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QUÍMICA GENERAL

SERIE DE PROBLEMAS

TERMOQUÍMICA

 

DEFINICIONES

 

La química física es una ciencia que estudia los principios que rigen las propiedades y el comportamiento de los sistemas químicos. La termodinámica es un área de la química física, que estudia las relaciones entre las diferentes propiedades de equilibrio de un sistema (calor, trabajo, energía) y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas. La termoquímica es la parte de la termodinámica que estudia los cambios de energía (calor) en las reacciones o procesos químicos.

Un sistema es una parte específica del universo de interés para nosotros. El resto del universo externo al sistema se denomina entorno. Por ejemplo, cuando realizamos una reacción química en el laboratorio, las sustancias químicas generalmente constituyen el sistema. Hay tres tipos de sistemas. Los sistemas abiertos pueden intercambiar masa y energía (por lo general en forma de calor) con su entorno. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente abierto. Los sistemas cerrados permiten la transferencia de energía (calor) pero no de masa. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente cerrado. Los sistemas aislados no permiten la transferencia ni de masa ni de energía. Por ejemplo, agua contenida en un recipiente totalmente aislado.

El calor (q) es la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura de cualquier cantidad de masa a otra temperatura dada. Se expresa en joules (J). La temperatura es una propiedad que determina si dos sistemas están en equilibrio térmico o no. Dos sistemas en equilibrio térmico entre sí tienen la misma temperatura, pero ésta será distinta si no existe ese equilibrio.

El trabajo (w) que se efectúa al mover objetos contra una fuerza es igual producto de la fuerza (F), por la distancia (d) que recorre el objeto y se expresa en J:

w   = F ´ d

La energía (E) es la capacidad para realizar trabajo o para transferir calor y se expresa en J. La energía no se puede ver, tocar, oler o pesar.

La energía térmica es la energía asociada con el movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. En general, la energía térmica se puede calcular a partir de mediciones de temperatura.

La energía química es una forma de energía almacenada entre las unidades estructurales de las sustancias; está determinada por el tipo y organización de los átomos de cada sustancia. Cuando las sustancias participan en una reacción química, la energía química se libera, se almacena o se convierte en otras formas de energía.

La energía también puede definirse en función de la posición relativa de un objeto con respecto a otros objetos. Esta forma de energía se denomina energía potencial.  Es una energía que se encuentra almacenada y es el resultado de las atracciones y repulsiones que un objeto experimenta en relación a otros objetos. Por ejemplo, una piedra situada en la cima de una montaña tiene una mayor energía potencial y puede provocar un golpe mayor sobre el agua ubicada en el valle, que una piedra situada en la parte de abajo.

La energía cinética es la energía debida al movimiento de un objeto. La energía cinética de un objeto en movimiento depende tanto de la masa como de la velocidad del mismo.

Las funciones de estado son propiedades de un sistema que están determinadas por los estados inicial y final del sistema y no por la manera como alcanzó el estado final; su valor es fijo cuando se especifican temperatura, presión, composición y forma física. Por ejemplo, la presión, el volumen, la temperatura, la energía y la entalpía, son funciones de estado.

 

 

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

 

La ley de la conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece que todas las formas de energía pueden intercambiarse, pero no se pueden destruir ni crear, por lo cual la energía total del universo permanece constante. Cualquier energía que un sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa.

La energía total de un sistema o energía interna es una función de estado que se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes componentes.

El cambio de energía interna (DE) es la diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía al principio. En una reacción química el estado inicial se refiere a los reactivos y el estado final a los productos.

DE = EfinalEinicial

o

 DE = EproductosEreactivos

 

Cuando Efinal > Einicial, el valor de DE es positivo, indicando que el sistema ganó energía de su entorno. Se obtiene un DE negativo cuando Efinal < Einicial, lo que indica que el sistema cedió energía a su entorno.

Cuando un sistema sufre un cambio físico o químico, cambia su energía interna. Este cambio está determinado por el calor (q) agregado o liberado del sistema, más el trabajo (w) realizado sobre o por el sistema:

DE = q +w

En la Tabla 1 se muestra la relación entre los signos de q y w y el signo de DE.

