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TERMOQUÍMICA PRIMER PRINCIPIO. CALOR A PRESIÓN Y VOLUMEN CONSTANTE. 1. En termoquímica el valor de R = 0.082 atm.L/mol.K, suele tomarse en unidades del sistema internacional. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades (Recuerda que la atm es equivalente a la presión que ejerce una columna de 76 cm de mercurio de densidad 13546 kg/m3) SOLUCION: P = d.g.h  1 atm = (13546 kg/m3)(9.8 m/s2)(0.76 m) = 100890 kg/m.s2 R = 0.082

atm.L (100890 kg m.s2 )(10 -3 m3 ) = (0.082) = 8.314 J mol.K mol.K mol.K

2. En un recipiente cerrado a volumen constante tiene lugar una reacción química. a) ¿Con qué variable termodinámica se identifica el calor intercambiado con el entorno? b) ¿Cuál es el trabajo desarrollado por el sistema? SOLUCION: a) Con la energía interna U: el calor intercambiado coincidirá con la variación de energía interna ΔU. b) Si V es constante el trabajo será nulo. 3. Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor. Halla la variación de energía interna del sistema. SOLUCION: ΔU = Q − W = 80 J − (150 J) = −70 J 4. Al quemarse la gasolina en un cilindro del motor de un coche se liberan 120 kJ. Si el trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50 kJ, calcula cuánto valdrá la variación de energía interna del sistema. SOLUCION: ΔU = Q − W = (−120 J) + 50 J = −70 J 5. a) Primer principio de la Termodinámica. b) QV y QP; relación entre ambas. SOLUCION: a) 1a Ley: ΔU = Q − W Si V = cte  W = 0  ΔU = QV Si P cte  W = PΔV  ΔU = −P.ΔV U2 − U1 = QP − P(V2 − V1)  QP + U1 + P.V1 = U2 + P.V2 b) definimos la entalpía como H = U + P.V, la expresión quedará: Q P + H1 = H2, es decir: QP = ΔH  QP = QV + PΔV, o también: QP = QV + RTΔn 6. Introducimos dos gases en un recipiente a presión constante. Al producirse la reacción entre ambos se liberan 185 kJ, al tiempo que se realiza un trabajo del entorno sobre el sistema de 100 kJ. ¿Cuánto variará la energía interna y la entalpía del sistema. SOLUCION: ΔH = QP = −185 kJ ΔU = Q − W = ΔH − W = (−185) − (−100) = −85 kJ

7. Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale −2219.8 kJ. SOLUCION: C3H8(g) + 5O2(g)  3CO2(g) + 4H2O(ℓ) ΔH = −2219.8 kJ Δn = 3 − (1 + 5) = −3 ΔU = ΔH − R.T.Δn = (−2219 kJ) + (3 mol)(8.314 J/mol.K)(298 K) = −2214 kJ 8. Decide si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) En cualquier reacción química ΔU < ΔH. b) El trabajo es una función de estado. c) El valor de ΔH de un proceso depende de si éste se realiza a presión o a volumen constante. d) U y H son funciones de estado. SOLUCION: a) Falso, pues depende del signo que tenga el trabajo. b) Falso. c) Falso, pues H si es función de estado. d) Verdadero. 9. ¿Qué variación de energía interna se produce al transformarse 100 g de agua a 25ºC en vapor a 100ºC a la presión constante de 1 atm (101300 Pa)? Datos: c(agua) 4.186 J/g.ºC; Lvap = 2257 kJ/kg; R = 8.314 J/mol.K; d(agua) = 1000 kg/m 3. SOLUCION: Q1 = m.ca. ΔT = (0.100 kg)(4186 J/kg.ºC)(75ºC) = 31350 J Q2 = m.LV = (0.100 kg)(2257 kJ/kg) = 225700 J Q = Q1 + Q2 = 31350 + 225700 = 257050 J m 0.1kg V1 = = = 10 -4 m3 3 d 1000 kg m V2 =

mRT (0.1kg)(8.314 J mol.K)(373 K) = = 0.17 m3 M.P (0.018 kg mol)(101300 Pa)

