Cap_1-Termodinámica_PP_Solución

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Capítulo I. ASPECTOS TERMODINÁMICOS 
DE LAS REACCCIONES QUÍMICAS 
 
SOLUCIÓN A PROBLEMAS PROPUESTOS 
 
1. La combustión de 0,0222 g de vapor de isooctano, C8H18, a presión constante, eleva 
la temperatura de un calorímetro en 0,400 ºC. La capacidad calorífica combinada del 
calorímetro y del agua es de 2,48 kJ/ºC. (a) Halle el calor molar de combustión del 
isooctano gaseoso: C8H18(g) + 
25
2
O2(g) 8CO2(g) + 9H2O(l). (b) ¿Cuántos gramos de 
C8H18(g) se deben quemar para obtener 225 kJ de calor? 
 
Solución: (a) Calor generado por el proceso (quemar 0,0222 g de C8H18): q = Ccal*ΔT 
= 2,48 kJ * 0,400 ºC = 0,992 kJ. Por tanto, el calor generado por 1 mol ó 114 g de 
C8H18 será: ΔHc = 
q
nC8H18
 = qmC8H18
PFC8H18
 = 0,992 kJ0,0222 g
114 gmol
 = 5094 kJ
mol
 = ΔHc 
(b) De la expresión anterior: ΔHc = 
q
m
PF
 m = q * PF
∆Hc
 = 
225 kJ * 114 gmol
5094 kJmol
 = 5,035 g = mC8H18 
 
Otra forma: Regla de tres: 
 1 mol C8H18 5094 kJ 
 nC8H18 225 kJ 
y como n = m
PF
 m = n * PF = 0,0442 moles * 114 g
mol
 = 5,035 g = mC8H18 
 
2. El metanol (CH3OH) es un combustible eficaz con un octanaje elevado, que se puede 
producir a partir de C e H. Para la reacción de combustión: 
CH3OH(l) + 
3
2
O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -762 kJ/mol 
(a) Halle el calor liberado al quemar 90,0 g de CH3OH(g) en exceso de oxígeno. (b) 
¿Qué masa de O2 se consume cuando se liberan 825 kJ de calor? (c) ¿Cuánta agua 
(en litros) se podría calentar (desde temperatura ambiente hasta su punto de ebulli-
ción) con el calor desprendido en (a) y (b)? Compare. 
 
Solución: (a) De la estequiometría de la reacción: 
CH3OH(l) + 
3
2
O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -762 kJ/mol 
 1 mol 3
2
 mol 1 mol 2 moles 762 kJ 
 32 g 48 g 44 g 36 g 762 kJ 
 90 g q kJ 
Si 32 g CH3OH 762 kJ 
 90 g q 
 
(b) Usando regla de tres: 
 48 g O2 762 kJ 
 mO2 825 kJ 
Otra forma: Usando factores gravimétricos, considerando el calor como un producto 
de la reacción: mO2= q * 
3
2 PF O2
∆Hc
 = 825 kJ * 48 g
762 kJ
 = 51,97 g O2 
 nC8H18 = 
225 kJ * 1 mol 
5094 kJmol
 = 0,0442 moles. 
 mO2 = 
48 g * 825 kJ 
762 kJ
 = 51,97 g O2 
 q = 90 g * 762 kJ
32 g
 = 2143,13 kJ = q 
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(c) Para calcular la cantidad de agua que se puede calentar: q = m.(ce)H2O.∆T 
m = q
(Ce)H2O * ∆T
. Si vamos a calentar desde Tamb = 25ºC hasta Tb = 100 ºC ∆T = Tb - 
- Tamb = 100 ºC – 25ºC = 75 ºC; por tanto, de (a): 
m = 
2143,13 kJ * 103 JkJ
4,18 Jg °C * (75 °C)
 = 6836,14 g H2O ; o bien 6,84 kg de agua. 
Considerando que la densidad del agua es de 1 g/mL o 1 kg/L , se pueden calentar 
6,84 L de H2O 
Y de (b): m = 
825 kJ * 103 JkJ
4,18 Jg °C * (75 °C)
 = 2631,58 g de H2O o 2,63 L de H2O. 
 
3. Se quema metilhidracina con tetróxido de dinitrógeno en los motores de control de 
altitud del transbordador espacial: CH6N2(l) + 
5
4
N2O4(l) CO2(g) + 3H2O(l) + 
9
4
N2(g). 
Las dos sustancias se combustionan (se queman) instantáneamente al contacto, 
produciendo una temperatura de llama de 3000 K. La energía liberada por 0,1 g de 
CH6N2(l) a temperatura atmosférica constante después de que los productos se han 
enfriado a 25 ºC es de 750 J. (a) Halle ΔH para la reacción, tal como está escrita. (b) 
¿Cuántos kJ se liberan cuando se producen 44 g de N2? 
 
Solución: (a) CH6N2(l) + 
5
4
N2O4(l) CO2(g) + 3H2O(l) + 
9
4
N2(g) 
46 g 63 g 
 
0,1 g CH6N2 750 J 
1 mol = 46 g ΔHC 
 
(b) Según relación estequiométrica: 
46 g CH6N2 63 g N2 345 kJ 
 44 g N2 q kJ 
 
4. ¿Qué reacción es más exotérmica, la combustión de 1 mol de benceno gaseoso, 
C6H6(g), o la combustión de 1 mol de benceno líquido? ¿Por qué? (no son necesarios 
cálculos). 
 
Solución: Aplicando la ley de Hess: 
C6H6(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) ΔH1 (-) exotérmica 
[C6H6(l) C6H6(g) ΔH2 (+) endotérmica ] *(-1) 
 
C6H6(l) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) ΔH1 (-) exotérmica 
C6H6(g) C6H6(l) ∆H2
' (-) exotérmica 
 
Sumando: 
 C6H6(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) ΔHT = ΔH1 + ∆H2
' = (-) 
(más exotérmica) 
Por lo tanto, la combustión del gas es más exotérmica que la del líquido, ya que si 
fuera liquido habría que gastar calor en evaporarlo y, por tanto, el calor neto produci-
do seria menor. 
 
5. Quemamos 24,5 g de litio en exceso de oxígeno a presión atmosférica constante 
para formar Li2O. Después ponemos la mezcla de reacción a 25 ºC. En este proceso 
se liberan 1029 kJ de calor ¿Cuál es la entalpía molar normal de formación del Li2O? 
 
