LEY
DE HESS. Cálculo de la entalpía estándar de reacción a partir de
las entalpías estándar de formación
1.-
La reacción de oxidación catalítica del amoníaco es el punto de
partida para la obtención industrial del ácido nítrico y sucede
según la ecuación siguiente: 4 NH3
(g) 5 O2
(g) → 6 H2O
(l) + 4 NO (g).Calcula la entalpía de esta reacción utilizando
datos de la tabla de entalpías estándar de formación. Sol: ΔHo=
-1168 kJ
Datos
ΔHof
[NH3(g)]=-46,3
kJ·mol-1;
ΔHof
[O2(g)]=
0; ΔHof
[H2O(l)]=-285,8
kJ·mol-1;ΔHof
[NO(g)]=+90,4 kJ·mol-1
2.-
Calcula
la entalpía estándar de la reacción de síntesis del disulfuro de
carbono, CS2
(l), a partir de sus elementos, C (grafito), y azufre, S(s). A
partir de estos datos:
C
(grafito) + O2
(g) → CO2
(g) ΔHo=-393,5
kJ S(s) + O2(g)
→ SO2
(g) ΔHo=
-296,1 kJ
CS2
(s) + 3 O2
(g) → CO2
(g) + 2 SO2
(g) ΔHo=-1072
kJ Sol: 86,3 kJ
3.-
Formula
la reacción de descomposición del CaCO3
(s)
y
calcula la entalpía estándar a partir de los datos de las entalpías
de formación. Sol: +177,8 kJ
Datos:
ΔHof
[CO(g)]=-393,5 kJ·mol-1;
ΔHof
[CaO(s)]=-635,6 kJ·mol-1;
ΔHof
[CaCo3(s)]=-1206,9
kJ·mol-1
4.-
Formula
la reacción de síntesis de un mol de metanol CH3OH
(l) y calcula la entalpía de la reacción a partir de la siguientes
ecuaciones termoquímicas: Sol: -238,7 kJ
CH3OH
(l) + 3/2 O2
(g) → CO2
(g) + H2O
(l) ΔHo=-726,4
kJ
C
(grafito) + O2
(g) → CO2
(g) ΔHo=-393,5
kJ H2
(g) + ½ O2
(g) →H2O
(l) ΔHo=-285,8
kJ
Cálculo
de la entalpía estándar de reacción a partir de las entalpías de
enlace
5.-
Calcula
la entalpía estándar de la reacción de combustión del gas
hidrógeno, según la ecuación siguiente, a partir de los datos que
aparecen en la tabla de entalpías de enlace: 2 H2
(g) + O2
(g) → 2 H2O
(l)
ΔHH-H=
436,4 kJ·mol-1;
ΔHO=O
= 498,7 kJ·mol-1;
ΔHO-H=
460,4 kJ·mol-1 Sol:
- 468,5 kJ·mol-1
6.-
Utilizando
los valores de las entalpías de enlace que aparecen en las tablas
(se incluyen), determina con carácter aproximado la entalpía
estándar de cada una de las siguientes reacciones:
a)
Br2
(g) + 3 F2
(g) → 2 BrF3
(g) Sol: - 537,7 kJ
b)
Hidrogenación de eteno con formación de etano: CH2═CH2
(g) + H2
(g) → CH3─CH3
(g) Sol: -118,6 kJ
c)
Combustión del etanol: C2H5OH
(g) + 3 O2
(g) → 2 CO2
(g) + 3 H2O
(g) Sol: 1015,9 kJ.
ENTROPÍA:
Cálculo de la variación de entropía en procesos químicos
7.-
Calcula
la variación de entropía que experimenta un mol de hielo al fundir
a la temperatura de 0 ºC y a la presión externa de 1 atm, según la
ecuación; H2O
(s) ↔H2O
(l). Calor de fusión latente del hielo, LF=
334.000 J·kg-1.
Supón que el proceso de fusión del hielo es reversible. Sol: ΔS=
22,05 J·K-1
Entropía
molar estándar
8.-
Calcula
el cambio de entropía estándar de 100 g de agua cuando se congela a
0 ºC.
Datos:
So
[H2O
(s)]= 43,2 J·mol-1·K-1;
So
[H2O
(l)]= 69,9 J·mol-1·K-1 Sol:
- 148, 3 J·K-1
9.-
Calcula
el cambio de entropía en el proceso etanol (l) →etanol (g),
supuesto éste reversible, sabiendo que el calor molar de
vaporización del etanol a 25 ºC es 36,4 kJ·mol-1.
Si la
entropía estándar del etanol líquido es 161 J·mol-1K-1,
calcula la entropía estándar del vapor de etanol. Sol: 122
J·mol-1·K-1;
283 J·mol-1K-1
Entropía
estándar de reacción
10.-
A
partir de los datos de la tabla de entropías molares estándar,
calcula la variación de entropía que tiene lugar en las reacciones
siguientes: a) CaCO3
(s) → CO2
(g) + CaO (s); b) N2
(g) + 3 H2
(g) → 2 NH3
Sol:
ΔSo=
160,5 J·K-1;
ΔSo=
- 199 J·K-1
11.-
Calcula
la variación de entropía en las siguientes reacciones en
condiciones estándar:
a)
H2
(g) +Cl2
(g) →2 HCl (g); b) S (s) + O2
(g) → SO2
(g); c) MgCO3
(s) → MgO (s) + CO2
(g)
Sol:
20 J·K-1;
11,6 J·K-1;
174,7 J·K-1
12.-
Predice
si en cada una de las siguientes reacciones hay aumento o disminución
de la entropía:
a)
Ag+
(aq) + Cl-
(aq) →
AgCl (s); b) NH4Cl
(s) →
NH3
(g) + HCl (g); c) H2
(g) + Br2
(g) → 2 HBr (g)
