Termoquimica

ANDALUCÍA / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / TERMODINÁMICA / OPCIÓN A /
CUESTIÓN 6
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6.- Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C12H22O11. Cuando reacciona con
oxígeno, se transforma en dióxido de carbono y agua, desprendiendo 348,9 KJ / mol, a la
presión de una atmósfera. El torrente sanguíneo, absorbe por término medio, 26 moles
de O2 en 24 horas. Con esta cantidad de oxígeno:
a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día?
b) ¿Cuántos KJ se producirán en la combustión?
Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.
Solución:
Se escribe la reacción de combustión de un mol de sacarosa, y se ajusta:
C12H22O11 + 12 O2 t 12 CO2 + 11 H2O
a) Se sabe, por la estequiometría de la reacción:
12 moles de O2 se consumen con 1 mol de sacarosa
26 moles x
De donde:
x = 2,16 moles de sacarosa se queman en un día.
Para pasar de moles a masa, basta con multiplicar por la masa molecular de la sacarosa:
Masa de sacarosa quemada en un día = 2,16 · 342 = 738,7 g
b) Si por cada mol de sacarosa quemado, se consumen 12 moles de oxígeno, acompañados de
la liberación de 348,9 KJ; cuando pasan 24 horas, se habrán consumido 26 moles de oxígeno,
lo que implica que se liberan:
Energía liberada en un día = 348,9 · (26 / 12) = 755,95 KJ / día

ANDALUCIA / JUNIO 99. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUIMICA / OPCION A /
CUESTIÓN nº 5
5.- Las variaciones de entalpías estándar de formación del CH4 (g) , CO2 (g) y H2O (l) son,
respectivamente, -74,9 kJ/mol; -393,5 kJ/mol; -285,8 kJ/mol. Calcula:
a) La variación de la entalpía de combustión del metano.
b) El calor producido en la combustión completa de 1 m3
de metano medido en condiciones
normales.
Dato: R = 0,082 atm·L·K-1
·mol –1
Solución:
a) Para calcular la entalpía de combustión del metano hemos de escribir previamente su reacción:
CH4(g) + 2 O2(g) " CO2(g) + 2 H2O(l)
Sabiendo que: DH= DHproductos - DHreactivos; podemos calcular la entalpía de combustión del
metano:
DH = [-393,5 + 2·(-285,8)] – (-74,9) = -890,2 kJ/mol < 0 (reacción exotérmica)
b) Al ser el metano un gas y encontrarse en condiciones normales, le aplicamos la ley de los gases
ideales:
P·V = n·R·T
1 · 1000 = n · 0,082 · 273
n = 44,67 moles de CH4
Como la entalpía depende de la cantidad de materia por ser una función termodinámica extensiva,
relacionamos el número de moles que se encuentran en 1 metro cúbico con la entalpía de
combustión de un mol, y lo hacemos de la siguiente forma:
DH total = 44,67 · (-890,2) = -39.765,23 kJ

ANDALUCIA / JUNIO 99. COU / QUIMICA / TERMOQUIMICA / OPCION A / Nº4.
4.- Discuta los siguientes enunciados, razonando la respuesta:
a) En una reacción exotérmica la entalpía de los reactivos es siempre menor que la de
los productos.
b) Para que una reacción química sea espontánea, es suficiente con que sea exotérmica.
Solución:
a) El enunciado es falso. Una reacción es exotérmica cuando ∆H<0.
∆H = ∑∆H (productos) - ∑∆H(reactivos) < 0
Entonces tiene que cumplirse que: ∆H (productos)< ∆H(reactivos)
b) Una reacción es espontanea cuando: ∆G < 0, sabiendo que ∆G = ∆H – T ∆S, y siendo ∆H
< 0:
Si ∆H < 0 y T∆S > 0 la reacción será espontanea siempre que T∆S< ∆H
Si ∆H < 0 y T∆S < 0 la reacción será espontanea siempre que T∆S>∆H