 
 ∆HC = 
46 g * 750 J
0,1 g
 * 10-3 kJ
J
 = 345 kJ/mol Rx = ∆HC 
 q = 44 g * 345 kJ
63 g
= 240,95 kJ 241 kJ = q 
Capítulo I. Aspectos termodinámicos de las reacciones químicas. 
 
3
Solución: 
Li(s) + O2(g) Li2O(s) 
1 mol 1mol 1 mol 
6,94 g x 
24,5 g 1029 kJ 
 
∆H298
° = - 291,48 kJ/mol (Signo negativo porque es calor liberado, proceso exotérmi-
co). 
 
6. Quemamos 24,5 g de magnesio en exceso de nitrógeno a presión atmosférica cons-
tante para formar nitrato de magnesio (Mg3N2). Después ponemos la mezcla de reac-
ción a 25 ºC. En este proceso se liberan 232,5 kJ de calor. ¿Cuál es la entalpía molar 
normal de formación del Mg3N2? 
 
Solución: De acuerdo a la estequiometría de la reacción: 
 3 Mg(s) + N2(g) Mg3N2 
 3 moles 1 mol 1 mol 
 3 * (24,31 g) = 72,93 g 2 * (14 g) = 28 g 100,93 g 
 
Si 24,5 g Mg 232,5 kJ 
 72,93 g Mg x 
 
7. Cuando se expone aluminio al oxígeno atmosférico (como en puertas y ventanas de 
aluminio), se oxida para formar óxido de aluminio (Al2O3) ¿Cuánto calor se libera por 
la oxidación completa de 24,2 g de Al a 25 ºC y 1 atm? La ecuación es: 4Al(s) + 
3O2(g) → 2Al2O3(s); ΔH = -3,352 kJ/mol. 
 
Solución: 4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s) ΔH = -3,352 kJ/mol. 
 4 * (27) = 108 g 3 * (32) = 96 g 2 * (102) = 204 g 
 
De acuerdo a estas relaciones: 108 g Al - 3,352 kJ 
 24,2 g Al x 
Resolviendo: q = x = 24,2 g * (-3,352 kJ)
108 g
 = 0,751 kJ 
 
8. A partir de las siguientes entalpías de reacción: 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ΔH = -178,1 kJ/mol Rx 
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) ΔH = -64,8 kJ/mol Rx 
Ca(OH)2(s) Ca2+(aq) + 2OH-(aq) ΔH = -16,2 kJ/mol Rx 
Calcule el ΔHrxn para: Ca2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l) 
 
Solución: Como CaCO3(s) y H2O(l) son productos, invertimos (o multiplicamos por -
1) las ecuaciones (1) y (2). Como Ca2+ (aq) y OH-(aq) aparece como reactivos, tam-
bién invertimos (o multiplicamos por -1) la ecuación (3),y sumamos. 
 
(1) [ CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ΔH = -178,1 kJ/mol Rx ] * (-1) 
(2) [ CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) ΔH = -64,8 kJ/mol Rx ] * (-1) 
(3) [ Ca(OH)2(s) Ca2+(aq) + 2OH-(aq) ΔH = -16,2 kJ/mol Rx ] * (-1) 
 
CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) ΔH = 178,1 kJ/mol Rx 
Ca(OH)2(s) CaO(s) + H2O(l) ΔH = 64,8 kJ/mol Rx 
RxCa2+(aq) + 2OH-(aq) Ca(OH)2(s) ΔH = 16,2 kJ/mol Rx 
Ca2+(aq) + 2OH-(aq) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l) ΔH = 259,1 kJ/mol Rx 
 
 x = ∆Hf
° = 72,93 g * (232,5 kJ)
24,5 g
 = 692,10 kJ/mol Rx. 
 x = 1029 kJ * 6,94 g
24,5 g
 = 291,48 kJ/mol 
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9. Use las ecuaciones termoquímicas siguientes: 
C(grafito) + O2(g) → CO2(g) =01ΔH -393,5 kJ/mol 
H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(l) =02ΔH -285,8 kJ/mol 
CH4(g) + 2O2(g) →CO2(g) + 2H2O(l) =03ΔH -890,3 kJ/mol 
para encontrar 0RxΔH de: C(grafito) + 2H2(g) → CH4(g) 
 
Solución: Como el metano aparece como producto, invertimos la ecuación (3) 
(la multiplicamos por -1), y sumamos. 
 
(1) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) =01ΔH -393,5 kJ/mol 
(2) H2(g) + 
1
2
O2(g) → H2O(l) =02ΔH -285,8 kJ/mol 
(3) [ CH4(g) + 2O2(g) →CO2(g) + 2H2O(l) =03ΔH -890,3 kJ/mol ] * (-1) 
 
C(grafito) + O2(g) → CO2(g) =01ΔH -393,5 kJ/mol 
2H2(g) +2 
1
2
O2(g) → 2H2O(l) =02ΔH -285,8 kJ/mol 
2H2O(l) + CO2(g) →CH4(g) + 2O2(g) =03ΔH 890,3 kJ/mol 
C(grafito) + 2H2(g) → CH4(g) ∆HRx 
0 = - 74,8 kJ/mol 
 
10. Use la siguiente información para determinar 0 amarillo) PbO(s, ,fHΔ : 
 PbO(s, amarillo) + CO(g) → Pb(s) + CO2(g)0RxΔH = -65,69 kJ/mol 
∆Hf, CO2
0 = -393,5 kJ/mol; y 0 CO(g) ,fHΔ = -110,5 kJ/mol. 
Solución: 0RxΔH = ∑∑ −
reactivos
reactivos
0
 f,reactivos
productos
0
productos f,productos )ΔH*(n)ΔH*(n 
0
RxΔH = (1) * ∆Hf, Pb(s)
0 + (1) * [ ∆Hf, CO2(g)
0 ] - (1) * ∆Hf, PbO(s)
0 - (1) * ∆Hf, CO(g)
0 
Tomando los valores ∆Hf
0 o calores de formación de tablas, o las que nos proporcio-
na el problema: 
0
RxΔH = - 65,6 = [1*(-393,5) + 1*0] – [1*(-110,5) + x] 
 - 65,6 = -393,5 +110,5 – x 0 amarillo) PbO(s, ,fHΔ = - 217,4 kJ/mol Rx 
 
11. El aluminio reacciona vigorosamente con muchos agentes oxidantes. Por ejemplo: 
(1) 4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(g) ΔH = - 3352 kJ/mol 
(2) 4Al(s) + 3MnO2(s) 3Mn(s) + 2Al2O3(s) ΔH = - 1792 kJ/mol 
Use esta información para determinar la entalpía de formación del MnO2(s). 
 
