Examen Termoquimica_ 13Oct11_SOL

HOJA DE EXAMEN
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Materia:
Evaluación:
Curso:
QUIMICA
1ª
2º Bachillerato
Fecha:
13-Oct-2011
Alumno:
Examen Termoquímica
1. Las ambrosías son barquillos rellenos de crema, cubiertos por una ligera capa de chocolate, que nos
aportan energía cuando las consumimos, gracias a la combustión de uno de sus componentes, la sacarosa
(C12H22O11).
a) Utilizando la Ley de Hess, determina la energía intercambiada en la combustión de un mol de sacarosa.
b) Si en una barrita de ambrosía hay 7,5 g de sacarosa. ¿Qué cantidad de energía nos aporta el consumo
de una de ellas?
Datos: Las entalpías de formación de la sacarosa, el dióxido de carbono (CO2) y el agua (H2O)
son –2222 kJ/mol, –394 kJ/mol, y -286 kJ/mol respectivamente. Masas atómicas: (C) = 12; (O) = 16;
(H) = 1
2. La entalpía de reacción para el proceso:
CS2(l) + 3O2(g) ⇄ CO2(g) + 2SO2(g) vale, ΔHR = -1072 kJ/mol
a) Sabiendo que la entalpía de formación del CO2(g) vale -395,5 kJ/mol y la del SO2(g) vale -296,4
kJ/mol, calcula la entalpía de formación de CS2(l).
b) Determina el volumen de SO2(g) recogido a 25ºC y 1 atm cuando el desarrollo de la reacción ha
producido 6000 kJ.
c) Determina la temperatura en la cual la reacción del principio alcanza el equilibrio térmico, si
ΔS = -40 kJ/mol K
Dato: R = 0,082 atm l /mol K
3. Para la reacción de hidrogenación del eteno (CH2=CH2), determina:
a) La entalpia de reacción a 298 K.
b) El cambio de energía de Gibbs de reacción a 298 K.
c) El cambio de entropía de reacción a 298 K.
4. La entalpía de formación del fenol gas (C6H6O) es de 49,95 kJ/mol, y las entalpías de formación del
CO2(g) y del H2O(l) son, respectivamente, –393,14 y –285,56 kJ/mol.
a) Calcule la entalpía de combustión del fenol gas.
b) ¿Cuántos kJ se desprenden en la combustión completa de 23 g de fenol?
5. Razona, y explica razonadamente, en qué condiciones son espontáneos los siguientes procesos (y
comenta si juega algún papel la temperatura, tanto si fuera baja o alta en el proceso): a) ΔH>0 y ΔS<0;
b) ΔH<0 y ΔS<0; c) ΔH<0 y ΔS>0; d) ΔH>0 y ΔS>0
6. A 25ºC y 1 atmósfera de presión, el calor de formación del bromuro de hidrógeno es de 36,2 kJ/mol.
Calcule el calor de disociación del HBr en sus átomos constituyentes sabiendo que en las condiciones
señaladas, los calores de disociación del H2 (g) y del Br2 (g) son respectivamente, 435,6 y 193,28 kJ/mol
“Nuestra recompensa se encuentra en el esfuerzo, no en el resultado. Un esfuerzo total es
una victoria completa”. Gandhi
Problema 1
Problema 2
a) Los datos que nos dan son:
CS2(l) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) ΔHr = -1072 kJ
C(s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔHf = -395,5 kJ
S(s) + O2 (g)  SO2 ΔHf = -296,4 kJ
Lo que nos piden:
C(s) + 2S(s)  CS2(l)
Para llegar a lo que nos piden con las ecuaciones que nos dan:
CO2(g) + 2SO2(g)  CS2(l) + 3O2(g)
ΔH r = +1072 kJ
La 2ª la dejamos como está
C(s) + O2 (g)  CO2 (g)
ΔHf = -395,5 kJ
La 3ª la multiplicamos por 2
2S(s) + 2O2 (g)  2SO2(g)
A la 1ª le damos la vuelta
(multiplicamos por -1)
Sumando las 3 ecuaciones queda:
C(s) + 2S(s)  CS2(l) ΔHr = +1072 kJ -395,5 kJ -592,8 kJ = +83,7 kJ
-2/4-
2ΔHf = -296,4 x 2 kJ
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b) Se obtienen 2 moles de SO2 por cada 1072 kJ de energía que se produce, por los que al producirse
6000, serán: (2 x 6000)/1072 = 11,194 moles
que a 25ºC (298K) y 1 atm, ocuparán un volumen:
V= nRT/P = (11,194x0,082x298)/1 = 273,537 litros de SO2(g)
c) ΔG = 0
ΔG = ΔH – T·ΔS
0 = ΔH – T·ΔS
ΔH / ΔS = T
T = 26,8 K
Problema 3
Problema 4
NOTA: el problema está resuelto empleando tolueno (habría que cambiar los coeficientes
estquiométricos de la reacción y el peso molecular del compuesto)
Apartado a)
La reacción de combustión del tolueno gas es:
C7 H8 (g)  9O2 (g)  7CO 2 (g)  4H 2O(l)
Al darnos como datos las entalpías de formación de todas las sustancias participantes en esta reacción,
calcularemos su entalpía mediante la relación:
º
º
Hºreacción   ci Hformación
(productos)   ci Hformación (reactivos)
donde ci se refiere a los coeficientes estequiométricos de cada sustancia en la reacción ajustada.
Sustituyendo datos, tenemos que:
H ºreacción  7  H fº (CO 2 (g))  4  H fº (H 2 O(l))   9  H fº (O 2 (g))  1  H fº (C 7 H 8 (g)) 

 

H ºreacción   7  (393,14)  8  (285,56)  9  0*  1  49,95  5086, 41 kJ/mol


º
para el O2 (g) vale 0 kJ/mol ya que es un ELEMENTO en su ESTADO NATURAL.
*NOTA: Hformación
Apartado b)
Calculamos los moles que hay en 23 gramos de tolueno:
-3/4-
n(C7 H8 ) 
23g
 0, 25 moles
 7 12  8 1 g / mol
Utilizando el valor de la entalpía de combustión obtenido en el apartado a):
1 mol C7 H8 0,25 moles C7 H8

5086,41 kJ
x
x  1271,60 kJ
Al quemar 23 g de tolueno se liberan 1271,60 kJ
Problema 5
a) No será espontánea nunca pues ambos términos son positivos.
b) Sólo será espontánea a “T” bajas para que el término “–T·ΔS” sea positivo y con un valor absoluto
menor que el de “ΔH”.
c) Será siempre espontánea, pues ambos términos serán siempre negativos.
d) Sólo será espontánea (ΔG<0) a “T” altas para que el término “–T·ΔS” sea negativo y con un valor
absoluto mayor que el de “ΔH”.
Problema 6
-4/4-