Embed Size (px)
Citation preview
TERMOQUÍMICA
La termoquímica es una parte de la termodinámica que se encarga del estudio de los cambios caloríficos que ocurren dentro de una reacción Química a través del calor (Q), dichos cambios pueden ser representados dentro de una ecuación química; en cuyo caso se le conoce como ecuación termoquímica, como se puede apreciar en la siguiente ecuación:
H 2 (g)+½O2(g )❑→H2O(l)+68320Cal (1)
La ecuación (1) nos brinda información adicional acerca de la reacción, en el momento en que adicionamos la energía liberada y los estados de agregación de los reactivos y productos que intervienen en ella, cabe indicar que la energía liberada también se la puede representar a través de la entalpia (∆H), que es el calor medido a presión constante, en cuyo caso la ecuación deberá ser escrita así:
H 2 (g)+½O2(g )❑→H 2O( l) ;∆ H rx=−68320Cal (2)
Hemos visto entonces, que la energía liberada (reacciones exotérmicas) o absorbida (reacciones endotérmicas) en una reacción se la expresará en forma de CALOR (Q) o Entalpia (∆H rx ¿ dentro de una ecuación termoquímica.
El calor es una propiedad extensiva y depende de la cantidad de reactivos que intervengan en la reacción, por lo cual es importante darnos cuenta que los 68320 calorías son las calorías liberadas cuando se forma una mol de agua, únicamente o visto de otra manera son las calorías liberadas al combustionar una mol de hidrógeno gaseoso. A este calor se lo conoce como calor de reacción.
CALOR DE REACCIÓN
Cantidad de calorías liberadas o absorbidas al reaccionar una mol de reactivo o formar una mol de producto, el calor de reacción puede tener nombres específicos, así:
Calor de Formación .- Cantidad de calorías liberadas o absorbidas por mol de compuesto formado a partir de sus elementos constitutivos.
½H2 ( g)+½Cl2( g )→HCl (g ); ∆ H=−92.3 kJmol
Calor de neutralización.- Cantidad de calorías liberadas o absorbidas por mol de ácido o baseNeutralizada.
HCl ( ac )+Ba(OH )2 (ac )→BaCl¿O(ac )−56.2kJmol
. ¿
Calor de dilución.- Cantidad de calorías liberadas o absorbidas por mol de sustancia disuelta.Na(OH )(s)→Na(OH )(ac)+¿
Calor de combustión.- Cantidad de calorías liberadas por mol de combustible combustionado.
C2H6 (g)+72O2 (g)→2CO2(g )+3H 2O(l )+148.18kJ /mol
Recuerde que toda reacción de combustión es exotérmica y por tanto su calor será positivo o su entalpia negativa, este calor es más común expresarlo como capacidad calorífica de un combustible.
Capacidad Calorífica del combustible o Poder calorífico del combustible.- Es la cantidad de calor que entrega un kilogramo o un metro cúbico de combustible al oxidarse en forma completa. Las unidades utilizadas son:
KcalKg
, Kcalm3 , BTU
lb, BTUpie3
Se puede hablar de dos formas de poderes caloríficos:Poder Calorífico inferior: Si el agua resultado de la combustión está en forma gaseosa
C xH y(g ) + O2( g) CO2 (g) + H 2O(g ) + CALOR
COMBUSTIBLE AIRE GASES DE COMBUSTIÓNCalor de combustión
EL VAPOR DE AGUA CONTENIDO EN LOS GASESDE COMBUSTION NO CONDENSA
Poder calorífico inferior
Poder Calorífico Superior: Si el agua resultado de la combustión está en estado líquido
C xH y(g ) + O2( g) CO2 (g) + H 2O(l) + CALOR + CALOR
COMBUSTIBLE AIRE GASES DE COMBUSTIÓN
Calor de combustión
Calor de condensación del agua
EL VAPOR DE AGUA CONTENIDO EN LOS GASES DE COMBUSTIÓN CONDENSA
Poder calorífico inferior
PODER CALORÍFICO SUPERIOR
Una forma muy práctica de medir el poder calorífico de una muestra de combustible es utilizando una bomba calorimétrica
.
La muestra de combustible y un exceso de oxígeno se inflaman en la bomba y tras la combustión, a volumen constante y se mide la cantidad de calor. La bomba se enfría con este fin a temperatura ambiente. Durante dicho enfriamiento, el vapor de agua se condensa y este calor de condensación del agua está incluido en el calor resultante. En un proceso ideal se cumplirá que: Calor liberado por el combustible = al calor ganado por el agua
TIPO DE REACCIÓN DENOMINACIÓN CON CALOR
Q
DENOMINACIÓN CON ENTALPIA
∆H
REPRESENTACIÓNGRÁFICA
ENDOTÉRMICA NEGATIVO POSITIVO Entorno
Si el sistema absorbe calor, ∆H>0
EXOTÉRMICA POSITIVO NEGATIVOEntorno
Si el sistema pierde calor, ∆H<0
DIAGRAMA DE ENTALPÍA
Ent
alpí
a
Reactivos: H 2 (g)+½O2(g )
∆H2< 0∆H1> 0
(exotérmica)(Endotérmica)
Productos:H 2O(l)
La inversión cambia el signo pero no la magnitud de la entalpia o calor. En una reacción reversible, en el un sentido será exotérmica y en el otro endotérmica
El calor absorbido o liberado por el sistema conlleva una transformación de los sustancias en cuyo caso la determinación de su valor tendrá que ser calculado a través de la TERMOQUÌMICA, pero si el calor absorbido o liberado no conlleva cambios a nivel molecular de la materia, su cálculo se lo efectúa a través de la CALORIMETRIA, no obstante, su estudio e uso adecuado de sus fórmulas en ciertos equipos (el calorímetro o la bomba calorimétrica) nos permitirá el cálculo de calores de reacción. En una forma experimental muy sencilla.
sistema
Calor
sistema
Calor
CALORIMETRIA
Como se ha dicho la calorimetría se encarga del estudio de los cambios caloríficos que ocurren en los sistemas sin cambios químicos, es decir sin transformación de la materia. Para su entendimiento se recurre a la curva del calentamiento del agua, en cuya curva podremos observar como una determinada masa de agua puede pasar a sus diversos estados de agregación ganando o perdiendo energía calorífica, esto se refleja por un aumento o disminución de la temperatura, así también se podrá observar como una misma masa de agua puede ganar o perder energía sin cambiar de temperatura, en cuyo caso hablaremos de cambios de estado:
CURVA DE CALENTAMIENTO DEL AGUA
T(°C)
125°
100°
gas
0°
líquido
-25°sólido
Calor agregado Q(Cal) En la figura se denota que el cálculo del calor absorbido o liberado se lo hace mediante el uso de dos ecuaciones:
Q=mCp ( v )∆T
Q=mCp (l )∆T
Q=mCp ( s)∆T
Q=mLv
Q = m Lf
Ecuación Unidad ¿Cuándo utilizar la ecuación?
Q = m Cp ∆T Calorías, Joule, BTU
Para hallar el calor absorbido o liberado al variar la temperatura de la masa considerada
Q = m L Calorías, Joule, BTU
Para hallar el calor absorbido o liberado al existir cambio de estado, en cuyo caso la temperatura permanece constante
Donde:
M gr. Masa de sustancia (agua) sometida al calentamiento o enfriamiento
Cp En el sistema:
a) SI: Calg℃
b) Inglés:
BTUlb℉
Calor específico Cantidad de calorías requeridas para que un gr de sustancia eleve su temperatura en un grado centígrado. Recuerde que existen sustancias que se calientan más rápido que otras, así el Cp del agua tiene tres valores ya que tiene tres estados de agregación, sus valores son:
Cps=0.49 ;Cpl=1;Cpg=0.5Calg°C
La ley de Dulong y Pettit, permite calcular el calor específico de elementos de peso atómico (PA) altos utilizando la fórmula empírica,
CpsólidoPA=6.3 Calmol℃
∆T=T f−T o °C Variación de temperatura en °C o °K
(Lf y Lv) Cal/gr Calor latente: representa la cantidad de calorías necesarias para realizar el cambio de estado, al pasar de sólido- líquido o viceversa, este es el calor latente de fusión (Lf ); al pasar de líquido-gas o viceversa, este es el calor latente de evaporación (Lv).
Los cambios de estado se realizan a temperatura constante y en la gráfica está representada por la línea horizontal.
