Problemas de termoquimica

PROBLEMAS DE TERMODINÁMICA QUÍMICA.

Cuando se quema 1 mol de etanol [C2H6O(l)] en una bomba calorimétrica a 22oC en presencia del oxígeno necesario, a volumen constante, se desprenden 333 Kcal. )Cuál sería el valor del calor desprendido a presión constante supuesto que el agua que se forma queda en estado líquido?. R = 2 cal/K.mol
Rt/ Qp = 333,95 Kcal

El "gas de agua" (H2 + CO) seobtiene por reacción entre el vapor de agua y el carbono al rojo. Calcular el calor de reacción del proceso de producción del "gas de agua" conociendo los siguientes datos:
ΔHof[CO] = -110,5 KJ/mol ; ΔHof[H2O(vap)] = -241,5 KJ/mol.
Rt/ ΔHo = 131,3 KJ

- Sabiendo que ΔHof[CO2]=-393,5 KJ/mol ; ΔHof[H2O(vap)]= -241,5 KJ/mol y ΔHof[C3H6O2(l)]= -286,4 KJ/mol. Hallar el calor que acompaña a lareacción de combustión del ácido propanóico (C2H5 -COOH).
Rt/ Qc= 1617,7 KJ/mol

Conociendo los siguientes datos:
ΔHof[CO2] = -393,5 KJ/mol.
ΔHoc[C2H4(g)] = -1410 KJ/mol.
ΔHof[H2O(l)] = -285,8 KJ/mol.
Hallar la entalpía de formación del eteno (C2H4).
Rt/ ΔHof[C2H4] = 52,7 KJ/mol.

Hallar la entalpía de combustión del metano en condiciones estándar conocidos los siguientesdatos:
ΔHof[CH4(g)] = -74,8 KJ/mol
ΔHof[H2O(l)] = -285,8 KJ/mol.
ΔHof[CO2(g)] = -393,5 KJ/mol.

Rt/ ΔHoc[CH4] = - 889,5 KJ/mol

Conocidos los siguientes datos:
ΔHoc[C2H4(g)] = -1410 KJ/mol.
ΔHoc[C2H6(g)] = -1558,3 KJ/mol
ΔHof[H2O(l)] = -285,8 KJ/mol
Hallar la entalpía de hidrogenación del etileno para dar etano.
Rt/ ΔHoH = -137,5 KJ/mol.

En el proceso desintexis del amoníaco:
3H2 + N2 ==== 2NH3
cuya entalpía de reacción es -22,4 Kcal,se han desprendido 2140 Kcal. )Cuantos moles de amoníaco se han formado?. )Que número de moles de H2 se han gastado?.
Rt/ namo =191,93 ; nH =287,9

Hallar la entalpía de formación estándar de la acetona líquida (C3H6O), supuestos conocidos los siguientes datos:
ΔHof[H2O(l)]= -285,8 KJ/mol ;ΔHof[CO2(g)] = -393,5 KJ/mol.
Al quemar en condiciones standar 10 g de acetona líquida se desprenden 73,62 Kcal.
Rt/ ΔHof[C3H6O] = -251,6 KJ

Las entalpías de combustión de las dos formas alotrópicas del azufre son:
ΔHoc[S(rombico)] = -296,9KJ/mol y ΔHoc[S(monoclinico)] = -297,2KJ/mol.
Calcular la entalpía normal de la reacción de cambio de estado.
S(rombico) -----> S(monoclinico)

Rt/ ΔHo =0,3 KJ/mol

Una gas natural está formado por una mezcla de n1 moles de etano y n2 moles de propano. La combustión de 24,5 L de este gas natural, a temperatura de 25oC y presión constante de 1 atm., liberan 1889 KJ.
Calcular el número total de moles (n1 + n2) en esta muestra.
Escribir las ecuaciones termoquímicas individuales para los procesos de combustión del etano y del propano. Acontinuación escribir la expresión para el calor de combustión total de los n1 moles de etano y los n2 moles de propano.
Calcular los valores de n1 y n2.
DATOS: R = 0,082 at.l/K.mol

| | | | | |
| |Etano |Propano |CO2 |H2O(l) |
| || | | |
|ΔHof(KJ/mol) |-85 |-104 |-394 |-286 |

Rt/ a) 1 mol . b) n1 = 0,5 moles ; n2 = 0,5 moles.

Calcular la entalpía de formación del Ca(OH)2 a partir de la variación de entalpía de la reacción:
CaO(s) + H2O(l) ------> Ca(OH)2(s) ΔHo = -64,0 KJ/mol.
y de las entalpías de formación de CaO(s)y del H2O(l) :
ΔHof[CaO(s)] = -635,1 KJ/mol ; ΔHof[H2O(l)] = -285,5 KJ/mol.

Rt/ ΔHof[Ca(OH)2(s)] = -984,6 KJ/mol

Calcular el cambio de entalpía estándar para la reacción:
CO2(g) + H2(g) -----> CO(g) + H2O(l) ΔHo1
usando los siguientes datos:
ΔHof[H2O(l)] = -285,76 KJ/mol ; ΔHoc[CO(g)] = -282,83 KJ/mol

Rt/ ΔHo1 = -2,93 KJ/mol

Hallar la variación de energía...