Solución: Combinamos Las ecuaciones de modo de obtener la expresión de forma-
ción del MnO2; para ello invertimos la ecuación (2) y sumamos: 
 
(1) 4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(g) ΔH = - 3352 kJ/mol 
(-2) 4Al(s) + 3MnO2(s) 3Mn(s) + 2Al2O3(s) ΔH = 1792 kJ/mol 
3Mn(s) + 3O2(s) 3MnO2(g) ΔH = -1560 kJ/mol 
Pero debemos dividir por 3 para obtener el calor de formación buscado: 
Mn(s) + O2(s) MnO2(g) ∆H'= 
∆H
3
= -1560 kJ
3
 = - 520 kJ/mol 
(Se puede verificar la respuesta consultando una tabla de calores de formación) 
Aquí se pueden consultar algunas: 
Capítulo I. Aspectos termodinámicos de las reacciones químicas. 
 
5
http://en.wikipedia.org/wiki/Standard_enthalpy_change_of_formation_%28data_table%29 
http://chemistry.about.com/od/thermodynamics/a/Heats-Of-Formation.htm 
http://www.wiziq.com/tutorial/24412-Standard-Heats-of-Formation-Table 
También se puede ver el apéndice K del texto QUIMICA de Whitten y el apéndice 3 
del texto QUIMICA de Chang. 
 
12. Dados: 
(1) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH = -571,7 kJ/mol 
(2) C3H4(g) + 4O2(g) 3CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = -1941 kJ/mol 
(3) C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l) ΔH = -2220 kJ/mol 
determine el calor de la reacción de hidrogenación: C3H4(g) + 2H2(g) C3H8(g) 
 
Solución: Combinamos las ecuaciones de modo de obtener la ecuación deseada: 
(1) + (2) + (-3) 
 
(1) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ΔH = - 571,7 kJ/mol 
(2) C3H4(g) + 4O2(g) 3CO2(g) + 2H2O(l) ΔH = - 1941 kJ/mol 
(3) 3CO2(g) + 4H2O(l) C3H8(g) + 5O2(g) ΔH = 2220 kJ/mol 
C3H4(g) + 2H2(g) C3H8(g) ΔH = -292,7 kJ/mol 
 
13. Use los datos termodinámicos (tablas y manuales) para hallar la entalpía de reacción: 
(a) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g); (b) 2HI(g) + F2(g) 2HF(g) + I2(s); (c) SF6(g) + 
3H2O(l) 6HF(g) + SO3(g). 
 
Solución: Se calculan en función de los calores de formación (expresión del proble-
ma 10); con los datos de tablas y/o manuales: 
 
(a) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
ΔH = (1) * ∆Hf, CaO(s)
0 + (1) * [ ∆Hf, CO2(g)
0 ] - (1) [ ∆Hf, CaCO3(s)
0 ] 
ΔH = (1mol) * - 635,5 kJ
mol
+ (1mol) * - 393,5 kJ
mol
– (1mol) * - 1207,0 kJ
mol
 
ΔH = + 178,5 kJ/mol Rx 
 
(b) 2HI(g) + F2(g) 2HF(g) + I2(s) 
ΔH = (2) * ∆Hf, HF(g)
0 + (1) * [ ∆Hf, I2(s)
0 ] - (2) * [ ∆Hf, HI(g)
0 ] - (1) * [ ∆Hf, F2(g)
0 ] 
ΔH = (2 moles) * - 268,6 kJ
mol
+ (1 mol) * (0) – (2 moles) * 25,9 kJ
mol
 – (1mol) * (0) 
ΔH = - 589 kJ/mol Rx 
 
(c) SF6(g) + 3H2O(l) 6HF(g) + SO3(g) 
ΔH = (6 moles) * [ ∆Hf, HF(g)
0 ] + (1mol) * [ ∆Hf, SO3(g)
0 ] - (1 mol) * [ ∆Hf, SF6(g)
0 ] - (3 
moles) * [ ∆Hf, H2O(l)
0 ] 
ΔH = (6 moles) * - 268,6 kJ
mol
 + (1mol) * - 395,2 kJ
mol
 – (1 mol) * - 1290 kJ
mol
 - (3 
moles) * (- 285,83 kJ
mol
 ) 
ΔH = + 59,7 kJ/mol Rx 
 
14. La reacción de aluminotermia usada para soldar hierro, es la reacción del Fe3O4 con 
Al: 8Al(s) + 3 Fe3O4(s) 4Al2O3(s) + 9Fe(s); ΔH = -3347,6 kJ/mol. Debido a que esta 
gran cantidad de calor no se puede disipar rápidamente al entorno, la masa reaccio-
nante puede alcanzar temperaturas próximas a 3000 ºC. ¿Cuánto calor se libera en 
la reacción de 19,2 g de Al con 48,0 g de Fe3O4? 
 
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Solución: 8Al(s) + 3 Fe3O4(s) 4Al2O3(s) + 9Fe(s) 
 16 g 694,65g 408 g 502,65 g 
 19,2 g 48 g 
Debemos hallar el reactivo limitante: 
Si 216 g Al 694,65 g Fe3O4(s) Suponemos que el Al es el R.L. 
 19,2 g Al x 
 
 
El Fe3O4 no alcanza, por tanto el R.L. es el Fe3O4. En consecuencia: 
Si 694,65 g Fe3O4 - 3347,6 kJ/mol 
 48 g q 
 
15. El gas natural es fundamentalmente metano, CH4(g). Suponga que la gasolina es 
octano, C8H18(l), y que el kerosene es C10H22(l). (a) Escriba las ecuaciones ajustadas 
para la combustión de cada uno de estos hidrocarburos en exceso de oxígeno. Los 
productos son CO2(g) y H2O(l). (b) Calcule 0RxHΔ a 25 ºC para cada reacción de 
combustión [ 0 )l(22H10C,fHΔ = -249,6 kJ/mol]. (c) Cuando se queman en condiciones 
normales ¿cuál de estos combustibles producirá más calor por mol? (d) Cuando se 
queman en CNTP ¿cuál de estos combustibles producirá más calor por gramo? (e) 
¿Cuánto cuesta producir 1 kJ con cada combustible? Elija el más barato. (f) ¿El cos-
to es el único criterio al tomar en cuenta la selección de un combustible? ¿Qué otros 
criterios cree Ud. que deben considerarse? (g) ¿Qué combustible es más contami-
nante? (considere que el “grado de contaminación” es proporcional a la cantidad de 
CO2 producido por cada unidad de masa de combustible). 
 
