Termodinamica

Tema 6. Termoquímica
1.- Calcular la variación de la entalpía estándar de reacción para la combustión de metano,
conociendo que la entalpía normal de formación del CO2 es -94,05 Kcal/mol, la del CH4 -17,84
Kcal/mol, y la del H2O -68,32 Kcal/mol respectivamente a 298K.
Sol.
ΔHT0 =-212,85 Kcal/mol
2.- La entalpía estandar de la reacción de hidrogenación del propeno tiene un valor de -124KJmol-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 estandar de reacción
del proceso de combustión del propeno.
Sol.
ΔH0 =-2058 KJ/mol
3.- Conocidos los datos de la siguiente tabla, ¿Cual es el calor de combustión del ácido benzoico?
Sol.
ΔH0 =-766 Kcal/mol

Enlace

Energía(Kcal/mol)

Grupo

Energía de Resonancia
(Kcal/mol)

C-C

58,6

bencénico C6H6

38

C=C

100

COOH

28

C-H

87,3

CO2

33

C=O

152

C-O

70

O-H

110,2

O=O

118

4.- La entalpía de formación del CO2 (g) a 298 K es -393,5 KJ mol-1, y la del CO es -110,5 KJ/mol.
0
Usando los valores de CP del O2 (g), CO (g) y CO2 (g) en el intervalo de 298 a 2000K que pueden
0
representarse como CP = d + eT + f T-2 con los coeficientes de la tabla, calcular la entalpía normal

de la siguiente reacción a T=1200K:

2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g)

d / (cal mol-1 K-1 )

103 e / (cal mol-1 K-2 )

10-5 f / (cal mol-1 K )

O2 (g)

7,16

1,00

-0,40

CO (g)

6,79

0,98

-0,11

CO2 (g)

10,55

2,16

-2,04

Sol.

0
H1200 K=-553,3 KJ/mol

5.- Estimar el valor de ΔUºf
ΔHºf= -46,1 KJ/mol

para el amoniaco a partir de su entalpía estándar de formación,
Sol.

ΔUºf= -43,6 KJ/mol

6.- El poder calorífico de los alimentos puede ser determinado midiendo el calor producido al
quemarse una cantidad de muestra del alimento en una bomba calorimétrica a V constante. El
calor desprendido en la combustión de 1gr(3.10-3 moles) de una muestra grasa de pollo fue 10.000
cal a 37ºC. Calcúlese el poder calorífico en cal/gr a 37ºC y P constante, sabiendo que la reacción
puede representarse por la ecuación:

C20H32O2 (s) + 27 O2 (g)  20 CO2 (g) + 16 H2O (l)
Sol.

ΔHº =-10012, 9 cal/g

7.- Dados los calores de formación y de combustión siguientes, y sabiendo que el calor de vaporización
del H2O a 298 Kes de 10,5 Kcal/mol. Calcular el ΔH y ΔU para la reacción a 298K:

CH3-COOH (l) + C2H5OH (l) CH3COOC2H5 (l) + H2O (l)
ΔHcombustion(CH3COOC2H5 (l)) = -536,9 Kcal/mol
ΔHf (CH3COOH (l)) = 116,7 Kcal/mol
ΔHf (C2H5OH (l)) = 66,3 Kcal/mol
ΔHf (CO2 (g)) = -94,0 Kcal/mol
ΔHf (H2O (g)) = -57,8 Kcal/mol
Sol.
ΔH = -353,1 Kcal/mol
ΔUº = -353,7 Kcal/mol
8.- A 298,2 K la entalpía tipo de formacióndel Mg(NO3)2 es -188,77 cal/mol; y la entalpía tipo de
disolución es -21,530 cal/mol; la entalpía tipo de formación del ion NO3- es -49,320 cal/ ion g.
Calcúlese la entalpía tipo de formación del ion Mg2+ a esta temperatura.
Sol.
ΔHº = -111.66 cal/ion g
9.- 1 mol de NaCl se disuelve en suficiente H2O para dar una disolución que contiene un 12% de NaCl
en peso. El ΔH de esta reacción es de774,6 cal a 20 ºC y de 700,8 cal a 25 ºC. La CP molar del
NaCl(s) es 12 cal/K.mol, y del H2O es 18 cal/K.mol. Calcular la capacidad calorífica de la disolución
en cal/gr.K.
Sol.
CP disol= 0,7571 cal/g K
10.- Un nuevo compuesto fluorocarbonado, de peso molecular 102 g mol-1, se situa en una bomba
calorimétrica. A la presión de 650 Torr, el líquido hierve a 78 ºC. Por otra parte, se observa quea
esa P, haciendo circular durante 650 seg por el recinto una corriente eléctrica de 0,232 A mediante
una fuente de alimentación de 12 V, se evaporan 1,871 g de la muestra. Calcular el incremento de
entalpía molar y de energía interna molar para el proceso de evaporación.
Sol.
ΔHV = 98,7 KJ/mol.
ΔUV = 95,8 KJ/mol
11.- A 25ºC y 1at las entalpías de neutralización de los ácidos nitrico y...