Para el agua los valores son:
Lf=80Calgr
Lv=540Calgr
Toda esta información y recordando que la energía no se crea ni se destruye, sólo se transfiere, nos permite calcular en forma indirecta (experimental) a través del uso de un Calorímetro, el calor suministrado o liberado por un cuerpo, es decir su calor específico, calor latente. Si la fuente de calor es una reacción química como una dilución, neutralización, u otras los cambios caloríficos podrán ser obtenidos de igual manera que el caso anterior, no así para las reacciones de combustión que requieren de un equipo más sofisticado llamado Bomba calorimétrica Esta bomba se introduce en el calorímetro y la reacción se provoca por ignición, con ayuda de una chispa eléctrica.
En los cálculos hay que recordar que el calorímetro también gana o pierde energía por más adiabático que parezca, así que se puede calcular el equivalente en agua del calorímetro, esto es la masa de agua que se comportaría igual que el calorímetro y que perdería igual calor en las mismas circunstancias. Q( cal)=mCpcal∆T De esta forma, El producto mCp cales el equivalente del
calorímetro en agua y conocido como Capacidad Calorífica del Calorímetro, se lo representará como: C cal, así el calor perdido o ganado por el calorímetro es igual a: Q ( cal)=C cal∆T
Recuerde que en este capítulo hablamos de calores perdidos y calores ganados. Los ejercicios resueltos a continuación no consideran el signo del calor, esto quiere decir que en el cálculo los calores siempre tendrán el signo positivo lo que indica que Ud. Deberá darse cuenta si es un calor perdido o ganado.
Ejercicios propuestos
1. De un baño de agua a 100oC se retiró una muestra de 5,1 g de una joya de oro y se la introdujo en un calorímetro tipo vaso de café que contenía 16,9 g de agua a 22,5oC. La temperatura de equilibrio del agua y la joya fue de 23,2 0C; por los experimentos de calibración se sabe que la capacidad calorífica del calorímetro es de 1,52 J/0C ¿Cuál es el calor especifico de la pieza de joyería? El calor específico del oro puro es de 0,12 J/goC. ¿es la joya de oro puro?
Qp=Qg
Q joya=Qcal+QH 2O
m joyaCp joya∆T=Cpcal∆T+mH 2OCpH2O ∆T
(5.1g)Cp joya (100−23.2 )oC=(1.52 J℃ ) (23.2−22.5 )oC+16.9 g( 4.18 JgoC )(23.2−22.5 )oC
Cp=0.12 JgoC
Si la joya es de oro puro
2. Si en el mismo calorímetro de vaso de café anterior luego de lavarlo y secarlo se agregan 0,1 g de CaO(s) a 125 g de agua a 23,6 oC. La siguiente reacción se lleva a cabo:
CaO(s)+H 2O(l)→Ca(OH )2(ac); ΔH=81,5 KJ /mol
¿Cuál sería la temperatura final de la disolución?
Resolución:
La ecuación termoquímica indica que la reacción es endotérmica, es decir que la temperatura del calorímetro disminuirá, se puede calcular el calor absorbido por la reacción al colocar 0.1 g de CaO(s) a los 125 g de agua, así:
Qabsorbido por laRx=81.5
KJmol
∗1molCaO
56 gr CaO∗1000 J
1KJ∗0.1gr CaO=145.53 J
Ahora, considerando que el calor que requiere la reacción para que se produzca la obtendrá del sistema (calorímetro y agua ), se tiene:
Qg=Qp
Qabsorbido por la Rx=Qcal+QH 2O
Qabsorbido por la Rx=Cpcal∆T+mH 2OCpH 2O∆T
145.53 J=(1.52 J℃ )∆T +125g ( 4.18 JgoC )∆T∆T=0.27° C
Tf=¿+∆T
Tf=23,6oC+0.27oC
Tf=23,87oC
LaTemperaturadisminuye ya quese tratadeuna reacciónendotérmica
3. Un estudiante en la realización de la práctica de termoquímica llenó la tabla de datos para dos determinaciones, para ello utilizó un calorímetro de capacidad calorífica igual a 420 J/°C.
a) DETERMINACIÓN DEL CALOR DE COMBUSTIÓN DE LA SACAROSA (C12H22O11)SUSTANCIA MASA (g) TEMPERATURA
INICIALTEMPERATURA DE EQUILIBRIO TÉRMICO
Masa de la
sacarosa
22 mg 23,15 0C
Masa del agua
500 g 18 0C
Calorímetro
18 0C
b) DETERMINACIÓN DEL CALOR DE NEUTRALIZACIÓN DE UN ACIDO
SUSTANCIA CONCENTRACIÓN
En la
TITULACIÓN del ácido se obtiene un
gasto
VOLÚMENES UTILIZADOS PARA
LA DETERMINACIÓN DEL CALOR
LIBERADO EN EL CALORÍMETRO
TEMPERATURAINICIAL
TEMPERATURA DE
EQUILIBRIO TÉRMICO
H2SO4 ? 5 ml ? 20 0C 23 0CNaOH 0.1 N Gasto 13.7 ml 20 ml 20 0C
Elabore una tabla de resultados en la que se puede visualizar calor liberado o absorbido por las reacciones, indicando si se trata de una reacción endotérmica o exotérmica, calores de reacción y las ecuaciones termoquímicas correspondientes para cada caso.
RESOLUCIÓN:
a) Determinación del calor liberado por la sacarosa al combustionar los 22 mg. de sacarosa
Qp=Qg
Qliberado=Qagua+Qcal
Qliberado=mCp∆T+C cal∆T
Qliberado=(500 gr )(1 calgroC ) (23,15−18 )oC+420
J℃∗Cal
4.18J(23,15−18 )oC
Qliberado=3092,46 cal
Ahora, calculemos el calor de reacción que para este caso específico se llama calor de combustión. Partimos del calor liberado por los 22mg
Qrx=
3092.46 cal22mgC12H22O11
∗342 gC12H 22O11
1molC12H22O11∗1000mgC12H22O11
1gC12H22O11=48.07 x106 Cal
mol
Entonces, la ecuación termoquímica será:
C12H22O11(s)+12O2(g)→12CO2 (g)+11H 2O(l)+48.07 x 106 Calmol
b) Determinamos la concentración de los 5 ml ácido sulfúrico titulado
¿eq−gr (ácido )=¿eq−gr (base )
N (ácido)V (ácido)=N(base)V (base )
N (ácido)∗5ml=0.1N∗13.7ml
N (ácido)=0.274 N
Determinamos que volumen de ácido 0.274N requiere los 20 ml de base 0.1N
¿eq−gr (ácido )=¿eq−gr (base )
N (ácido)V (ácido)=N(base)V (base )
0.274N∗V (ácido)=0.1N∗20ml
V (ácido)=7.3ml
Ahora determinación del calor liberado por la neutralización de 20 ml de NaOH 0.1N con 7.3 ml de ácido 0.274 N
Qp=QgQliberado=Qsolución+Qcal
Qliberado=(mácido+mbase)Cpsolución∆T+C cal∆T
Para su cálculo suponer que las densidades de las dos soluciones son 1 g/ml y los calores específicos son 1 Cal/g°C, estas hipótesis son erróneas pero los errores al final se cancelan parcialmente
Qliberado=(27.3 g )(1 calgroC ) (23−20 )oC+1.52
J℃∗Cal
4.18 J(23−20 )oC
Qliberado=82.99Cal
Para la determinación del calor de neutralización, partimos del calor liberado y la masa neutralizado
La masa neutralizada es: 20 x10−3<¿0.1 eq−gr¿
1mol1eq−g
=2x10−3mol
Qrx=82.99Cal2x10−3mol
Qrx=41490calmol
2NaOH+H2SO4→N a2SO4+2H2O+41490 calmol
Entalpia
Junto a ésta energía, que para nuestro estudio es específicamente energía calorífica en ausencia de energía eléctrica, luminosa u otras, hay que tener presente el trabajo de expansión, igual al producto de la presión atmosférica por la variación del volumen del sistema reaccionante. La relación entre el calor y el trabajo producido por el sistema puede establecerse a partir de la ley de la conservación de la energía.
Ley de la conservación de la energía. Primer Principio de la Termodinámica. Energía interna y entalpía. La energía no se crea ni se pierde; solo se transforme. La generalización de esta ley de la conservación de la energía constituye la Primera Ley de la Termodinámica.