ΔV = V2 − V1 = 0.17 m3 − 10–4 m3 = 0.17 m3 W = Pex.ΔV = (101300 Pa)(0.17 m3) = 17220 J ΔU = Q − W = 257000 − 17220 = 239800 J 10. Quemamos 25 g de octano (líquido) a volumen constante a 25ºC desprendiéndose 1200 kJ. ¿Cuál será ΔU y ΔH en la combustión de 3 moles de octano a 25⁰C? SOLUCION: M(C8H18) = 114 g/mol Combustión: C8H18(ℓ) + 25 g  1200 kJ 3(114) g  x

25 2

O2(g)  8CO2(g) + 9H2O(ℓ)

x = 16416 kJ 2

ΔU = QV = −16416 kJ Δn = 8 − 12.5 = −4.5 mol de gases por cada mol de octano. Como se queman 3 moles de octano, Δn = 3(−4.5 mol) = −13.5 mol ΔH = ΔU + RTΔn = −16416 kJ + (−13.5 mol)(8.314 J/mol.K)(298 K) ΔH = −16449 kJ CALOR DE FORMACIÓN Y DE REACCIÓN. 11. Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se desprenden 296.8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno 560 kJ. Con estos datos determina la variación de entalpía que se produce en el proceso: 2H2S(g) + SO2(g)  2H2O(ℓ) + 3S(s) SOLUCION: (1) S(s) + O2(g)  SO2(g) ΔH1 = −296.9 kJ (2) H2S(g) +

3 2

O2(g)  SO2(g) + H2O(ℓ) ΔH2 = −560 kJ

(3) 2H2S(g) + SO2(g)  2H2O(ℓ) + 3S(s) ΔH3 = ? La Ec.(3) puede conseguirse como sigue: 2(2) − 3(1) Por lo que: ΔH3 = 2(−560) − 3(−296.9) = −229.3 kJ 12. Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4H10), agua líquida y CO 2, cuyos valores son respectivamente −124.7, −285.8 y −393.5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano (entalpía molar). SOLUCION: La reacción de combustión del butano es: C4H10(g) +

13 2

O2(g)  4CO2(g) + 5H2O(ℓ)

ΔH = ?

ΔHº = ∑np ΔHof (Prod) − ∑nr DHof (Reac) ΔHº = (4 mol)(−393.5 kJ/mol) + (5)(−285.8) − (1)(−24.7) = −2878.3 kJ Luego la entalpía estándar de combustión será: −2878.3 kJ/mol Puesto que hay que dividir ΔHº entre en número de moles de butano quemados. 13. Determinar ΔHof del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ) ΔH1 = −285.8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔH2 = −393.13 kJ (3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2H2O(ℓ) ΔH3 = −1422 kJ SOLUCION: La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es: (4) 2C(s) + 2H2(g)  C2H4(g) (4) se puede expresar como: 2(2) + 2(1) − (3) luego ΔH4 = 2ΔH2 + 2ΔH1 − ΔH3 = 2(−393.13) + 2(−285.8) − (−1422 kJ) = 64.14 kJ En la reacción se ha formado 1 mol de eteno: DHof [C2H4] = 64.14 kJ/mol 3

Se trata, pues, de una reacción endotérmica. 14. Calcular la entalpía estándar de combustión del butano (entalpía molar) de la reacción anterior, conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente −124.7, −285.8 y −393.5 kJ/mol. SOLUCION: (1) H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ) ΔH1 = −285.8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔH2 = −393.5 kJ (3) 4C(s) + 5H2(g)  C4H10(g) ΔH3 = −124,7 kJ (4) C4H10(g) +

13 2

O2(g)  4CO2(g) + 5H2O(ℓ)

ΔHº = ?

Aplicando la ley de Hess: (4) = 4(2) + 5(1) − (3) 4C(s) + 4O2(g) + 5H2(g) +

5 2

O2(g) + C4H10(g)  4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + 4C(s) + 5H2(g)