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 00. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN A / CUESTIÓN 3
3.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) En un proceso espontáneo la entropía del sistema puede disminuir.
b) Un procesoespontáneo puede ser endotérmico.
c) En un proceso espontáneo la variación de la entropía del sistema puede ser nula.
Solución:
Un proceso es espontáneo si la variación de su Energía libre de Gibbs ( DG) es negativa.
DG = DH – T· DS
a) Cierta.
Si la entropía disminuye, DS < 0; para que siga siendo DG < 0, debe cumplirse que la
variación de entalpía sea negativa (reacción exotérmica) y que:
IDHI > IT· DSI
Es decir, un proceso con variación de entropía negativa sería espontáneo si es bastante
exotérmico.
b) Cierta.
Si un proceso es endotérmico, su DH > 0; para que se mantenga DG < 0 , debe verificarse que
la variación de entropía sea positiva y que:
IDHI < IT· DSI , y esto sucederá a elevada temperatura.
Esto es, un proceso endotérmico resulta espontáneo a altas temperaturas.
c) Cierta.
Si DS = 0, la única posibilidad de que el proceso sea espontáneo es que DH < 0, es decir, que
dicho proceso sea exotérmico.

ANDALUCÍA / SEPTIEMBRE 99. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN A
/ Nº 5
5.- Tanto la hidracina (N2H4) como el amoniaco se queman con oxígeno, produciéndose
agua líquida y nitrógeno gaseoso.
a) Calcule el valor energético, en kJ/g , de ambos compuestos.
b) Calcule la variación de entalpía de la reacción:
3 N2H4 (l) à 4 NH3 (g) + N2 (g)
Datos: ∆Ho
f(N2H4) = 50,4 kJ/mol ∆Ho
f(NH3 (g)) = -46,3 kJ/mol
∆Ho
f(CO2(g)) = -393,5 kJ/mol ∆Ho
f(H2O(l)) = - 285,5 kJ/mol
Masas atómicas: H=1 N=14
Solución:
a) Para calcular el valor energético en kJ/g se necesita el peso molecular de la hidracina y del
amoniaco:
M(hidracina) = 32
50,4 kJ ------------ 32 g
x ------------ 1g x = 1,575 kJ/g
M(amoniaco) = 17
- 46,3 kJ ---------- 17g
x ------------ 1 g x = - 2,72 kJ/g
b) Para hallar la variación de entalpía de la reacción aplicamos la fórmula:
∆Hr = DHf productos – DHf reactivos
∆Hr = [4 · (-46,3) + 0] – [3 · (50,4)] = -185,2 – 151,2 = -336,4

ANDALUCIA / JUNIO 98.COU / QUIMICA / TERMOQUÍMICA / OPCION A / Nº 3
3.- Dada la reacción:
A(g) + B(g) > C(g) + D(s); H = - 85 kJ/mol; S = 85 J/K · mol
a) a) Indique, justificadamente, cuál será el signo de S.
b) b) ¿A qué temperatura estará en equilibrio la reacción?.
c) c) ¿A partir de qué temperatura será espontánea la reacción?.
Solución:
a) En la reacción dada hay dos sustancias gaseosas en el primer miembro y una gaseosa y otra
sólida en el segundo miembro. Por esta razón, el desorden será menor en el segundo miembro, con
lo que la entropía disminuirá en la reacción. ∆S < 0.
a) Cuando ∆G =0 , la reacción estará en equilibrio.
Según la relación: ∆G = ∆S - T∆S ; ∆G = -85 – T· (-85·10-3
) = 1000 K
c) Si T < 1000K , ∆G < 0 , y la reacción será espontánea.

ANDALUCÍA/ SEPTIEMBRE 98. LOGSEE/ QUÍMICA/ TERMOQUÍMICA/ OPCIÓN A/
Nº5
5.-En un horno de preparación de cal, CaO, que utiliza propano como combustible, se
producen las siguientes reacciones:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H = 179 kJ
C3H8(g) + 5 O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(l) H = -2219 kJ
¿Qué masa de propano se debe quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio, si
sólo se aprovecha el 40% del calor desprendido?
Datos:Masa atómicas: H=1; C=12; O=16; Ca=40
Solución 5:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H=179 Kj/mol m(CaCO3)=105
g
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆H= -2.219 kJ/mol m(C3H8)=?
)(
)(
)(
3
3
3
CaCOMm
CaCOm
CaCOn =
1000
100
10
)3(
5
==CaCOn moles (que hay que descomponer)
Para descomponer 1000 moles de CaCO3 se necesitarán 179.000kJ. Pero como sólo se aprovecha
el 40% del calor desprendido en la reacción de combustión del propano, se necesitarán en total:
179.000 / 0,4 = 447.500 kJ
66120
2219
447500
′==n moles de C3H8
m = 201,66· 44 = 8.873,36 g = 8,87 kg de C3H8