Una consecuencia del Primer Principio es que todo sistema material en un estado determinado, esto es, a una presión y temperatura, posee una energía definida, la cual se conoce como energía interna (∆U). La relación entre la variación de la energía interna, el calor y el trabajo es:
disminuciónde energía interna=calor desprendido+trabajo producido , O sea: −∆U=Q+W
Si el trabajo producido es únicamente trabajo de expansión, se tendrá:
−∆U=Q+P∆V
∆U=U f−U o ; tanto U f ,U o son definidas, por tanto ∆U lo es también.
Q yW Dependen de la manera según la cual se verifique la transformación, esto es, del camino, y por tanto, si este camino no se conoce Q yW serán indeterminados aunque su suma sea definida e igual a −∆U .
En dos tipos de transformaciones en las que el trabajo producido es únicamente trabajo de expansión, los valores Q yW quedan definidos; son las transformaciones a presión constante (Q p ¿y las transformaciones a volumen constante (Qv ¿.
En el primer caso se tiene:
−∆U=Qp+P∆V
De donde Q p=−(∆U+P∆V )
Como la presión no cambia y el volumen inicial y final son definidos, (Q¿¿ p)¿ queda determinado.
Puesto que ∆U=U f−U o y ∆V=V f−V o
Qp=−¿
Reorganizando Qp=−¿
La expresión U+PV , una magnitud que depende totalmente del estado del sistema, recibe el nombre de entalpía (∆H).
Q p=−(H f−H o )
Qp=−∆H
Esta ecuación es válida para cualquier sistema físico o Químico, para nuestro caso la ecuación que permite el cálculo del calor o entalpia de reacción, y suele escribirse ∆ H rx , es:
∆ H rx=∑ nH productos−∑ nH reactivos
El uso de esta ecuación hace necesario contar con la ecuación química, los estados de agregación de las sustancias participantes y contar con la tabulación de los calores o entalpías estándar de formación de un cierto número de sustancias
Recuerde que:
1. La entalpia es una propiedad intensiva y es directamente proporcional a la cantidad de reactivo consumido
2. El cambio de entalpia para una reacción tiene la misma magnitud pero signo opuesto que el ∆H para la reacción inversa
3. El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de agregación los reactivos y productos
Entalpías estándar de formación
Está claro que la variación de la entalpía en una reacción química a presión constante está determinada por la diferencia entre las entalpias de los productos y los reactivos, como no es posible conocer la entalpía de
una sustancia determinada se ha acordado por convenio asignar a cada una un valor constante que recibe el nombre de entalpía estándar de formación ∆ H f
o.
La entalpía estándar de formación de una sustancia es la variación de entalpía correspondiente a la formación de un mol de sustancia en su estado estándar a partir de sus elementos CONSTITUTIVOS en dicho estado,
La entalpía estándar de formación de la forma más estable de cualquier elemento es cero porque no se requiere una reacción de formación si el elemento se encuentra en su estado estándar. Ejemplos:
∆H f C ( grafito )o =0KJ
mol , porque el grafito es una forma alotrópica del carbono más estable que el
diamante a 1 atm y 25 °C
∆H f O2 (g)o =0KJ
mol , porque el oxígeno molecular (O2) es una forma alotrópica más estable que el
ozono (O3) a 1 atm y 25 °C.
Esto permite tabular las entalpías estándar de formación de los compuestos y calcular a partir de ellas las entalpías estándar de reacción.
En el segundo caso −∆U=Qv+P∆V
En este caso no existe variación de volumen ∆V=0, por tanto no hay trabajo, Entonces:
Qv=−∆U
Si recordamos el primer principio de la termodinámica, se puede tener otra expresión para el cálculo del calor a volumen constante:
−∆U=Qp+P∆V
Qv=Q p+P ∆V
El trabajo de expansión lo realizan las sustancias gaseosas, así será apreciable, no obstante si las sustancias son sólidas o líquidas la variación de volumen son apenas unos cuantos ml, por lo que se lo desprecia.
Qv=Q p+∆nRT
Donde
∆ n=¿¿
R=2 Cal°Kmol ; Constante general de los gases en unidades de energía
T=° K
Qv yQ p están expresadasen calorias
Ejemplo propuestos:
Determinar el calor a presión y volumen constante para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25°C y 1 atm, como se muestra en la ecuación termoquímica siguiente:
C3H8 (g)+5O2(g )→3CO2 (g)+4 H 2O(l )+2219.8KJ /mol
Qp está dada en la ecuación termoquímica y es igual
Qp=2219.8KJ
∆ n=¿¿
∆ n=(3)productos−(5+1)reactivos
∆ n=−3
Qv=Q p+∆nRT
Qv=2219.8KJ+ (−3mol )(2 cal° Kmol ) 4.18KJ1000cal
(298 ° K)
Qv=2212.33KJ
LEY DE HESS
Considera que las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones algebraicas y cumplen todas las propiedades de estas, es decir que cuando una reacción es la suma de 2 o más reacciones, ∆H para el proceso total es la suma de la entalpias de cada reacción sumada. Esto nos permite salvar la imposibilidad de medir los calores de reacción en forma experimental reduciendo la tabulación. Así la oxidación del C a CO, siempre proporcionará algo de CO 2 de tal modo que es imposible hallarla experimenta mente Utilice la ley de Hess para hallar el calor de reacción para la siguiente ecuación:
P(blanco )+32C l2 (g)+
12O2→POCl3 (g )
A partir de las siguientes reacciones:
a) PC l5(g )+H2O(g)→POCl3( g)+2HCl+126,4 KJb) H 2+C l2(g )→2HCl+184.6KJ
c) PC l5 (g )→P(blanco )+52C l2 (g)−374.9 KJ
d) H 2O(g )→H2+12O2−241.8KJ
RESOLUCION:
a+c (invertida)
PC l5(g )+H2O(g)+P( blanco)+52C l2 (g)−374.9KJ→POCl3 (g)+2HCl+PCl5 (g )+126,4 KJ
P(blanco )+52C l2 ( g)+H2O(g )→POCl3 (g)+2HCl+501,3 KJ
b+d
H 2+C l2 ( g)+H 2O(g )→2HCl+H 2+12O2−57.2KJ
C l2 (g)+H 2O (g )→2HCl+ 12O2−57.2KJ
(a+c (invertido))+ (b+d ) invertido
P(blanco )+52C l2 ( g)+H2O(g )+2HCl+
12O2−57.2KJ→POCl3(g )+2HCl+C l2 ( g)+H 2O(g )+501,3KJ
P(blanco )+32C l2 (g)+
12O2→POCl3 (g )+558,5KJ
La aplicación de la ley de Hess junto con la tabla de entalpías estándar de formación permite determinar el calor de reacción. Como ejemplo puede considerarse el cálculo del calor de reacción del proceso de oxidación catalítica del amoniaco:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 6 H2O (g) + 4 NO (g)
Podemos considerar este proceso a través de los siguientes procesos intermedios:
1) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g); Hf(NH3)
2) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g); Hf(H2O)
3) ½N2(g) + ½O2(g) NO(g); Hf(NO)
H = 6 x Hf(H2O) + 4 x Hf(NO) - 4 x Hf(NH3)
6 H2(g) + 3 O2(g) 6 H2O(g)
2 N2(g) + 2 O2(g) 4 NO(g);
4 NH3(g) 2 N2(g) + 6 H2(g) ________________________ 4 NH3(g) + 5 O2(g) 6 H2O(g) + 4 NO(g)
Dadas las reacciones:(1) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g); ∆H f
o = –241,8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g) →H2O(l); ∆ H f
o = –285,8 kJcalcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.
La reacción de vaporización a la que debemos llegar es: (3) H2O(l) → H2O(g) ∆ H f
ovaporización = ?
Las reacciones pueden ser expresadas como reacciones termoquímicas en función del calor. (1)(inivertida)+(2)
H2O(l) → H2(g) + ½ O2(g) – 285,8 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) +241,8 kJ
H2O(l) → H2O(g) – 44 kJ/mol
∆H vaporización(agua)o =44 KJ
mol
Esto se puede expresarse con el siguiente esquema
Ejemplo 1:
Calcular la entalpia estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir de las siguientes reacciones:
1) NH3 (g) + 3 N2O (g) → 4 N2 (g) + 3 H2O (l); ∆ H rxo = –1010 kJ
2) N2O (g) + 3 H2 (g) → N2H4 (l) + H2O (l); ∆ H rxo = –317 kJ
3) H2 (g) + ½ O2 (g) →H2O (l); ∆H rxo = –285 kJ
4) 2 NH3 (g) + ½ O2 (g) → N2H4 (l) + H2O (l); ∆H rxo = –143 kJ
La reacción de formación de la hidracina es:
N2 (g) + 2 H2 (g) → N2H4 (l) + Qrx
Invertimos la ecuación (1)+3(2) +4 - 3
4 N2 (g) + 3 H2O (l) → 2 NH3 (g) + 3 N2O (g) -1010
3N2O (g) + 9 H2 (g) → 3N2H4 (l) +3 H2O (l) +951
2 NH3 (g) + ½ O2 (g) → N2H4 (l) + H2O (l) +143
H2O (l)→H2 (g) + ½ O2 (g) –285
4 N2 (g) +8H2 (g) → 4 N2H4 (l) - 201
Un tanque que contiene 200 ltr. De agua se utiliza como baño a temperatura constante ¿Cuánto
tiempo tardaría calentar el baño desde 20∘C a 25
∘C con un calentador de inversión de 250 vatios despreciar la capacidad calorífica del tanque y las del medio.
