CUESTIONES, EJERCICIOS Y PROBLEMAS

 

 


1. Considerando que los cambios de energía interna en los procesos químicos se pueden descomponer en dos (cambio de energía interna cinética y cambio de energía química), aplicad el primer principio de la termodinámica para justificar que en un sistema aislado la variación de energía química siempre ha de ser igual y de signo contrario que la variación de energía interna cinética.


2. La cal viva (CaO), se prepara industrialmente calentando la piedra caliza (CaCO3) en hornos de cal, de acuerdo con la reacción:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔHº=177'8 kJ
Calculad la variación de la energía interna de esta reacción en condiciones estándar. ¿Qué calor es mayor, Qp o Qv? (R = 8'31 J/mol·K).
Rdo. ΔUº =175'32 kJ; Qp =177'8 kJ > Qv = 175'32 kJ


3. Usad los valores de la tabla de energías de enlace para estimar la entalpia de las siguientes reacciones químicas que se producen en fase gaseosa:
a) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
b) CH2=CH2 (g) + Cl2(g) → CH2Cl-CH2Cl(g)
Rdo. a) ΔH0r= -76 kJ/mol b) ΔH0r= 421 kJ/mol


4. Estimad el valor de la entalpia de reacción de combustión del acetileno mediante las energías de enlace y calculad, mediante las entalpias de formación, la entalpia de la misma reacción de combustión (para formar vapor de agua). Comparad los valores y reflexionad respecto del resultado obtenido.
Rdo. a) -997 kJ/mol; -1255,5 kJ/mol. En este caso la diferencia es muy grande, el valor más correcto es el determinado a partir de las entalpias de formación. El valor de entalpia de combustión del acetileno es -1257 kJ/mol.


5. Hacemos reaccionar totalmente 3,5 moles de H2SO4 con el Zn necesario, según el proceso:
H2SO4 (aq) + Zn (s) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)
Determinad el trabajo exterior en los siguientes casos:
a) El proceso se realiza a volumen constante
b) El proceso transcurre en un recipiente abierto a la presión atmosférica normal y a una temperatura de 20ºC.
Rdo. a) 0; b) 8518,3 J


6. Se queman 2,44 g de ácido benzoico (C6H5COOH) en una bomba calorimétrica situada en un calorímetro y rodeada de 2 kg de agua; el calor generado en la combustión del ácido benzoico pasa al agua, que eleva su temperatura desde 25ºC a 31,5 ºC. ¿Cuál es el calor molar a volumen constante de combustión del ácido benzoico? (capacidad calorífica de la bomba calorimétrica 1568,3 J/K; c(H2O) = 4'18 kJ/kg·K).
Rdo. Qv (molar) = –3226'7 kJ/mol.

7. Escribid ajustada la reacción de combustión del ácido benzoico sólido para dar dióxido de carbono gaseoso y agua líquida y calculad la entalpía molar de combustión del ácido benzoico en condiciones estándar. Datos: ΔUºcomb (C6H5COOH) = -32226'7 kJ/mol; R = 8'31 J/mol·K).
Rdo. C6H5COOH(s) + 15/2 O2(g) → 7CO2(g) + 3H2O(l) ; ΔHº = -32227'9 kJ/mol


8. Supongamos que queremos saber la relación que existe entre la entalpía de la reacción de formación del HI(g) a partir del H2(g) y del I2(g) y la entalpía de la descomposición del HI(g) en sus elementos, que es su reacción inversa:
(1) H2 (g) + I2 (g) → 2HI (g) ΔH1 = -23'6 kJ
(2) 2HI (g) → H2 (g) + I2 (g) ¿ΔH2?
Utilizando el hecho de que la entalpía es una función de estado, calculad el valor de ΔH2. ¿Qué calor a presión constante se necesita suministrar para descomponer una mol de HI (g) en sus elementos?
Rdo. ΔH2 = - ΔH1 = 23'6 kJ ya que el proceso (1) + (2) es cíclico y se cumple ΔH2 +ΔH1 = 0; Qp =11'8 kJ pues al tratarse de una mol es la mitad que ΔH1


9. El cambio de entalpía de la reacción de conversión del carbono en estado cristalino de grafito a carbono en estado cristalino de diamante es imposible de medir directamente:
(1) C(grafito) →C(diamante) ¿ ΔH01 ?
Sin embargo, conocemos las entalpías de combustión del carbono (grafito) y del carbono (diamante), que sí son accesibles a medidas experimentales en bombas calorimétricas:
(2) C(grafito) + O2(g) → CO2 (g) ΔH02= -393 kJ/mol
(3) C(diamante) + O2(g) → CO2 (g) ΔH03= -395 kJ/mol
Obtened el cambio de entalpía correspondiente a la reacción (1).
Rdo. ΔH01 = 2 kJ/mol


