Transcript

EJERCICIOS DE TERMOQUIMICA Y

TERMODINAMICA

1. Calcule el trabajo realizado cuando 2,0 moles de hidrógeno se expanden
isotérmicamente y reversiblemente, desde un volumen de 15 a 50 litros contra una
presión constante de una atmósfera a 25ºC.
SOL.
w = nRTlnV2/V1 = (2,0 mol) (8,3 J.mol-1. K-1) (298K) (ln(50/15) = 5.965 J
Observe los resultados obtenidos en ambos ejemplos y te podrás dar cuenta que el
trabajo máximo se obtiene solo en procesos reversibles.
En un procesos adiabático, q = 0 y ΔE = w. Para un proceso infinitesimal donde el
sistema realiza trabajo sobre los alrededores (w<0) y si la presión es constante,
Entonces:
pdv = -dE ⇒ nRTdv/V = -nCvdT ⇒ Rdv/v = -CvdT/T ⇒
ln(V2/V1) = -(Cv/R) ln(T2/T1) ⇒ V1(T1)Cv/R = V2(T2)Cv/R = C1 = Constante.
Esta última ecuación puede ser expresada como P1(V1)g = P2(V2)g = C2 Constante;
donde g = Cp/Cv
Bajo condiciones no isotérmicas el máximo trabajo reversible adiabático en la
expansión de un gas ideal puede ser calculado como sigue:
PVg = C ⇒ gPVg-1dV + VgdP = 0
VdP = - gPdV
Como PV = nRT ⇒ PdV + VdP = nRdT ⇒ PdV - gPdV = nRdT
PdV = nRdT/1-g
w = ∫PdV = ∫nRdT/1-g = nR(T2 – T1)/ 1-g

2. 2,0 moles de hidrógeno son comprimidos adiabáticamente hasta un volumen de 10 L.
Para el hidrógeno g = 1,41. Calcule la presión y temperatura final del gas
considerado.
SOL.
Inicial: P1 = 1 atm; V1 = 2(22,4) = 48,4 L; T1 = 273 K; n = 2; g = 1,41.
Final: P2 = ?; V2 = 10 L; T2 = ?; n = 2; g = 1,41.
Aplicando la ecuación, P1(V1)g = P2(V2)g ⇒ P2 = P1(V1)g/ (V2)g luego,
P2 = 1(44,8/10)1,41 = 8,30 atm.
T2 = P2V2/nR = 8,30atm 10L/2 mol 0,0821 L/mol K = 505 K = 232 ªC.
3. Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol
de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, es de -
2.219,8 kJ.
SOL.
C3H8(g) + 5 O2(g)------------> 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔHº = –2.219,8 kJ
nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases) n (g) = 3-6 =-3
ΔE = ΔH – Δn x R x T = –2.219 kJ –(-3 mol) x (8,3 Jxmol–1xK–1) x 298 K = 2.214
kJ.
4. Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol
de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, es de -
2.219,8 kJ.
SOL.
C3H8(g) + 5 O2(g)--------> 3 CO2(g) + 4 H2O(l) ΔHº = –2.219,8 kJ
nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases) n (g) = 3-6 =-3
ΔE = ΔH – Δn x R x T = –2.219 kJ –(-3 mol) x (8,3 Jxmol–1xK–1) x 298 K = 2.214
kJ.
5. El calor de combustión del monóxido de carbono es -281,65 kJ/mol. Calcule el calor
de combustión a presión constante.
SOL.
CO(g) + ½ O2 (g) ------>CO2 (g)
ΔHº = ΔEº - ΔnRT = -281,65- (1-3/2)x8,3 J.mol-1K-1x298K = -282,90 kJ/mol

6. Las entalpías de formación del CO(g) y del CO2 (g) son respectivamente -110,53 y -
393,51 kJ/mol respectivamente. Calcule la entalpía de la reacción
CO(g) + ½ O2 (g) ----->CO2 (g)
SOL.
ΔHº = -393,51 – (-110,53+0) = -283 kJ/mol

7. Calcular la entalpía estándar de formación del óxido de zinc a partir de los datos
siguientes:
a) H 2 SO 4 (aq) + Zn (s) —> ZnSO 4 (aq) + H 2 (g) ; /\ H = - 80,1 Kcal
b)2 H 2 (g) + O 2 (g) –> 2 H 2 O (l ) ; /\ H = -136,6 Kcal
c) H 2 SO 4 (aq) + ZnO (s) —> ZnSO 4 (aq) + H 2 O (l ) ; /\ H = - 50,52 Kcal
SOL.
La reacción de formación del óxido de zinc es: Zn (s) + 1/2 O 2 (g) ----–> ZnO (s) .
Y esta reacción se obtiene a partir de las reacciones anteriores combinándolas de
forma que se anulen los compuestos que no entran a formar parte de la reacción
pedida. Se combinan de la forma siguiente:
- c ) ZnSO 4 (aq) + H 2 O (l ) ------> H 2 SO 4 (aq) + ZnO (s) ; /\ H = + 50,52 Kcal
a ) H 2 SO 4 (aq) + Zn (s) ----—> ZnSO 4 (aq) + H 2 (g) ; /\ H = - 80,1 Kcal
1/2 b) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) --------–> H 2 O (l ) ; /\ H = - 68,3 Kcal
__________________________________________________________
Zn (s) + 1/2 O 2 (g) ----–> ZnO (s) /\ H = - 97,88 Kcal

8. Calcular el calor de combustión del butano sabiendo que los calores de formación de
dióxido de carbono, agua líquida y butano son, respectivamente, -393,0; -242,0 y -
125,0 Kj/mol
SOL.
La reacción que hemos de obtener: la combustión del butano es la siguiente:
C 4 H 10 (g) + 13/2 O 2 (g) —> 4 CO 2 (g) + 5 H 2 O (l) mientras que las reacciones
de formación que nos dan son las siguientes:
a) C (s) + O 2 (g) ----> CO 2 (g) ; /\ H = - 393,0 Kj
b) H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) ----> H 2 O (l) ; /\ H = - 242,0 Kj
c) 4 C (s) + 5 H 2 (g) -----> C 4 H 10 (g) ; /\ H = -125,0 Kj
Combinando estas tres reacciones debemos obtener la primera, lo cual se consigue
sumándolas de la forma siguiente:
4.a ) 4 C (s) + 4 O 2 (g) ----> 4 CO 2 (g) ; /\ H = - 1572,0 Kj
5.b) 5 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) ----> 5 H 2 O (l) ; /\ H = - 1210,0 Kj
- c) C 4 H 10 (g) -----> 4 C (s) + 5 H 2 (g) ; /\ H = + 125,0 Kj
____________________________________________________________________
C 4 H 10 (g) + 13/2 O 2 (g) —> 4 CO 2 (g) + 5 H 2 O (l) ; /\ H = - 2657,0 Kj
que es la reacción de combustión del butano y por tanto, esta entalpía así obtenida es
la entalpía de combustión del butano