COMUNIDAD DE ARAGÓN /JUNIO 2004. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN 1 / CUESTIÓN 2
2) Escriba las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de formación
estándar, a partir de sus elementos, del dióxido de carbono, agua y ácido metanoico o
fórmico, y la reacción de combustión de este último.
(2 puntos)
SOLUCIÓN CUESTIÓN 2 (OPCIÓN 1)
O2(g) + C(s) → CO2(g)
0 0
R fCO2
∆H =∆H
( )g
reacción 1
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l)
0 0
R fH O2
∆H =∆H
( )l
reacción 2
C(s) + H2(g) + O2(g) → CH2O2(l)
0 0
R fCH O2 2
∆H =∆H
( )l
reacción 3
CH2O2(l) + 1/2O2(g) → CO2(g) + H2O(l)
0 0 0 0
R fH O(l) fCO fC ( )2 2(g) 2 2
∆H =∆H +∆H -∆H H O l
Aplicando la ley de Hess, la entalpía de la reacción de combustión del ácido metanoico sería:
Reacción 1 + Reacción 2 -Reacción 3
Las entalpías de formación del oxígeno en estado gaseoso, carbono en estado sólido e
hidrógeno en estado gaseoso son cero, ya que se corresponden con las de los elementos en su
forma más estable.

ARAGÓN / JUNIO 00. LOGSE / QUIMICA / TERMOQUIMICA / OPCION I /
EJERCICIO 1
1.- En presencia de un catalizador el dióxido de azufre reacciona con oxígeno para
producir trióxido de azufre según el equilibrio:
2 SO2 (g) + O2 (g) • 2 SO3 (g)
Sabiendo que ∆H0
f (SO2) = – 296 kJ / mol y ∆H0
f (SO3) = - 395 kJ / mol, indique
razonadamente el efecto de los siguientes cambios sobre el equilibrio:
a) Aumento de la temperatura
b) Aumento de la presión.
c) Explique si alguno de los cambios anteriores hará aumentar o disminuir la
constante de equilibrio.
(1,5 puntos)
Solución:
A partir de los datos del problema se calcula el incremento de entalpía estandar de la reacción
de oxidacióndel dióxido de azufre.
∆H0
= Σ∆H0
productos - Σ∆H0
reactivos
Por lo tanto sustituyendo los datos del problema y recordando que la entalpía estandar de un
elemento es 0, obtenemos:
∆H0
= 2 · ( -395) – 2 · ( -296) = - 198 kJ/mol
Como ∆H0
de la oxidación es negativo, podemos afirmar que en estas condiciones la reacción
de oxidación del dióxido de azufre es exotérmica
a) Aumento de temperatura.
Un aumento de la temperatura hace que el equilibrio se desplaze hacia el lado en que consuma
la energía calorífica proporcionada por dicho aumento, como la reacción es exotérmica se
desplazará hacia la izquierda.
b) Aumento de la presión. (En esta reacción se cumple ∆n < 0 )
Un aumento de la presión según la ley de Le Chatelier, hará que el equilibrio se desplace de
modo que contrarreste el efecto producido por esta variación, de modo que al aumentar la
presiónel equilibrio se desplazará hacia donde menor número de moles gaseosos tengamos,
en este caso hacia la derecha.
c) El valor de la K de equilibrio solo depende de la temperatura. Luego solamente en el
apartado a) variará el valor de dicha constante. La K disminuirá al aumentar T.

ARAGÓN / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN 1 /
CUESTIÓN 5
5.- Los calores de combustión del metano y el butano son 890 KJ / mol y 2876 KJ / mol,
respectivamente.
a) Cuando se utilizan como combustibles, ¿cuál generaría más calor para la misma masa
de gas, el metano o el butano?. ¿Cuál generaría más calor para el mismo volumen de
gas?.
b) Calcule la diferencia de calor desprendido al quemar 10 g de cada uno de estos gases,
así como la diferencia al quemar 10 litros de cada uno (medidos a 0ºC y 1 atm).
Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Solución:
a) Se escriben, en primer lugar, las reacciones de combustión de ambos gases, y se ajustan:
CH4 + 2 O2 š CO2 + 2 H2O
C4H10 + 13/2 O2 š 4 CO2 + 5 H2O
Por los valores de los calores de combustión, se conoce el calor generado al quemar 1 mol de
cada sustancia, y con las masas moleculares se puede conocer la masa de 1 mol en cada caso,
y así:
1 mol CH4 = 16 g 890 KJ
1 mol C4H10 = 58 g 2876 KJ
Luego se determina, por ejemplo, el calor desprendido al quemar 58 g de metano, y se
comparar con los 2876 KJ correspondientes a la misma masa de butano:
DHc CH4 = -890 / 16 = -55,62 kJ/g
DHc C4H10 = -2876 / 58 = -49,58 kJ/g
Es decir, genera más calor la misma masa de metano que de butano cuando se queman.
En cuanto al volumen, se procede de igual manera:
1 mol CH4 = 22,4 L 890 KJ
1 mol C4H10 = 22,4 L 2876 KJ
DHc CH4 = -890 / 22,4 = -39,73 kJ/L
DHc C4H10 = -2876 / 58 = -128,39 kJ/L

