Termodinamica aplicada

P4.1) Calcular ΔHo reacción y ΔUo reacción a 298,15 K para las siguientes
reacciones.
a) 4NH3(g) + 6NO(g) → 5N2(g) + 6H2O(g)

P4.2) Calcular ΔHo reacción y ΔUo de reacción para la oxidación total de
benceno.
C6H6(l) + 15/2O2(g) → 3H2O(l) + 6CO2(g)
A partir de tablas con valores de ΔfHo

P4.3) Usar los valores tabulados de la entalpía de combustión de benceno y los
entalpías deformación de CO2(g) y H2O(l) para determinar ΔfHo para el benceno.
3H2O(l) + 6CO2(g) →15/2 O2(g) + C6H6(l) (C6H6,l) −∆Hcombustion

6C(s) + 6O2(g) → 6CO2(g)

6f(CO2,g)

3H2(g) + 3/2O2(g) →3H2O(l)
3∆fHo(H2O,l)
_________________________________________________________
3H2(g) + 6C(s) →C6H6(l) -∆Hocombustion(C6H6,l) +6∆fHo(CO2,g) + 3∆fHo(H2O,l)
∆fHo(C6H6, l) = 3268 kJ/mol − 6×393.5 kJ/mol−3×285.8 kJ/mol= 49.6 kJ mol

Reacciones de combustión:
fH(n-butano)?

4C(grafito)+ 5H2(g) C4H10(g) difícil experimentalmente de hacer

Combinado reacciones de combustión: Ley de Hess
4C(grafito)+ 4O2(g)  4CO2(g)
5H2(g)+ 5/2O2(g)  5H2O(g)

cH298 = 4(-393.509 kJ/mol)
cH298 = 5(-285.830 kJ/mol)

4CO2(g)+ 5H2O(l)  C4H10(g) +6/2O2(g)
cH298 = (287.396 kJ/mol)__________________________________________________________
4C(grafito)+ 5H2(g)  C4H10(g)
fH298 = (-125.790 kJ/mol)

P4.5 Se dan varias reacciones y sus entalpías de reacción estándar a 25C:

Las entalpias estándar de combustión del grafito y del C2H2(g) son -393.51 y
-1299.58 kJmol-1, respectivamente. Calcule la entalpía estándar de formación
del CaC2(s) a 25C.
∆Hreaccióno(kJ mol-1)
Ca(OH)2(s) +C2H2(g) →CaC2(s) + 2H2O(l)
+127.9
CaO(s) + H2O(l) →Ca(OH)2(s)
– 65.2
2CO2(g) + H2O(l) →C2H2(s) + 5/2 O2(s)
1299.58
2C(s) + 2O2(g) →2CO2(g)
2 ×(–393.51)
Ca(s) + 1/2O2(g) →CaO(s)
– 635.1
______________________________________________________________
2C(s) + Ca(s) →CaC2(s)
∆fHo = –59.8 kJ mol-1

P4.6 A partir de los siguientes datos a 25C, calcular la entalpía de formación del
FeO(s) yFe2O3(s) :

Caso FeO(s):

Caso Fe2O3(s)

P4.9 A partir de los siguientes datos a 298.15 K así como los de la tabla 4.1 ,
calcular la entalpía Estándar de formación del H2S(g) y del FeS2(s):

Caso H2S(g)

Caso FeS2(s):

P4.4) Calcular el H para el proceso en el que N2(g) inicialmente a 298,15 K y 1 bar es
calentado a 650 K y 1 bar. Utilice las capacidades caloríficasdependientes de la
temperatura en las tablas de datos.
¿Qué tan grande es el error relativo si se supone que capacidad calorífica molar es
constante en su valor de 298.15 K en el intervalo de temperatura?

Si se asume que Cp es constante e igual al valor de 298.15K

P4.8) Calcular el ΔHo de reacción a 650 K para la reacción:
4NH3(g) + 6 NO(g) → 5N2(g) + 6H2O(g)
utilizando las capacidadescaloríficas dependientes de la temperatura en las tablas de
datos.

Cp = a + bT + cT2 + dT3

P4.12) Calcula la entalpía estándar de formación del FeS2(s) a 300ºC a partir de los
Siguientes datos a 25 º C y a partir de la información a continuación:

Suponga que las capacidades caloríficas son independientes de la temperatura.

La entalpía de formación a 300C esta dado por:
=

Como lascapacidades caloríficas son independientes de la temperatura:

1-La entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del propeno tiene un valor
de -124 kJmol-1. La entalpía normal de reacción para la combustión del propano
es -2220 KJ mol-1, y la entalpía normal de formación del H2O es -286KJ/mol.
Calcular la entalpía estándar de reacción del proceso de combustión del propeno.
Sol.ΔHo=-2058 KJ/mol.

2-Si se queman completamente 3.0539 g de alcohol etílico líquido, C2H5OH, a 25oC en
una bomba calorimétrica, el calor desprendido es 90.44 kJ.
a) calcúlese el Ho molar de combustión par el alcohol etílico a 25oC.
b) si el Hf del CO2(g) y del H2O(l) son – 393.51 kJ/mol y – 285.83 kJ/mol,
respectivamente, calcúlese el Hf del alcohol etílico.

3-Una muestra de sacarosa,...