Solución: 
(a) CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) (metano) 
C8H18(l) + 
25
2
O2(g) 8CO2(g) + 9H2O(l) (gasolina) 
C10H12(l) + 
31
2
O2(g) 10CO2(g) + 11H2O(l) (kerosene) 
 
(b) Metano: 
∆HRx, CH4(g)
0 = 1 * [ ∆Hf, CO2(g)
0 ] + 2 * [ ∆Hf, H2O(l)
0 ] – 1 * [ ∆Hf, CH4(g)
0 ] – 2 * [ ∆Hf, O2(g)
0 ] = 
= (1 mol) * - 393,5 kJ
mol
 + (2 moles) * - 285,8 kJ
mol
 – (1 mol) * - 74,81 kJ
mol
 – (2 mo-
les) * 0 kJ
mol
= - 890,29 kJ/mol Rx = ∆HRx, CH4(g)
0 
 
Gasolina: 
∆HRx, C8H18(g)
0 = 8 * [ ∆Hf, CO2(g)
0 ] + 9 * [ ∆Hf, H2O(l)
0 ] – 1 * [ ∆Hf, C8H18(l)
0 ] – 25
2
 * [ ∆Hf, O2(g)
0 ] 
∆HRx, C8H18(g)
0 = (8 moles) * - 393,5 kJ
mol
 + (9 moles) * - 285,8 kJ
mol
 – (1 mol) * 
* - 249,6 kJ
mol
 – 25
2
 moles * 0 kJ
mol
= - 5451,4 kJ/mol Rx = ∆HRx, C8H18(g)
0 
 
Kerosene: 
∆HRx, C10H12(g)
0 = 10 * [ ∆Hf, CO2(g)
0 ] + 11 * [ ∆Hf, H2O(l)
0 ] – 1* [ ∆Hf, C10H12(l)
0 ] – 31
2
 * 
* [ ∆Hf, O2(g)
0 ] = (10 moles) * - 393,5 kJ
mol
 + (11 moles) * - 285,8 kJ
mol
 – (1mol) * 
* - 249,6 kJ
mol
 – (31
2
 moles) * 0 kJ
mol
 = - 6829,2 kJ/mol Rx = ∆HRx, C10H12(g)
0 
 
(c) De acuerdo a las ecuaciones (en todas ellas participa 1 mol de combustible) y a 
los cálculos térmicos, es el kerosene el que desprende mayor cantidad de calor 
por mol: - 6829,2 kJ. 
x = 19,2 g * 694,65 g
216 g
 = 61,75 g necesito > 48 g tengo. 
   q = 48 g * 
‐ 3347,6 kJmol
694,65 g
 = - 231,3 kJ/mol 
Capítulo I. Aspectos termodinámicos de las reacciones químicas. 
 
7
 
(d) q kJ
g
 = ∆HRx
0
(PF)comb.
 ; Metano: q = 890,29 kJ/mol
16 g/mol
 = 55,64 kJ
g
. 
Gasolina: q = 5451,4 kJ/mol
114 g/mol
 = 47,82 kJ
g
. Kerosene: q = 6829,2 kJ/mol
142 g/mol
 = 48,09 kJ
g
. 
El metano desprende más calor por gramo. 
 
(e) Necesitamos agenciarnos algunos datos: 
 
Metano: 
Precio: S/. 0,80/Nm3 (m3 medidos en CN). La masa de metano en Nm3 es (suponien-
do que se comporte idealmente): 
PV = nRT = m
PF
RT m = PV (PF) 
RT
 = 
1 atm * 1 m3 * 103 L
m3
 * 16 gmol
0,082 amt Lmol K * (273 K)
 = 714,73 g = mCH4 
Por lo tanto producir 1 kJ cuesta: S/. 0,80
m3
 * 1 m
3
714,73 g
 * 1 g
55,64 kJ
 = S/. 2,01 * 10-5 / kJ. 
 
Gasolina: 
Precio: S/. 13,00/galón; por tanto: 
S/. 13,00
galón
 * 1 galón
3,785 L 
 * 1 L
103 cm3
 * 1 cm
3
0,680 g
 * 1 g
47,82 kJ
 = S/. 1,06 * 10-4 / kJ. 
 
Kerosene: 
Precio: S/. 6,00/galón: S/. 6,00
galón
 * 1 galón
3,785 L 
 * 1 L
103 cm3
 * 1 cm
3
0,800 g
 * 1 g
48,09 kJ
 = S/. 4,12 * 10-5 / kJ. 
 
El más barato es el metano, le sigue el kerosene que cuesta casi el doble y la más 
cara es gasolina, que cuesta unas cinco veces más que el metano, por unidad térmi-
ca (kJ) producida. 
 
(f) No.Hay otros criterios además del precio: disponibilidad (depende de la ubicación 
geográfica de la planta o industria), los problemas ambientales derivados de su uso 
(contaminación y preservación del medio ambiente), limpieza, facilidad de transporte, 
etc. 
 
(g) Calculamos la masa de CO2 (kg) producida por cada kg de combustible. 
Metano: 16 g CH4 44 g CO2 
 1kg = 1000 g x 
 
Gasolina: 114 g C8H18 352 g CO2 
 1 kg x 
 
Kerosene:142 g C10H22 440 g CO2 
 1 kg x 
 
Gasolina y kerosene son los más contaminantes; prácticamente producen la misma 
cantidad de CO2 por cada kg de combustible quemado. El metano, en cambio, es 
menos contaminante. En porcentaje, produce: 3,10 - 2,75
2,75
 * 100 = 12,7 % menos emi-
sión de CO2. 
 
  x = 44 g * (1 kg)
16 g
 = 2,75 kg CO2
kg CH4
 
  x = 352 g * (1 kg)
114 g
 = 3,09 kg CO2
kg C8H18
 
  x = 440 g * (1 kg)
142 g
 = 3,10 kg CO2
kg H22
 
Universidad de Piura – Facultad de Ingeniería - QUÍMICA GENERAL 2 8
16. Use las energías de enlace (tablas y manuales) para estimar el calor de reacción de: 
 
 
Solución: Necesitamos romper: 2 enlaces C – Cl 
 1 enlace F – F 
y formar: 2 enlaces C – F 
 1 enlace Cl – Cl 
 
Usando la tabla de energías de enlaces (Tabla 15-2, pag. 564 de Whitten): 
ΔH = 2 * ∆HC‐Cl + ∆HF-F – 2 * ∆HC-F – ∆HCl-Cl = 2 * (339 kJ/mol) + 155 kJ/mol – 2 * 
* (485 kJ/mol) – 242 kJ/mol = - 379 kJ/mol 
 
17. El metano sufre diferentes reacciones exotérmicas con cloro gas. Una de éstas pro-
duce cloroformo, CHCl3(g): CH4(g) + 3Cl2(g) CHCl3(g) + 3HCl(g); ΔH = -305,2 
kJ/mol Rx. Las energías de enlace medias por mol de enlaces son: C-H = 413 kJ; Cl-
Cl = 242 kJ; H-Cl = 432 kJ. Use estos calores para calcular la energía de enlace me-
dia C-Cl en el cloroformo. Compare este valor con el dado por tablas y manuales. 
 
