QUIMICA II

UNIVERSIDAD DEL ZULIA

FACULTAD DE INGENIERIA

CICLO BASICO

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

CATEDRA: QUIMICA II

PROF(A) Neida Núñez

 

 

GUIA DE EJERCICIOS DE TERMODINAMICA (Parte I)

 

1.- Un calorímetro a presión constante contiene 150g de agua a 24.6ºC. Se calienta un bloque de metal molibdeno que pesa 110g a 100ºC y se coloca en el agua del calorímetro. La temperatura del agua se eleva a 28.0ºC. ¿Cuál es el calor específico del molibdeno? Ignore la capacidad calorífica del calorímetro.

R: 0.269 J/gºC

 

2.- Cuando se mezclan 50.0 mL de sulfato de cobre (II), CuSO4, 1.00mol/L y 50.0mL de hidróxido de potasio, KOH, 2.00mol/L en un calorímetro a presión constante, la temperatura de de la mezcla se eleva de 21.5ºC a 27.7ºC. Calcule el calor de reacción. Considere despreciable el calor absorbido por el calorímetro y que el calor específico y la densidad de la solución después de la mezcla son los mismos del agua pura.

CuSO4(ac)  +  2KOH8(ac)  →  K2SO4(ac)  +  Cu(OH)2(s)

R: 51.8 J/mol

 

3.-  Calcule el trabajo realizado cuando se disuelven 50.0g de  estaño Sn(s) en un exceso de ácido clorhídrico a 1.00atm y 25ºC.

Sn(s)  +  2HCl(ac)    →       SnCl2(ac)  +  H2(g)

R: -1.0 kJ

 

4.- De un baño de agua a 100ºC se retiró una joya de oro  que pesaba 5.1g y se introdujo en un calorímetro a presión constante que contenía 16.9g de agua a 22.5ºC. La temperatura del agua se elevó a 23.2ºC; por los experimentos de calibración se sabe que la capacidad calorífica del calorímetro es de 1.54 J/ºC, ¿Cuál es el calor especifico de esta joya? El calor especifico del oro puro es de 0.129 J/gºC, ¿es la joya de oro puro?

R: 0.129 J/gºC

 

5.- a) Calcule el calor  que debe proporcionarse a un vaso de acero inoxidable de 500.0g que contiene 450.0g de agua, para elevar la temperatura de 25.0 ºC, al punto de ebullición del agua, 100ºC. b) ¿Qué % de calor se usa para elevar la temperatura del agua? El ceacero = 0.51 J/gºC y el ceagua = 4.184 J/gºC.

R: a) 160.3 kJ y b) 88.1%

 

6.- Una muestra de gas en un cilindro de 3.42L a 298K y 2.57atm se expande a 7.39L por dos vías diferentes. La vía A es una expansión isotérmica  reversible. La vía B es una expansión irreversible contra una presión externa constante de 1.19atm.

R: En A w = -687J y en B w = -479J

 

7.- Suponiendo que todos los gases son ideales, calcule la cantidad de trabajo realizado en cada una de las siguientes reacciones. En cada caso, ¿es el trabajo realizado por o sobre el sistema?

 

a)      La oxidación de un mol de HCl(g) a 200ºC y 1.00atm.

4HCl(g)  +  O2(g)  →  2Cl2(g)  +  2H2O(g)

 

b)      La descomposición de un mol de monóxido de nitrógeno a 300ºC y 1.00atm.

2NO(g)  →  N2(g)  +  O2(g)

R: a) 983 J y b) 0 J

                                                                                                       

 

8.- Una muestra de 1.80g de octano, C8H18, se quemó en una bomba calorimétrica, cuya capacidad calorífica total era de 11.66kJ/ºC. La temperatura del calorímetro y de su contenido ascendió de 22.36ºC a 28.78ºC. ¿Cuál es el calor de combustión por gramo de octano? ¿Por mol de octano?

R: -48.1 kJ/g y  -5.48x103 kJ/mol

 

9.- Un calorímetro a presión constante calibrado con una capacidad calorífica de 21.6J/ºC, contiene 100.0mL de HCl 0.300mol/L a 20.3ºC. Cuando se añaden 1.82g de Zn(s) la temperatura se eleva hasta 30.5ºC ¿Cuál es el cambio en la energía interna de la reacción? Suponga que no se pierde calor cuando el H2(g) se escapa y que la densidad y el calor especifico de la solución resultante es igual a la del agua. La reacción ocurre a 20.3ºC y 1.00atm.

Zn(s)  +  2HCl(ac)  →  ZnCl2(ac)  +  H2(g)

R: -4.60 kJ

 

10.- En una bomba calorimétrica se queman 0.3268g de cafeína, C8H10O2N4. En el proceso se liberan 4.243x102 kJ en forma de calor. La bomba calorimétrica tiene una capacidad calorífica total de 5.136 kJ/ºC. Calcule la temperatura final del agua, sabiendo que la temperatura inicial es de 22.43ºC.