 

Tabla 1. Convenciones de signos y la relación entre q, w y DE.

 

Convención de signo para q

Signo de DE = q +w

q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema

q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno

 

q > 0 y w > 0: DE > 0

q > 0 y w < 0: el signo de DE depende de las magnitudes de q y w

 

q < 0 y w > 0: el signo de DE depende de las magnitudes de q y w

 

q < 0 y w < 0: DE < 0

Convención de signo para w

w > 0: el entorno efectúa trabajo sobre el sistema

w < 0: el sistema efectúa trabajo sobre el entorno

 

 

 

Ejemplo 1. Calcula el cambio de energía interna del sistema en un proceso en el que el sistema absorbe 140 J y efectúa 85 J de trabajo sobre el entorno.

 

 

Un proceso endotérmico es aquel en el que el sistema absorbe calor del entorno. Ejemplo:

Energía + 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

 

Un proceso exotérmico es aquel en el que el sistema libera calor al entorno. Ejemplo:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) + energía

 

ENTALPÍA

 

La entalpía (H) de un sistema es una función de estado que expresa el calor liberado o absorbido durante un proceso, a presión constante. La entalpía de reacción o calor de reacción (DH o qP) es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión constante y se expresa en J.

DH = HproductosHreactivos = qP

 

La entalpía de reacción puede ser considerada como una medida de cuánto calor está almacenado en el sistema como energía potencial, o su “contenido de calor”, por lo que puede tener un valor positivo o negativo. Para un proceso endotérmico DH es positivo. Para un proceso exotérmico DH es negativo. Por ejemplo, para que una mol de hielo pueda ser convertido en agua líquida, a presión constante, se requiere que el sistema (hielo) absorba 6.01 kilojoules (kJ) de energía, como se indica en la ecuación termoquímica siguiente:

H2O (s) H2O (l)              DH = 6.01 kJ (proceso endotérmico)

donde:

DH = HproductosHreactivos

                   = H (agua líquida) – H (hielo)

                                                         = 6.01 kJ

Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones químicas balanceadas que indican el cambio de entalpía correspondiente. A continuación se proporciona una guía para utilizar este tipo de ecuaciones:

a)     La entalpía es una propiedad extensiva. La magnitud de DH es directamente proporcional a la cantidad de un reactivo consumido en el proceso. Por ejemplo, cuando se quema 1 mol de metano (CH4), a presión constante, se producen 802 kJ de calor:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)     DH = – 802 kJ

Por lo tanto, la combustión de dos moles de CH4 con 4 moles de O2, liberará el doble de calor, es decir, 1 604 kJ.

 

 

Ejemplo 2. Calcula cuánto calor se libera cuando 4.5 g de metano gaseoso se queman en un sistema a presión constante, considerando que la combustión de 1 mol de este gas produce 802 kJ.

 

 

b)     El cambio de entalpía para una reacción tiene la misma magnitud pero signo opuesto para la reacción inversa. Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)     DH = – 802 kJ  (reacción directa)

CO2 (g) + 2 H2O (g) CH4 (g) + 2 O2 (g)    DH = 802 kJ  (reacción inversa)

 

c)     El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de agregación de los reactivos y de los productos. Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)     DH = – 802 kJ

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)     DH = – 890 kJ

 

La diferencia en los valores de DH de las ecuaciones termoquímicas anteriores se debe a que se requieren energías diferentes para obtener H2O líquida y H2O gaseosa.

 

d)     El cambio de entalpía de una reacción depende de la temperatura. Los cambios de entalpía generalmente se expresan a una temperatura de referencia de 25 °C.

 

 

CALORIMETRÍA

 

La calorimetría se refiere a la medición de flujo de calor en un sistema. Los cambios calor se miden en un calorímetro.

La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad de calor requerido para elevar en un grado Celsius la temperatura de una cantidad dada de la sustancia. Se expresa en J/°C. La capacidad calorífica de 1 mol de una sustancia se denomina capacidad calorífica molar y se expresa en J/mol-°C.

El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de la sustancia y se expresa en J/g-K o J/g-°C.

