VI. Termodinámica y Termoquímica

1. Termodinámica

1. Calcula el trabajo realizado cuando se comprime un gas desde un volumen de 10 L hasta 3,0 L, bajo una presión constante de 1,00·105 Pa.

2. Cuando se convierte en vapor 1,000 Kg de agua líquida, a 100 °C y 1 atm de presión (1,013·105 Pa), absorbe 2283,5 KJ en forma de calor. Calcula:

a) El trabajo de expansión realizado por el sistema.

b) La variación de energía interna del sistema.

Dato: \(Densidad_{\text{ agua (l) a }100 \,\mathrm{^\circ C} \text{ y }1 \,\mathrm{atm}} = 973 \:\mathrm{Kg/m^3}\).

3. (Ext.09-B2) Considere los siguientes procesos químicos:

a) \(\ce{NaCl(s) \rightarrow Na(g) + Cl(g)}\)

b) \(\ce{I2(g) \rightarrow I2(s)}\)

c) \(\ce{H2(g) + 1/2 O2(g) \rightarrow H2O(l)}\)

d) \(\ce{H2O(l) \rightarrow H2O(g)}\)

Indique, de forma cualitativa, el signo que debe corresponderle a \(\Delta S\) para estos procesos. Justifique sus respuestas.

2. Termoquímica

4. (Ord.14-A3) A temperatura ambiente, los calores de combustión de grafito, diamante y carbono amorfo son, respectivamente, −393,04; −394,93 y −404,21 KJ mol−1. Calcular los calores de transformación: a) de diamante en grafito; b) de carbono amorfo en grafito y c) de carbono amorfo en diamante. Enunciar la ley utilizada en los cálculos anteriores.

5. Las entalpías estándar de formación del C4H10 (g) (butano), CO2 (g) (dióxido de carbono) y H2O (l) (agua) son, respectivamente, −126,15; −393,51 y −285,83 KJ mol−1.

a) Calcula la entalpía de combustión del butano.

b) Deduce, para este caso, la forma que toma la Ley de Hess cuando se conocen las entalpías de formación de reactivos y productos, y calcula mediante ella la entalpía de combustión del butano.

c) ¿Qué cantidad de calor (en KJ) suministrara una bombona que contiene 3 Kg de butano?

d) Determinar el volumen de oxigeno, medido en condiciones normales, que se consumirá en la combustión de todo el butano contenido en la bombona.

Datos: Masas atómicas/u: H=1,0; C=12,0. \(R = \mathrm{0{,}082 \: atm \, L\, K^{-1} \, mol^{-1}}\).

6. (Ext.09-B4) La combustión, en condiciones estándar, de 1 gramo de metano, con formación de CO2 y H2O líquida libera 50 kJ.

a) ¿Cuál es el valor de \(\Delta H^\circ\) para la reacción \(\ce{CH4(g) + 2 O2(g) \rightarrow CO2(g) + 2 H2O(l)}\)?

b) Determine el valor de \(\Delta H^\circ_f\) del metano si \(\Delta H^\circ_f (\mathrm{CO}_2)=-394\) y \(\Delta H^\circ_f (\mathrm{H_2O \,(l)})=-242 \:\mathrm{KJ/mol}\).

7. (Ord.11-A3) a) Calcule la entalpía de formación del eteno, a partir de los valores de las entalpías de combustión siguientes: \(\Delta H^\circ_c\) (eteno): −1409 kJ/mol; \(\Delta H^\circ_c\) (carbono): −394 kJ/mol; \(\Delta H^\circ_c\) (hidrógeno): −286 kJ/mol. b) Comente el significado del signo de la entalpía calculada.

8. (Ext.15-B2) Calcular: a) la variación de entalpía estándar de formación del NH3(g). b) ¿Qué energía se desprende cuando se forman 3,4 L de NH3(g), a 700 mm Hg y 30 °C?

Energías medias de enlace (kJ·mol-1): N≡N: 946; H–H: 436; N–H: 390. \(R = \mathrm{0{,}082 \: atm \, L\, K^{-1} \, mol^{-1}}\).

9. (Ext.12-B3) Sabiendo que las \(\Delta H^\circ\) de formación del CO(g) y la del CH3OH(l) son −110,5 y −239,0 kJ/mol, respectivamente, y que la entropía estándar del CO(g) es 197,5 J/mol K, la del H2(g) es 130,5 J/mol K y la del CH3OH(l) es 127,0 J/mol K, calcule si a 25 °C el proceso \(\ce{CO(g) + 2 H2(g) \rightarrow CH3OH(l)}\) es o no es espontáneo.

10. (Ord.15-A3) A partir de los datos siguientes:

a) Determinar la energía libre de Gibbs, a 25 °C, para la reacción de combustión de un mol de monóxido de carbono (\(\ce{CO(g) + O2(g) \rightarrow CO2(g)}\)).

b) Indicar, razonadamente, si el proceso es espontáneo.

11. Explica por qué muchas reacciones endotérmicas transcurren espontáneamente a altas temperaturas.