Q=m⋅Cp⋅Δt 200 ltr .H2O⋅1Kg
ltr .⋅1000 gr .1Kg .
=200000
Q=200000 (1 ) (5 )
Qabsor .=1×106clb .⋅4 .18
1 .clb=418000 J
P=Tt Q(H 2O )=Q(calentador )
t=4180000250
t=16720 seg
t=4 .64 h
Ejercicios
Capacidad calorífica (calor específico)
Véase el Ejemplo 7.2. Se repite el experimento sustituyendo el plomo por otros metales. Las
masas y las temperaturas iniciales del metal y el agua son las mismas de la Figura 7.3. Las
temperaturas finales son Zn, 38,9 ºC; (b) Pt, 28,8 ºC; (c) Al, 52,7 ºC. ¿Cuál es el calor específico de
cada metal, expresado en J g-1 ºC-1?
Un trozo de plata de 75,0 g se calienta hasta 80,0 ºC y se sumerge en 50,0 g de agua a 23,2 ºC. La
temperatura final de la mezcla Ag-H2O es 27,6 ºC. ¿Cuál es el calor específico de la plata?
Un trozo de hierro de 465 g se saca de un horno y se sumerge en 375 g de agua en un recipiente
aislado. La temperatura del agua aumenta de 26 a 87 ºC. Si el calor específico del hierro es 0,449
J g-1 ºC-1, ¿cuál era la temperatura original del horno?
Una pieza de acero inoxidable (calor específico = 0,50 J g -1 ºC-1) se traslada desde un horno a 183
ºC hasta un recipiente con 125 mL de agua a 23,2 ºC, en el que se la sumerge. La temperatura del
agua aumenta hasta 51,5 ºC. ¿Cuál es la masa del acero? ¿Qué precisión tiene este método de
determinación de masas? Justifique su respuesta.
Se sumerge una muestra de 1,00 kg de magnesio que está a 40,0 ºC en 1,00 L de agua que está
en un recipiente aislado a una temperatura constante de 20,0 ºC. ¿Cuál será la temperatura final
de la mezcla Mg-H2O? (Calor específico del Mg = 1,024 J g-1 ºC-l.)
Un latón tiene una densidad de 8,40 g/cm3 y un calor específico de 0,385 J g-1 ºC-l. Se introduce
una pieza de 15,2 cm3 de este latón que está a una temperatura de 163 ºC en un recipiente
aislado conteniendo 150,0 g de agua a 22,4 ºC. ¿Cuál será la temperatura final de la mezcla latón-
agua?
Se introduce una muestra de 74,8 g de cobre que está a 143,2 ºC en un recipiente aislado
conteniendo 165 mL de glicerina, C3H8O3(1) (d 1,26 g/mL), a 24,8 ºC. La temperatura final es 31,1
ºC. El calor específico del cobre 0,385 J g-1 ºC-l. ¿Cuál es la capacidad calorífica de la glicerina
expresada en J mol-1 ºC-l?
¿Qué volumen de agua a 18,5 ºC hay que añadir junto con una pieza de 1,23 kg de hierro a 68,5
ºC para que la temperatura del agua del recipiente aislado de la figura permanezca constante en
25,6 ºC?
Calores de reacción
¿Cuánto calor, expresado en kilojulios, interviene en la obtención de 283 kg de cal apagada
Ca(OH)2?
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) ΔHº -65,2 kJ
La variación de entalpía estándar en la combustión del hidrocarburo octano es ΔHº -5,48 x 103
kJ/mol C8H18(l). ¿Cuánto calor, expresado en kilojulios, se libera por cada galón de octano
quemado? (Densidad del octano = 0,703 g/mL; 1 gal 3,785 L.)
La combustión del metano, que es el componente principal del gas natural, se representa
mediante la ecuación
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔHº = -890,3 kJ
(a) ¿Qué masa de metano, expresada en kilogramos, debe arder para que se libere un calor de
2,80 x 107 kJ?
(b) ¿Qué cantidad de calor, expresado en kilojulios, se libera en la combustión completa de 1,65
x 104 L de CH4(g), medidos a 18,6 ºC y 768 mmHg?
(c) Si la cantidad de calor calculada en el apartado (b) pudiese transferirse al agua con 100 por
cien de eficiencia, ¿qué volumen de agua, expresado en litros, podría calentarse de 8,8 a 60,0
‘C?
Véase el Ejemplo de recapitulación. ¿Qué volumen del gas de agua, medido en condiciones
normales y quemado en un recipiente abierto a la atmósfera (proceso a presión constante), hace
falta para calentar 40,0 gal de agua de 15,2 a 65,0 ºC? l gal. = 3,785 L.
La combustión de las mezclas hidrógeno-oxígeno se utiliza para obtener las temperaturas muy
altas (aproximadamente 2500 ºC) necesarias para ciertas operaciones de soldadura. Considere la
reacción como
H2(g) +
12 O2(g) → H2O(g) ΔHº = -241,8 kJ
¿Qué cantidad de calor, expresado en kilojulios, se desprende cuando se queman 180 g de una
muestra que contiene partes iguales en masa de H2 y O2?
Las mezclas de termita se utilizan para algunas soldaduras. La reacción de la termita es
extraordinariamente exotérmica.
Fe2O3(s) + 2 Al(s) → Al2O3(s) + 2 Fe(s)
ΔH = -852 kJ
Se mezclan a temperatura ambiente (25 ºC) 1,00 mol de Fe2O3. y 2,00 moles de Al y se inicia la
reacción. El calor liberado queda retenido en los productos, cuyo calor específico do puede
tomarse aproximadamente como 0,8 J g-1 ºC-1 en un amplio intervalo de temperaturas. El punto
de fusión del hierro es 1530 ºC. Demuestre que la cantidad de calor liberado es sobradamente
suficiente para elevar la temperatura de los productos hasta el punto de fusión del hierro.
Se añaden 0,205 g de hidróxido de potasio, KOH, a 55,9 g de agua que están en un vaso de
poliestireno. La temperatura del agua se eleva de 23,5 a 24,4 ºC. [Suponga que el calor específico
de KOH(aq) diluido es igual al del agua.]
(a) ¿Cuál es el valor aproximado del calor de disolución de KOH, expresado en kilojulios por mol
de KOH?
(b) ¿Cómo se podría mejorar la precisión de esta medida sin modificar el aparato?
El calor de disolución de KI(s) en agua es +20,3 kJ/mol KI. Si se añade KI a una cantidad suficiente
de agua que está en un vaso de poliestireno a 23,5 ºC, para tener 150,0 mL de KI 2,50 M, ¿cuál
será la temperatura final? (Suponga para KI 2,50 M una densidad de 1,30 g/mL y un calor
específico de 7 J g-1 ºC-1.)
Imagine que quiere hacer un experimento en clase para mostrar un proceso endotérmico y
desea rebajar la temperatura de 1400 mL de agua que están en un recipiente aislado de 25 a 10
ºC. ¿Qué masa aproximada de NH4Cl(s) debe disolver en agua para conseguir esto? El calor de
disolución de NH4Cl es + 14,7 kJ/mol NH4Cl.
Cuando se preparan disoluciones de solutos que liberan calor al disolverse hay que tomar
precauciones. El calor de disolución de NaOH es -44,5 kJ/mol NaOH. ¿Qué temperatura se
alcanzará como máximo al preparar 500 mL de NaOH 7,0 M utilizando agua que está a 21 ºC?