La relación entre la capacidad calorífica y el calor específico es la siguiente:

C = m s

donde:

C = capacidad calorífica (J/°C)

m = masa de la sustancia (g)

s = calor específico (J/g-°C)

 

Ejemplo 3. Calcula la capacidad calorífica de 60 g de agua si su calor específico es 4.184 J/g-°C.

 

Si se conocen el calor específico (s) y la cantidad de sustancia (m) , entonces el cambio en la temperatura (Dt) de la muestra, indicará la cantidad de calor (q) que se absorbe en un proceso:

q = m s Dt = C Dt

donde:

Dt  = tfinal tinicial

 

Ejemplo 4. Calcula la cantidad de calor absorbido por una muestra de agua de 466 g, cuando se calienta de 8.50 a 74.60 °C. El calor específico del agua es 4.184 J/g-°C.

 

 

La medición de los cambios de calor que ocurren en las reacciones químicas puede realizarse a volumen constante, en cuyo caso se utiliza una bomba calorimétrica, o a presión constante, utilizando un calorímetro a presión constante.

Las determinaciones de calor a volumen constante se realizan en sistemas aislados y se determina el calor liberado por una cierta cantidad de masa cuando ésta se quema en una bomba cerrada que se sumerge en una cantidad de agua conocida. El calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y el calorímetro, por lo que el calor total de sistema es:

qsistema = qagua + qbomba + qreacción

                                            qsistema = 0

donde:

qagua, qbomba y qreacción son los cambios de calor del agua, de la bomba y de la reacción, respectivamente, por lo que el calor de la reacción es:

qreacción = – (qagua + qbomba)

donde:

qagua = m s Dt = (magua) (4.184 J/g-°C) Dt

y

                                             qbomba = m s Dt = C Dt

 

Ejemplo 5. 1.435 g de naftaleno (C10H8) se queman en una bomba calorimétrica a volumen constante, registrándose un aumento en la temperatura del agua de 20.17 a 25.84 °C. Si la cantidad de agua que rodea al calorímetro es exactamente 2 000 g y la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica es de 1.80 kJ/°C, calcula el calor molar de combustión del naftaleno.

 En las determinaciones de calor a presión constante, se trabaja con dispositivos que no están sellados y por lo tanto las mediciones se efectúan en condiciones de presión atmosférica constante, aunque se considera que no hay pérdida de calor hacia el exterior. Este calorímetro se utiliza para medir los cambios de calor en reacciones de neutralización ácido-base, calores de disolución y calores dilución. El cambio de calor del proceso (qreacción) es igual al cambio de entalpía (DH) y puede calcularse a partir del cambio de temperatura y de la capacidad calorífica de la disolución y del calorímetro:

qsistema = qdisolución + qcalorímetro + qreacción

                                      qsistema = 0

                                      qreacción = – (qdisolución + qcalorímetro)

                                      qdisolución = mdisolución sdisoluón Dt  = Cdisolución Dt

                                      qcalorímetro = mcalorímetro scalorímetro Dt = Ccalorímetro Dt

 

Ejemplo 6. 100 mL de una disolución 0.500 M de HCl se mezclan con 100 mL de una disolución 0.500 M de NaOH, en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de 335 J/°C. La temperatura inicial de las disoluciones de HCl y NaOH fue 22.50 °C y la temperatura final de la mezcla 24.90 °C. Calcula el cambio de calor por mol en esta reacción de neutralización, considerando que las densidades de las disoluciones de HCl y de NaOH y sus calores específicos son los iguales a las del agua (1.00 g/mL y 4.184 J/g-°C, respectivamente).

 

 

En las determinaciones de calor a presión constante, se puede usar un calorímetro de vaso de espuma plástica (unicel) para medir la ganancia o pérdida de energía térmica que acompaña a muchas clases de cambios físicos y químicos. Para trabajos de precisión, los calorímetros están meticulosamente aislados y se hace una corrección por la energía térmica absorbida por el aparato, como se mostró en el ejemplo anterior. Un vaso de unicel está diseñado para mantener calientes los líquidos; es buen aislante y no absorbe mucha energía térmica. Por consiguiente, para simplificar los cálculos, se supone que la cantidad de energía térmica que escapa a los alrededores y la que es absorbida por el calorímetro son despreciables, por lo que el cambio de calor es:

