Ejercicios De Termodinamica Con Solucion

TERMOQUÍMICA.

Primer principio. Calor a presión y volumen constante.

1.- a) Primer principio de la Termodinámica. b) Qv y Qp; relación entre ambas. 

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? 

3.- Decide si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) En cualquier reacción química U < H.

b) El trabajo es una función de estado.

c) El valor de H de un proceso depende de si éste se realiza a presión o a volumen constante.

d) U y H son funciones de estado. 

4.- 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. 

5.- 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. 

6.- Quemamos 25 g de octano a volumen constante desprendiéndose 1200 kJ. ¿Cuál será U y H en la combustión de 3 moles de octano a 25 ºC? 

7.- 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. 

Calor de formación y de reacción.

8.- 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: 2 H2S (g) + SO2 (g)  2 H2O (l) + 3 S (s). 

9.- Dadas las entalpías estándar de formación: Hof [CO (g)] = –110,5kJ; Hof [CO2(g)] = –393,5 kJ. Hallar la entalpía de la siguiente reacción: CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) 

10.- Calcula el calor de formación a presión constante del CH3–COOH (l) (ácido acético) si conoces que los calores de combustión del C (s), H2 (g) y CH3–COOH) (l) son respectivamente –393,13, –285,9 y –870,7 kJ/mol. 

11.- Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes calores de reacción:

C (s) + ½ O2 (g)  CO (g); H = –110,4 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l); H = –285,5 kJ

CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g); H = –283,0 kJ

HCOOH(l) + ½O2 (g)  H2O(l) + CO2(g); H = –259,6 kJ 

12.- Calcula el calor de formación a presión constante del metano (g) (CH4) 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. 

13.- Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del amoniaco: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g)  6 H2O (g) + 4 NO (g). Calcular H0reacción. Datos: H0f (kJ/mol): NH3: –46,2; H2O: –241,8; NO: +90,4 

14.- 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 c) Considere que la combustión del gas natural se realiza en condiciones estándar y que el aire contiene un 21% en volumen de oxigeno. Hºf : metano: –74,8kJ/mol; CO2: –393,5kJ/mol y H2O: –285,8kJ/mol R = 0,082 atm l/mol K ; Masas atómicas: C=12, H=1, O=16. (Ejercicio de Selectividad. Madrid Septiembre 1998). 

15.- a) 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 dióxido de carbono es –393,34 kJ/mol y la entalpía de formación del agua líquida es –285 kJ/mol c) Interprete el resultado numérico obtenido en cuanto a su signo. Masas atómicas: C=12, H=1, O=16. (Ejercicio de Selectividad. Madrid 1998) 

16.- Calcule a) El calor de hidratación de la cal viva (CaO). b) El calor desprendido cuando se apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua, una tonelada de cal viva. DATOS: Hf H2O(l) = -285,5 kJ/mol; Hf CaO(s) = -634,9 kJ/mol; Hf Ca(OH)2= -985,6 kJ/mol. Masas atómicas Ca = 40; O = 16. (Ejercicio de Selectividad. Madrid Septiembre 1997). 

Energía de enlace.

17.- Determina la entalpía normal de formación del metano, con lo siguientes datos: H0sublimación [C(g)] =716,7 kJ/mol; Eenlace [H–H] = 436,4 kJ/mol; Eenlace [C–H] = 415,3 kJ/mol. 

Energías medias de enlace (kJ/mol)

Enlace Energía Enlace Energía

H–H 436 C=C 610

C–H 415 C=N 615

C–C 347 C–N 285

C–O 352 O=O 494

18.- Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno para formar etano, según la reacción: CH2=CH2 + H2  CH3–CH3 a partir de los datos de la tabla adjunta. 

19.- A partir de las energías de enlace (Ee) (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) 

Entropía y energía libre.

20.- Determina la variación de entalpía y de entropía para la combustión del etanol. Datos: DHf0(kJ/mol): etanol(l) = 277,7; CO2(g) = 393,5; H2O(l) = 285,8; S0(J•mol 1•K 1): etanol = 160,7 ; CO2 (g) = 213,6; O2(g) = 205; H2O(l) = 69,9. 

21.- Indica si la reacción de combustión del acetileno es espontánea a 25 ºC. Datos: Gf0[C2H2(g)] = 209,9 kJ/mol: Gf0[O2(g)]

...