Suponga que la disolución tiene una densidad de 1,08 g/mL y un calor específico de 4,00 J g -1 ºC-1
Véase el Ejemplo 7.4. El producto de la neutralización es NaCl 0,500 M. Suponga para esta
disolución una densidad de 1,02 g/mL y un calor específico de 4,02 J g -1 ºC-1. Suponga también
que la capacidad calorífica del vaso de poliestireno es 10 J/ºC y calcule de nuevo el calor de
neutralización.
El calor de neutralización de HCl(aq) y NaOH(aq) es -55,84 kJ/mol H2O obtenido. Si se añaden
50,00 mL de NaOH 1,05 M a 25,00 mL de MCl 1,86 M, estando ambas disoluciones inicialmente a
24,72 ºC, ¿cuál será la temperatura final? (Suponga que no hay pérdidas de calor hacia el aire
circundante y que la disolución obtenida en la reacción de neutralización tiene una densidad de
1,02 g/mL y un calor específico de 3,98 J g-1 ºC-1.)
Variaciones de entalpía y estados de la materia
¿Qué masa de hielo puede fundirse con una cantidad de calor coincidente con la necesaria para
elevar la temperatura de 3,50 mol de H2O(l) 50,0 ºC? [ΔHº fusión = 6,01 kJ/mol H2O(s)]
¿Cuál será la temperatura final del agua de un recipiente aislado si se hacen pasar 5,00 g de
vapor de agua [H2O(g)] a 100,0 ºC a través de 100,0 g de agua a 25,0 ºC? (Δ Hº vap = 40,6 kJ/mol
H2O)
Una bola de rodamiento de acero inoxidable de 125 g (calor específico 0,50 J g -1 ºC-1 a 525,0 ºC se
introduce en 75,0 mL de agua a 28,5 ºC que están en un vaso de poliestireno abierto. La
temperatura se eleva a 100,0 ºC y el agua comienza a hervir. ¿Qué masa de agua se evapora
mientras continúa la ebullición? (ΔHº vap 40,6 kJ/mol H2O)
Si la bola de rodamiento del Ejercicio 49 se arroja sobre un gran bloque de hielo a 0 ºC, ¿qué
masa de agua líquida se formará? [ΔHº fusión = 6,01 kJ/mol H2O(s)]
Bombas Calorímetras
Una muestra de 1,620 g de naftaleno, C10H8(s), se quema por completo en una bomba
calorimétrica y se observa un aumento de temperatura de 8,44 ºC. Si el calor de combustión del
naftaleno es -5156 kJ/mol C10H8, ¿cuál es la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica?
El ácido salicílico, C7H6O3, ha sido propuesto como sustancia estándar en calorimetría. Su calor de
combustión es -3,023 x 103 kJ/ mol C7H6O3. Determine la capacidad calorífica del conjunto de la
bomba calorimétrica (es decir, recipiente, agua, agitador, termómetro, cables,...) a partir de los
siguientes datos.
Masa de ácido salicílico quemada: 1,201 g
Temperatura inicial del calorímetro: 23,68 ºC
Temperatura final del calorímetro: 29,82 ºC
Véase el Ejemplo 7.3. Utilizando el calor de combustión de la sacarosa obtenido en este ejemplo,
calcule la variación de temperatura (Δ 7) que se produce al quemar 1,227 g de C12H22O11 en una
bomba calorimétrica que tiene una capacidad calorífica de 3,87 kJ/ºC.
Se quema en una bomba calorimétrica una muestra de 1,397 g de timol, C 10H14O(s), sustancia
empleada como conservante y antiséptico. La temperatura aumenta 11,23 ºC y la capacidad
calorífica del calorímetro es 4,68 kJ/ºC. ¿Cuál es el calor de combustión del timol, expresado en
kilojulios por mol de C10H14O?
Trabajo de presión-volumen
Calcule la cantidad de trabajo, expresada en julios, correspondiente a la expansión de 3,5 L de un
gas (Δ V) frente a una presión de 748 mmHg en las unidades (a) atmósferas litro (atm L): (b)
julios (J); (c) calorías (cal).
Calcule la cantidad de trabajo, expresada en julios, correspondiente a una compresión de un gas
desde 5,62 L a 3,37 L bajo una presión constante de 1,23 atm.
Se permite que una muestra de 1,00 g de Ne(g) a 1 atm de presión y 27 ºC se expanda en un
recipiente de 2,50 L en el que se ha hecho el vacío. ¿Realiza trabajo el gas? Razone su respuesta.
El aire comprimido de los botes de aerosol puede utilizarse para eliminar el polvo de los equipos
electrónicos. ¿Realiza trabajo el aire cuando escapa del bote?
¿Se realiza trabajo en cada uno de los siguientes procesos si la reacción se lleva a cabo a presión
constante en un recipiente abierto a la atmósfera? (a) neutralización de Ba(OH)2(aq) y HCl(aq);
(b) conversión de dióxido de nitrógeno gaseoso en tetróxido de dinitrógeno gaseoso; (c)
descomposición de carbonato de calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono gas.
¿Se realiza trabajo en cada uno de los siguientes procesos si la reacción se lleva a cabo a presión
constante en un recipiente abierto a la atmósfera? En caso afirmativo, ¿realiza trabajo el sistema
reaccionante o se realiza trabajo sobre él? (a) reacción de los gases monóxido de nitrógeno y
oxígeno para formar dióxido de nitrógeno gaseoso; (b) precipitación de hidróxido de magnesio
por reacción de NaOH y MgCl2 (c) reacción de sulfato de cobre (II) y vapor de agua para formar
sulfato de cobre (II) pentahidratado.
Primer principio de la termodinámica
¿Cuál es la variación de energía interna de un sistema si el sistema ( a) absorbe un calor de 58 J y
realiza un trabajo de 58 J? (b) ¿absorbe un calor de 125 J y realiza un trabajo de 687 J? (c) ¿cede
un calor de 280 cal y se realiza sobre él un trabajo de 1,25 kJ?
¿Cuál es la variación de energía interna de un sistema si los alrededores (a) le transfieren un calor
de 235 J y realizan un trabajo de 128 J sobre el sistema? (b) ¿absorben un calor de 145 J del
sistema y realizan un trabajo sobre el mismo de 98 J? (c) ¿no intercambian calor pero el sistema
realiza sobre ellos un trabajo de 1,07 kJ?
La energía interna de una determinada cantidad de un gas ideal depende solamente de su
temperatura. Se permite que una muestra de un gas ideal se expanda a temperatura constante
(expansión isotérmica). (a) ¿Realiza trabajo el gas? (b) ¿Intercambia calor el gas con los
alrededores? (c) ¿Qué sucede con la temperatura del gas? (d) ¿Cuál es el valor de ΔU para el
gas?
En un proceso adiabático el sistema está térmicamente aislado de sus alrededores, es decir, no
hay intercambio de calor entre ambos. En la expansión adiabática de un gas ideal (a) ¿Realiza
trabajo el gas? (b) La energía interna del gas ¿aumenta, disminuye o permanece constante? (c)
¿Qué sucede con la temperatura del gas? (Sugerencia: véase el Ejercicio 63.)
Razone si será posible la siguiente observación? Un gas ideal se expande isotérmicamente
realizando un trabajo que duplica al calor absorbido de los alrededores.
(Sugerencia: véanse los Ejercicios 63 y 64.)
Razone si será posible la siguiente observación? Un gas ideal se comprime mientras absorbe
calor de los alrededores.
(Sugerencia: véanse los Ejercicios 63 y 64.)
Relación entre ΔH y ΔU
Una de las siguientes expresiones del calor de una reacción química es cierta,
independientemente de cómo se realice la reacción. ¿Cuál es la expresión correcta? Razone su
respuesta. (a) qv; (b) qp; (c) ΔU -w; (d) ΔU; (e) ΔH.
Determine si ΔH es menor, mayor o igual que ΔU para las siguientes reacciones. Recuerde que
“mayor que” significa más positivo o menos negativo y “menor que” significa menos positivo o
más negativo. Suponga que el único cambio de volumen importante durante una reacción a
presión constante es el correspondiente a las cantidades de gases.
(a) Combustión de un mol de 1-butanol líquido.
(b) Combustión de un mol de glucosa, C6H12O6(s).
(c) Descomposición de nitrato de amonio sólido para dar agua líquida
y monóxido de dinitrógeno gaseoso.
El calor de combustión del 2-propanol a 298,15 K, determinado en una bomba calorimétrica, es -
33,41 kJ/g. Determine los valores de (a) ΔU y (b) ΔH para la combustión de un mol de 2-
propanol.
