Download 3773_relaciontermoquimica

RELACIÓN DE TERMOQUÍMICA
TEORÍA PAU ( Resuelta)

Contesta razonadamente a las siguientes preguntas:
a) Un sistema realiza un trabajo sin que se le comunique calor. ¿Podrá hacerlo de manera indefinida?
b) Cuando un sistema se expansiona sin intercambio de calor, su energía interna aumenta?
c) En los procesos isotérmicos, ¿qué relación existe entre el calor y el trabajo que el sistema
intercambia con el
entorno?
d) En los procesos a volumen constante, ¿es inviable una reacción exotermica?
e) En los procesos isobáricos ¿un aumento en el volumen del sistema indica que el proceso es
endotérmico?
a) No; ya que antes o después se terminará la energía interna del sistema
b) No; el trabajo de expansión es negativo y, como no obtiene calor del entorno, su energía interna
disminuirá
c) Si la temperatura del sistema se mantiene constante, significa que la energía interna no se
modifica; por tanto, el calor y el trabajo intercambiado con el entorno serán de igual magnitud, pero
de signos opuestos.
Según eso, cuando el trabajo es de expansión, recibirá calor del entorno y si es de compresión, cederá
calor al entorno
d) No es inviable; simplemente disminuye la energía interna del sistema, ya que el trabajo es nulo (al
ser el volumen constante), y si el proceso es exotérmico el sistema cede calor.
e) Sí. Cuando el sistema recibe calor (proceso endotérmico), puede aumentar la temperatura del
sistema, como en este caso, o puede aumentar el volumen del sistema si se mantiene la presión
constante
 Justifica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) El calor de una reacción a volumen constante es siempre menor que el calor de una reacción a
presión constante.
b) En ciertas reacciones químicas, la variación de entalpía coincide con la variación de la energía
interna.
c) En la naturaleza, los procesos isóbaros son mas frecuentes que los procesos isócoros.
a) Falso. Que un calor sea mayor, menor o igual que el otro depende exclusivamente del trabajo de
expansión o compresión que se da en el proceso, que a su vez está relacionado con la variación en el
número de moles de las sustancias gaseosas que participan en la reacción
De forma general: Qp = QV +  nRT
Como R y T siempre son valores positivos:
Si n > 0 → Qp > QV
Si n < 0 → Qp < QV
b) Verdadero. Cuando el número de sustancias gaseosas se mantiene constante en los reactivos y en
los productos,  nRT = 0 y por tanto: Qp = QV Es decir:  H =  U
c) Verdadero, ya que podemos considerar que la presión atmosférica se mantiene constante mientras
dura el proceso
 ¿Por qué muchas reacciones endotérmicas transcurren a alta temperatura?
Porque el producto TS debe ser mayor en valor absoluto que H para que la energía libre resulte
negativa, y por ello la reacción es espontánea.
 ¿Cuándo se dice que una variable termodinámica es función de estado? ¿Qué aplicación tiene
esta propiedad?
Una variable termodinámica es función de estado cuando sólo depende de los estados inicial y final del
proceso, independientemente del camino recorrido. La ley de Hess es una aplicación de esta propiedad.

¿Cuándo un sistema termodinámico tendrá entropía nula? Cuando se encuentre en equilibrio.
Si en cierta reacción H < 0 y S > 0 (ambas pueden considerarse constantes con la
temperatura), razona cómo será la espontaneidad de dicha reacción en función de la
temperatura.
La reacción será siempre espontánea, independientemente de la temperatura, puesto que G < 0 ya
que la reacción es exotérmica y aumenta el desorden.

Enuncia los principios de la Termodinámica;
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?
Con la energía interna U: el calor intercambiado coincidirá con la variación de energía interna ΔU = Q v ya
aplicando el primer principio de la termodinámica y ……………..( está hecho en el apartado a del
problema anterior)
Si V es constante el trabajo será nulo ya que W = – p ·ΔV.
 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.




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?
Razona el por qué en el cero absoluto de temperatura cualquier reacción exotérmica es
espontánea

a)
b)
c)
Indique, razonadamente, cómo variará la entropía en los siguientes procesos:
Disolución de nitrato de potasio en agua. KNO3 (s)
K+(ac) + ……..
Solidificación del agua.
Síntesis del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g)
2 NH3(g)

a) Dibuje el diagrama entálpico de la reacción: CH2=CH2 + H2  CH3CH3 sabiendo que la
reacción directa es exotérmica y muy lenta, a presión atmosférica y temperatura ambiente.
b) ¿Cómo se modifica el diagrama entálpico de la reacción anterior por efecto de un catalizador
positivo?.Dibújelo
c) Justifique si la reacción inversa sería endotérmica o exotérmica.
Las plantas verdes mediante el proceso de la fotosíntesis sintetizan hidratos de carbonos
necesarios para su desarrollo como la glucosa según la siguiente reacción.
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)
ΔHº = 2 813 kJ/mol
Se pide:
a) Calcular haciendo uso de la ley de Hess la entalpía de formación de la glucosa, razonando si la
reacción es exotérmica o endotérmica
b) Calcular la energía que se necesita para obtener 5 g de glucosa .
Datos: ΔHºf[CO2 (g)] = –393,5 kJ/mol. ΔHºf[H2O (l)] = –285, 5 kJ/mol.
Masa atómica (C) = 12; Masa atómica (O) = 16; Masa atómica (H) = 1.