CUESTIÓN 5
Luego directamente se tiene que se desprende más calor al quemar el mismo volumen de
butano que de metano.
b) Si se queman 10 g de cada gas:
DHc (10 g de CH4) = (-890) · (10 / 16) = - 556,25 KJ
DHc (10 g de C4H10) = (-2876) · (10 / 58) = - 495,86 KJ
La diferencia de calor en valor absoluto será:
556,25 – 495,86 = 60,4 KJ
Y si se queman 10 L de cada gas en condiciones normales:
DHc (10 L de CH4) CH4 = (-890) · (10 / 22,4) = - 397,32 KJ
DHc (10 L de C4H10) = (-2876) · (10 / 22,4) = - 1283,92 KJ
La diferencia de calor en valor absoluto será:
1283,92 – 397,32 = 886,6 KJ

CUESTIÓN 3
OPCIÓN 1
CUESTIÓN 3
Razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones:
a) Las reacciones endotérmicas tienen energías de activación mayores que las
exotérmicas.
b) En una reacción A " B se determina que a una cierta presión y temperatura la
reacción es espontánea y endotérmica, por lo que B tiene una estructura más ordenada
que A.
c) En un proceso espontáneo la variación de entropía del sistema puede ser nula.
Solución:
a) Es verdadero, la energía de activación (Ea, marcada con la flecha) es la que existe entre los
reactivos (React.) y el complejo activado (C. Activado); en una reacción exotérmica, los
reactivos tienen mayor energía que los productos, luego el complejo activado está más
próximo a éstos y la Ea es menor que en una reacción endotérmica, donde los reactivos tienen
una energía muy baja, mucho menor que los productos:
R. Endotérmica: R, Exotérmica
C. Activado
Energía Energía
C. Activado
React.
Productos
Productos
React.
b) Si una reacción es espontánea es que la variación de la energía libre (DGº) es negativa, la
expresión de esta función de estado es:
DGº = DHº + T · DSº
Si la reacción es endotérmica, se cumplirá: DHº > 0
Luego con este dato, y sabiendo que DGº < 0, el signo de la entropía: DSº ha de ser positivo.
Como la entropía mide el desorden del sistema, si es positivo indica que éste aumenta, luego
A es más ordenado que B, es, por tanto, falso.

CUESTIÓN 3
c) Como ya se ha dicho, si un proceso es espontáneo: DGº < 0, luego si DSº = 0, la única
condición será que sea una reacción exotérmica, con: DHº < 0; luego es cierto.

ARAGÓN / JUNIO 99. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN A / Nº 3
3.- Explica brevemente:
a) Por qué algunas reacciones endotérmicas, no espontáneas a baja temperatura, son
espontáneas a altas temperaturas.
b) Por qué muchos procesos de disolución son endotérmicos y, sin embargo, son
espontáneos a temperatura ambiente o baja.
Solución:
a) La espontaneidad de una reacción viene determinada, a presión y temperatura constantes,
por la energía libre de Gibbs (G):
DG = DH – T · DS
Se demuestra que la reacción es espontánea en el caso de que DG < 0.
En el caso de las reacciones endotérmicas la variación de entalpía es positiva (DH > 0). Por lo
tanto, la única posibilidad de que la variación de energía libre de Gibbs sea negativa es que se
cumpla que: xT · DSx > xDHx
De modo que, a temperaturas altas se cumple esta condición y por consiguiente la reacción
será espontánea.
b) Cuando se disuelve una sustancia sólida aumenta el desorden del sistema y por ello su
entropía. Por esta causa, aunque el valor de DH > 0, al ser la entropía del sistema mayor, se
cumple que xT · DSx > xDHx, pese a que la temperatura sea baja.
De tal manera que, aunque T sea ambiente o baja, el valor de DG < 0, y el proceso de
disolución es espontáneo.