9. Conociendo las entalpías normales de formación del dióxido de carbono: -94,05
Kcal/mol y del agua líquida: -68,52 Kcal/mol y la entalpía de combustión del
benceno (C 6 H 6 ) : - 781,68 Kcal, calcular la entalpía normal de formación del
benceno.
SOL.
Las reacciones para las cuales nos ofrecen datos sobre sus entalpías son:
a) C (s) + O 2 (g) —> CO 2 (g) ; /\ H = - 94,05 Kcal
b) H 2 (g) + ½ O 2 (g) —> H 2 O (l) ; /\ H = - 68,52 Kcal
c) C 6 H 6 (l) + 15/2 O 2 (g) —> 6 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) ; /\ H = - 781,68 Kcal
Las cuales hemos de combinar para obtener la reacción de formación del benceno,
que es:
6 C (s) + 3 H 2 (g) —> C 6 H 6 (l) Para lo cual debemos asociarlas de la forma
siguiente:
- c) 6 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) —> C 6 H 6 (l) + 15/2 O 2 (g) ; /\ H = + 781,68 Kcal
6 a) 6.C (s) + 6.O 2 (g) —> 6.CO 2 (g) ; /\ H = 6. (- 94,05) = - 564,3 Kcal
3 b) 3.H 2 (g) + 3/2 O 2 (g) —> 3.H 2 O (l) ; /\ H = 3.(- 68,52) = -205,56 Kcal
Las cuales, al sumarlas, queda: 6 C (s) + 3 H 2 (g) —> C 6 H 6 (l) ; /\ H = + 11,82
Kcal

10. La entalpía normal de formación del cloruro de plata sólido es de - 30,4 Kcal/mol,
mientras que para la reacción: Pb (s) + 2 AgCl (s) —> 2 Ag (s) + PbCl 2 (s) Es /\ H
= + 25,1 Kcal . Con estos datos, determine la entalpía normal de formación del
Cloruro de plomo(II) sólido.
SOL.
Las reacciones cuyas entalpías conocemos ya que son las que se nos dan en el
problema, son:
a) Ag ( s ) + 1/2 Cl 2 (g) -----> AgCl ( s ) ; /\ H = - 30,4 Kcal
b) Pb ( s ) + 2 AgCl ( s ) -----> 2 Ag ( s ) + PbCl 2 ( s ) ; /\ H = + 25,1 Kcal
La reacción cuya entalpía hemos de calcular es la reacción de formación del cloruro
de plomo(II) sólido, y es:
Pb ( s ) + Cl 2 ( g ) —> PbCl 2 ( s )
Para obtenerla a partir de las reacciones dadas, hemos de tomar la reacción b) , que
es en la que aparece el PbCl2 ( s ) , y para eliminar el AgCl que está incluido en ella,
se coge 2 veces la reacción a), y nos queda:
2 a) 2.Ag ( s ) + Cl 2 (g) -----> 2.AgCl ( s ) ; /\ H = 2.(- 30,4) = - 60,8 Kcal
b) Pb ( s ) + 2 AgCl ( s ) -----> 2 Ag ( s ) + PbCl 2 ( s ) ; /\ h = + 25,1 kcal
Al sumar ambas: Pb ( s ) + Cl 2 ( g ) —> PbCl 2 ( s ) ; /\ H = - 35,7 kcal
Que es, por tanto, la entalpía de formación del cloruro de plomo(II) sólido

11. Las entalpías de formación del dióxido de carbono gas, y agua líquida son,
respectivamente,-94,05 y -68,52 Kcal/mol, mientras que el calor de combustión del
ácido acético (CH 3 -COOH) líquido es de - 2,08 Kcal/mol. Con estos datos,
determine la entalpía normal de formación del ácido acético líquido.
SOL.
Las reacciones cuyas entalpías conocemos ya que son las que se nos dan en el
problema, son:
a) C ( s ) + O 2 (g) -----> CO 2 ( s ) ; /\ H = - 94,05 Kcal
b) H 2 ( s ) + 1/2 O 2 ( g ) -----> H 2 O ( l ) ; /\ H = - 68,52 Kcal
c) CH3 -COOH( l ) + 2 O 2( g ) -----> 2 CO 2( g ) + 2 H 2 O ( l ) ; /\ H = - 2,08 kcal
La reacción cuya entalpía hemos de calcular es la reacción de formación del ácido
acético líquido, y es: 2 CO( s ) + 2 H 2 (g) + O 2 ( g ) —> CH3 -COOH( l )
Para obtenerla a partir de las reacciones dadas, hemos de tomar la reacción c) dada
la vuelta (- c) , que es en la que aparece el CH3 -COOH( l ) , y para eliminar el CO
2( g ) y el H 2 O ( l ) se deben coger 2 veces las reacciónes a) y b) , y nos queda:
- c) 2 CO 2( g ) + 2 H 2 O ( l ) —> CH3 -COOH( l ) + 2 O 2( g ) ; /\ H = + 2,08
kcal
2 a) 2 C ( s ) + 2 O 2 (g) -----> 2 CO 2 ( s ) ; /\ H = 2.(- 94,05) = - 188,10 Kcal
2 b) 2 H 2 ( s ) + O 2 ( g ) -----> 2 H 2 O ( l ) ; /\ H = 2.(- 68,52) = - 137,04 Kcal
Al sumar ambas: 2 CO( s ) + 2 H 2 (g) + O 2 ( g ) —> CH 3 -COOH( l ) ; /\ H = -
323,06 kcal
Que es, por tanto, la entalpía de formación del ácido acético líquido

12. Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol
de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale -
2219,8 kJ.
SOL.
C3H8(g) + 5 O2(g) ® 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
DH = –2219,8 kJ
nreactivos = 1 + 5 = 6 ; nproductos = 3 (sólo moles de gases) Þ Dn = ‑ 3
DU = DH – Dn x R x T = –2219 kJ + 3 mol x (8,3 Jxmol–1xK–1) x 298 K = -2214
KJ.

13. Calcular la energía del enlace H‑ Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo DHf
º(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación (energías de
enlace) del H2 y del Cl2 de la tabla adjunta.
SOL.
La reacción de disociación del HCl será:
(4) HCl(g)------>H(g) + Cl(g) DH0 = ?