a) La reacción de formación de la glucosa, que es la reacción de la cual nos piden la entalpía, es:
6C(s)  6H 2 (g)  3O 2 (g)  C 6 H12 O 6 (s)
ΔHºR = ?
Nos dan como datos las entalpías de las siguientes reacciones:
A)
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)
ΔHº1 = 2 813 kJ/mol
B)
Formación del CO2(g):
ΔHº2 = –393,5 kJ/mol
C(s) + O2(g) → CO2(g)
1
O2(g) → H2O(l) ΔHº3 = –285,5kJ/mol
2
Expresamos la reacción de formación de la glucosa como suma de las otras 3 reacciones:
C)
Formación del H2O(g):
H2(g) +
B)
C)
A)
6C(s) + 6O2(g)
→ 6CO2(g)
6H2(g) + 3O2(g)
→ 6H2O(l)
6 CO2 (g) + 6 H2O (l)
→ C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)
6C(s) + 6H2(g) + 3O2(g) → C6H12O6 (s)
(reacción de formación de la glucosa)
Así pues, según la ley de Hess, la entalpía de formación de la glucosa es de:
ΔHºR = 6·ΔHº2 +6·ΔHº3 +ΔHº1 = 6·(–393,5)+6·(–285,5)+2 813 = 1261 kJ/mol
La reacción es, por tanto, un proceso exotérmico, ya que al ser el valor de su entalpía es negativo,
desprende energía.
b) Para obtener 1 mol de glucosa según la reacción inicial se necesitan 2 813 kJ.
M de la glucosa = 6·16 + 12·1 + 6·12 = 180 g de glucosa / mol.
5 g · 1 mol / 180 g · 2813 kJ/mol
= 78, 14 kJ
Para obtener 5 g de glucosa son necesarios 78,14 kJ.
Los calores de combustión del carbono (s) y del benceno (l) son, respectivamente, –393,13
kJ/mol y –3.124 kJ/mol, y el de formación del agua (l), –286 kJ/mol.
a) Calcula el calor de formación del benceno.
b) ¿Cuántas kilocalorías se desprenden en la formación de 1 kg de benceno?

Las reacciones que nos indica el ejercicio son:
(1)
C (s) + O2 (g)
CO2 (g)

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g)  6 CO2 (g) + 3 H2O (l)
(3) H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l)
(2)
Hº = –393,13 kJ/mol
Hº = –3.124 kJ/mol
Hºf = –285,9 kJ/mol
Y la reacción de formación del benceno es: (4) 6 C (s) + 3 H2 (g)  C6H6 (l)
De acuerdo con la ley de Hess, como la reacción (4) puede obtenerse sumando las reacciones (1), (2) y
(3), según (4) = 6 (1) + 3 (3) – (2). El calor correspondiente a (4) será:
Hºf (C6H6) = 6 (–393,13) + 3 (–285,9) – (–3.124) = – 92,48 kJ/mol
b) Los moles correspondientes a 1 kg de benceno son: n = 1.000 g / 78 g/mol = 12,82 mol
El calor desprendido en su formación: H = 12,82 mol · (–92,48 kJ/mol) = –1.185,59 kJ
- 1.185,59 kJ
H (kcal) =
;
4,18 kJ/kcal
H = - 283,63 kcal
Para una reacción  Sº = 209 J / mol  K a 25 ºC, ¿cuánto tendrá que valer Hº para que la reacción
sea espontánea?
H tendrá que tomar valores tales que hagan que Gº < 0; Hº – TS < 0; Hº < TSº
Hº < 298 K  0,209 kJ/mol K ; Hº < 62,28 kJ/mol

Contesta las siguientes preguntas
a) Define el termino entalpía estándar de formación de la nitroglicerina: C3H5N3O9(l)
b) A partir de los siguientes datos:
H 0f (kJ/mol): NO2(g) = 34; CO2(g) = - 394; H2O(g) = - 242 y de la ecuación
termoquímica que representa la combustión de la nitroglicerina:
C3H5N3O9(l) + 11/4 O2(g) → 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 3 NO2(g) _Ho = - 1540 kJ
Calcula la entalpía estándar de formación de la nitroglicerina.
c) Calcula la energía desprendida en la explosión de 12,0 g de nitroglicerina según la
ecuacion: C3H5N3O9(l) → 3 CO2(g) + 5/2 H2O +3/2 N2(g) + . O2(g)
Masas atomicas (u): C = 12,0; H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0
El metanol puede obtenerse industrialmente a partir de la reacción:
2 H2(g) + CO(g) → CH3OH(l) Hº = - 128 kJ
a) Si la entalpía del monóxido de carbono es – 110,5 kJ/mol, calcula la entalpía molar de formación del metanol
liquido.
b) Si la entalpía de vaporización del metanol es 35,2 kJ, calcula la entalpía de formación del metanol en estado
de vapor.

