domingo, 25 de octubre de 2015

Termoquímica. Actividades de aprendizaje Hoja Nº 3

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)

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