(1) ½ H2(g) + ½ Cl2(g)------->HCl(g) DHfº(HCl) = –92,3 kJ
(2) H2(g)----->2H(g) Ee(H2) = 436,0 kJ
(3) Cl2(g)----->2Cl(g) Ee (Cl2) = 243,4 Kj

(4) = –(1) + ½ (2) + ½ (3)
DHº = – (–92,3 kJ ) + ½ x(436,0 kJ) + ½ x (243,4 kJ) = 432,0 kJ

14. Partiendo de los datos de la tabla, calcular el valor de DHº de la reacción de
hidrogenación del eteno.
SOL.
La reacción es: CH2=CH2(g) + H2(g)----->CH3–CH3(g)
En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H
nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.

DHº = S Ee(enl. rotos) – S Ee(enl. formados) =
1xEe(C=C) + 1xEe(H–H) – 1xEe(C–C) – 2xEe(C–H)
1 mol · 611 kJ/mol + 1mol x 436 kJ/mol
– (1 mol x 347 kJ/mol – 2 mol x 413 kJ/mol) = –126 Kj.

15. ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H2O2(l) ® 2H2O (l) + O2(g) sabiendo
que DHfº(kJ/mol) H2O = –285,8; H2O2 = –187,8 y que S (J/molK) H2O = 69,9;
H2O2 = 109,6; O2 =205,0?
DHº= S npDHfº (productos) – S nrDHfº(reactivos) = 2 DHfº(H2O) + DHfº(O2) –
2DHfº(H2O2)= 2 mol x (-285,8 kJ/mol) + 0 – 2 mol x (–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ

DSº = S np x S0(productos) – S nr x S0(reactivos) = 2 S0(H2O) + S0(O2) –
2S0(H2O2) = 2 mol x (69,9 J/mol x K) + 1 mol x (205,0 J/mol x K) – 2 mol x
(109,6 J/mol x K) = 126,0 J/K

DG0 = D Hº – T xDSº= –196,0 kJ – 298 K x 0,126 kJ/K = –233,5 kJ
Luego será espontánea.

16. Un envase plumavit contiene 200 gr de mercurio a 0º C. Se le agregan 50 gr de
alcohol etílico a 50º C y 100 gr de agua a 100º C. a) Calcular la temperatura final de
la mezcla. Desprecie la capacidad térmica del plumavit.
SOL.
m₁.Ce₁.∆T₁ + m₂.Ce₂.∆T₂ + m₃.Ce₃.∆T₃ = 0
200.0,033.(Tf-0) + 50.0,58.(Tf-50) + 100.1.(Tf-100) = 0
135,6Tf = 11450
Tf = 84.4ºC
17. A un vaso aislante del calor (de plumavit) que contiene 200 cm³ de café a la
temperatura de 95º C, se le agregan 40 cm³ de leche que se encuentra a temperatura
ambiente. Calcular la temperatura de equilibrio que alcanza la mezcla. (Suponer
calor específico de los líquidos igual al del agua y considere un día de primavera
25ºC).
SOL.
m₁.Ce₁.∆T₁ + m₂.Ce₂.∆T₂ = 0
200.1.(Tf-95) + 40.1.(Tf-25) = 0
200Tf – 19000 + 40Tf – 1000 = 0
240Tf = 20000
Tf = 83.33º
18. Según la ecuación termodinámica
SO
2(g)
+ ½ O
2
SO
3(g)
H = -99.1 kJ/mol
Calcule el calor liberado cuando 74.6 g de SO
2
(masa molar= 64.07 g/mol) se
convierten en SO
3
.
SOL.
1 mol SO
2
-------- -99.1 kJ/mol

74.6 g SO
2
x 1 mol SO
2
x -99.1 kJ / 64.07 g SO
2
/ 1mol SO
2
= -115 kJ

19. ¿Qué variación de energía interna se produce al transformarse 100 g de agua a 25ºC
en vapor a 100ºC a la presión constante de 1 atm = 101300 Pa?
Datos: c
e
(agua) 4180 J· kg
–1
· ºC
–1
; L
v
= 2257 kJ· kg
-1
;
R = 8,31 J · mol
–1
· K
–1
; d (agua) = 1000 kg · m
–3
.
SOL.
Q
1
= m · c
e
· T = 0,100 kg · 4180 J· kg
–1
· ºC
–1
· 75ºC = 31350 J
Q
2
= m · L
V
= 0,100 kg · 2257 kJ· kg
–1
= 225700 J
Q = Q
1
+ Q
2
= 31350 J + 225700 J = 257050 J
m 0,1 kg
V
1
=  =  = 10
–4
m
3

d 1000 kg · m
3

m · R · T 0,1 kg· 8,31 J· mol
–1
· K
–1
· 373 K
V
2
=  =  = 0,17 m
3

M · p 0,018 kg · mol
–1
· 101300 Pa
V = V
2
– V
1
= 0,17 m
3
– 10
–4
m
3
= 0,17 m
3

W = –101300 Pa · 0,17 m
3
= –17220 J
U = Q + W = 257000 J + (–17220 J) =239800J
20. Un sistema cerrado, inicialmente en reposo sobre la tierra, es sometido a un proceso
en el que recibe una transferencia neta de energía por trabajo igual a 200KJ. Durante
este proceso hay una transferencia neta de energía por calor desde el sistema al
entorno de 30KJ. Al final del proceso el sistema tiene una velocidad de 60m/s y una
altura de 60m. La masa del sistema es 25Kg, y la aceleración local de la gravedad es
g=9,8m/s2. Determinar el cambio de energía interna del sistema para el proceso.
SOL.
DE=Q+ W
DEK + DEP + DU= Q + W
(

) ((

) (

)) (

)
(

)(

)

21. Un clavo de hierro de 20gr y calor específico 481 J/kg °C está siendo golpeado por
un martillo de 2kg de masa. La velocidad de impacto del martillo es √ si la
mitad de la energía cinética es convertida en energía térmica del clavo, ¿Cuántas
veces hay que golpear el clavo para elevar su temperatura en 25°C?
SOL.
Clavo Martillo
Q
clavo
= m. Ce. ΔT° E
k
=

.m.v
2

Q
clavo
= 0,02kg. 481

. 25 °C E
k
=

. 2kg. (√

)
2

Q
clavo
= 240,5 J E
k
= 13 kg.m
2
/s
2

Q
clavo
= 240,5 J .


E
k
= 13 J
Q
clavo
= 57,48 cal

La mitad de la energía cinética es convertida en energía térmica.
E
k
= 13J ÷ 2 = 6,5 J
Q
martillo
= 6,5 J.