 

                                      qreacción = – qdisolución

 

 

Ejemplo 7. Si se mezclan 50 mL de AgNO3 0.100 M y 50 mL de HCl 0.100 M en un calorímetro a presión constante, la temperatura de la mezcla aumenta de 22.30 a 23.11 °C. El aumento de temperatura se debe a la siguiente reacción:

AgNO3 (ac) + HCl (ac) AgCl (s) + HNO3 (ac)

 

Calcula DH para este proceso, considerando que la disolución combinada tiene una masa de 100 g y un calor específico de 4.18 J/g-°C.

 

 

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN Y DE REACCIÓN

 

La entalpía estándar de formación (DH°f) o calor de formación de un compuesto es el cambio de calor que resulta de la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar y se expresa en J/mol o en kJ/mol. El estado estándar, indicado con el superíndice (°), se refiere a la condición de 1 atm de presión. Si un elemento existe en más de una forma en condiciones estándar, se utiliza la forma más estable del elemento para la reacción de formación. Un gran número de valores de DH°f  se encuentran registrados en Tablas, generalmente a 25 °C. Ejemplo:

 

 

l        Entalpía estándar de formación para el etanol, C2H5OH

2 C (grafito) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) C2H5OH (l)     DH°f = – 277.7 kJ

 

La entalpía estándar de formación de la forma más estable de cualquier elemento es cero porque no se requiere una reacción de formación si el elemento se encuentra en su estado estándar. Ejemplos:

DH°f C (grafito) = 0 kJ/mol, porque el grafito es una forma alotrópica del carbono más estable que el diamante a 1 atm y 25 °C

DH°f O2 (g) = 0 kJ/mol, porque el oxígeno molecular (O2) es una forma alotrópica más estable que el ozono (O3) a 1 atm y 25 °C.

 

La entalpía estándar de reacción (DH°r) es el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar:

DH°r = Sn DH°f(productos) - Sm DH°f(reactivos)

donde:

n y m = coeficientes estequiométricos de los reactivos y productos

S (sigma) = “la suma de

 

Ejemplo 8. Calcula el DH°r para la siguiente reacción:

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g)

Respuesta:

A partir de datos registrados en Tablas:

DH°f  C (grafito) = 0 kJ/mol

DH°f  O (g) = 0 kJ/mol

DH°f  CO2 (g) = – 393.5 kJ/mol

Por lo tanto:

DH°r = (– 393.5 kJ/mol) – (0 kJ/mol + 0 kJ/mol) = – 393.5 kJ

Este es el calor que se libera cuando reacciona una mol de C con una de O2.

 

Ejemplo 9. Calcula el calor liberado por mol de compuesto que reacciona con oxígeno para la siguiente reacción:

2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) 5 B2H3 (s) + 9 H2O (l)

 

Las entalpías estándar de formación del B5H9 (l), del B2H3 (s) y del H2O (l) son 73.2,      – 1263.6 y – 285.8 kJ/mol, respectivamente.

Respuesta:

DH°r = [ (– 1 263.6 kJ/mol ´ 5 moles) + (– 285.8 kJ/mol ´ 9 moles) ] [ (73.2 kJ/mol ´ 2 moles) + (0 kJ/mol ´ 12 moles) ] =

= – 9 036.6 kJ

Este es el calor que se libera por cada 2 moles de B5H9 que reaccionan con 12 de O2. Por lo tanto, el calor que se libera por mol de B5H9 es:

DH°r  = _– 9 036.6 kJ_  =  – 4 5183 kJ/mol

                  2 mol

 

 

La ley de Hess establece que si una reacción se efectúa en varias etapas, la entalpía estándar de reacción (DH°r) es igual a la suma de los cambios de entalpía para las etapas individuales.

 

Ejemplo 10. Calcula la entalpía estándar de reacción para el siguiente proceso:

C (diamante) C (grafito)

Respuesta:

Por definición:

DH°f  C (grafito) = 0 kJ/mol

DH°f  C (diamante) = ?