R: 23.82ºC

UNIVERSIDAD DEL ZULIA

FACULTAD DE INGENIERIA

CICLO BASICO

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

CATEDRA: QUIMICA II

PROF(A) Neida Núñez

 

 

GUIA DE EJERCICIOS DE TERMODINAMICA (Parte II)

 

1.- Dos fases en la fabricación industrial del ácido sulfúrico son la combustión del azufre y la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre. A partir de las entalpías de reacción estándar

S(s)   +   O2 (g)   →   SO2 (g);   ΔH = -296.83 kJ/mol reacc.

2S(s)   +   3O2 (g)   → 2 SO3 (g);   ΔH = -791.44 kJ/mol reacc.

Calcule la entalpía de reacción para le oxidación de dióxido de azufre a trióxido de azufre en la reacción:           2SO2 (g)  +  O2 (g)    → 2 SO3 (g).

 

2.- En la fabricación  de ácido nítrico la oxidación de amoniaco, el primer producto es óxido nítrico que luego se oxida a  dióxido de nitrógeno. A partir de las entalpías de reacción estándar

N2 (g)    +   O2 (g)  →  2NO (g);  ΔH = 180.5 kJ/mol reacc.

N2 (g)    +   2O2 (g)  → 2 NO2 (g);  ΔH = 66.4 kJ/mol reacc.

     Calcule la entalpía de reacción para le oxidación de óxido nítrico a  dióxido de nitrógeno:                   2NO (g) +   O2 (g)    → 2 NO2 (g)

 

3.-. El peroxido de hidrogeno, H2O2, es un líquido incoloro, cuyas soluciones se emplean como blanqueador y antiséptico. El  H2O2  se puede preparar en n proceso cuyo cambio general es H2 (g)  +  O2 (g)   →   H2O2 (l). Calcule el cambio de entalpía usando los datos siguientes:

H2O2 (l)  →  H2O (l)  +  ½ O2 (g);   ΔH = -98.0 kJ/mol reacc.

2H2 (g)  +  O2 (g)  →  2H2O (l);  ΔH = -571.6 kJ/mol reacc.

 

4.- El ácido fosfórico, H3PO4, se puede preparar por la reacción de óxido de fósforo (V), P4O10, con agua.          ¼ P4O10(s)    +   3/2 H2O (l)  →  H3PO4 (ac); ΔH = -113.2 kJ/mol reacc.

¿Cuál es  el ΔH para la reacción que comprende 1 mol de P4O10?

P4O10(s)    +   6H2O (l)  →  4H3PO4 (ac)

 

5.- Cuando el fósforo blanco arde en aire, produce óxido de fósforo (V).

P4(s) +   5 O2 (g)   →   P4O10(s);    ΔH = -2940 kJ/mol reacc.

¿Cuál es  el ΔH para la ecuación siguiente?          P4O10(s) →   P4 (s) +   5 O2(g)

 

6.- El amoniaco arde  en presencia se un catalizador de cobre para formar gas nitrógeno

4NH 3(g)  +  3O2 (g)    →  2N2 (g)    +   6H2O (g);  ΔH = -1267 kJ/mol reacc.

¿Cuál es  el cambio en la entalpía al quemar 25.6g de amoniaco?

R: -476 kJ

 

7.- El propano, C3H8, es un combustible gaseoso común.  Calcule los gramos de propano que se necesitan para proporcionar 255 kJ de calor según la reacción

C3H8 (g)  +  5O2 (g)    →  3CO2 (g)  +   4H2O (g); ΔH = -2044 kJ/mol reacc.

     R: 5.50g

 

8.- Cuando el carbonato de calcio, CaCO3, se calienta se descompone en óxido de calcio. CaCO3(s)   →     CaO(s)   +   CO2 (g); ΔH = 178.3 kJ/mol reacc.

     ¿Cuanto calor se requiere para descomponer 12.0g se carbonato de calcio?

     R: 21.4 kJ

 

9.- Suponga que 50.0gramos de H2O a 20.0 ºC se mezclan con 65.0gramos de H2O a 50.0 ºC a presión atmosférica constante en un vaso térmicamente aislado. Calcule ΔSsis y ΔStot para el proceso.

R: ΔS agua fría = 11.87 J/K; ΔS agua cliente = -11.08 J/K;  ΔStot = 0.79 J/K

 

10.- Un científico propuso las siguientes dos reacciones para producir etanol, un combustible líquido:

     (A)    C2H4 (g)   +   H2O (g)   →      CH3CH2OH (l)

     (B)    C2H6 (g)   +   H2O (g)   →      CH3CH2OH (l)   +   H2 (g)

     Se  prefiere la reacción B si es espontánea, porque C2H6 (g)    es un material de inicio más económico que  C2H4 (g). Asuma condiciones estándar y determine si cualquiera de las  reacciones es termodinámicamente espontánea.

 

11.- ¿Cuál es la temperatura mínima a la que la magnesita Fe3O4, puede reducirse a hierro mediante el uso de carbono? Utilice los datos termodinámicos tabulados

     Fe3O4(s)   +     2C(s)  →  3Fe(s)   +  2CO2 (g)

R: 565 ºC

 

12.- Estime la temperatura a la cual pueda esperarse que el carbonato de magnesio se descomponga en óxido de magnesio y dióxido de carbono.

R: 301.8 ºC