= 1,55 cal
# Golpes =

# Golpes = 37 golpes

22. Determina la entalpía normal de formación del metano, con lo siguientes datos:
DH
0
sublimación
[C(g)] =716,7 kJ/mol; E
enlace
[H–H] = 436,4 kJ/mol; E
enlace
[C–H] =
415,3 kJ/mol.
SOL.
(1) C (s) ----->C (g) ; H
subl
= 716,7 kJ
(2) CH
4
(g)----->C (g) + 4 H (g); 4· E
enlace
[C–H] = 1661,2 kJ
(3) H
2
(g)----->2 H (g); E
enlace
[H–H] = 436,4 Kj
La reacción de formación: C (s) + 2 H
2
(g) ---->CH
4
(g) puede considerarse como:
(1) (2)+ 2· (3)
H
f
= 716,7 kJ – 1661,2 kJ + 2· (436,4 kJ)
H
f
=-71.7 KJ/mol

23. Un sistema tiene un volumen de 25 L absorbe exactamente 1000J de calor, calcular
variación de energía interna para el sistema. si a) el calor se absorbe a volumen
constante b) a medida que el calor se absorbe el sistema se expande contra una
presión constante de 1 atm. Hasta un volumen de 28.95 L c) a medida que el calor se
absorbe el sistema se expande contra una presión constante de 0.56 atm. Hasta un
volumen de 42.63 L
SOL.

)

)
( )

)
( )

24. Una lola se sirve 1000 Cal en alimentos, los que luego quiere perder levantando
pesas de 25 kg hasta una altura de 1.8 m. Calcular el número de veces que debe
levantar las pesas para perder la misma cantidad de energía que adquirió en
alimentos
SOL.
W=1000cal(4.186J/1CAL)=4.186(10
6
)

W
1
=mgh=25kg(10m/s
2
)(1.8m)=450J

(

) =4186000/450=9300veces

25. Una barra de cobre de 1 kg se calienta desde 10º C hasta 100ºC, a la presión
atmosférica. Calcular la variación de energía interna del cobre. c = 387 J/(kgK) para
el cobre. α = 3(1.7x10ºC ), ρc=8900 kg /m
3
SOL.
∆U = Q – W
Q = mc∆T, con c = 387 J/(kg K) para el cobre.
Q = ( )
Q= 3.5 ×104 J
W = P (Vf-V
i
)
∆V = βV0 ∆T, con β = 3α
∆V =5.1x10-5 ºC-1 Vo (100-10) ºC =4.6x10-3 Vo
Vo= m /ρ=1kg/8900 kg/m
3

Vo=1.1(10
-4
) m
3

(

)(

)(

∆U = 3.5x104 J – 0.05 J = 3.49x104 J
26. Calcule el cambio de entalpia estándar para el proceso de fermentación
SOL.
Reacción
C
6
H
12
O
6(S)
 2C
2
H
5
OH
(L)
+ 2CO
2 (G)
H
rxn
= 2H
f
(C
2
H
5
OH) +H
f
(CO
2
) -  H
f
(C
6
H
12
O
6
) 
H
rxn
= (2) (-276, 98KJ/mol) + (2) (-393,5KJ/mol) -  (1) (-1274, 5KJ/mol)
H
rxn
=-66,5KJ/mol
27. Los esquiadores y la gente que realiza actividades a la intemperie en climas fríos
disponen de ciertos hornos portátiles. La envoltura de papel del paquete, permeable
al aire, contiene una mezcla de hierro en polvo, cloruro de sodio y otros
componentes, todo humedecido con un poco de agua. la reacción exotérmica que
produce el calor es muy común , es decir , la formación de herrumbre a partir del
hierro: 4Fe
(s)
+ 3O
2 (G)
2Fe
2
O
3(S)
.Cuando se retira la envoltura de plástico, las
moléculas de O
2
penetran a través del papel, provocando el inicio de la reacción.
Un recipiente común contiene 250 g. de hierro para calentar las manos o los
alimentos durante mas de cuatro horas. ¿Cuánto calor (KJ) se produce por esta
reacción?
SOL.
2(2Fe
(s)
+

O
2 (G)
Fe
2
O
3(S)
) = 4Fe
(s)
+ 3O
2 (G)
2Fe
2
O
3(S)
H=-822,2KJ/mol H
rxn
=2(-822,2KJ/mol) =-1644KJ/mol

250gFe x

x

=-1, 84 x 10
3
KJ

28. Una persona come 0,5 libras de queso (lo que representa una energía de 4000 KJ).
Suponga que no almacena energía en su cuerpo. ¿Qué masa de agua (en gramos) es
necesario que transpire para mantener su temperatura original?(se necesitan 44,0 KJ
para evaporar 1 mol de agua)
SOL.

= 4000KJ x

x




g
h2o
=1,64 x 10
3
g H
2
O
29. Se calcula que el volumen total del océano pacifico es de7, 2 x 10
8
km
3
. Una
bomba atómica mediana produce 1,0 x 10
15
J de energía al hacer explosión. Calcule
el numero de bombas atómicas que se necesitan para liberar la cantidad de calor
suficiente de energía capaz de aumentar la temperatura del agua del océano pacifico
1C.
SOL.

V=7, 2 x 10
8
km
3
x (

)
3
x (

)
3
x(

)
3
V=7, 2 x 10
20
L

4,184

x

x

x 1C=4184J/L

Calor necesario para aumentar la temperatura de 7,2 x 10
20
L de agua es:

(7,2 x 10
20
L)(

) = 3,0 x 10
24
J

N
BOMBAS ATOMICAS
= 3,0 x 10
24
J x (1
BOMBA ATOMICA
/1,0 x 10
15
J)
N
BOMBAS ATOMICAS
=3,0 x 10
9
bombas atómicas

30. Una muestra de 19,2 g de hielo seco (dióxido de carbono solido) se deja sublimar
(evaporar). Calcule el trabajo de expansión realizado en contra de una presión
externa constante de 0,995 atm. Y a una temperatura contante de 22C. suponga
que el volumen inicial del hielo seco es despreciable y el CO
2
se comporta como
un gas ideal.
SOL.
n=19,2 g x


= 0,436 V=

V=
()(

)()

