ejercicios de quimica IV resueltos-80

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238 EXÁMENES RESUELTOS DE QUÍMICA BÁSICACAPÍTULO 3 
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Datos 
Mmolar (g/mol): C-12,0; H-1,0; ΔHfusión, agua(s)= 334 J/g, cp, agua(s)= 2,092 
J/g·ºC, cp, agua(l) = 4,184 J/g·ºC. 
 
Resolución 
a) El calor de combustión molar del butano es el calor que se desprende en 
la combustión de un mol de butano. Se plantea el balance de calor en el 
calorímetro. Teniendo en cuenta que las pérdidas de calor del sistema al 
exterior son nulas, el calor desprendido en la combustión de butano es 
absorbido por el agua introducida en la bomba calorimétrica y por la propia 
bomba calorimétrica. 
 
-qreacción = qagua + qbomba calorímetrica 
 
Sustituyendo estos calores por las expresiones matemáticas que permiten 
su cálculo: 
 
-qreacción = magua cp,agua(l) ΔT + Cbomba calorímetrica ΔT 
 
-qreacción = 2 kg · 4,184 kJ/kg·ºC · 2,2 ºC + 2,34 kJ/ºC · 2,2 ºC = 23,56 kJ 
 
El calor de combustión molar, se calcula teniendo en cuenta que la masa 
molar del butano es 58 g/mol: 
 
1,2 g butano ·1 mol butano
58 g butano
= 0,021 mol butano 
 
23,56 kJ = 1121,9 kJ/mol
0,021 mol butano
 qcombustión(C4H10)=-1121,9 kJ/mol 
 
b) Se aprovecha el 85% del calor desprendido en la reacción anterior para 
calentar hielo: 
 
q(absorbe el agua)= 0,85 · 23,56 kJ = 20,03 kJ 
 
Este calor se aprovecha para calentar una masa de agua (m), desde -16 ºC 
hasta 92 ºC, pasando por el cambio de estado a 0 ºC, como se muestra en la 
figura: 
 
 EXÁMENES RESUELTOS DE QUÍMICA 239 JUNIO 2009 
 
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Sustituyendo estos calores por las expresiones matemáticas que permiten 
su cálculo: 
 
20,03 kJ = m·[2,092 kJ/kg ºC (0-(-16))ºC + 334 kJ/Kg + 4,184 kJ/kg 
ºC·(92-0)ºC] 
 
m= 0,03 kg de hielo 
 
 
 
4.- A 1.650 ºC la Kc para el equilibrio H2(g) + CO2(g) ↔ H2O(g) + CO(g) 
vale 4,2. 
a) Calcular las concentraciones en el equilibrio, si en un recipiente de 2 L 
de capacidad se introducen 0,4 moles de H2, 0,4 moles de CO2, 1,0 mol de 
H2O y 1,0 mol de CO. 
b) Sabiendo que la reacción anterior es exotérmica, justificar qué variables 
se deberían aumentar o disminuir para conseguir desplazar el equilibrio 
hacia la derecha. 
 
 
Resolución 
a) Para conocer hacia donde se desplazará el sistema se debe calcular el 
cociente de reacción(Qc), en las condiciones iniciales, y compararlo con la 
constante de equilibrio (Kc). Las concentraciones iniciales son: 
 
[H2]= 
0,4
2
= 0,2 mol/L; [CO2]= 
0,4
2
= 0,2 mol/L; 
 
240 EXÁMENES RESUELTOS DE QUÍMICA BÁSICACAPÍTULO 3 
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[H2O]= 
1,0
2
= 0,5 mol/L; [CO]= 1,0
2
= 0,5 mol/L 
 
2
2
2
2 2 o
[H O][CO] (0,5)Q = = = 6,25c [H ][CO ] (0,2)
⎛ ⎞
⎜ ⎟
⎝ ⎠
 
 
Dado que Qc>Kc, las concentraciones de H2O y CO iniciales deben 
disminuir y las de H2 y CO2 aumentar para llegar a reducir el valor de Qc 
hasta Kc al alcanzar el equilibrio. Por lo tanto, el sistema evoluciona 
netamente de derecha a izquierda de la siguiente manera: 
 
 H2(g) + CO2(g) ↔ H2O(g) + CO(g) 
 Inicio: 0,2 0,2 0,5 0,5 (mol/L) 
 Cambio: +x +x -x -x (mol/L) 
 Equilibrio: 0,2+x 0,2+x 0,5-x 0,5-x (mol/L) 
 
Por lo tanto, en el equilibrio: 
 
2
2
c 2
2 2
[H O][CO] (0,5 - x)K = = = 4,2 
[H ][CO ] (0,2 + x)
⇒ x= 0,03 mol/L 
 
Las concentraciones en el equilibrio son: 
 
[H2] = [CO2] = 0,2 + 0,03 = 0,23 mol/L 
[H2O] = [CO] = 0,5 - 0,03 = 0,47 mol/L 
 
b) A la hora de analizar las variables que influyen en el equilibrio es 
fundamental tener en cuenta el Principio de Le Châtelier, es decir, que el 
sistema siempre responde compensando el esfuerzo que ha provocado la 
ruptura del equilibrio. Teniendo esto en cuenta se puede hacer el análisis 
de la influencia sobre el equilibrio de diferentes variables. 
• Tanto un aumento de la concentración de reactivos como una 
disminución de la de los productos implica un desplazamiento de la 
reacción de izquierda a derecha.