martes, 13 de octubre de 2015

Termoquímica. Actividades de aprendizaje Hoja Nº 2

Primer principio de la termodinámica. Relación Qv y QP. ΔU= Qv y ΔH= Qp

  1. Determina la variación de entalpía de un sistema que en cierto proceso disminuyó en 100 kJ su energía interna y desarrolló un trabajo de expansión de 10 kJ a presión contante. Sol: - 90 kJ
  2. Con los datos anteriores, calcula el calor cedido a presión constante y el calor que cedería si el proceso se hubiera producido a volumen contante. Sol.:Qp= - 90 kJ y Qv= - 100 kJ.
  3. Indica a qué tipo de procesos corresponden las condiciones siguientes:

a) El calor transferido a un sistema es igual al cambio de su energía interna.

b) La variación de energía interna es igual al trabajo intercambiado.

c) El calor y el trabajo intercambiados son cantidades de igual valor absoluto.

  1. En los procesos termodinámicos que se llevan a cabo con líquidos y sólidos puede decirse que ΔU y ΔH son prácticamente iguales. Explica porqué.
  2. En un proceso adiabático, un sistema desarrolla un trabajo de 150 J. Calcula la variación que experimenta su energía interna. Sol.: - 150 J.
  3. Cierta reacción tiene lugar mediante absorción de 4,05 kJ a la presión constante de 1 atm y con desprendimiento de gases que producen un aumento de volumen de 3 L. Determina el cambio de entalpía durante la reacción, el trabajo de expansión desarrollado y la variación de la energía interna.

Sol.: ΔH= 4050 J, W= - 303,9 J y ΔU= 3646,1 J.

  1. Se quema una muestra de etanol, C2H5OH, de 1,0 g en una bomba calorimétrica a volumen constante según la ecuación: C2H5OH (l) + 3 O2 (g) 2 CO2 (g) + 3 H2O (l).

La bomba contiene 3,0 kg de agua y la temperatura d e ésta se eleva dede 24,3 ºC a 26,2 ºC. Calcula, en kJ·mol-1, la variación de la energía interna que tuvo lugar en la combustión y el calor de combustión del etanol a presión constante y a 25º C. (Datos complementarios: capacidad colorífica específica del agua: 4180 J·kg-1·ºC-1; equivlante en agua del calorímetro: 0,647 kg).

Sol.: ΔU= -1334,19 kJ·mol-1 y Qp= - 1336,67 kJ·mol-1

  1. Se queman en una bomba calorimétrica 1,44 g de naftaleno, C10H8, a volumen constante, de modo que la temperatura de los 2000 g de agua del calorímetro aumenta desde 20,2 ºC a 25,8 ºC. Calcula el calor de combustión del naftaleno a volumen constante, en kJ·mol-1 (equivalente en agua del calorímetro: 430 g). Sol.: - 5,06·103 kJ·mol-1.
  2. Un mol de nitrógeno reaccona a volumen constante y a 25 ºC con el hidrógeno según la reación N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g). El calor producido es de 41 kJ. Calcula el valor del calor de combustión molar si esta reacción sucede a la misma temperatura y a la presión constante de 1 atm. Sol.: - 45,95 kJ·mol-1

Entalpía estándar de reacción y de formación.

  1. Calcula cuántos gramos de propano deben quemarse para producir 700 kJ según la reacción C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + H2O (l). ΔHo= - 2220 kJ·mol-1. Sol.: 13,90 g.
  2. Formula la ecuación de combustión del butano, C4H10, y calcula cuántos gramos de esta sustancia hay que quemar para producir 350 kJ, sabiendo que su entalpía estándar de combustión es ΔHo= - 2877 kJ·mol-1. Sol.: 7,07 g
  3. Calcula cuánto calor se producirá en condiciones estándar cuando reaccionen totalmente 25 kg de CaO en la reacción denominada apagado de la cal viva: CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s). Δho= -65,21 kJ. Sol.: 2,91·104 kJ.

  1. Considerando la gasolina como octano puro, C8H18, calcula el calor producido cuando se quema totalmente 1 L de gasolina en condiciones estándar. (densidad gasolina: 800 kg·m-3; calor de combustión del octano: - 5471 kJ·mol-1.
  2. Formula la reacción de combustión del metano y calcula cuántos kilogramos de este gas debe quemarse en condiciones estándar para producir 3,7·106 kJ de calor si se sabe que sólo se aprovecha el 75% del calor obtenido en la combustión. Sol.: 64,89 kg

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