ΔHº = 4(−393.5 kJ) + 5(−285.8 kJ) − (−124.7 kJ) = −2878.3 kJ 15. Dadas las entalpías: DHof [CO(g)] = −110.5 kJ/mol; DHof [CO2(g)] = −393.5 kJ/mol; hallar la entalpía de la siguiente reacción: CO(g) + ½O2(g)  CO2(g) SOLUCION: ΔH = SnpΔHf[Prod] − SnrΔHf[React] = −393.5 − (−110.5) = −283 kJ 16. Calcula el calor de formación a presión constante del CH 3COOH(ℓ) (ácido acético) si conoces que los calores de combustión del C(s), H 2(g) y CH3COOH)(ℓ) son respectivamente −393.13, −285.9 y −870.7 kJ/mol. SOLUCION: (1) C(s) + O2(g)  CO2(g) ΔH = −393.13 kJ (2) H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ) ΔH = −285.9 kJ (3) CH3COOH(ℓ) + 2O2(g)  2CO2(g) + 2H2O(ℓ); ΔH = −870,7 kJ (4) 2C(s) + 2H2(g) + O2(g)  CH3COOH(ℓ) La reacción de formación (4) puede conseguirse así: 2(1) + 2(2) − (3) ΔH4 = 2(−393.13) + 2(−285.9) − (−870.7) = −487.36 kJ/mol 17. Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes calores de reacción: (1) C(s) + ½O2(g)  CO(g); DH = −110.4 kJ (2) H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ); DH = −285.5 kJ (3) CO(g) + ½O2(g)  CO2(g); DH = −283.0 kJ (4) HCOOH(ℓ) + ½O2(g)  H2O(ℓ) + CO2(g); DH = −259.6 kJ SOLUCION: (1) C(s) + ½O2(g)  CO(g) DH = −110.4 kJ (2) H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ) DH = −285.5 kJ (3) CO(g) + ½O2(g)  CO2(g) DH = −283.0 kJ (4) HCOOH(ℓ) + ½O2(g)  H2O(ℓ) + CO2(g) DH = −259.6 kJ (5) C(s) + H2(g) + O2(g)  HCOOH(ℓ) DH5 = ? La reacción de formación (5) puede conseguirse así: (1) + (2) + (3) − (4) 4

DH = −110.4 + (−285.5) + (−283.0) − (−259.6) = 419.3 kJ/mol 18. Calcula el calor de formación a presión constante del metano, CH 4(g), a partir de los calores de combustión del C(s), H2(g) y CH4(g) cuyos valores son respectivamente −393.5, −285.9 y −890.4 kJ/mol. SOLUCION: (1) C(s) + O2(g)  CO2(g) DH = −393.5 kJ (2) H2(g) + ½O2(g)  H2O(l) DH = −285.9 kJ (3) CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l) DH = −890.4 kJ (4) C(s) + 2H2(g)  CH4(g) DH = ? La reacción de formación (4) puede conseguirse así: (1) + 2(2) − (3) DH = (−393.5) + 2(−285.9) − (−890.4) = −74.9 kJ/mol 19. Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del o amoniaco: 4NH3(g) + 5O2(g)  6H2O(g) + 4NO(g). Calcular DHR . Datos: DHof [kJ/mol]: NH3:

−46.2; H2O: −241.8; NO: +90.4. SOLUCION: DH = SnpDHf[Prod] − SnrDHf[React] = 6·(−241.8) + 4(90.4) − 4(−46.2) = −904.4 kJ 20. Las entalpías de combustión de la glucosa (C 6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son −2815 kJ/mol y −1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO 2. ¿Es exotérmica la reacción? SOLUCION: Las reacciones de combustión son, respectivamente: (1) C6H12O6 + 6O2  6CO2 + 6H2O DH1 = −2815 kJ (2) C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O DH2 = −1372 kJ La reacción de fermentación de la glucosa es: (3) C6H12O6  2C2H5OH + 2CO2 DH3 = ? (3) puede expresarse como: (1) − 2x(2), luego: DH3 = DH1 − 2DH2 = −2815 kJ − 2(−1372 kJ) = −71 kJ y la reacción es exotérmica. 21. En una fábrica de cemento es necesario aportar al horno 3300 kJ por cada kilogramo de producto. La energía se obtiene por combustión de gas natural (que se considerará metano puro) con aire. Se pide: a) Formule y ajuste la reacción de combustión del gas natural. b) Determine el calor de la combustión completa del gas natural c) Calcule, por tonelada de cemento producido, la cantidad necesaria del gas natural expresada en kg. d) ¿Cuantos metros cúbicos de aire medidos a 1atm y 25ºC serán necesarios para la combustión completa de la cantidad de gas natural del apartado e) Considere que la combustión del gas natural se realiza en condiciones estándar y que el aire contiene un 21% en volumen de oxigeno. DHof : metano: −74.8k J/mol; CO2: −393.5 kJ/mol y H2O: −285.8 kJ/mol; R = 0.082 atm.L/mol.K; C:12, H:1, O:16 5