10. El etanol se puede utilizar como combustible o incluso como aditivo en algunas gasolinas para mejorar su índice de octanaje. Una forma de obtener el etanol de uso industrial es mediante hidratación del eteno según la ecuación química:
C2H4(g) + H2O(l) →CH3CH2OH(l)
Si sabemos que las entalpias de combustión del eteno y del etanol son respectivamente -1411 kJ/mol y -764 kJ/mol, calculad:
a) La entalpia de la reacción de obtención del etanol.
b) La cantidad de energía en forma de calor que es absorbida o cedida al sintetizar 100 gramos de etanol a presión constante.
Rdo. ΔH01 = -647 kJ/mol; QP= -1406,5 kJ


11. La primera síntesis del benceno fue realizada por Berthelot en 1868 y la consiguió haciendo pasar acetileno a través de un tubo de porcelana calentado al rojo. La ecuación correspondiente a esta reacción es: 3 C2H2(g) → C6H6(l). Determinad a partir de los valores de las entalpias de formación estándar de la tabla la variación de entalpia de esta reacción.
Rdo. -597,9 kJ/mol

12. El vino se obtiene a partir de la fermentación alcohólica del mosto o zumo de la uva. La fermentación consiste en una reacción en la que los azucares de la fruta, como la glucosa, se transforman en alcohol etílico y dióxido de carbono. La ecuación química correspondiente a la reacción de fermentación de la glucosa, es:
C6H12O6(s) → 2 C2H5OH(l) + 2 CO2(g)
a) ¿Cuál será la variación de entalpia de dicha reacción? (Utilizad los valores de entalpia de formación de la tabla incluida en el tema).
b) ¿Cuánta energía mediante calor se liberará en la reacción de fermentación de la glucosa contenida en 1000 kg de mosto que contiene un 15% de glucosa?
Rdo. ΔH0r = -68,0 kJ/mol, QP=-56666,7 kJ


13. El ácido nítrico es un compuesto muy utilizado en la industria química para la fabricación de explosivos, fertilizantes o en el tratamiento de metales. Un método muy utilizado para obtener ácido nítrico se conoce como proceso de Ostwald en cuya primera fase se realiza la oxidación del amoniaco según la reacción en fase gaseosa:
Amoniaco + oxigeno → monóxido de nitrógeno + agua
a) Calculad el calor de reacción estándar
b) Calculad el calor “absorbido” o “desprendido” cuando se mezclan 5 gramos de amoníaco con 5 gramos de oxígeno.
Rdo. ΔH0r = -903,6 kJ/mol, QP=-28,2 kJ (calor desprendido)


14. Los alimentos que ingerimos sufren un proceso de transformación en nuestro organismo por el que le proporcionan a éste la cantidad de energía necesaria para el crecimiento y las funciones vitales. La ecuación de combustión de la glucosa describe bien este proceso:
C6H12O6(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
Suponiendo que la energía necesaria para una persona que mantiene una actividad ligera durante un día sea de 8200 kJ, calculad la masa de glucosa que deberá ingerir para conseguirla.
Datos: ΔH0f (C6H12O6)=-1260,0 kJ/mol; ΔH0f (CO2)=-393,5 kJ/mol; ΔH0f (H2O)=-241,8 kJ/mol
Rdo. 578,4 g


15. Un ciclista consume durante las carreras 20 kJ/min de energía por encima de sus necesidades normales. Calculad el volumen, de una bebida energética que contiene 50g/L de sacarosa (C12H22O11), que ha de tomar para compensar las necesidades extra de energía al disputar una etapa de 6 horas.
Datos: ΔH0f (C12H22O11)=-2225,0 kJ/mol; ΔH0f (CO2)=-393,5kJ/mol; ΔH0f (H2O)=-285,8 kJ/mol.
Rdo. 8,73 L

16. Predecid de forma razonada cual será la sustancia que tendrá mayor entropía molar de cada una de las parejas propuestas:
I2(s) y I2(g)
Ne(g) y Ar(g)
O2(g) y O3(g)
C2H6(g) y NO(g)
Rdo. I2(g); Ar(g), O3(g); C2H6(g)


17. Indicad razonadamente como variará la entropía en los siguientes procesos:
a) Formación del tetracloruro de carbono: Cgrafito + 2 Cl2(g) → CCl4(l)
b) Demolición de un edificio.
c) Condensación del amoníaco gaseoso.
d) Formación del cloruro de hidrogeno: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)
e) Disolución del cloruro de sodio: NaCl(s) → Na+(ac) + Cl-(ac)
f) Enfriamiento del aire de una habitación
Rdo. ΔS>0: b,d,e.