Solución: 
 
 
 
 
 
 
Necesitamos romper tres enlaces C – H y tres enlaces Cl – Cl y formar tres C – Cl y 
tres H – Cl; por tanto: ΔH = 3 * ∆HC-H + 3 * ∆HCl-Cl – 3 * ∆HC-Cl – 3 * ∆HH-Cl = 3 * (414 
kJ/mol) + 3 * (243 kJ/mol) – 3 * ∆HC-Cl – 3 * (431 kJ/mol) = - 305,2 kJ/mol; despejan-
do: ∆HC-Cl = 
+ 305,2 kJ + 3 * 414 kJ + 3 * 243 kJ - 3 * (431 kJ)
3
 = 328 kJ
mol
. 
 Las tablas nos dan el valor de: ∆HC-Cl = 339 
kJ
mol
 , por tanto hay un error porcentual 
de: 328-339
339
 * 100 = 3,24 % , aceptable. 
 
18. Un calorímetro de tipo “taza de café” que tiene una capacidad calorífica de 472 J/ºC 
se usa para medir el calor liberado cuando se mezclan las siguientes soluciones 
acuosas, ambas a 22,6 ºC inicialmente: 100 g de solución que contiene 6,62 g de ni-
trato de plomo (II), Pb(NO3)2, y 100 g de solución que contiene 6,00 g de yoduro 
sódico, NaI. La temperatura final es de 24,2 ºC. Suponga que el calor específico de la 
mezcla es el mismo que para el agua, 4,18 J/gºC. La reacción es Pb(NO3)2(aq) + 
2NaI(aq) PbI2(s) + 2NaNO3(aq). (a) Calcule el calor liberado por la reacción. (b) 
Calcule ΔH para la reacción [por mol de Pb(NO3)2(aq) consumido] en las condiciones 
del experimento. 
 
Solución: (a) Balance térmico QRx = - (Qabs. calorímetro + Qabs. solución) 
QRx = - (Ccal*ΔTcal. + msol*(Ce)sol*ΔTsol = - (472 J/ºC * 1,6 ºC + 200 g * 4,18 
J
 g °C 
 * 1,6 
ºC) = - 2,1*103 J = QRx 
 
(b) QRx = ΔH = 
-2,1 * 103 J
6,62 g
 * (PF)Pb(NO3)2 = 
- 2,1 * 103 J
6,62 g
 * 331,2 g
mol
 
C
Cl
Cl F(g) + F
F
F(g) C
F
F
F
F(g) + Cl Cl(g)
absorbiendo calor: ΔH (+) 
liberando calor: ΔH (-) 
Capítulo I. Aspectos termodinámicos de las reacciones químicas. 
 
9
ΔH = - 105063,44 J/mol; o bien: ΔH = - 105,06 kJ
mol Rx
 
 
19. En el compartimiento de una bomba calorimétrica rodeado de 945 g de agua, la 
combustión de 1,048 g de benceno, C6H6(l), elevó la temperatura del agua desde 
23,640 ºC hasta 32,692 ºC. La capacidad calorífica del calorímetro es de 891 J/ºC. 
(a) Escriba la ecuación ajustada para la reacción de combustión, suponiendo que los 
únicos productos son CO2(g) y H2O(l). (b) Use los datos calorimétricos para calcular 
ΔE para la combustión del benceno en kJ/g y en kJ/mol. (c) Calcule ΔH para el pro-
ceso a temperatura ambiente. 
 
Solución: (a) C6H6(l) + 
15
2
 O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) 
(b) qv = ΔE = qabs. por cal + qabs.por sol = Ccal * ΔTcal + mH2O* (ce)H2O * ∆TH2O ; y como ∆Tcal 
= ∆TH2O = ∆T: 
ΔE = [Ccal + mH2O* (ce)H2O] * ∆T = [891 
J
°C
 + 945 g * 4,18 J
g. °C
] * (32,692 – 23,640) °C 
ΔE = - 43821,64 J (signo negativo porque es calor liberado por la reacción). O bien: 
ΔE = - 43,822 kJ. 
 
En kJ/g: ΔE = 43,822 kJ
1,048 g C6H6
 = 41,815 kJ
g C6H6 
 
En kJ/mol: ΔE = 41,815 kJ
g C6H6 
 * 78 g
mol
 = 3261,6 kJ
mol C6H6 
 
 
(c) ΔH = ΔE + (Δn)g RT = ΔE + (ng,prod – ng,react) RT = - 43821,64 J + (6 – 7,5) moles * 
* 8,314 J
mol K
 * 298 K = -43821,64 J – 3716,36 J = - 47538,0 J; o bien - 47,538 kJ = ΔH 
 
20. Suponiendo que los gases son ideales, calcule la cantidad de trabajo realizado (en 
Joules), en cada una de las siguientes reacciones. En cada caso: ¿el trabajo se reali-
za por o sobre el sistema? (a) la oxidación de 1 mol de HCl(g) a 200 ºC: 4HCl(g) + 
O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(g); (b) la descomposición del óxido nítrico (un contaminante 
del aire): 2NO(g) N2(g) + O2(g). 
 
Solución: W = - P∆V = - ∆ng RT = - (ng,prod – ng,react) RT 
(a) W = - (4- 5) moles * 8,314 J
mol K
 * (200 + 273) K = + 3932,5 J. El trabajo correspon-
diente a 1 mol de HCl sería la cuarta parte: + 3932,5 
4
 J = + 983,1 J = W (sobre el 
sistema). 
 
(b) W = (2 – 2) moles * 8,314 J
mol K
 * (298 K) = 0 = W (no hay trabajo). 
 
