; 155,67 J.K–1 3,15 J.K–1 –491,88 kcal.mol–1 ; 4,77 kcal.mol–1 consultar al JTP Es mas probable que se oxide el cromo –100,16 kJ.mol–1; –219,28 J.mol–1.K–1; 9,479 kJ.mol–1 –91,85 kJ.mol–1 Página 9 de 10

9) 121,4 atm; 73 atm; 75 atm; 74,2 atm 10) fCO = 65,5 atm; fO2 = 96,0 atm; fCO2 = 102,1 atm 11) 0,1816; 0,1023; 77,6% 12) 2768,7 kJ.mol–1; –16,5 J.mol–1.K–1 13) Si, es teóricamente posible 14) ε = 0,1873 y V = 29 L; ε = 0,3749 y V = 156 L; ε = 0,1873 15) P = 4,3 atm, ε = 0,390 y X = 78,0%; P = 6,4 atm, ε = 0,467 y X = 93,4% 16) –21,73 cm3.mol–1 17) dT/dP = –7,42.10–3 K.atm–1 18) 8,2ºC 19) 38,35 kJ.mol–1; 65ºC; 113,43 J.mol–1.K–1 20) 38 kJ.mol–1 21) 13ºC 22) G = 0; G = 3; G = 3; G = 4 23) 60,44 mmHg; 31,8% 24) 77,4% S2C a 54,3ºC; 408,5 g; 33,1% S2C; 61,3ºC 25) 19 cm3; 1,91 26) 41566 Torr 27) ∆solHº = 13,86 kJ.mol–1 28) 16,65 cm3.mol–1 para el H2O y 40,17 cm3.mol–1 para el CH3OH 29) 795,8 cm3 de metanol y 234,9 cm3 de agua; 0,859 g.cm–3 30) 508,7 cal.mol–1 para el Sn y 1131,5 cal.mol–1 para el Cd 31) 5,0ºC; 80,4ºC 32) 3,8 K; 0,0018; 4,64 atm; 251,5 g.mol–1 33) 4 iones por unidad fórmula 34) 13954 g.mol–1 35) 24,3 g.kg–1 36) 19,056 kJ.mol–1; 80,08 ºC 37) consultar al JTP 38) γ∞ = 0,144; aZn,I = 0,199; aZn,II = 1,382; aZn,I = 0,440; aZn,II = 3,053, –12,3 kJ.mol–1 39) hE = 830,25 J.mol–1; sE = 1,75 J.mol–1.K–1 40) 97,28 kPa; 28,4% ciclohexano en la fase vapor 41) 410,2 Torr y 427,8 Torr 42) mα = 9,143 kg 43) 4 extracciones 44) 8,87 g en fase “A” y 5,73 g en fase “C”; 3,21 g de ácido acético 45) 6,56.10–3 46) 72,7% de B; –17,5% de error 47) 19,6 h; 113,3 cm3 48) –313 mV; –1533 mV 49) 17,55 mV; –12,03 mV 50) –51,79 kJ.mol–1; –57,89 J.mol–1.K–1; –69,05 kJ.mol–1; 1,197.109 51) –118,32 mV; 281,26 mV; ∆H = –82,09 kJ.mol–1 52) –2,512 kcal.mol–1 53) 390 cm2.mol–1.Ω–1; 3,67%; 4,86 54) 1,76.10–2 cm.s–1; 3,54.10–2 cm.s–1 ; 0,331; 0,669 55) 0,238 m y 0,45 m; 0,0204 m y 0,088 m; 0,5 m (sólo fuerza iónica) 56) 3,04 nm; 5,56 nm 57) Según la ley limitante de Debye-Huckel: γ± = 0,666 Página 10 de 10