Escriba una ecuación para representar la combustión del timol descrita en el Ejercicio 54. Incluya
en esta ecuación los valores de ΔUº y ΔHº.
Ley de Hess
Determine ΔHº para la reacción
C2H4(g) + Cl2(g) → C2H4Cl2(1)
sabiendo que
4 HCl(g) + O2(g) → 2 Cl2(g) + 2H2O(1)
ΔHº = -202,4 kJ
2 HCl(g) + C2H4(g) +
12 O2(g) →
C2H4Cl2(1) + H2O(1) ΔHº = -318,7 KJ
Determine ΔHº para la reacción
N2H4(1) + 2 H2O2(1) → N2(g) + 4 H2O(1)
a partir de los siguientes datos
N2H4(1) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l)
ΔHº = -622,2 kJ
H2(g) +
12 O2(g) → H2O(1) ΔHº = -285,8 kJ
H2(g) + O2(g) → H2O2(1) ΔHº = —187,8 kJ
El sustituto de gas natural (SGN) es una mezcla de gases que contiene CH4(g) y que puede
utilizarse como combustible. Una reacción para obtener esta mezcla es
4 CO(g) + 8 H2(g) →
3 CH4(g) + CO2(g) + 2 H2O(1) ΔHº = ?
Utilizando los datos adecuados de entre los que se dan a continuación, calcule ΔHº para esta
reacción del SGN.
C(grafito) +
12 O2(g) → CO(g) ΔHº = -110,5 kJ
CO(g) +
12 O2(g) → CO2(g) ΔHº = -283,0 kJ
H2(g) +
12 O2(g) → H2O(1) ΔHº = 285,8 kJ
C(grafito) + 2 H2(g) → CH4(g) ΔHº = -74,81 kJ
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(1) ΔHº = -890,3 kJ
El tetracloruro de carbono, CCl4 es un importante disolvente comercial que se prepara mediante
la reacción entre Cl2(g) y compuesto del carbono. Determine ΔHº para la reacción
CS2(l) + 3 Cl2(g) → CCl4(l) + S2Cl2(l)
Seleccione los datos adecuados de entre los que se dan a continuación.
CS2(l) + 3 O2(g) → CO2(g) + 2 SO2(g) ΔHº = -1077 kJ
2 S(s) + Cl2(g) → S2Cl2(l) ΔHº = -58,2 kJ
C(s) + 2 Cl2(g) → CCl4(l) ΔHº = -135,4 kJ
S(s) + O2(g) → SO2(g) ΔHº = -296,8 kJ
SO2(g) + Cl2(g) → SO2Cl2(l) ΔHº = +97,3 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHº = -395,5 kJ
CCl4(l) + O2(g) → COCl2(g) + Cl2O(g) ΔHº = -5,2 kJ
Utilice la ley de Hess y los siguientes datos,
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) ΔHº = -802 kJ
CH4(g) + CO2(g) → 2 CO(g) + 2 H2(g) ΔHº = +247 kJ
CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g) ΔHº = +206 kJ
para calcular ΔHº de la reacción
CH4(g) +
12 O2(g) → CO(g) + 2 H2(g)
muy utilizada como fuente comercial de gas hidrógeno.
Los calores de combustión estándar (ΔHº) del 1,3-butadieno [C4H6(g)]j, butano [C4H10(g)], y H2(g)
son -2540,2, -2877,6, y -285,8 kJ por mol, respectivamente. Utilice estos datos para calcular el
calor de la hidrogenación del 1,3-butadieno a butano.
C4H6(g) + 2 H2(g) → C4H10(g) ΔHº = ?
[Sugerencia: escriba las ecuaciones para las reacciones de combustión. En todas ellas los
productos son CO2(g) y H2O(l).]
Entalpías de formación estándar
¿Por qué son positivas las entalpías de formación estándar de algunos compuestos mientras que
las de otros son negativas? ¿Es probable que muchos compuestos tengan una entalpía de
formación estándar nula? Razone su respuesta.
Sólo una de las siguientes afirmaciones es correcta. Seleccione la correcta y corrija las
equivocadas. La entalpía de formación estándar del CO2(g) es (a) 0; (b) la entalpía de combustión
estándar de C(grafito); (c) la suma de las entalpías de formación estándar de CO(g) y O2(g); (d) la
entalpía de combustión estándar de CO(g).
Utilice las entalpías de formación estándar de la Tabla 7.2 para determinar la variación de
entalpía a 25 ‘C de la reacción 2 Cl2(g) + 2 H2O(l) → 4 HCl(g) + O2(g) ΔHº
= ?
Utilice los datos del Apéndice D para determinar la variación de entalpía a 25 ºC de la reacción
Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) ΔHº = ?
Utilice los datos de la Tabla 7.2 para determinar el calor de combustión estándar de C2H5OH(l)
cuando los reactivos y los productos se mantienen a 25 ºC y 1 atm.
Utilice los datos de la Tabla 7.2, y el dato ΔHº = -3509 kJ para la combustión completa de un mol
de pentano, C5H12(l), para calcular ΔHº para la síntesis de 1 mol de C5H12(1) a partir de CO(g) y
H2(g).
5 CO(g) + 11 H2(g) → C5H12(l) + 5 H2O(l) ΔHº = ?
(Sugerencia: puede obtener ΔHfº [C5H12(l)] a partir de la ecuación de combustión.)
Utilice los datos de la Tabla 7.2 y ΔHº de la siguiente reacción para determinar la entalpía de
formación estándar de CCl4(g) a 25 ºC y 1 atm.
CH4(g) + 4 Cl2(g) → CCl4(g) + 4 HCl(g) ΔHº = -397.3 kJ
Utilice los datos de la Tabla 7.2 y ΔHº de la siguiente reacción para determinar la entalpía de
formación estándar del hexano, C6H14(l), a 25 ºC y 1 atm.
2 C6H14(l) + 19 O2(g) → 12 CO2(g) + 14 H2O(l) ΔHº = -8326 kJ
Utilice los datos de la Tabla 7.3 y del Apéndice D para determinar la variación de entalpía
estándar de la reacción
Al3+(aq) + 3 OH(aq) → Al(OH)3(s) ΔHº = ?
Utilice los datos de la Tabla 7.3 y del Apéndice D para determinar la variación de entalpía
estándar de la reacción
Mg(OH)2(s) + 2 NH4+ →
Mg2+(aq) + 2 H2O(l) + 2 NH3(g) ΔHº = ?
La descomposición de la piedra caliza, CaCO3(s), en cal, CaO(s) y CO2(g) se lleva a cabo en un
horno de gas. Utilice los datos del Apéndice D para determinar cuánto calor es necesario para
descomponer 1,35 x 103 kg de CaCO3(s). (Suponga que los calores de reacción son los mismos que
a 25 ºC y 1 atm)
Utilice los datos de la Tabla 7.2 para calcular el volumen de butano, C 4H10(g), medido a 24,6 ºC y
756 mmHg, que hace falta quemar para obtener un calor de 5,00 X 104 kJ.
Ejercicios avanzados y de recapitulación
Una unidad térmica británica (Btu) se define como la cantidad de calor necesaria para modificar
1 ºF la temperatura de 1 lb de agua. Suponga que el calor específico del agua es independiente
de la temperatura. ¿Cuánto calor hace falta para aumentar la temperatura del agua que hay en
un depósito de 40 gal desde 48 a 145 ºF (a) en Btu; (b) en kcal; (c) en kJ?
Se arroja una esfera de 7,26 kg (como las utilizadas en el deporte de lanzamiento de peso) desde
lo alto de un edificio de 168 m de altura. ¿Cuál será el máximo incremento de temperatura que
experimentará la esfera? Suponga para la esfera un calor específico de 0,47 J g -1 ºC-1. ¿Por qué el
incremento de temperatura medido sería probablemente menor del valor calculado?
En las bombas calorimétricas existe la alternativa de establecer la capacidad calorífica del
calorímetro, excluyendo el agua que contiene. Se calculan separadamente el calor absorbido por
el agua y por el resto del calorímetro y después se suman.
Una bomba calorimétrica conteniendo 983,5 g de agua se calibra mediante la combustión de
1,354 g de antraceno. La temperatura del calorímetro se eleva de 24,87 a 35,63 ºC. Cuando se
queman en la misma bomba 1,053 g de ácido cítrico pero conteniendo 968,6 g de agua, la
temperatura aumenta de 25,01 a 27,19 ºC. El calor de combustión del antraceno, C14H10(s), es -
7067 kJ/mol C14H10. ¿Cuál es el calor de combustión del ácido cítrico, C6H8O7, expresado en
kilojulios por mol?