V=10, 6 L

W= -PV

W=-(0,995atm) (10,6L)
W=-10,5L atm x

W=-1,06 x 10
3
J
31. La entalpia de combustión para el ácido benzoico (C
6
H
5
OH) por lo general se utiliza
como estándar para calibración de bombas calorimétricas a volumen constante; su
valor, determinado con exactitud, es de -3226,7 kj/mol. cuando se queman 1,9862g.
de ácido benzoico, la temperatura aumenta desde 21,84C hasta 25,67C.¿ cuál es
la capacidad calorífica del calorímetro ?(suponga que la cantidad de agua que
rodea al calorímetro es exactamente 2000 g)
SOL.
qgua= maguaCeaguaT
qagua= (2000g.)(4,184J/gC)(25,67-21,84) C
qagua=3,2 x 104 J
qagua=32 KJ

qrxn= 1,9862 g.acido benzoico x


x



qrxn=-52,49KJ
qrxn= -(qagua + qcal )
qcal=- qrxn - qagua
qcal=-(-52,49) kj - 32kj
qcal=20,5kj

32. Un ingeniero trabaja en el diseño de un motor nuevo, una de las piezas movidas
contiene 1,4 kg de aluminio y 0,50 kg de hierro y está diseñado para operar a 150°C
. ¿Cuánto calor se requiere para elevar su temperatura de 20°C a 150°C? (Ce
Al
= 910
J/kg.K ; Ce
Fe
= 470 J/kg.K)
SOL.
Q
T
= Q
Al
+ Q
Fe

Q
T
= m
Al
.Ce
Al
.ΔT + m
Fe
.Ce
Fe
.ΔT
Q
T
= m
Al
.Ce
Al
.ΔT + m
Fe
.Ce
Fe
.ΔT
Q
T
= 1,4 Kg . 910

. 130K + 0,50 . 470

. 130K
Q
T
= 165620 J + 30550 J
Q
T
= 1,96. 10
5
J
33. Una bala de plomo de masa 5g se mueve con una energía cinética de 12,6 J , choca
contra un blanco y queda en reposo. ¿Cuál es el incremento en la temperatura de la
bala si no hay flujo de calor hacía el medio ambiente? (Ce
Pb
= 0,03 cal/g °C)
SOL.
Energía cinética de la bala de plomo transformada en calor:
E
k
= 12,6 J
Q = 12,6 J .



Q = 3,024
Q = m . Ce
Pb
. ΔT°
3,024 cal = 5 gr . 0,03

. ΔT°
20,16 °C = ΔT°

34. Calcular el calor que se libera en la combustión de 100 gramos de benceno
(condiciones normales). Entalpía de combustión del benceno (C
6
H
6
) = -783,4
Kcal/mol.
SOL.
C
6
H
6
(l) + 15/2O
2
(g) 6 CO
2
(g) + 3 H
2
O (l)
Según la ecuación de la reacción:

La energía liberada al quemar 100 gramos de benceno es 1004.36 Kcal
35. Los calores de formación del CO
2(1)
y del H
2
O(l) son 97.03 y 68.32 Kcal/mol,
respectivamente, y el calor de combustión de 1 mol de ácido acético (C
2
H
2
O
4(l)
) es
208 Kcal. A partir de esto datos calcular el calor de formación del ácido acético.
SOL.
Sean las ecuaciones de formación del anhídrido (1) y del agua (2) y la ecuación
de combustión del ácido acético (3).
C + O
2
CO
2
+ 97.03 Kcal (1)
H
2
+ ½ O
2
H
2
O + 68.32 Kcal (2)
C
2
H
2
O
4
+ 2O
2
2 CO
2
+ 2 H
2
O + 208 Kcal (3)
Debe determinarse una ecuación termoquímica de formación del C
2
H
2
O
4
a
partir de sus elementos; entonces:
2C + 2O
2
2CO
2
+ 194.04 Kcal
2H
2
+ O
2
2H
2
O + 136.64 Kcal
Sumando:
2C + 2H
2
+ 3O
2
2CO
2
+ 2H
2
O + 330.70 Kcal (4)
Restando (4) menos (3):
2C + 2H
2
+ O
2
- C
2
H
2
O
4
122.70 Kcal
Ordenando:
2C + 2H
2
+ O
2
C
2
H
2
O
4
+ 122.70 Kcal
Por los tanto, el calor de formación del C
2
H
2
O
4
es 122.70 Kcal
36. Si 100 g de agua a 100°C se vierten dentro de una taza de aluminio de 20 g que
contiene 50 g de agua a 20°C, ¿cuál es temperatura de equilibrio del sistema?
SOL.
Sean m1 = 100 g, m2 = 50 g, m3 = 20 g, Ca = 1 cal/ gC, el calor específico del
agua, Chg = 0.215 cal/ g C, el calor especifico del aluminio y Tf la temperatura
final del sistema:
Q100g = Q50g + Q20g
Q100g = Q50g + Q20g

Ca (100C - Tf) =

Ca (Tf – 20C) +

Chg (Tf - 20C)
100g (100C – Tf) =50g (Tf – 20C) + 20g (Tf-20C)
1000C – 10Tf= 5 Tf -100C + 2Tf- 40C
1140C = 17 Tf
Tf= 1140/17
Tf= 162.85 C
37. ¿Cuánto calor debe agregarse a 20 g de aluminio a 20°C para fundirlo
completamente?
SOL.
Sea m = 20 g,

= 0.9 J/g el calor específico del aluminio, Tf la temperatura de
fusión del aluminio, Ti = 20C y Lf = 397 J/g, el calor latente de fusión del aluminio:
Q = m

(Tf – Ti) + mLf
Q = (20 g) (0.9 J/g) (660C - 20C) + (20 g) (397 J/gC)
Q = 19,460 J
38. ¿Cuánto calor se necesita para evaporar un cubo de hielo de 1.0 g inicialmente a
0°C? El calor latente de fusión del hielo es 80 cal/g y el calor latente de
vaporización del agua es 540 cal/g
SOL.
Q = mLf + mC∆T + mLv
Q = (1 g) (80 cal/g) + (1 g) (1 cal/gC) (100C – 0C) + (1 g) (540 cal/g)
Q = 80 cal + 100 cal + 540 cal
Q = 720 cal

39. Con un litro de agua a 30°C se prepara té helado. ¿Cuánto hielo a 0°C debe
agregarse para reducir la temperatura del té a 10°C?
SOL.
Sea m = 1 kg, la masa de 1 litro,

la masa del hielo que se va a fundir, C la
capacidad calorífica del agua, Ti = 30C, Tf = 10C y Lf = 80kcal/kg

Entonces:

-mC (Tf – Ti) =

Lf +

C (Tf - 0C)
1Kgx1kcal/kgC x (30-10) =

+

x 1,000kcal/KgCx (10C)
20= 90

/Kg

=0.222Kg

40. Dos balas de plomo de 5.0 g. ambas a temperatura de 20°C. Chocan de frente
cuando cada una se mueve a 500 m/s. Suponiendo una colisión perfectamente
inelástica y ninguna pérdida de calor hacia la atmósfera, describa el estado final del
sistema de las dos balas.
SOL.
Q=Ec