El proceso de Haber para la síntesis del amoniaco se lleva a cabo a 500 ºC:
 H = - 92,0 kJ
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
a) ¿Qué cantidad de energía se desprendería en la obtención de 100 g de amoniaco si se realiza a volumen
constante?
b) Predice justificadamente el signo de la variación de entropía de dicha reacción.
c) Justifica por que la disminución de temperatura favorece la espontaneidad de dicho proceso.
Datos: R = 8,31.10-3 kJ/ mol.K; masa molar del NH3 = 17,03 g/mol

La entropía disminuye porque disminuye el grado de desoden al pasar de 4 moles de gases a 2 moles
La reación será espontánea cuando G < 0 y esto se cumple si la temperatura es lo suficientemente
baja como para que │  H│> │T·  S│

Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
 Hº = - 393 kJ
C(s) + O2(g)  CO2(g)
 Hº = - 218 kJ
2C(s) + O2(g)  CO(g)
¿Qué cantidad de energía se produce en la combustión completa de 56 g de CO?
Calculo la variación de entalpía estándar aplicando la ley de Hess y para ello sumo a la 1ª ecuación la
inversa de la 2ª dividida entre dos
Las entalpías de combustión estándar del C(s), H 2(g) y CH3OH (l) son – 393,5, - 285,8 y – 1367,0 kJ/mol,
respectivamente.
a) Escribe las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de combustión estándar del C(s),
H2(g) y CH3OH(l).
b) Determina la entalpía estándar de formación del metanol.
c) Además de la entalpía estándar, ¿qué otro dato se necesita para decidir la espontaneidad del proceso de
formación el metanol? Razona que signo, positivo o negativo, tendrá este dato; y determina si la formación
del metanol será o no un proceso espontáneo.

b) Sumándolas y aplicando la ley de Hess.
c) Nunca será espontánea porque al ser la reacción endotérmica y al disminuir el desorden del proceso porque se
forma un líquido, se cumple que  G > 0 siempre.
Aplico la ley de Hess, sumando las ecuaciones dadas después de hacer los cambios siguientes:
La entropía es negativa porque disminuye el desorden, ya se pasa de 2 moles de gases a 1 mol.
La reación será espontánea cuando G < 0 y esto se cumple si la temperatura es lo suficientemente
baja como para que │  H│> │T·  S│
 La reaccion principal del metodo de contacto en la fabricacion de acido sulfurico es la
oxidacion catalitica del dioxido de azufre que se lleva a cabo a una temperatura de unos 400 ºC:
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)  H = -198,2 kJ
a) Que cantidad de energia se desprenderia en la oxidacion de 74,6 g de dioxido de azufre si la
reaccion se realiza a volumen constante?
b) Predice justificadamente el signo de la variacion de entropia de dicha reaccion.
c) Justifica por que la disminucion de temperatura favorece la espontaneidad de dicho proceso.
Datos: R = 8,31.10-3 kJ/mol.K; masa molar del SO2 = 64 g/mol
La reación será espontánea cuando G < 0 y esto se cumple si la temperatura es lo suficientemente
baja para que │  H│> │T·  S│
Sol: a) – 896 kJ y b) – 68,7 kJ
La reación es espontánea cuando G < 0 y esto se cumple si la temperatura es alta ya que
│  H│< │T·  S│

A 25ºC y 1 atmósfera 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 (g) y del Br (g) son
2
2
respectivamente, 435,6 y 193,28 kJ/mol.
0
R. formación: ½ H (g) + ½ Br (g) → HBr(g) ; ΔH = 36,2 kJ
2
2
f
0
ΔH = Σ n · Ee(enl. rotos) – Σ n · Ee(enl. formados) ; 36,2 kJ = ½ · E (H–H) + ½ · Ee(Br–Br) –
1·Ee(H–Br)
e
Ee(H–Br) = ½ · 435,6 kJ + ½ · 193,3 kJ – 36,2 kJ
ΔHºdis (H–Br) = 278,3 kJ/mol
 Para la obtención del tetracloruro de carbono según: CS2 (l) + 3 Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l)
a) Calcule el calor de reacción, a presión constante, a 25º C y en condiciones estandar.
b) Cual es la emergía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones, cuando se
forma un litro de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1’4 g/mL?
Datos: ΔHºf [CS2 (l)] = 89’70 kJ/mol, ΔHºf Δ[CCl4 (l)] = −135’4 kJ/mol, ΔHºf [S2Cl2 (l)] = −59’8
kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; Cl = 35’5. ofH Δ
SOL: a) - 284,9 kJ/ mol b) - 2592,6 kJ