Guia Ejercicios Seminario 2 2021

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Fisicoquímica 
Facultad de Farmacia y Bioquímica, UBA 2021 
 
 
SEMINARIO 2 
 
TERMOQUÍMICA 
 
Temario 
 
U en las reacciones químicas. Cálculo de H a partir de U. Ley de Lavoisier-Laplace y Ley de Hess. 
Estados estándar y de referencia. Entalpía de reacción, formación, disolución, combustión, 
atomización, cambio de fase, ionización, de enlace. Dependencia de H de reacción con la 
temperatura: Ley de Kirchhoff. 
 
 
Bibliografía 
 
✓ Química Física, P. Atkins, J. de Paula, 8ª Edición, capítulo 2 
✓ Química Física, P. Atkins, 6ª Edición, capítulos 2 y 3 
✓ Fisicoquímica Básica, W. J. Moore, capítulo 6 
 
 
Ejercicios 
 
1. Se quema una muestra de 0,5 g de n-heptanol (PM=116) en una bomba calorimétrica a volumen 
constante, produciéndose CO2(g) y H2O(l), y la temperatura se eleva 2,93 K. Si la constante global del 
calorímetro (capacidad calorífica del calorímetro y sus accesorios) es de 8,17 J/K y la temperatura inicial 
es 298 K, calcular: a) el calor de combustión por mol de n-heptanol a volumen constante; y b) el calor 
de combustión por mol de n-heptanol a presión constante. 
 
C7H16O (l) + 21/2 O2 (g) ⎯⎯→ 7 CO2 (g) + 8 H2O(l) 
 
 
2. A partir de las siguientes ecuaciones y entalpías estándar de reacción a 298 K, calcule la entalpía de 
formación del AgCl(s) a esa temperatura. 
 
 Ag2O(s) + 2 HCl(g) ⎯⎯→ 2 AgCl(s) + H2O(l) H°=-323 kJ/mol 
 2 Ag(s) + 1/2 O2(g) ⎯⎯→ Ag2O (s) H°=-304 kJ/mol 
 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) ⎯⎯→ HCl (g) H°= -92 kJ/mol 
 H2(g) + 1/2 O2(g) ⎯⎯→ H2O(l) H°=-284 kJ/mol 
 
 
3. En la formación de estalactitas y estalagmitas, la aragonita (CaCO3) se forma a partir de la siguiente 
reacción: 
Ca2+ (ac) + 2 HCO3- (ac) ⎯⎯→ CaCO3 (s) + H2CO3 (ac) 
 
Calcule la entalpía estándar de la reacción, a 298 K, sabiendo que el H°f del CaCO3 es -1207 kJ/mol, 
el H°f en solución acuosa para el H2CO3 es -700 kJ/mol, y el H°f del ión Ca
2+ es -544 kJ/mol. El H°f 
del ión HCO3- lo puede calcular a partir de la reacción de ionización del ácido carbónico, según: 
H2CO3 (ac) ⎯⎯→ HCO3- (ac) + H+ (ac) Hº ionización = 9 kJ/mol 
 
 
4. Dados los siguientes datos a 298 K: 
 
 H°f (C3H6 ,g) = 53,3 kJ/mol E(C-C) = 348 kJ/mol 
 H°f (C ,g) = 717 kJ/mol E(C-H) = 413 kJ/mol 
 H°f (H,g) = 218 kJ/mol 
Calcule: a) el H° de atomización del ciclopropano (C3H6, g); b) el H° de atomización del C3H6 a partir 
de sus energías de enlace (E); y c) la diferencia entre los dos H° de atomización, correspondiente a 
la energía de tensión de los ángulos entre los enlaces del C3H6. 
 
 
 
1 
 
 
5. Calcule la entalpía estándar de formación del etanol: 
2 C (grafito) + 1/2 O2(g) + 3 H2(g) ⎯⎯→ C2H5OH(l), a partir de los datos de energías de enlace y H° 
de atomización a 298 K: 
 
C(grafito) ⎯⎯→ C (g) H° = 717 kJ/mol E(C-C ) = 348 kJ/mol 
O2(g) ⎯⎯→ 2 O (g) H° = 498 kJ/mol E(C-H ) = 413 kJ/mol 
H2(g) ⎯⎯→ 2 H (g) H° = 436 kJ/mol E(C-O ) = 351 kJ/mol 
H°v C2H5OH = 43,5 kJ/mol E(O-H ) = 463 kJ/mol 
 
 
 
6. A 298 K, la entalpía estándar de sublimación (sólido ⎯⎯→ gaseoso) del yodo es 62,3 kJ/mol y la 
entalpía estándar de formación del ácido iodhídrico (HI) gaseoso es 26,5 kJ/mol. Calcule el H que se 
produce cuando el HI (g) se forma a partir de sus elementos constitutivos (I2 y H2) en estado gaseoso 
a 498 K. Las capacidades caloríficas molares medias, para el intervalo de temperaturas 298-498 K, 
son: 
 Cp(H2, g) = 28,8 J/K mol 
 Cp(I2, g) = 36,9 J/K mol 
 Cp(HI) = 29,2 J/K mol 
 