18. Explicad, argumentando vuestras respuestas, si las siguientes reacciones son espontáneas:
a) 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ΔH0 = -566 kJ/mol
b) 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) ΔH0 = -1167 kJ/mol
c) NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g) ΔH0 = 176 kJ/mol
d) 3 O2(g) → 2 O3(g) ΔH0 = 284 kJ/mol
Rdo. a) espontánea a baja temperatura; b) espontánea; c) espontánea a alta temperatura; d) no espontánea


19. Cuando el yoduro de sodio, NaI, se disuelve en agua a temperatura ambiente la mezcla se enfría espontáneamente. Explicad razonadamente qué conclusiones se pueden extraer respecto de los valores de la variación de la entalpía y de la entropía para este proceso.
Rdo. ΔH>0, ΔS>0, a temperatura ambiente |ΔH |<|T·ΔS |, cuanto mayor sea la temperatura más espontánea será la disolución del NaI.


20. La llamada “peste del estaño” es un fenómeno que se observa a bajas temperaturas consistente en que el estaño cambia su aspecto metálico, a un aspecto de sólido gris, que se desmenuza fácilmente. Esto es debido a que el estaño presenta dos formas alotrópicas, el estaño blanco, metálico y el estaño gris semimetálico. A partir de los datos termodinámicos de la tabla determina por debajo de qué temperatura se produce la peste del estaño.

Rdo. 9ºC

21. En la ecuación termoquímica correspondiente al proceso de congelación del agua se muestran los valores de la variación de entalpia y entropía a 0ºC:
H2O(s) → H2O(l) ΔH=-6 kJ/mol ; ΔS=-22,9 J/mol·K
a) Explicad razonadamente por qué el agua no congela espontáneamente a 25ºC y en cambio sí lo hace a -25ºC.
b) Determinad la temperatura de fusión del agua.
Rdo. a) ΔG(25ºC)= 824,2 J/mol; ΔG(-25ºC)= -320,8 J/mol. b) T=273 K


22. Mediante la fotosíntesis las plantas verdes transforman el dióxido de carbono y el agua, en hidratos de carbono como la glucosa, obteniendo la energía necesaria para ello de la luz solar. La reacción se puede representar mediante la ecuación:
6 CO2(g) + 6 H2O(l)→C6H12O6(s) + 6 O2(g)
Utilizando los valores de entalpía y entropía necesarios (ved tablas en este mismo tema), determinad la energía mínima necesaria para la formación de 9 g de glucosa por fotosíntesis y razonad si el proceso de la fotosíntesis es un proceso espontáneo.
Rdo. 144,28 kJ; no espontáneo.


23. El carbonato de magnesio es un compuesto con múltiples usos (entre otras aplicaciones, es utilizado como laxante, como antiácido o como aditivo de la sal de mesa para hacerla más escurridiza). A altas temperaturas descompone según la reacción:
MgCO3(s) → MgO(s) + CO2(g)

Con los datos aportados en la tabla anterior, determinad a 298 K:
a) Calor necesario a presión constante para descomponer 140,5 g de carbonato de magnesio.
b) Ídem a volumen constante
c) Justifica si la reacción será espontánea en condiciones estándar
d) Temperatura a la cual la reacción alcanza el equilibrio.
Rdo. a) QP= 168,5 kJ; b) Qv = 164,4 kJ; c) no espontánea; d) 305ºC


24. La reacción entre la hidracina líquida N2H4(l) y el peróxido de hidrogeno H2O2(l) ha sido utilizada para la propulsión de cohetes. La ecuación química correspondiente a dicha reacción es:
N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2O(g)
Calculad a partir de los valores de las tablas:
a) El calor “cedido” a presión constante cuando reaccionan 100 g de hidracina con 212,5 g de peróxido de hidrogeno.
b) El máximo trabajo útil que se puede obtener por mol de hidracina de la reacción anterior.
Datos: ΔH0f[N2H4(l)] = 50,6 kJ/mol; S0[N2H4(l)] = 121,2 J/mol·K
Rdo. QP= -158,12 kJ; Wútil (máximo) = 825,0 kJ