La reacción de conversión de diamante a grafito es muy lenta (puede tomar millones de años para consumarse), por lo que no se puede colocar el diamante en un calorímetro para medir el cambio de calor experimentalmente. Por lo tanto, para determinar DH°r en este proceso se lleva a cabo un procedimiento indirecto, ya que se pueden medir los cambios de entalpía para las siguientes dos reacciones:

a) C (diamante) + O2 (g) CO2 (g)                    DH°r = – 395.4 kJ

b) C (grafito) + O2 (g) CO2 (g)                                    DH°r = – 393.5 kJ

 

Invirtiendo la ecuación b) se obtiene:

c) CO2 (g) C (grafito) + O2 (g)             DH°r = + 393.5 kJ

 

A continuación se suman las ecuaciones a) y c) para obtener la ecuación deseada:

a) C (diamante) + O2 (g) CO2 (g)                                DH°r = – 395.4 kJ

c)                       CO2 (g) C (grafito) + O2 (g)              DH°r = + 393.5 kJ

______________________________________    _____________

                           C (diamante) C (grafito)                 DH°r = – 1.9 kJ

 

EJERCICIOS PROPUESTOS

 

1.      Explica con tus propias palabras la diferencia entre los significados de los términos calor, energía térmica y temperatura.

 

2.      Explica si la energía térmica se conserva.

 

3.      Explica bajo qué condiciones se puede representar el valor de DH para una reacción con el símbolo DH°.

 

4.      Explica por qué las tablas de entalpías estándar de formación no incluyen a las formas comunes de los elementos, como por ejemplo C (grafito) o Cl2 (g).

 

5.      Calcula el cambio de energía interna de un sistema en el que se hacen reaccionar hidrógeno y oxígeno, considerando que cuando los gases se expanden el sistema libera 1 150 J de calor y se efectúa un trabajo de 480 J sobre el entorno.

R: – 1 630 J

 

6.      Calcula la cantidad de calor que se libera cuando se descomponen 5 g de peróxido de hidrógeno (H2O2) en agua y oxígeno, considerando que la descomposición de 2 moles del peróxido liberan – 196 kJ y que el proceso se efectúa a presión constante.

R: – 14.4 kJ

 

7.      Una muestra de magnesio sólido de 0.1375 g se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante, cuya capacidad calorífica es de 1 769 J/°C. El calorímetro contiene exactamente 300 g de agua y el incremento de temperatura es de 1.126 °C. Calcula el calor liberado en la combustión del magnesio en kJ/g y en kJ/mol.

R: – 24.73 kJ/g; – 601 kJ/mol

 

8.      La entalpía de combustión del ácido benzoico (C7H2O2) se utiliza comúnmente como estándar para calibrar la bomba calorimétrica a volumen constante; su valor se ha determinado exactamente y es – 3 226.7 kJ/mol. Cuando se queman 1.9862 g de ácido benzoico, la temperatura aumenta de 21.84 a 25.67 °C. Calcula la capacidad calorífica del calorímetro, considerando que la cantidad de agua que rodea al calorímetro es exactamente 2 000 g.

R: 5 352.5 J/°C

 

9.      La hidracina (N2H4) y sus derivados se utilizan como combustibles para cohetes. La combustión de hidracina se representa mediante la siguiente ecuación:

 

N2H4 (l) + O2 (g) N2 (g) + 2 H2O (g)

 

Si se quema 1.0 g de N2H4 en una bomba calorimétrica, la temperatura del calorímetro aumenta 3.51 °C. Calcula la cantidad de calor que se desprende por mol de N2H4. El calorímetro tiene una capacidad calorífica de 5.510 kJ/°C y la cantidad de agua que lo rodea es de 1 000 g.

R: – 1.09 ´ 106 kJ/mol

 

10. Una muestra de 0.5565 g de ácido láctico (C3H6O3) se quema en una bomba calorimétrica cuya capacidad calorífica es 4.812 kJ/°C, registrándose un incremento en la temperatura de 1 000 g de agua de 23.10 a 24.95 °C. Calcula el calor liberado por gramo y por mol de ácido láctico.