 
7. Calcule la temperatura final del agua cuando se introducen 10 g de hielo a 273 K en un recipiente 
adiabático que contiene 20 g de agua a 363 K. El calor de fusión del agua es 5,98 kJ/mol, el calor 
específico (o capacidad calorífica) del agua puede considerarse independiente de la temperatura y 
puede despreciarse la capacidad calorífica del recipiente. Cp(H2O)= 75,3 J/K mol 
 
 
Ejercicios adicionales 
 
1. Dos barras de 10 g de material, una de vidrio y otra de hierro, son calentadas a 373 K y luego son 
ubicadas en dos recipientes idénticos y aislados conteniendo cada uno 200 g de H2O a 298 K. a) En 
qué recipiente habrá mayor aumento de temperatura? (Cp(vidrio) = 0,8 J/K g; Cp(Fe) = 0,45 J/K g); b) 
cuál será la temperatura final en cada uno de los recipientes? c) si se deseara elevar la temperatura 
del agua a un mismo valor en ambos recipientes por medio de estas dos barras calentadas a la misma 
temperatura, que masa relativa de agua deberá ubicarse en los recipientes? Cp(H2O)= 4,18 J/K g. 
 
2. Un microcalorímetro es un instrumento que, mediante superconductores, detecta cambios de 
temperatura asociados a procesos químicos o biológicos que liberan cantidades muy pequeñas de 
calor. Los microcalorímetros tienen numerosas aplicaciones de interés científico y tecnológico ya que 
poseen una sensibilidad de hasta 1 x 10-4 K ó 1 x 10-10 J. Los termistores detectan aumentos de 
temperatura como un cambio de resistencia eléctrica. El diseño de nuevos materiales superconductores 
permitió fabricar termistores con forma de films muy delgados, extremadamente sensibles a los cambios 
de temperatura y de muy baja capacidad calorífica que pueden ser usados como termómetros 
integrados a la superficie de un microcalorímetro. 
La enzima catalasa cataliza la descomposición del peróxido de hidrógeno según la reacción: 
 
 H2O2 (ac) ⎯⎯→ H2O (l) + 1/2 O2 (g) Hº = -90 kJ/mol 
 
En un experimento de microcalorimetría, se agrega una pequeña cantidad de catalasa cristalizada a 
una solución de H2O2 en un recipiente térmicamente aislado a presión constante. El equipo puede medir 
elevaciones de temperatura no menores a 0,02 K. Estime la mínima concentración detectable de H2O2. 
Considere que la capacidad calorífica de la solución es de 4,18 J/K ml. 
 
3. A partir de los datos de H°f obtenidos del Apéndice 1 calcule: a) la entalpía estándar de reacción a 
298 K, y b) la entalpía de reacción a 500 K para la reacción siguiente: 
 
 NH3 (g) + HCl (g) ⎯⎯→ NH4Cl (s) 
Datos: 
 
 
2 
 
 
Cp(NH3, g) = 35,1 J/K.mol Cp(HCl, g) = 29,1 J/K.mol Cp(NH4Cl, s) = 84,1 J/K.mol 
 
4. A partir de las siguientes entalpías estándar de reacción a 298 K: 
 
 Na(s) + 1/2 Cl2(g) ⎯⎯→ NaCl(s) H° = -411 kJ/mol 
 H2(g) + S(s) + 2 O2(g) ⎯⎯→ H2SO4(l) H° = -806 kJ/mol 
 2 Na(s) + S(s) + 2 O2(g) ⎯⎯→ Na2SO4(s) H° = -1374 kJ/mol 
 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) ⎯⎯→ HCl(g) H° = -91 kJ/mol 
 
Halle los calores de reacción a volumen constante y a presión constante a 273 K para el proceso: 
 2 NaCl(s) + H2SO4(l) ⎯⎯→ Na2SO4(s) + 2 HCl(g) 
 
Datos: Cp(NaCl,s) = 50,5 J/K.mol Cp(H2SO4,l) = 138,9 J/K.mol 
Cp(Na2SO4,s) = 128,2 J/K.mol Cp(HCl,g) = 29,12 J/K.mol 
 
5. Calcule el H° de la reacción: 
 FeO(s) + 2 H+(a=1) ⎯⎯→ H2O (l) + Fe
2+(a=1) 
a partir de las siguientes reacciones y datos a 298 K: 
 2 Fe(s) + 3/2 O2(g) ⎯⎯→ Fe2O3(s) H° = -817 kJ/mol 
 2 FeO(s) + 1/2 O2(g) ⎯⎯→ Fe2O3(s) H° = -282 kJ/mol 
 Fe(s) + 2 H+(a=1) ⎯⎯→ Fe2+(a=1) + H2(g) H° = -87 kJ/mol 
 H2(g) + 1/2 O2(g) ⎯⎯→ H2O(l) H° = -284 kJ/mol 
 