ARAGÓN / JUNIO 99. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN A / Nº 4
4.- El octano, C8H18, es uno de los componentes de las gasolinas comerciales. Su densidad
es de 0,70 g / ml.
a) Calcula la entalpía de combustión estándar del octano (líquido) sabiendo que las
entalpías de formación estándar del dióxido de carbono (gas), agua (líquida) y octano
(líquido) son, respectivamente, -393, -294 y –264 KJ / mol.
b) Calcula el calor desprendido en la combustión de 10 ml. de octano.
Datos: Masas atómicas: carbono = 12; hidrógeno = 1.
Solución:
a) Para calcular las entalpías de reacción aplicamos la Ley de Hess según la cual:
∆H0
R = S ∆H0
F (productos) – S ∆H0
F (reactivos)
Como la ecuación de la combustión del octano es:
C8H18(l) + 25/2 O2(g) à 8 CO2 (g) + 9 H2O (l)
La entalpía de la reacción será: ∆H0
f = 8 · (-393) + 9 · (-294) – (-264) = -5526 Kj
b) Para calcular el calor desprendido debemos conocer primero el número de moles
existentes en 10 ml de octano. Dato que conoceremos mediante la densidad del
compuesto.
m = V· d = 10 · 0,70 = 7 g
M(octano) = 114 g
n (octano) = 7 / 114 = 0,061 moles
Por lo tanto el calor total desprendido será:
Q = 5526 · 0,061 = 337 kJ

ARAGON / JUNIO 99.COU / QUIMICA / TERMOQUIMICA / OPCION 1 / Nº 5
5.- Explique brevemente:
a) Por qué algunas reacciones endotérmicas, no son espontaneas a baja temperatura, y
son espontaneas a altas temperaturas.
b) Por qué muchos procesos de disolución son endotérmicos y, sin embargo, son
espontáneos a temperatura ambiente baja.
Solución:
La espontaneidad de una reacción viene determinada por el valor de la energía libre de Gibbs:
∆G < 0 Reacción espontanea
∆G > 0 Reacción no espontanea
∆G = 0 Reacción en equilibrio.
Como ∆G = ∆H – T∆S, la espontaneidad va a depender de los valores de la entalpía, entropía
y de la temperatura.
a) Reacción endotérmica: ∆H > 0
Si ∆S > 0, y estamos a baja temperatura ∆H > T∆S por lo tanto ∆G > 0, la reacción no
es espontanea
Si ∆S > 0, y estamos a alta temperatura ∆H < T∆S por lo tanto ∆G < 0, la reacción es
espontanea.
Si ∆S < 0, la reacción nunca es espontanea.
b) En un proceso en disolución endotérmico se cumple que ∆H > 0 (valor pequeño). Como en
disolución el grado de desorden, es decir la entropía, es grande, puede suceder que incluso a
temperatura ambiente ∆H<T∆S, dando lugar a ∆G < 0, reacción espontanea.

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA / TERMOQUIMICA /
OPCION I / EJERCICIO 3
3.- Indique cuándo un proceso es espontáneo. Explique si la temperatura puede
modificar la espontaneidad de un determinado proceso y como puede modificarla.
Solución:
Para saber si un proceso es espontáneo, no podemos fijarnos sólo en el factor energético, ya
que hay reacciones que se realizan espontaneamente sin aporte energético exterior.
Una característica fundamental de un proceso espontáneo es que no sea reversible, si se
invierte será por la acción de un agente externo.
Cuando un sistema es irreversible ∆S > ∆Q / T, donde ∆S es el incremento de entropía.
La magnitud que nos indica si un proceso es espontáneo o no, es la energía libre de Gibbs,
que engloba y relaciona la entalpía y entropía.
La energía libre de Gibbs G es una función termodinámica de estado y extensiva que viene
definida por la siguiente ecuación:
∆G = ∆H - T∆S
Un proceso será espontáneo si ∆G < 0
Dado que en la fórmula de la energía libre de Gibbs aparece la temperatura (grados Kelvin),
esta influye la espontaneidad de la reacción, dependiendo de los valores de las variaciones
entalpía y de entropía del proceso, tal y como se indica en la siguiente tabla:
∆H ∆S ∆G Espontaneidad de la reacción
< 0 > 0 ∆G < 0 Espontánea a cualquier T
> 0 < 0 ∆G > 0 Nunca espontánea
> 0 > 0 A T baja, ∆G > 0 No espontánea
> 0 > 0 A T alta, ∆G < 0 Espontánea si ∆H < T∆S
< 0 < 0 A T baja, ∆G < 0 Espontánea si ∆H > T∆S
< 0 < 0 A T alta, ∆G > 0 No espontánea