R: – 29.83 kJ/g; – 2 685 kJ/mol

 

11. Una muestra de 1.8 g de octano (C8H18) se quemó en una bomba calorimétrica con una capacidad calorífica de 11.66 kJ/°C, obteniéndose un incremento en la temperatura de 2 000 g de agua de 21.36 a 28.78 °C. Calcula el calor de combustión de esta reacción por gramo de octano.

R: – 82.2 kJ/g

 

12. 200 mL de HCl 0.862 M se mezclan con 200 mL de Ba(OH)2 0.431 M en un calorímetro a presión constante cuya capacidad calorífica es de 453 J/°C. La temperatura inicial de las disoluciones fue de 20.48 °C. Si el calor de neutralización para el proceso

H+ (ac) + OH- (ac) H2O (l)

es – 56.2 kJ, calcula la temperatura final de la mezcla.

R:

13. Calcula la cantidad de calor que se libera cuando se producen 1.26 ´ 104 g de amoniaco (NH3), de acuerdo a la siguiente ecuación:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Los reactivos y productos se encuentran en su estado estándar, a 25 °C. La entalpía estándar de formación del NH3 (g) es – 46.3 kJ/mol.

R: – 3.43´ 104 kJ

 

14. El primer paso para la recuperación del cinc a nivel industrial, es el proceso de tostación. En este proceso, el mineral de sulfuro de cinc (ZnS) se convierte en óxido de cinc (ZnO) por calentamiento:

2 ZnS (s) + 3 O2 (g) 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)

 

Calcula el calor desprendido por gramo de ZnS tostado. Las entalpías estándar de formación del ZnS (s), del ZnO (s) y del SO2 (g) son – 202.9, – 348.0 y – 296.1 kJ/mol, respectivamente.

R: – 4.53 kJ

 

15. Calcula los cambios de entalpía estándar para la combustión de 1 mol y 1 g de benceno (C6H6). La ecuación que representa este proceso es la siguiente:

C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) 6 CO2 (g) +3 H2O (l)

 

Las entalpías estándar de formación del C6H6 (l), del CO2 (g) y del H2O (l) son 49.04,    – 393.5 y – 285.8 kJ/mol, respectivamente.

R: – 3 267 kJ; – 41.89 kJ

 

16. Calcula la cantidad de energía térmica que se tiene que adicionar a una muestra de 63.43 g de hierro sólido para elevar su temperatura de 19.7 a 54.2 °C. El calor específico del hierro es 0.45 J/g-°C y permanece constante en este intervalo de temperatura.

R: 9.8 ´ 102 J

 

17. Calcula la cantidad de energía térmica que debe adicionarse a una muestra de 7.92 g de etanol (CH3CH2OH) para elevar su temperatura de 6.8 a 75.2 °C.

R: 1.31 ´ 103 J

 

18. Una disolución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 1.00 M, otra de ácido sulfúrico (H2SO4) 0.50 M y un calorímetro de vaso de unicel se dejaron reposar hasta que los tres alcanzaron la temperatura ambiente de 25.4 °C. Posteriormente se tomó una muestra de 50 mL de NaOH 1.00 M, se colocó en el calorímetro y se le adicionaron, lo más rápidamente posible, 50 mL de H2SO4 0.50 M. La temperatura de la mezcla anterior subió a 31.9 °C. Indica cuál es el calor de neutralización de una mol de H2SO4, considerando que las densidades de las disoluciones de NaOH y H2SO4 son 1.00 g/mL y que el calor específico de la disolución, después de la reacción, es 4.18 J/g-°C.

R: – 112 kJ/mol

 

19. Una disolución de NaOH 1.00 M, una disolución de HCl 1.00 M y un calorímetro de vaso de unicel se dejaron reposar hasta que los tres alcanzaron la temperatura ambiente de 19.5 °C. A continuación se colocó una muestra de 200 mL de NaOH 1.00 M en el calorímetro y se le adicionaron, lo más rápido posible, 200 mL de HCl 1.00 M. La temperatura de la mezcla subió a 25.8 °C.

a)     Calcula el calor de neutralización de una mol de HCl, considerando que las densidades de las disoluciones de NaOH y HCl son 1.00 g/mL y que el calor específico de la disolución, después de la reacción, es 4.18 J/g-°C.