=

=

()()

625 joule

625 joule=0.005Kg x 128

(Tf-20)
976.5625=Tf-20
Tf=996.5625


41. Cuando un conductor frena un automóvil. La fricción entre los tambores y las
balatas de los frenos convierten la energía cinética del auto en calor. Si un automóvil
de 1500 kg que viaja a 30 m/s se detiene, ¿cuánto aumenta la temperatura en cada
uno de los cuatro tambores de hierro de 8 kg de los frenos? (Ignore la pérdida
térmica hacia los alrededores).
SOL.
Q=Ec
Q=

=

()()

= 675000 joule
Q=mCeΔT = 8Kg x 448

ΔT=675000 joule
ΔT= 188.337
Cambio de temperatura de cada tambor =

=47.1
42. Una bala de plomo de 3.0 g se desplaza a 240 m/s cuando se incrusta en un bloque
de hielo a 0°C. Si todo el calor generado funde el hielo, ¿qué cantidad de hielo se
derrite? (El calor latente de fusión para el hielo es de 80 Kcal. /Kg)
SOL.
Ec=Q
Q=

==

()()

86.4 joule x

20.64 cal
Q=m

20.64 cal =m x 80000cal/Kg
m = 0.000258kg si la bala esta a 0ᵒC
43. Un calorímetro de cobre con masa igual a 50 g contiene 250 g de agua a 100 °C. Un
cuerpo de aluminio a la temperatura de 10 °C se coloca en el interior del
calorímetro. El calor específico del cobre es Ce cobre= 0,094 cal /g °C y el de
aluminio es Ce Al= 0,22 cal /g°C. Sabiendo que la temperatura de equilibrio es 50
°C. ¿Cuál es la masa del cuerpo de aluminio (aproximadamente)?
SOL.
Q sistema = q cal + qh2o + q reacción
Q Sistema = 0
Q reacción = -(q cal + q h2O)
q cal =

ΔT
q cal =

(50ᵒC-100ᵒC)
q cal = 50gx 0.094cal/g°C x (-50°C)
q cal = -235 cal
q h2o =

(50ᵒC-100ᵒC)
q h2o = 250gx 1cal/g°C x (-50°C)
q h2o = -12500cal
q reacción = 12750 cal
q reacción = q aluminio
12750 cal=

(50ᵒC-10ᵒC)
12750 cal = m x 0, 22 cal/g°C x (40°C)
m = 1448.86 g Al

44. Sea un calorímetro de agua de capacidad térmica 50 cal / °C. Tomamos un pedazo
de hierro con masa de 70 g; lo calentamos en un reservorio lleno de vapor de agua
en ebullición, lo introducimos seguidamente en el calorímetro que contiene 412 g de
agua a la temperatura de 12,4 °C. Sabiendo que la temperatura final del sistema fue
de 13,9 °C. Determine el calor específico del hierro.
SOL.
Q sistema = q cal + qh2o + q reacción
Q Sistema = 0
Q reacción = -(q cal + q h2O)
q cal =

ΔT
q cal = 50 cal / °C x (13,9 °C-12,4 °C)
q cal = 75 cal
q h2o =

(13,9 °C-12,4 °C)
q H20 = 412 g x 1 cal /g°C x 1.5°C
q H2O = 618 cal
q Reaccion = - 693 cal
q reacción = q hierro
-693 cal = =

(13.9ᵒC-100ᵒC)
-693 cal = 70 g x C Fe x -86.1ᵒC

= 0.115 cal /g ᵒC

45. Un calorímetro de hierro de masa igual a 300 g contiene 350 g de agua a 0°C, en la
cual se sumerge un bloque de plomo de masa 500 g y calentado a 98 °C. La
temperatura de equilibrio térmico es de 23 °C. Siendo el calor específico del hierro
igual a 0, 116 cal /g °C. Determine el calor específico del plomo
SOL.
Q sistema = q cal + qh2o + q reacción
Q Sistema = 0
Q reacción = -(q cal + q h2O)

q cal =

ΔT
q cal =

(23ᵒC-0ᵒC)
q cal = 300g x 0.116 cal /gᵒC x 23ᵒC
q cal = 800.4 cal

q h2o =

(23 °C-0°C)
q h2o = 350 g x 1 cal / g °C x 23 °C
q h2o = 8050 cal
q reacción = - 8850.4 cal

q reacción = q Pb
-8850.4cal =

(23 °C-98°C)
-8850.4cal = 500 g x C Pb x (-75°C)

= 0.236 cal / g°C

46. Un perdigó de plomo (Pb) con una masa de 26.47 g a 89.98 °C se colocó en un
calorímetro a presión constante de capacidad calorífica insignificante que contenía
100 ml de agua. La temperatura del agua se elevó de 22.5 a 23.17°C. ¿Cuál es el
calor específico del perdigón de plomo?
SOL.
Q
Pb
= -Q
H2O

Q
H2O
=(100g)(4.184 J/g.°C)(23.17°C – 22.5°C)
Q
H2O
= 280.3J
Q
Pb
= -280.3J
Q
Pb
= m C
e
t
-280.3J= (26.47 g)(C
e
)(23.17°C – 22.5°C)
C
e
= 0.158 J/g°C
47. Será o no espontánea la siguiente reacción 2H
2
O
2
(l) 2H
2
O

(l) + O
2
(g) Sabiendo que
H
f
0
(kJ/mol) H
2
O = –285,8; H
2
O
2
= –187,8 y que S (J/molK) H
2
O = 69,9; H
2
O
2
=
109,6; O
2
= 205,0?
SOL.
H

=2 H
f
(H
2
O) + H
f
(O
2
) – 2 H
f
(H
2
O
2
)
H = 2 mol x (-285,8 kJ/mol) + 0 – 2 mol x (–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ
S =2 S(H
2
O) + S(O
2
) – 2 S(H
2
O
2
)
S=2 mol x (69,9 J/molxK)+ 1 mol x (205,0 J/mol x K) – 2 mol x (109,6 J/mol.K)
S = 126,0 J/K
G
0
= H
0
– T x S
0
= –196,0 kJ – 298 K x 0,126 kJ/K = -233,5kJ
Es espontánea.