SOLUCION: a) CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(ℓ) ΔHC = SnpDHf[Prod] − SnrDHf[Reac] = −393.5 + 2(−285.8) − (−74.8) = −890.3 kJ �3300 kJ � � � 1mol � �0.016 kg � 1000 kg � c) m = � � � � � � � �= 59.3 kg Tn � kg � � 1Tn � �890.3 kJ � � 1mol � �2 mol O2 � � 1mol CH4 � d) n = ( 59.3 kg ) � � �= 7412.5 mol O 2 � 1mol CH4 � �0.016 kg � � nRT (7412.5)(0.082)(298) VO2 = = = 1.811* 105 L P 1 100 � � Vaire = (1.811* 105 L) � �= 8.625 * 105 L �21 � 22. Formule la reacción de formación del etanol. b) Calcule la entalpía de formación del etanol en condiciones estándar, sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es −29.69 kJ/g, la entalpía de formación del CO2(g) es −393.34 kJ/mol y la entalpía de formación del H2O(ℓ) es −285 kJ/mol c) Interprete el resultado numérico obtenido en cuanto a su signo. C:12, H:1, O:16. SOLUCION: ΔH = (29.69kJ/g)(46 g/mol) = −1366 kJ/mol (1) 2C(s) + ½O2(g) + 3H2(g)  C2H5OH(ℓ) DHf = ? (2) C2H5OH(ℓ) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(ℓ) DH = −1366 kJ (3) C(s) + O2(g)  CO2(g) DH = −393.34 kJ (4) H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ) DH = −285 kJ La reacción de formación (1) puede conseguirse así: 2(3) + 3(4) − (2) ΔHf = 2(−393.34) + 3(−285) − (−1366) = −275.7 kJ Al ser negativo el calor de formación, dicha reacción es exotérmica. 23. Calcule a) El calor de hidratación de la cal viva. b) El calor desprendido cuando se apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua a 1 Tn de cal viva. Los DHof del H2O(ℓ), CaO(s) y Ca(OH)2 son −285.5 kJ/mol; −634.9 kJ/mol y −985.6 kJ/mol, respectivamente. Ca: 40; O: 16. SOLUCION: (1) H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ) DH = −285.5 kJ (2) Ca(s) + ½O2(g)  CaO(s) DH = −634.9 kJ (3) Ca(s) + H2(g) + O2(g)  Ca(OH)2 DH = −985.6 kJ (4) CaO(s) + H2O(ℓ)  Ca(OH)2 DH = ? a) La reacción de hidratación (4) puede conseguirse así: (3) − (2) − (1) DHhidratación = (−985.6) − (−634.9) − (−285.5) = −65.2 kJ/mol � � 1mol � 106 g � �65.2 kJ � = 1.164 * 106 kJ Tn � � b) DHhidrat = � � � � � � mol 56 g 1Tn � � � � � �

6

ENERGÍA DE ENLACE. 24. Define la magnitud denominada energía de enlace. b) ¿Cuál es la unidad internacional en que se mide la energía de enlace? c) ¿Cómo se puede calcular la entalpía de una reacción determinada si disponemos de una tabla de valores de energía de enlace? d) ¿Cómo se explica que la entalpía de enlace C=C no alcance el doble del valor de la entalpía del enlace C−C? SOLUCION: a) “Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso”. b) El J/mol, aunque al tratarse de una unidad demasiado pequeña suele utilizarse su múltiplo el kJ/mol. c) DHº = SEe(enl. rotos) − SEe(enl. formados) d) Porque el doble enlace está formado por un enlace “s” y otro “p”, siendo éste último más débil que el primero por tratarse de un solapamiento lateral. 25. Determina la entalpía normal de formación del metano, con lo siguientes datos: DHºsub[C(g)] =716.7 kJ/mol; EE[H−H] = 436.4 kJ/mol; EE[C−H] = 415.3 kJ/mol. SOLUCION: (1) C(s)  C(g) DHsub = 716.7 kJ (2) CH4(g)  C(g) + 4H(g) 4EE[C−H] = 1661.2 kJ (3) H2(g)  2H(g) EE[H−H] = 436.4 kJ (4) C(s) + 2H2(g)  CH4(g) DHf = ? La reacción de formación (4) puede conseguirse así: (1) − (2) + 2(3) DHf = 716.7 kJ − 1661.2 kJ + 2(436.4 kJ) = −71.7 kJ/mol 26. Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno para formar etano, según la reacción: CH2=CH2 + H2  CH3−CH3 a partir de las energías de enlaces. C=C: 610; H−H: 436; C−C: 347 y C−H: 415 kJ. SOLUCION: CH2=CH2 + H2  CH3−CH3 DHhidr DHhid = SEE(rotos) − SEE(formados) DHhid = 1EE(C=C) + 1EE(H−H) − 1EE(C−C) − 2EE(C−H) DHhid = 610 kJ + 436 kJ − 347 kJ − 2(415 kJ) = = −131 kJ 27. Calcular la energía del enlace H−Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo DHof (HCl) cuyo valor es −92.3 kJ/mol y las entalpías de disociación (energías de enlace) del H 2 y del Cl2. SOLUCION: La reacción de disociación del HCl será: (1) ½H2(g) + ½Cl2(g)  HCl(g)