6. Establecer, para las siguientes reacciones, si el H será mayor, igual, o menor que el U (en valor 
absoluto). Suponga que todos los reactivos y productos se encuentran en sus estados estándar a 298 
K y tenga en cuenta: 
 
 H = U + n R T 
 
a) Combustión total de la glucosa: 
 C6H12O6(ac) + 6 O2(g) ⎯⎯→ 6 CO2(g) + 6 H2O(l) 
 
b) Oxidación del naftaleno sólido para producir ácido ftálico sólido: 
 C10H8(s) +9/2 O2(g) ⎯⎯→ C6H4(COOH)2(s) +2 CO2(g)+ H2O(l) 
 
c) Combustión total del etanol: 
 C2H5OH(l) + 3 O2(g) ⎯⎯→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l) 
 
d) Oxidación del sulfuro de plomo para dar óxido de plomo y dióxido de azufre: 
 PbS(s) + 3/2 O2(g) ⎯⎯→ PbO(s) + SO2(g) 
 
7. A partir de la entalpía de combustión del n-butano, calcule el calor de formación de este compuesto 
por mol a 298K. (H°f(H2O) = -286 kJ/mol, H°f(CO2) = -394 kJ/mol) 
 C4H10(g) + 13/2 O2(g) ⎯⎯→ 4 CO2(g) + 5 H2O(l) H = -2879 kJ/mol 
 
8. Dados los siguientes datos a 298 K: 
 H°f(C5H10 ,g) = -77,2 kJ/mol E(C-C) = 348 kJ/mol 
 H°f(C ,g) = 717 kJ/mol E(C-H) = 413 kJ/mol 
 H°f(H,g) = 218 kJ/mol 
 
Calcule: a) el H de atomización del ciclopentano (C5H10, g); b) el H de atomización del C5H10 a partir 
de sus energías de enlace (E). c) Sabiendo que la diferencia entre los dos H de atomización es la 
energía de tensión de los ángulos entre los enlaces del C5H10, compare el valor obtenido con la energía 
de tensión del ciclopropano (C3H6, g), calculada en el ejercicio 4. 
 
 
 
3 
 
 
 
9. A partir de las energías de enlace y los Ho298K dados, calcule: a) el H de atomización del tolueno 
(g); b) el H de atomización del tolueno (g) a partir de las energías de enlace. c) Considerando que la 
diferencia entre los H calculados en a) y b) se denomina energía de resonancia, compare este dato 
con el H de resonancia del naftaleno (287 kJ/mol) 
 
E (C-H) = 413 kJ/mol E(C-C) = 348 kJ/mol E(C=C) = 610 kJ/mol 
 
 
C7H8(l) + 9 O2(g) ⎯⎯→ 7 CO2 (g) + 4 H2O (l) -3910 kJ/mol 
 
 C7H8(l) ⎯⎯→ C7H8 (g) 38,1 kJ/mol 
 
 H2 (g) ⎯⎯→ 2 H (g) 436 kJ/mol 
 
 C (s) ⎯⎯→ C (g) 715 kJ/mol 
 
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ⎯⎯→ H2O (l) -286 kJ/mol 
 
 C (s) + O2 (g) ⎯⎯→ CO2 (g) -394 kJ/mol 
 
 
 
Respuestas 
 
 
Ejercicios 
 
1 a) -5,55 kJ/mol b) -14,2 kJ/mol 
 
2 - 263 kJ/mol 
 
3 19 kJ/mol 
 
4 a) 3406 kJ/mol b) 3522 kJ/mol c) 116 kJ/mol 
 
5 - 280 kJ/mol 
 
6 -5,40 kJ/mol 
 
7 306 K 
 
 
Ejercicios adicionales 
 
1 a) En el cual se encuentre el vidrio 
 b) Tf(vidrio) = 298,7 K; Tf(Fe) = 298,4 K 
 c) Masa de agua (recipiente con vidrio) = 1,78 masa de agua (recipiente con hierro) 
 
2 0,93 mM 
 
3 a) -176 kJ/mol b) -172 kJ/mol 
 
4 U° = 68,8 kJ/mol H° = 73,3 kJ/mol 
 
5 -104 kJ/mol 
 
6 a) H = U b) H <U c) H <U d) H <U 
 
 
 
4 
 
 
7 -127 kJ/mol 
 
8 a) 5842 kJ/mol b) 5870 kJ/mol c) 28 kJ/mol 
 
9 a) 6703 kJ/mol b) 6526 kJ/mol c) 177 kJ/mol