R: -53 kJ/mol

b)     Compara el calor de neutralización de una mol de HCl con el de una mol de H2SO4 obtenida en el problema 21 y explica a qué se debe la diferencia.

 

 

20. Indica la cantidad de energía térmica se tiene que eliminar de una muestra de 451 g de aluminio sólido para disminuir su temperatura de 27.6 a 5.2 °C. El calor específico del aluminio es 0.90 J/g-°C y permanece constante en este intervalo de temperatura.

R: 91 J

 

21. Cuando se agregaron 5.63 g de nitrato de amonio (NH4NO3) a 75.0 g de H2O en un calorímetro a presión constante, la temperatura bajó de 21.6 a 15.8 °C. Calcula el calor de la disolución de NH4NO3, considerando que la contribución de la sal a la densidad y al calor específico del agua son despreciables.

 

22. a) Indica si los cambios siguientes son exotérmicos o endotérmicos:

i)         CaCO3 (s) CO2 (g) + CaO (s)                      DHr = + 178.3 kJ

ii)       H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) + 184.62 kJ

iii)    NH3 (g) + HCl (g) NH4Cl (s)               DHr = – 176.0 kJ

b)     Plantea las ecuaciones para las reacciones (i) y (iii), indicando la energía térmica como un reactivo o como un producto.

c)     Indica si después de haber efectuado la reacción (ii) las paredes del recipiente se sentirán calientes o frías. Explica tu respuesta.

d)     Indica cuál es la entalpía de reacción para la reacción (ii).

 

23. La reacción de combustión del isooctano [(CH3)2CHCH2C(CH3)] se representa mediante la siguiente ecuación termoquímica:

2 (CH3)2CHCH2C(CH3) (l) + 25 O2 (g) 16 CO2 (g) +18 H2O (l)      DHr = -10 930.9 kJ

 

Indica qué cantidad de energía térmica se liberará al quemar 369 g de isooctano.

R: 1.77 ´ 104 kJ

24. Dada la ecuación termoquímica siguiente:

2 Hg (l) + O2 2 HgO (s)                      DHr = – 181.66 kJ

a)     Escribe la ecuación termoquímica de la descomposición de 2 moles de HgO (s) a Hg (l) y O2 (g).

b)     Escribe la ecuación termoquímica que describe la formación de 1 mol de HgO a partir de Hg (l) y O2 (g).

 

25. a) Indica si las ecuaciones siguientes representan reacciones exotérmicas o endotérmicas:

i)         4 Al (s) + 3 O2 2 Al2O3 (s) + 3 351.4 kJ

ii)       CH4 (g) + Cl2 (g) 2 CH3Cl (g) + HCl (g)                      DHr = – 99.5 kJ

iii)    181.66 kJ +2 HgO (s) 2 Hg (s) + O2 (g)

b)     Indica cuál es la entalpía de reacción para la reacción (i).

c)     Plantea nuevamente la ecuación química para la reacción (iii), indicando la energía térmica como un reactivo o como un producto.

d)     Indica cuál de las reacciones necesitará un calentamiento prolongado para que se lleve a cabo.

 

26. La entalpía estándar de combustión del acetileno (CHºCH) es – 1299.60 kJ/mol. Calcula la entalpía estándar de formación para el acetileno.

R: 226.75 kJ/mol

 

27. De acuerdo con los cambio de entalpía para las reacciones

A + B C              DH = DH1

2 D + B 2 C                    DH = DH2

Indica cuál es el cambio de entalpía DH3 para la reacción:

2 A + B 2 D

 

28. l Explica si las siguientes ecuaciones representan reacciones de formación, de combustión, de ambas, o no son de formación ni de combustión.

a)     MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2 (s)

b)     H2 (g) + Br2 (l) 2 HBr (g)

c)     2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) 4 CO2 (g) + 2 H2O (l)

d)     2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)

e)     H2 (g) + N2 (g) + 3 O2 (g) 2 HNO3 (l)

f)       C (grafito) + O2 (g) CO2 (g)

 

29. El calor de combustion del ácido acético (CH3COOH), a una atmósfera de presión es – 871.7 kJ/mol. Calcula la entalpía estándar de formación para el ácido acético.