21. ¿Cuál de los siguientes procesos está acompañado por un aumento en la entropía 
del sistema? (no son necesarios cálculos): (a) un edifico se construye con ladrillos, 
argamasa, madera y clavos. (b) Un edificio colapsa en ladrillos, argamasa, madera y 
clavos. (c) El yodo sublima I2(s) I2(g). (d) El sulfato de plata blanco Ag2SO4, preci-
pita en disolución que contiene iones plata e iones sulfato. (e) Una banda desfilando 
se reúne en formación. (f) Se quita una separación para permitir que dos gases se 
mezclen. 
 
Solución: ∆S = Sf – Si > 0; quiere decir que al final el sistema debe estar más desorde-
nado: 
(a) No. El edificio (final) es más ordenado que los materiales (inicio) 
(b) Sí. Inverso que antes; más desordenado al final. 
(c) Sí. Fase gaseosa más desordenada que sólida. 
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(d) No. Cristales (final) más ordenados que iones disueltos (inicial). 
(e) No. Al final están más ordenados. 
(f) Sí. La mezcla es más desordenada que los gases puros separados. 
 
22. Use los datos de S0 de tablas y manuales para calcular el valor de 0298SΔ para cada 
una de las siguientes reacciones. Compare los signos y magnitudes de estos valores 
de 0298SΔ y explique sus observaciones. (a) 2NO(g) + H2(g) N2O(g) + H2O(g). (b) 
2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g). (c) 2NH4NO3(s) 2N2(g) + 4H2O(g) + O2(g). 
 
Solución: (a) ∆S298
0 = ( ) ( )∑∑ −
reactivos
reactivos
0
 298,reactivos
productos
0
productos 298,productos S*nS*n
 
∆S298
0 = 1 * S298, N2O g
0 + 1 * S298, H2O g
0 - 2 * S298, NO g
0 - 1 * S298, H2 g
0 = 1 mol * 
219,7 J
mol K
 + 1 mol * 188,7 J
mol K
 - 2 moles * 151,1 J
mol K
 - 1 mol * 130,6 J
mol K
 = - 24,4 
J
mol Rx K
 = ∆S298
0 
 
(b) ∆S298
0 = 4 * S298, NO2 g
0 + 1 * S298, O2 g
0 – 2 * S298, N2O5 g
0 = 4 moles * 240 J
mol K
 + 1 
mol * 205 J
mol K
 - 2 moles * 356 J
mol K
 = + 453 J
mol Rx K
 = ∆S298
0 
 
(c) ∆S298
0 = 2 * S298, N2 g
0 + 4 * S298, H2O g
0 + 1 * S298, N2O5 g
0 - 2* ∆S298, NH4NO3 g
0 = 2 
moles * 191,5 J
mol K
 + 4 moles * 188,7 J
mol K
 + 1 mol * 205 J
mol K
 - 2 moles * 151,5 J
mol K
 = 
1039,8 J
mol Rx K
 = ∆S298
0 
 
23. Para la descomposición de O3(g) en O2(g): 2O3(g) 3O2(g), ΔH0 = -285,4 kJ/mol y 
ΔS0 = 137,55 J/molK a 25 ºC. Calcule ΔG0 para la reacción. ¿La reacción es es-
pontánea? ¿Es favorable alguna o las dos fuerzas motrices (ΔH0 y ΔS0) de la reac-
ción? 
 
Solución: ∆G0= ∆H0-T∆S0 = - 285,4 kJ
mol
 - (25 + 273) K * 137,55 J
mol K
 * 10-3 kJ
J
 
∆G0 = - 326 kJ
mol
 ; la reacción es espontanea ∆G0 < 0. Ambas fuerzas matrices son fa-
vorables: ∆H0 < 0 (exotérmico) y ∆S0 > 0 (aumenta desorden). 
 
24. Calcule ΔG0 para la reducción de los óxidos del Fe y Cu con carbón a 700 K repre-
sentados por las ecuaciones: 
(a) 2Fe2O3(s) + 3C(grafito) 4Fe(s) + 3CO2(g) 
(b) 2CuO(s) + C(grafito) 2Cu(s) + CO2(g) 
Las energía libres de formación normales [ 0fGΔ ] a 700 K son –92 kJ/mol para el 
CuO(s) , -632 kJ/mol para el Fe2O3(s) y –395 para el CO2(g). (c) ¿Qué óxido se pue-
de reducir usando carbón en un fuego de madera (que tiene una temperatura alrede-
dor de 700 K), suponiendo condiciones de estado normales? 
 
Solución: 
(a) ∆G700
0 = 3 * ∆G700,CO2 g 
0 + 4 * ∆G700,Fe s 
0 - 2 * ∆G700, Fe2O3 s
0
- 3 * ∆G700,C grafito
0 = 3 
moles * - 395 kJ
mol
 + 0 – 2 moles * - 362 kJ
mol
 + 0 = + 79 kJ = ∆G700
0 
 
(b) ∆G700
0 = 1 * ∆G700,CO2 g 
0 + 2 * ∆G700, Cu s 
0 - 2 * ∆G700, CuO s
0
 - 1 * ∆G700, C grafito
0 
Capítulo I. Aspectos termodinámicos de las reacciones químicas. 
 
11
 ∆G700
0 = 1 mol * - 395 kJ
mol
 + 0 – 2 moles * - 92 kJ
mol
 + 0 = - 211 kJ = ∆G700
0 
 
(c) El óxido que se puede reducir es el férrico ya que ΔG0 < 0 (espontánea). 
 
25. (a) Para la reacción C(s) + O2(g) CO2(g), ΔH0 = -393,51 kJ/mol y ΔS0 = 2,86 
J/mol·K a 25 ºC. Esta reacción ¿se hace más o menos favorable a medida que la 
temperatura aumenta? (b) Para la reacción C(s) + 1
2
O2(g) CO(g), ΔH0 = -110,52 
kJ/mol y ΔS0 = 89,36 J/mol·K a 25 ºC. Esta reacción ¿se hace más o menos favora-
ble a medida que la temperatura aumenta? (c) Compare la dependencia de la tempe-
ratura para estas reacciones. 
 
Solución: (a) ΔG0 = ΔH0 - TΔS ; y como ΔH(-) y ΔS(+) ΔG será < 0 a cualquier T; y 
a medida que T aumente se hace más espontánea. 
 
(b) ΔG0 = ΔH0 - TΔS ; y como ΔH(-) y ΔS(+) ΔG será < 0 a cualquier T; y a medida 
que T aumente se hace más espontánea. 
 