48. Calcular la variación de entalpía estándar en la hidrogenación del acetileno para
formar etano, sabiendo que la entalpía de formación estándar del etano es -85
Kj/mol, y que la entalpía de formación estándar del acetileno es 227 Kj/mol.
SOL.
C
2
H
2
(g) + H
2
(g) C
2
H
6
(g)
C
2
H
2
(g) + 2H
2
(g) C
2
H
6
(g)
H

= H
o
[(C
2
H
6
)] – { H
0
(C
2
H
2
) + H
0
(H
2
)}
H=-85 KJ/mol – [ 227 KJ/mol + 0 KJ/mol] = -312 KJ/mol.
49. Según la ecuación termodinámica
SO
2(g)
+ ½ O
2
SO
3(g)
H= -99.1 kJ/mol
Calcule el calor liberado cuando 74.6 g de SO
2
(masa molar= 64.07 g/mol) se
convierten en SO
3
.
SOL.
1 mol SO
2
--------> -99.1 kJ/mol

74.6 g SO
2
x 1 mol SO
2
x -99.1 kJ / 64.07 g SO
2
/ 1mol SO
2
= -115 kJ

50. Calcule el calor liberado cuando se queman 266 g de fósforo blanco (P
4
)en aire, de
acuerdo con la ecuación.
SOL.
P
4(s)
+ 5 O
2(g)
P
4
O
10
H= -3013 kJ/mol

1 mol P
4
--------- -3013 kJ/mol

266g P
4
x 1 mol P
4
x -3013 kJ = 6463.37 kJ

124 g P
4
1 mol P
4

51. Si 100 g de agua a 100°C se vierten dentro de una taza de aluminio de 20 g que
contiene 50 g de agua a 20°C, ¿cuál es temperatura de equilibrio del sistema?
SOL.
m
1
= 100 g, m
2
= 50 g, m
3
= 20 g
Ce(H
2
O) = 1 cal/ g°C Ce(Al) = 0.215 cal/ g°C
Tf =?
-Q(100g) = Q(50g) + Q(20g)
-m
1
.Ce(H
2
O)(Tf-100°C) = m
2
.Ce(H
2
O). (Tf – 20°C) + m
3
.Ce(Al) (Tf – 20°C)
100g(1cal/g°C)(100°C-Tf)=50g(1cal/g°C)(Tf-20°C)+20g(0.215cal/g°C)(Tf-20°C)
1000°C-10Tf = 5Tf – 100°C + 2Tf – 40°C
1140°C = 17Tf

 Tf = 162,85°C

52. ¿Cuánto calor debe agregarse a 20 g de aluminio a 20°C para fundirlo
completamente?
SOL.
m(Al) = 20 g
Ce(Al)= 0.9 J/g
Tfusión (Al)=
Ti = 20°C y Lf(Al) = 397 J/g, (calor latente de fusión)
Q = m Ce(Al)(Tf – Ti) + mLf
Q = (20 g) (0.9 J/g) (660°C – 20°C) + (20 g) (397 J/g°C)

 Q = 19,460 J

53. A un vaso aislante del calor que contiene 200 cm³ de café a la temperatura de 95º C,
se le agregan 40 cm³ de leche que se encuentra a temperatura ambiente. Calcular la
temperatura de equilibrio que alcanza la mezcla. (Suponer calor específico de los
líquidos igual al del agua y la temperatura de 25ºC).
SOL.
m₁.Ce₁.∆T₁ + m₂.Ce₂.∆T₂ = 0
200.1.(Tf-95) + 40.1.(Tf-25) = 0
200Tf – 19000 + 40Tf – 1000 = 0
240Tf = 20000

 Tf = 83.33ºC

54. Un recipiente de aluminio de 300g contiene 200g de agua a 10º C. Si se vierten
100g más de agua, pero a 100º C, calcular la temperatura final de equilibrio del
sistema.
SOL.
m₁.Ce₁.∆T₁ + m₂.Ce₂.∆T₂ + m₃.Ce₃.∆T₃ = 0
300.0,215.(Tf-10) + 200.1.(Tf-10) + 100.1.(Tf-100)= 0
364Tf = 12645

 Tf = 346ºC

55. Un calorímetro contiene 200 gr de mercurio a 0º C. Se le agregan 50 gr de alcohol
etílico a 50º C y 100 gr de agua a 100º C. a) Calcular la temperatura final de la
mezcla. Desprecie la capacidad térmica del calor
SOL.
m₁.Ce₁.∆T₁ + m₂.Ce₂.∆T₂ + m₃.Ce₃.∆T₃ = 0
200.0,033.(Tf-0) + 50.0,58.(Tf-50) + 100.1.(Tf-100) = 0
135,6Tf = 11450
 Tf = 84.4ºC

56. La entalpía normal de formación del cloruro de plata sólido es de - 30,4 Kcal/mol, mientras
que para la reacción:
Pb (s) + 2 AgCl (s) —> 2 Ag (s) + PbCl 2 (s) Es /\ H = + 25, 1 Kcal.
Con estos datos, determine la entalpía normal de formación del Cloruro de plomo (II) sólido.

Las reacciones cuyas entalpías conocemos ya que son las que se nos dan en el problema, son:
a) Ag (s) + 1/2 Cl 2 (g) -----> AgCl (s) ; /\ H = - 30,4 Kcal
b) Pb (s) + 2 AgCl (s) -----> 2 Ag (s) + PbCl 2 (s) ; /\ H = + 25,1 Kcal
SOL.

La reacción cuya entalpía hemos de calcular es la reacción de formación del cloruro de plomo
(II) sólido, y es:
Pb (s) + Cl 2 (g) —> PbCl 2 (s)

Para obtenerla a partir de las reacciones dadas, hemos de tomar la reacción b que es en la que
aparece el PbCl2 (s), y para eliminar el AgCl que está incluido en ella, se coge 2 veces la
reacción a y nos queda:

2 a) 2.Ag (s) + Cl 2 (g) -----> 2.AgCl (s); /\ H = 2(- 30, 4) = - 60,8 Kcal
b) Pb (s) + 2 AgCl (s) -----> 2 Ag (s) + PbCl 2 (s); /\ h = + 25,1 kcal
--------------------------------------------------------------------------------------------
Al sumar ambas: Pb (s) + Cl 2 (g) —> PbCl 2 (s); /\ H = - 35,7 kcal
Que es, por tanto, la entalpía de formación del cloruro de plomo (II) sólido.


57. Las entalpías de formación del dióxido de carbono gas, y agua líquida son, respectivamente,-
94,05 y - 68,52 Kcal/mol, mientras que el calor de combustión del ácido acético (CH 3 -
COOH) líquido es de - 2,08 Kcal/mol. Con estos datos, determine la entalpía normal de
formación del ácido acético líquido.
SOL.