R: – 487.0 kJ/mol

 

30. La combustión completa de 8.62 g de ácido benzoico sólido (C6H5COOH), a presión constante, liberó 227.8 kJ de energía térmica. Al iniciar la reacción el ácido se encontraba a 25 °C y después de la combustión los productos regresaron a esa temperatura. Calcula la entalpía de formación del ácido benzoico a 25 °C.

 

31. Cuando se quema el gas metano (CH4),

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l)                DHr = – 890.32 kJ

 

Calcula la cantidad de energía térmica que se emitirá en la combustión de 451 g de CH4.

R: 2.51 ´ 104 kJ

32. Calcula la entalpía para la reacción siguiente:

2 Ca (s) + 2 C (grafito) + 3 O2 2 CaCO3 (s)

a partir de la información que se proporciona a continuación:

2 Ca (s) + O2 2 CaO (s)                     DHr = – 1270.18 kJ

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g)                 DHr = – 393.51 kJ

CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s)             DHr = – 178.32 kJ

R: – 2.41 ´ 103 kJ

 

33. Calcula la entalpía para la reacción siguiente:

Sn (s) + Cl2 (g) SnCl2 (s)

a partir de la información que se proporciona a continuación:

Sn (s) + 2 Cl2 (g)  SnCl4 (l)                 DHr = – 545.2 kJ

SnCl2 (s) + Cl2 (g) SnCl4 (l)                DHr = – 195.4 kJ

R: – 349.8 kJ

 

34. Calcula la entalpía estándar de formación para las siguientes reacciones:

a)     2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)                                                             R: – 197.78 kJ

b)     2 NaClO3 (s) 2 NaCl (s) + 3 O2 (g)                                                    R: 104.86 kJ

c)     3 NO2 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (l) + NO (g)                                             R: – 71.70 kJ

d)     CH3CH2OH (g) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)                               R: – 1 409.20 kJ

 

35. El dióxido de nitrógeno gaseoso (NO2) reacciona con el agua produciendo ácido nítrico (HNO3) líquido y óxido nítrico gaseoso (NO). A presión constante, se liberan 69.9 kJ de energía térmica por cada mol de NO que se forma. Escribe una ecuación termoquímica para la reacción en la que se produzca un mol de HNO3.

 

 

36. Indica qué cambio se efectúa en la energía térmica del sistema cuando reacciona una mezcla de 1.25 g de H2 (g) y 11.00 g de O2 para formar agua.

R: -177.0 kJ

 

 

37. Si se requieren 6.92 kJ de energía térmica para descomponer cloruro de amonio (NH4Cl) en amoniaco (NH3) y cloruro de hidrógeno (HCl),

a)     Calcula cuántos gramos de NH4Cl se descompondrán.

b)     Calcula cuántos mililitros de NH3 se formarán en condiciones normales.

 

 

38. Indica cuántos kilojoules se liberan cuando reaccionan 3.6 litros de hidrógeno (H2) con 23.4 litros de flúor (F2) para formar fluoruro de hidrógeno (HF) a la presión constante de 1 atm y con temperaturas inicial y final de 25 °C.

R: 53.0 kJ

 

39. Una olla de aluminio de 276 g de masa se calienta accidentalmente a 218 °C, partiendo de la temperatura ambiente, que es 22 °C. Calcula cuántos kilojoules se necesitaron para este cambio de temperatura.

R: 49.0 kJ

40. Una compresa de agua fría instantánea consiste en una bolsa interna pequeña que contiene agua, dentro de otra más grande que contiene nitrato de amonio sólido (NH4NO3). Cuando se necesita la cataplasma fría, se rompe la bolsa interna y se agitan el agua y el NH4NO3 para mezclarlos. Si la bolsa interna contiene 117 mL de agua, indica qué cantidad de nitrato de amonio debe contener la bolsa externa para bajar la temperatura del agua de 23.0 a 5.0 °C. El calor de la disolución del nitrato de amonio es 2.569 ´ 104 J/mol. Considera que la contribución del NH4NO3 a la masa y al calor específico del agua es despreciable.

R: 27.4 g de NH4NO3