 (c) Comparando las expresiones: 
∆Ga
0 = - 393,51 kJ
mol
 - 2,86
1000
 
∆Gb
0 = - 110,52 
kJ
mol
 – 
89,36
1000
 
Si T = 298: ∆Ga
0 = 393,95 kJ ∆Gb
0 = -136,8 kJ. 
La variación de (b) con la T es 89,36
2,86
 31 
veces mayor; a pesar de que (a) es “más 
espontánea”, habrá una T a la cual ambos 
tendrán el mismo grado de espontaneidad: 
∆Ga
0 ∆Gb
0 
- 393,51  kJ
mol
 ‐ 
2,86
1000
 T = - 110,52 kJ
mol
 ‐ 89,36
1000
 T   
89,36
1000
 ‐ 
2,86
1000
 T = 393,51 - 110,52  T = 393,51 - 110,52 * 1000
(89,36 - 2,86)
 = 3271,6 K ≈ 2999 °C. 
 
26. (a) ¿Es espontánea la reacción C(diamante) C(grafito) a 25 ºC y 1 atm? (b) ¿Aho-
ra está preocupado de que sus diamantes se transformen en grafito? ¿Por qué o por 
qué no? (c) ¿Hay alguna temperatura a la que el diamante y el grafito estén en equi-
librio? Si es así, ¿cuál es esa temperatura? (d) Para empezar, ¿cómo explicas la 
formación de diamantes? (SUGERENCIA: el diamante tiene una densidad más alta 
que el grafito). 
 
 Solución: (a) ∆GRx
0 = ∆Gf, C(s, grafito)
0 - ∆Gf, C(s, diamante)
0 = 1 mol * (0 kJ/mol) – 1mol * 
* (+ 2,900 kJ/mol) = - 2,900 kJ/mol < 0, la reacción es espontánea 
 
 (b) De la experiencia se sabe que el diamante no cambia fácilmente a grafito. La ter-
modinámica nos dice que la reacción ocurrirá pero no nos dice nada sobre la veloci-
dad a la cual ocurrirá. La velocidad a la cual los diamantes cambian a grafito es muy 
pequeña. 
 
 (c) ∆HRx
0 = ∆Hf,C(s, grafito)
0 - ∆Hf,C(s, diamante)
0 = 1 mol * (0 kJ/mol) – 1 mol * (1,897 
kJ/mol) = - 1,897 kJ. 
∆SRx
0 = ∆Sf.C(s, grafito)
0 - ∆Sf,C(s, diamante)
0 = 1 mol * (5,740 J/mol·K) – 1 mol * (2,38 
J/ mol·K) = 3,36 J/K. 
Universidad de Piura – Facultad de Ingeniería - QUÍMICA GENERAL 2 12
∆HRx
0 (-) y ∆SRx
0 (+) , la Rx es espontánea a cualquier T, no hay una temperatura a la 
cual el grafito y el diamante estén en equilibrio (ΔG0 = 0). 
 
(d) Los diamantes del subsuelo a grandes profundidades (140 ÷ 190 km) donde las 
presiones son muy altas. A estas presiones los átomos se acercan más e incremen-
tan la densidad. A cierta presión, el carbón (grafito) se transforma en la forma cristali-
na de mayor densidad llamada diamante, la cual es más estable a altas presiones. 
 
27. La energía para dar fuerza al trabajo muscular se produce a través de hidratos de 
carbono almacenados (glucógeno) o grasas (triglicéridos). El consumo metabólico y 
la producción de energía se describen mediante la “caloría” nutricional que es igual a 
1 kilocaloría (kcal). El gasto promedio de energía por minuto para varias actividades 
son como sigue: sentarse 1,7 kcal; pasear, en llano, 3,5 mph 5,5 kcal; andar en 
bicicleta, a nivel, 13 mph 10 kcal; nadar 8,4 kcal; correr, 10 mph 19 kcal. Los 
valores aproximados de energía de algunos alimentos corrientes también se dan: 
manzana grande 100 kcal; 8 oz de bebida de cola 105 kcal; batido malteado (8 
oz de leche) 500 kcal; ¾ de taza de pasta con salsa de tomate y queso 195 
kcal; hamburguesa en pan con salsa 350 kcal; 10 oz de filete de solomillo, inclu-
yendo la grasa 1000 kcal. Para mantener el peso corporal, el consumo de com-
bustible debe equilibrarse con el desgaste energético. Prepare una tabla mostrando 
(a) cada alimento dado, (b) su valor energético y (c) los minutos de cada actividad 
que equilibrarían las kcal de cada alimento. 
 
 Solución: debemos dividir el valor energético en kcal entre las kcal/min que deman-
de cada actividad: t = VE (kcal)
demanda kcalmin 
 = tiempo (min). 
 
 
 1 onza = lb = , g = 28,35 g 
 1 onza = 28,4 mL 
 
28. Es difícil preparar muchos compuestos directamente a partir de sus elementos, así 
que los valores de 0fHΔ para estos compuestos no se pueden medir directamente. 
Para muchos compuestos orgánicos, es más fácil medir la entalpía normal de com-
bustión por reacción del compuesto con exceso de O2(g) para formar CO2(g) y H2O(l). 
Atividad (min) 
Alimento VE (kcal) 
sentarse pasear bicicleta nadar corrrer 
1,7 5,5 10 8,4 19 kcal/min
Manzana grande 100 58,82 18,18 10,00 11,90 5,26 
8 oz bebida de cola 105 61,76 19,09 10,50 12,50 5,53 
Batido malteado (o 
oz leche) 500 294,12 90,91 50,00 59,52 26,32 
3/4 taza de pasta 
con salsa tomate y 
queso 195 114,71 35,45 19,50 23,21 10,26 
Hamburguesa en 
pan con salsa 350 205,88 63,64 35,00 41,67 18,42 
10 oz de filete de 
solomillo (con gra-
sa) 1000 588,24 181,82 100,00 119,05 52,63 
Capítulo I. Aspectos termodinámicos de las reacciones químicas. 
 
13
A partir de las siguientes entalpías molares normales de combustión determine 0fHΔ 
para el compuesto: (a) ciclohexano, C6H12(l), un disolvente orgánico útil; 0combustiónHΔ = 
-3920 kJ/mol; (b) fenol, C6H5OH(s), usado como desinfectante en la producción de 
plásticos de termo-deposición: 0combustiónHΔ = -3053 kJ/mol. 
 