La reacción cuya entalpía hemos de calcular es la reacción de formación del ácido acético
líquido, y es:
2 CO(s) + 2 H 2 (g) + O 2 (g) —> CH3 –COOH (l)

Para obtenerla a partir de las reacciones dadas, hemos de tomar la reacción c) dada la vuelta
(- c), que es en la que aparece el CH3 -COOH(l), y para eliminar el CO 2(g) y el H2O (l) se
deben coger 2 veces las reacciones a) y b), y nos queda:

- c) 2 CO 2(g) + 2 H 2 O (l) —> CH3 –COOH (l) + 2 O 2(g); /\ H = + 2, 08 kcal
2 a) 2 C (s) + 2 O 2 (g) -----> 2 CO 2 (s); /\ H = 2(- 94, 05) = - 188, 10 Kcal
2 b) 2 H 2 (s) + O 2 (g) -----> 2 H 2 O (l); /\ H = 2(- 68,52) = - 137,04 Kcal
--------------------------------------------------------------------------------------------
Al sumar ambas: 2 CO(s) + 2 H 2 (g) + O 2 (g) —> CH 3 -COOH (l); /\ H = - 323, 06 kcal
Que es, por tanto, la entalpía de formación del ácido acético líquido.

58. Sabiendo que la entalpía de combustión de la propanona, CH3-CO-CH 3 (L) es H = -187,2
Kj/mol, hallar la entalpía de formación de la misma, si las entalpías de formación del
dióxido de carbono y del agua líquida son, respectivamente: - 393,5 y - 285,8 Kj/mol.
(Suponer que el agua final se obtiene en estado líquido.)

Las reacciones de las cuales nos ofrecen datos sobre sus entalpías son:

a) CH3-CO-CH 3 (L) + 4 O 2 (g) —> 3 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) H = -187, 2 Kj
b) C (s) + O 2 (g) ----> CO 2 (g) )H = -393,5 Kj
c) H 2 (g) + ½ O 2 (g) ----> H 2 O (L) )H = -285,8 Kj
SOL.
Las cuales hemos de combinar para obtener la reacción de formación del benceno, que es: 3
C (s) + 6 H 2 (g) + ½ O 2 (g) —> CH 3 -CO-CH 3 (L) Para lo cual debemos asociarlas de la
forma siguiente:

- a) 3 CO 2 (g) + 3 H 2 O (L) —> CH3-CO-CH 3 (L) + 4 O 2 (g) H = + 187,2 Kj
3 b) 3.C (s) + 3.O 2 (g) ----> 3.CO 2 (g) )H = - 1180,5 Kj
3 c) 3.H 2 (g) + 3/2 O 2 (g) ----> 3. H 2 O (L) )H = - 857,4 Kj
--------------------------------------------------------------------------------------------
Las cuales, al sumarlas, queda: 3 C (s) + 6 H 2 (g) + ½ O 2 (g) —> CH 3 -CO-CH 3 (L) ; /\ H
= - 1850,7 Kj
Por lo que la entalpía de formación de la acetona (propanona) es /\ H = - 1850,7 Kj/mol.


59. Conociendo las entalpías normales de formación del dióxido de carbono: -94,05 Kcal/mol y
del agua líquida: -68,52 Kcal/mol y la entalpía de combustión del benceno (C 6 H 6): -
781,68 Kcal, calcular la entalpía normal de formación del benceno.

Las reacciones para las cuales nos ofrecen datos sobre sus entalpías son:
a) C (s) + O 2 (g) —> CO 2 (g); /\ H = - 94, 05 Kcal
b) H 2 (g) + ½ O 2 (g) —> H 2 O (l); /\ H = - 68,52 Kcal
c) C 6 H 6 (l) + 15/2 O 2 (g) —> 6 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l); /\ H = - 781,68 Kcal
SOL.
Las cuales hemos de combinar para obtener la reacción de formación del benceno, que es:
6 C (s) + 3 H 2 (g) —> C 6 H 6 (l) .Para lo cual debemos asociarlas de la forma siguiente:

- c) 6 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) —> C 6 H 6 (l) + 15/2 O 2 (g); /\ H = + 781, 68 Kcal
6 a) 6.C (s) + 6.O 2 (g) —> 6.CO 2 (g); /\ H = 6(- 94, 05) = - 564, 3 Kcal
3 b) 3.H 2 (g) + 3/2 O 2 (g) —> 3.H 2 O (l); /\ H = 3(- 68,52) = -205,56 Kcal
--------------------------------------------------------------------------------------------
Las cuales, al sumarlas, queda: 6 C (s) + 3 H 2 (g) —> C 6 H 6 (l); /\ H = + 11,82 Kcal.


60. Las entalpías de formación del dióxido de carbono gas, y agua líquida son, respectivamente,-
94,05 y - 68,52 Kcal/mol, mientras que el calor de combustión del ácido acético (CH 3 -
COOH) líquido es de - 2,08 Kcal/mol. Con estos datos, determine la entalpía normal de
formación del ácido acético líquido.
Las reacciones cuyas entalpías conocemos ya que son las que se nos dan en el problema, son:

a) C (s) + O 2 (g) -----> CO 2 (s); /\ H = - 94, 05 Kcal
b) H 2 (s) + 1/2 O 2 (g) -----> H 2 O (l); /\ H = - 68, 52 Kcal
c) CH3 -COOH( l ) + 2 O 2( g ) -----> 2 CO 2( g ) + 2 H 2 O ( l ) ; /\ H = - 2,08 kcal
SOL.
La reacción cuya entalpía hemos de calcular es la reacción de formación del ácido acético
líquido, y es:
2 CO(s) + 2 H 2 (g) + O 2 (g) —> CH3 –COOH (l)

Para obtenerla a partir de las reacciones dadas, hemos de tomar la reacción c) dada la vuelta
(- c), que es en la que aparece el CH3 –COOH (l) , y para eliminar el CO 2(g) y el H 2 O (l)
se deben coger 2 veces las reacciones a y b , y nos queda:

- c) 2 CO 2(g) + 2 H 2 O (l) —> CH3 –COOH (l) + 2 O 2(g); /\ H = + 2, 08 kcal
2 a) 2 C (s) + 2 O 2 (g) -----> 2 CO 2 (s); /\ H = 2(- 94,05) = - 188,10 Kcal
2 b) 2 H 2 (s) + O 2 (g) -----> 2 H 2 O (l); /\ H = 2(- 68,52) = - 137,04 Kcal
--------------------------------------------------------------------------------------------
Al sumar ambas: 2 CO(s) + 2 H 2 (g) + O 2 ( g ) —> CH3 -COOH( l ) ; /\ H = - 323,06 kcal
Que es, por tanto, la entalpía de formación del ácido acético líquido.