El método del Ejercicio 91 se utiliza en algunos experimentos con bombas calorimétricas. Se
quema en exceso de O2(g) una muestra de 1,148 g de ácido benzoico en una bomba que está
inmersa en 1181 g de agua. La temperatura del agua se eleva de 24,96 a 30,25 ºC. El calor de
combustión del ácido benzoico es -26,42 kJ/g. En otro experimento se quema en la misma bomba
calorimétrica una muestra de carbón en polvo de 0,895 g. La temperatura de 1162 g de agua se
eleva de 24,98 a 29,81 ºC. ¿Cuántas toneladas métricas (1 tonelada métrica = 1000 kg) de este
carbón deben quemarse para liberar un calor de 2,15 X 109 kJ?
Una tabla da dos valores distintos del calor de combustión del hidrógeno: 33,88 kcal/g H 2 si se
forma H2O(l) y 28,67 kcal/g H2, si se forma H2O(g) (vapor de agua). Explique por qué son distintos
estos dos valores e indique que propiedad representa esta diferencia. Diseñe un procedimiento
para verificar sus conclusiones.
Determine los valores que faltan de ΔHº en el siguiente diagrama.
Un gas natural tiene una composición de 83,0 por ciento de CH4, 11,2 por ciento de C2H6 y 5,8 por
ciento de C3H8, en moles. Se quema a presión constante y en exceso de oxígeno una muestra de
385 L este gas, medida a 22,6 ºC y 739 mmHg. ¿Cuánto calor, expresado en kilojulios, se libera en
la reacción de combustión?
Una reacción neta en un proceso de gasificación de un carbón es
2 C(s) + 2 H2O(g) → CH4(g) + CO2(g)
Demuestre que esta ecuación neta puede establecerse combinando adecuadamente las
reacciones de la Sección 7.9.
¿Cuál de los siguientes gases tiene mayor valor como combustible, por litro, medido en
condiciones estándar? Es decir, ¿Cuál tiene un mayor calor de combustión?
(Sugerencia: los únicos gases combustibles son CH4, C3H8, CO y H2.) (a) gas de carbón: 49,7 por
ciento de H2; 29,9 por ciento de CH4 8,2 por ciento de N2; 6,9 por ciento de CO; 3,1 por ciento de
C3H8 1,7 por ciento de CO2 y 0,5 por ciento de O2 en volumen
(b) gas obtenido por fermentación de residuos sólidos: 66,0 por ciento de CH 4; 30,0 por ciento de
CO2 y 4,0 por ciento en volumen de N2.
Se llama calorímetro de hielo a un calorímetro que mide calores de reacción exotérmicos
estableciendo la cantidad de hielo que se funde. Considere que 0,100 L de gas metano, CH 4(g), a
25,0 ºC y 744 mmHg arden completamente a presión constante y en un exceso de aire. El calor
liberado se utiliza para fundir 9,53 g de hielo a 0 ºC. (ΔH fusión de hielo = 6,01 kJ/mol)
(a) Escriba una ecuación para la combustión completa de CH4 y demuestre que en este caso la
combustión es incompleta.
(b) Suponga que en la combustión incompleta de CH4 se produce CO(g) y represente la
combustión lo mejor que pueda a través de una sola ecuación con valores enteros pequeños de
los coeficientes. Otro producto de la combustión es H2O(l).
Considere la reacción
C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔHº = -1410,9 kJ
Si se obtuviese H2O en estado gaseoso en vez de líquido, (a) ¿el calor de reacción sería mayor
(más negativo) o menor (menos negativo) que el que se indica en la ecuación? (b) Razone su
respuesta. (c) Ahora calcule el valor de ΔH en este caso.
Parte del butano, C4H10(g), contenido en una botella de gases de 200,0 L a 26,0 ºC se extrae y se
quema a presión constante en un exceso de aire. Como resultado, la presión del gas en la botella
se reduce de 2,35 atm a 1,10 atm. El calor liberado se utiliza para elevar la temperatura de 132,5
L de agua de 26,0 a 62,2 ºC. Suponga que los productos de la combustión son exclusivamente
CO2(g) y H2O(l) y determine el rendimiento de este calentador de agua (es decir, el porcentaje del
calor de combustión absorbido por el agua).
En el metabolismo de la glucosa, C6H12O6, se obtienen CO2 y H2O(l) como productos. El calor
liberado en el proceso se transforma en trabajo útil con un rendimiento del 70 por ciento.
Calcule la masa de glucosa metabolizada por una persona de 58,0 kg que sube a una montaña de
1450 m. Suponga que el trabajo realizado al subir es aproximadamente cuatro veces el necesario
para simplemente elevar 58,0 kg a 1450 m de altura. ΔHfº de C6H12O6(s) es -1273,3 kJ/mol.
Los hidrocarburos llamados alcanos tienen la fórmula CnH2n+2. Las entalpías de formación de los
alcanos decrecen (se hacen más negativas) al aumentar el número de átomos de C. Comenzando
con el butano, C4H10(g), por cada grupo CH2 adicional en la fórmula, la entalpía de formación, Δ
Hf º, cambia en -21 kJ/mol. Utilice este hecho y los datos de la Tabla 7.2 para estimar el calor de
combustión del heptano, C7H16(1).
Una muestra de 1,00 L de un gas natural, medida en condiciones estándar, se quema por
completo, liberándose un calor de 43,6 kJ. Si el gas es una mezcla de CH 4(g) y C2H6(g), ¿cuál es su
composición porcentual en volumen?
En un manual aparecen muchos valores para la entalpía de formación estándar del H2SO4. Por
ejemplo, para H2SO4(l) puro, ΔHfº = -814,0 kJ/mol, para una disolución con 1 mol de H2O, por
mol de H2SO4, -841,8; con 10 mol H2O, -880,5; con 50 mol H2O; -886,8; con 100 mol H2O, -887,7;
con 500 mol H2O, -890,5; con 1000 mol H2O, -892,3, con 10000 mol H2O, -900,8, y con 100000
mol H2O, -907,3.
(a) Explique por qué estos valores no son coincidentes.
(b) El valor de ΔHfº[H2SO4(aq)] en una disolución infinitamente diluida es -909.3 kJ/mol. ¿Qué
datos de este capítulo se pueden citar para confirmar este valor? Razone su respuesta.
(c) Si se preparan 500,0 mL de H2SO4(aq) 1,00 M a partir de H2SO4(l) puro, ¿qué variación de
temperatura se observará aproximadamente? [Suponga que H2SO4(l) y H2O(l) están a la
misma temperatura inicial y que el calor específico de H2SO4(aq) es aproximadamente 4,2 J g-
1 ºC-1.]
Véase la discusión sobre la gasificación del carbón (Sección 7.9). Demuestre que la reacción de
metanación puede suministrar parte del calor necesario para la reacción de gasificación
(Ecuación 7.24). Este hecho contribuye al éxito de los procesos actuales para producir gas natural
sintético (SGN).
Una muestra de 1,103 g de un compuesto gaseoso formado por carbono, oxígeno e hidrógeno
que ocupa un volumen de 582 mL a 765,5 Torr y 25,00 ºC se quema en exceso de O 2(g) en una
bomba calorimétrica. Los productos de la combustión son 2,108 g CO2(g), 1,294 g H2O(l) y calor
suficiente para elevar la temperatura del dispositivo calorimétrico de 25,00 a 31,94 ºC. La
capacidad calorífica del calorímetro es 5,015 kJ/ºC. Escriba una ecuación para la reacción de
combustión e indique ΔHº para esta reacción a 25,00 ºC.
La determinación del tiempo necesario para cocinar alimentos en un horno microondas depende
de varios factores, siendo uno de ellos el calor específico. Calcule el tiempo aproximado que se
necesita para calentar 250 mL de caldo de pollo desde 4 ºC (una temperatura habitual en un
frigorífico) hasta 50 ºC en un horno microondas de 700 W. Suponga que la densidad del caldo de
pollo es aproximadamente 1 g/mL y su calor específico es aproximadamente 4,2 J g -1 ºC-1.
A continuación se muestra un esquema de un gas ideal a 25,0 ºC que está confinado en un
cilindro de 12,00 cm. de diámetro por un pistón sobre el que se encuentra un cilindro de acero
de 10,00 cm. de diámetro. La densidad del acero es 7,75 g/cm3, la presión atmosférica es 745
Torr y el resto de los datos se dan en el esquema. ¿Qué trabajo se realiza cuando
repentinamente se elimina el cilindro de acero?