 Solución: 
(a) C6H12(l) + 9O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) 
ΔHc = 6 * ∆Hf, CO2 g
° + 6 * ∆Hf, H2O l
° - 9 * ∆Hf, O2(g)
° - ∆Hf, C6H12 l
° 
∆Hf, C6H12 l
° = - 1 * ΔHc + 6 * ∆Hf, CO2 g
° + 6 * ∆Hf, H2O l
° - 9 * ∆Hf, O2 g
° = - 1 * ΔHc + 6 * 
* [∆Hf, CO2
° + ∆Hf, H2O l
° ] = - (1 mol) * - 3920 kJ
mol
 + 6 moles * [- 393,5 + (-285,8)] kJ
mol 
 = 
+ 3920 kJ + 6 moles * - 679,3 kJ
mol
 = 155,8 kJ= ∆Hf,C6H12 l
° (o kJ/mol ya que se refie-
re a 1 mol de C6H12(l) ) 
 
(b) C6H5OH(s) + 
15
2
O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) 
ΔHc = 6 * ∆Hf, CO2
° + 3 * ∆Hf, H2O l
° - ∆Hf, C6H5OH
° - ∆Hf, O2
° 
∆Hf, C6H5OH s
° = - ΔHc + 6 * ∆Hf , CO2
° + 3 * ∆Hf, H2O
° - ∆Hf, O2
° = 1 mol * 
- - 3053 kJ
mol
+ 6 moles * - 393,5 kJ
mol
 + 3 moles * - 285,8 kJ
mol
 = - 165,4 kJ = 
∆Hf C6H5OH
° (o kJ/mol ya que se refiere a 1 mol de fenol). 
 
29. Calcule q, w y ΔE para la vaporización de 10,0 g de etanol líquido (C2H5OH) a 1 atm 
y a 78,0 ºC. Haga las siguientes suposiciones simplificadoras: (i) ρC2H5OH(l) = 0,789 
g/mL (a 78,0 ºC); (ii) el comportamiento del etanol gaseoso responde a la ecuación 
de los gasesideales. El calor de vaporización del etanol es: λvapC2H5OH = 854 J/g. 
 
Solución: ΔE = q – W; q = ΔH = qp = m * λvap = (10,0 g) * (854 J/g) = 8540 J = q 
Y como: C2H5OH(l) C2H5OH(g)   W = - ΔnRT = - (ng,prod – ng,react)RT 
W = - 10 g
46 g/mol
 0 * 8,314 J
mol·K
 * (78 + 273) = - 634,3 J = W 
ΔE = q – W = 8540 – 634,3 = 7905,7 J = ΔE 
 
30. Cuando un gas se expande de repente, puede no tener tiempo de absorber una can-
tidad significativa de calor: q = 0. Suponga que 1,00 mol de nitrógeno se expande de 
repente, realizando un trabajo de 3000 J. (a) ¿Cuál es el valor de ΔE para el proce-
so? (b) La capacidad calorífica del N2 es de 20,9 J/g ºC. ¿Cuánto disminuye su tem-
peratura durante esta expansión? (Este es el principio de la mayoría de las máquinas 
de fabricar nieve, que usan aire comprimido mezclado con vapor de agua). 
 
Solución: (a) ΔE = q – W = 0 – 3000 J = - 3000 J 
(b) ΔE = m*(Ce)*ΔT    ΔT = ∆E
m(Ce)
 = 
-3000 Jmol
28 gmol * 20,9 
J
g °C
= - 5,12 °C La temperatura dis-
minuye 5,12 ºC. 
 
31. El contenido energético de grasa para dietas es de 39 kJ/g, mientras que para pro-
teínas e hidratos de carbono es de 17 y 16 kJ/g, respectivamente. Una persona de 
70,0 kg (155 lb) usa 335 kJ/h mientras descansa y 1250 kJ/h mientras pasea a 6 
km/h. ¿Cuántas horas necesitaría caminar una persona al día en vez de descansar si 
él o ella consumieran 100 g (alrededor de ¼ de lb) de grasa en vez de 100 g de pro-
teína para no ganar peso? 
 
Universidad de Piura – Facultad de Ingeniería - QUÍMICA GENERAL 2 14
Solución: Exceso de ingestión: 100 g * 39 kJ
g
 - 17 kJ
g
= 2200 kJ. Para consumir es-
te exceso deberá pasear: t = excesoconsumo
h
 = 2200 kJ
1250 kJh - 335 
kJ
h
 = 2, 40 h de caminata. 
 
32. El metano, CH4(g), es el constituyente principal del gas natural. En exceso de oxíge-
no el metano arde para formar CO2(g) y H2O(l). ¿Cuál produciría una temperatura 
mayor, una llama de gas-aire o una llama de gas oxígeno? ¿Cómo puedes saberlo? 
 
Solución: La temperatura de la llama producida por un combustible puede calcularse 
asumiendo que el proceso ocurre a presión constante y que el calor generado es 
empleado por los productos de la combustión, el exceso de oxígeno (si lo hubiera, 
normalmente debe haberlo para que la combustión sea completa) y el nitrógeno que 
acompaña al aire teórico de combustión en el aire (gases de escape), para calentar-
se, desde la temperatura de reacción (Tamb) hasta una temperatura final, que es la 
temperatura de llama: ΔHc
0 = nCp productos dT
Tllama
Tamb
. Por tanto, si la combustión se 
produce con oxígeno en lugar de aire, habrá menos gases de escape pero la misma 
cantidad de calor disponible, alcanzándose una temperatura mayor. La llama gas-
oxígeno es “más caliente” que la llama gas-aire. 
 
33. ¿Cómo funciona un catalizador de automóvil? Describa las reacciones que en él se 
producen. 
 
Solución: Descrito en los apuntes de clase, Capitulo 2: Cinética Química, apartado 
2.3.10, página 52. 
 
34. ¿Por qué el etanol obtenido del petróleo es un combustible fósil y aquél procedente 
de la fermentación del jugo de caña (bioetanol) es un biocombustible (combustible 
“ecológico”) si su reacción de combustión es la misma? 
 
Solución: Si bien ambas sustancias producen CO2 (gas de invernadero), el CO2 del 
etanol derivado del petróleo se acumula en la atmósfera agarvando el problema del 
calentamiento global, mientras que el producido por el etanol obtenido de la caña de 
azúcar no se acumula en la atmósfera sino que se recicla, ya que para crecer la caña 
de azúcar absorbe una cantidad equivalente de CO2 (fotosíntesis) mediante la Rx: 
.