DHof (HCl) = −92.3 kJ

(2) H2(g)  2H(g) (3) Cl2(g)  2Cl(g) (4) HCl(g)  H(g) + Cl(g)

EE(H2) = 436.0 kJ EE(Cl2) = 243.4 kJ DHº = ? 7

DHº = −(1) + ½(2) + ½(3) = − (−92.3) + ½(436.0) + ½(243.4) = 432.0 kJ EE(HCl) = 432.0 kJ/mol Puesto que en la reacción (4) se disocia un mol de enlaces H−Cl. 28. Partiendo de los datos de la tabla, calcular el valor de DHº de la reacción de hidrogenación del eteno. SOLUCION: La reacción es: CH2=CH2(g) + H2(g)  CH3−CH3(g) En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H−H y se forman 2 enlaces C−H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C−C. DHhidrog = ∑EE(Enl. rotos) − ∑EE(Enl. formados) = DHhidrog = 1xEE(C=C) + 1xEE(H−H) − 1xEE(C−C) − 2EE(C−H) DHhidrog = (1 mol)(611 kJ/mol) + (1)(436) − (1)(347) − (2)(413) = −126 kJ 29. A partir de las energías de enlace (E E), (C−H) = 415.3 kJ/mol; (Cl−Cl) = 243.8 kJ/mol; (C−Cl) = 327.8 kJ/mol; y (Cl−H) = 432.4 kJ/mol, determinar la entalpía normal de reacción del proceso: CH4(g)+ Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g) SOLUCION: DHº = SEE(rotos) − SEE(formados) DHº = 1EE(C−H) + 1EE(Cl−Cl) − 1·EE(C−Cl) − 1EE(Cl−H) DHº = 415.3 kJ + 243.8 kJ − 327.8 kJ − 432.4 kJ = −101.1 kJ 30. A 25ºC y 1 atm de presión, el calor de formación del bromuro de hidrógeno es de 36,2 kJ/mol. Calcule el calor de disociación del HBr en sus átomos constituyentes sabiendo que en las condiciones señaladas, los calores de disociación del H 2(g) y del Br2(g) son respectivamente, 435.6 y 193.28 kJ/mol. SOLUCION: R. formación: ½H2(g) + ½Br2(g)  HBr(g)

DHof = 36.2 kJ

DHof = SEE(rotos) − SEE(formados) = 36.2 kJ 36.2 kJ = ½EE(H−H) + ½EE(Br−Br) − 1EE(H−Br) EE(H−Br) = ½(435.6) + ½(193.3) − 36.2 kJ = 278.3 kJ/mol 31. Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla anterior. SOLUCION: La reacción es: C3H8 + 5O2  3 CO2 + 4H2O Enlaces rotos: 8 C−H, 2 C−C y 5 O=O Enlaces formados: 6 C=O y 8 O−H DHº = ∑Ee(enl. rotos) − ∑Ee(enl. formados) DHº = 8Ee(C−H) + 2Ee(C−C) + 5Ee(O=O) − [6 Ee(C=O) + 8Ee(O−H)] DHº = (8)(413) + (2)(347) + (5)(499) − (6)(745) + (8)(460) = −1657 kJ DHcomb = −1657 kJ/mol 8