Al calentar suavemente un mol de carbonato de sodio decahidratado (sosa de lavar) se absorben
155,3 kJ de calor y se forma vapor de agua y carbonato de sodio heptahidratado. Si se calienta
más fuertemente, el carbonato heptahidratado absorbe 320,1 kJ de calor perdiéndose más vapor
de agua para dar el carbonato monohidratado. Si se continúa calentando se absorben 57,3 kJ y se
obtiene la sal anhidra (ceniza de sosa). Calcule ΔH para la conversión de un mol sosa de lavar en
ceniza de sosa. Estime ΔU de este proceso. ¿Por qué el valor de ΔU es sólo una estimación?
Problemas de seminario
James Joule publicó su trabajo definitivo sobre el primer principio de la termodinámica en 1850.
En él establecía que “para obtener la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de
una libra de agua 1 ºF se requiere utilizar la fuerza mecánica representada por la caída de 772
libras desde una altura de un pie”. Confirme la validez de esta afirmación relacionándola con la
información dada en este libro.
Basándose en medidas de calores específicos, Pierre Dulong y Alexis Petit propusieron en 1818
que el calor específico de un elemento es inversamente proporcional a su peso atómico (masa
atómica). Así, midiendo el calor específico de un nuevo elemento, podría establecerse fácilmente
su peso atómico.
(a) Utilice datos de la Tabla 7.1 y de la contracubierta delantera para dibujar una línea recta que
relacione la masa atómica y el calor específico. Escriba la ecuación de esta línea recta.
(b) Utilice el valor experimental del calor específico 0,23 J g -1 ºC-1, y la ecuación obtenida en el
apartado (a) para obtener un valor aproximado de la masa atómica del cadmio, elemento
descubierto en 1817.
(c)Para elevar 15 ºC la temperatura de 75,0 g de cierto metal se necesitó un calor de 450 J. ¿De
qué metal se trata?
Podemos utilizar el calor liberado en una reacción de neutralización para establecer la
estequiometría de la reacción. Los datos de la siguiente tabla son para la reacción de NaOH 1,00
M con ácido cítrico, C6H8C7, 1 M, en un volumen total de disolución de 60,0 mL.
mL de NaOH
1,00 M utilizados
mL de ácido cítrico
1,00 M utilizados
ΔT ,ºC
20,0
30,0
40,0
50,0
55,0
40,0
30,0
20,0
10,0
5,0
4,7
6,3
8,2
6,7
2,7
(a) Represente Δ T frente a mL de NaOH 1,00 M e identifique las proporciones estequiométricas
exactas de NaOH y ácido cítrico en el punto de equivalencia de la reacción de neutralización.
(b) ¿Por qué la variación de temperatura en la neutralización es máxima cuando los reactivos
están en sus proporciones estequiométricas exactas? Es decir, ¿por qué no se puede alcanzar
esta variación de temperatura máxima cuando se utiliza un exceso de uno de los reactivos para
asegurarse de que la reacción ha sido completa?
(c) Escriba una fórmula para el ácido cítrico que refleje con más precisión sus propiedades de
ácido. A continuación escriba una ecuación iónica neta ajustada para la reacción de
neutralización.
En un experimento de demostración de la ley de Hess para estudiantes, se llevó a cabo de dos
maneras distintas la reacción
NH3 (concd aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq)
Primero se añadieron en un calorímetro 8,00 mL de NH3(aq) concentrado a 100,0 mL de HCl 1,00
M. [El NH3(aq) estaba ligeramente en exceso.] Los reactivos estaban inicialmente a 23,8 ºC y la
temperatura final después de la neutralización fue 35,8 ºC.
En otro experimento, que se muestra parcialmente en el dibujo, se burbujeó aire a través de
100,0 mL de NH3(aq) concentrado, desplazando el NH3(g). El NH3(g) se neutralizó en 100,0 mL de
HCl 1,00 M. La temperatura de NH3(aq) concentrado descendió de 19,3 a 13,2 ºC. Al mismo
tiempo, la temperatura de HCl 1,00 M se elevó de 23,8 a 42,9 ºC, al neutralizarse con NH3(g).
Suponga que todas las disoluciones tienen densidades 1,00 g/mL y calores específicos de 4,18 J g -
1 ºC-1.
(a) Escriba las dos ecuaciones y los valores de ΔH para los procesos del segundo experimento.
Demuestre que la suma de las dos ecuaciones es la misma ecuación que la de la reacción del
primer experimento.
(b) Demuestre que, dentro de los límites del error experimental, ΔH para la reacción neta tiene
el mismo valor en los dos experimentos, confirmándose por consiguiente la ley de Hess.
Cuando se calienta un gas ideal, la variación de energía interna se debe solamente al aumento de
la energía cinética traslacional media de las moléculas del gas. Por tanto, existe una relación
sencilla entre ΔU del gas y la variación de temperatura producida. Obtenga esta relación con la
ayuda de los conceptos de la teoría cinético-molecular de los gases del Capítulo 6. A
continuación, obtenga valores numéricos en J mol-1 K-1 para las siguientes capacidades caloríficas
molares.
(a) La capacidad calorífica de un mol de gas en condiciones de volumen constante, Cv.
(b) La capacidad calorífica de un mol de gas en condiciones de presión constante, Cp.
Véase el Ejemplo 7.5 sobre el trabajo realizado en la expansión de 0,100 mol de He a 298 K en
una sola etapa desde 2,40 a 13,30 atm. Considere también la expansión en dos etapas (2,40 atm
→ 1,80 atm → 1,30 atm) descrita al final de la Sección 7.5.
(a) Determine el trabajo total que se realizaría si el He se expandiese en una serie de etapas a
intervalos de 0,10 atm desde 2,40 hasta 1,30 atm
(b) Represente el trabajo total realizado sobre el gráfico que se muestra a continuación, en el que
están representados los trabajos correspondientes a las expansiones primera y segunda del
proceso en dos etapas.
(c) Demuestre que la máxima cantidad de trabajo se obtendría al llevar a cabo la expansión en un
número infinito de etapas. Para ello, exprese cada trabajo infinitesimal por la expresión dw = -
PdV y utilice el cálculo integral (integración) para sumar estos trabajos.
(d) Imagine el proceso inverso, es decir, la compresión del He de 1,30 atm a 2,40 atm.
¿Cuáles son las cantidades de trabajo máxima y mínima necesarias para esta compresión?
Razone su respuesta.
(e) En la compresión isoterma descrita en el apartado (d), ¿cuál es la variación de energía interna
suponiendo comportamiento de gas ideal? ¿Cuál es el valor de q?
(f) Utilice la fórmula del trabajo obtenida en el apartado (c) para escribir una expresión de q/T.
¿Es una función de estado esta nueva función? Razone su respuesta.
Ejercicios multimedia
Utilizando la actividad Tipos de energía (e-Capítulo 7.1) describa las diferencias en el movimiento
de las partículas que poseen casi exclusivamente una gran energía cinética o sólo térmica o sólo
potencial.
A partir de la simulación Bomba calorimétrica (e-Capítulo 7.3) estime qué compuesto, el ácido
benzoico o la sacarosa, tiene mayor calor de combustión.
(Sugerencia. considere la reacción de masas iguales de material.)
Considere el gas contenido en el cilindro mostrado en la animación Trabajo de expansión de un
gas (e-Capítulo 7.4). Calcule la cantidad de trabajo realizado por el sistema en la expansión del
gas si el cilindro tiene un radio de 10 cm. y el pistón se desplaza en sentido ascendente 20 cm.
contra una presión externa de 1,2 atm.
Utilizando los gráficos que aparecen en la animación Estados de la materia (e-Capítulo 7.6), (a)
estime qué compuesto, el etanol o el etano, tiene mayor capacidad calorífica. (b) ¿Cuál tiene
mayor entalpía de vaporización? (c) ¿Qué parte de los gráficos se utiliza para obtener esta
información?
Para la reacción descrita en la película Formación del bromuro de aluminio (e-Capítulo 7.8), (a)
calcule la cantidad de calor liberada en la reacción completa de 27,2 g de Al en presencia de un
exceso de bromo sabiendo que el calor de formación de AlBr3(s) es -527 kJ/mol. (b) ¿Qué
aspectos de esta reacción hacen difícil cuantificar el rendimiento de ambos productos de la
reacción: calor y bromuro de aluminio?