32. 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 cloros 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: H−Cl: 432 kJ/mol; O=O: 499 kJ/mol; Cl−Cl: 243 kJ/mol; O−H: 460 kJ/mol. SOLUCION: a) 2HCl(g) + ½O2(g)  Cl2(g) + H2O(g) DH = ? b) DH = SEe(rotos) − SEe(formados) = DH = 2Ee(H−Cl) + ½Ee(O=O) − 1Ee(Cl−Cl) − 2Ee(H−O) DH = 2(432) + ½(499) − 243 − 2(460) = −49.5 kJ ENTROPÍA Y ENERGÍA LIBRE. 33. Determina la variación de entalpía y de entropía para la combustión del etanol. Datos: DHof (kJ/mol): etanol(ℓ) = −277.7; CO2(g) = −393.5; H2O(ℓ) = −285.8; Sº(J/mol.K): etanol = 160.7; CO 2 (g) = 213.6; O2(g) = 205; H2O(ℓ) = 69.9. SOLUCION: C2H5OH(ℓ) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(ℓ); DH = SnpDHf(Prod) − SnrDHf(React) = DHcomb = 2(−393.5 kJ) + 3(−285.8 kJ) − (−277.7 kJ) = −1366.7 kJ; DSº = SnpSº(Prod) − SnrSº(Reac) DSº = 2(213.6) + 3(69.9) − (160.7) + 3(205) = −138.8 J/K 34. Indica si la reacción de combustión del acetileno es espontánea a 25ºC. Los DGof para el C2H2(g), O2(g), CO2(g) y H2O(ℓ), 209.9, 0, −394.4 y −237.2 kJ/mol. SOLUCION: C2H2(g) +

5 2

O2(g)  2CO2(g) + H2O(ℓ)

o = Snp DGof (Productos) − Snr DGof (Reactantes) DGR o = 2(−394.4 kJ) + (−273.2 kJ) − 209.9 kJ = −1271.9 kJ DGR

35. Determina la variación de entropía en la reacción: H 2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ). Datos: Sº[H2(g)] = 130.7; Sº[O2(g)] = 204.8; Sº[H2O(ℓ)] = 69.8 J/mol.K. SOLUCION: H2(g) + ½O2(g)  H2O(ℓ) DSº = SnpSº(Productos) − Snr Sº(Reactantes) DSº = 69.8 − [130.7 + ½(204.8)] = −163.3 J/K 36. Calcula DSº para las siguientes reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g)  2NO(g); b) 3H2(g) + N2(g)  2NH3(g). Datos: Sº(J/mol.K): H2(g): 130.6; O2(g): 205; N2(g): 191.5; NO(g): 210.7; NH2(g): 192.3 SOLUCION: 9

DSº = ∑npSº(Prod) − ∑nrSº(React) a) DSº = (2 mol)(210.7 J/mol.K) − (191.5 J/mol.K) + 205 J/mol.K) = −24.9 J/K b) DSº = 2(192.3 J/K) − (3 mol)(130.6 J/mol.K) + 191.5 J/K = −198.7 J/K 37. Calcular la temperatura de equilibrio (DGº = 0) para la reacción: 2SO3  2SO2(g) + O2(g): Datos: DHof (kJ/mol): SO3: −395.8; SO2: −296.4; Sº(J/mol·K): SO3(g): 256.2; SO2(g): 248.5; O2(g): 204.8. SOLUCION: 2SO3  2SO2(g) + O2(g) DH = SnpDHf(Prod) − SnrDHf(React) = 2(−296.4) − 2(−395.8) = 198.8 kJ DSº = SnpSº(Prod) − SnrSº(React) DSº = 2(248.5) + 204.8 – 2(256.2 = 189.4 J/K DG = DH − TDS; 0 = 198800 J − T(189.4 J/K)  T = 1049.6 K ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. 38. Una reacción exotérmica con aumento del desorden (entropía) será: a) siempre espontánea; b) no espontánea; c) espontánea en algunos casos dependiendo de la temperatura. Justifica la respuesta. SOLUCION: La respuesta correcta es la a) pues “DS” es positivo (aumento del desorden) con lo que el término “−T·DS” será negativo ya que “T” es siempre positivo; como “DH” es negativo (exotérmica), ambos términos serán negativos y “DG” será negativo siempre y la reacción será espontánea. 39. Razona en qué condiciones son espontáneos los siguientes procesos: a) DH>0 y DS>0; b) DH>0 y DS