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN
1 / CUESTIÓN 2
2.- Para una reacción química A (g) + B (g) ττ C (g), donde DDH = - 80 KJ y DDS = -190
J· K-1
, calcule cuál es la temperatura límite a la que se puede trabajar para que la
reacción sea espontánea. ¿Qué significan los signos negativos de DDH y de DDS?
Solución:
Para conocer la espontaneidad de una reacción se necesita conocer el signo de la Energía libre
de Gibbs, que se define:
DG = DH - T· DS
Si DG < 0 , la reacción es espontánea.
Si DG > 0, la reacción será no espontánea.
Si DG = 0, la reacción se encuentra en equilibrio.
Se determina la temperatura del equilibrio, para lo que se pasa la entropía a KJ:
DS = - 190· 10-3
KJ· K-1
El equilibrio se produciría si : DG = 0
- 80 - T· (- 190· 10-3
) = 0
De donde:
T = 421,05 K
Si T < 421,05 K , se tiene que DG < 0 , y la reacción es espontánea.
DH < 0, significa que en el sentido ene que está escrita, la reacción es exotérmica, transcurre
con desprendimiento de energía.
DS < 0, indica que se disminuye el desorden al pasar de reactivos a productos, pues se pasa
de 2 moles de gas a un solo mol.

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN 1 /
CUESTIÓN 5
5.- a) Escribir las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de
formación estándar, a partir de sus elementos, del dióxido de carbono, agua y ácido
metanoico (fórmico), y la reacción de combustión de este último.
b) Determinar la entalpía estándar de combustión del ácido metanoico.
Datos: Punto de fusión del ácido metanoico = 8,4 °C; punto de ebullición = 100,7 °C.
Entalpías de formación estándar: Agua = - 285,8 KJ · mol-1
;
Dióxido de carbono = - 393,5 KJ · mol-1
Ácido metanoico = - 409 KJ · mol-1
Solución:
a) Las reacciones de formación de un mol de compuesto a partir de sus elementos son:
C + O2 τ CO2
H2 + 1/2 O2 τ H2O
C + O2 + H2 τ HCOOH
Se escribe la reacción de combustión:
HCOOH + 1/2 O2 τ CO2 + H2O
b) Para hallar su entalpía se combinan las reacciones anteriores, de modo que nos dé la de
combustión.
La combinación sería, sumar la formación de dióxido de carbono con la de formación de agua
y restarle la de formación del ácido metanoico. Lo mismo se hace con sus valores de
entalpías, teniendo:
DHc = (- 393,5) + (- 285,5) - (- 409) = - 270,3 KJ/ mol

ARAGÓN / SEPTIEMBRE 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA
/ OPCIÓN 1 / CUESTIÓN 3
OPCIÓN 1
CUESTIÓN 3
Explique razonadamente las siguientes cuestiones:
a) Cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción en la que DHº < 0
y DSº < 0, siendo estas dos magnitudes constantes con la temperatura.
b) La entalpía de formación del agua a 298 K es -286 KJ / mol. Sin embargo, cuando se
mezclan a 298 K el hidrógeno y el oxígeno, no se observa reacción apreciable.
c) La ley de Hess es una consecuencia directa de que la entalpía es una función de
estado.
Solución:
a) Si una reacción es espontánea es que la variación de la energía libre (DGº) es negativa, la
expresión de esta función de estado es:
DGº = DHº - T · DSº
Si DHº < 0, la reacción es exotérmica.
Sabiendo que DSº < 0, la condición para la espontaneidad de la reacciónserá:
T · DSº > DHº
b) Porque es una reacción en la que están implicadas tres moléculas: 2 H2 + O2 t H2O
Requiere, por tanto, el choque de tres moléculas, y esto es poco probable, y suele darse con
reacciones intermedias, muchas veces roturas de enlaces, y disociación de moléculas en
átomos, o por formación de radicales libres. La iniciación de dicha reacción requiere una
elevadísima energía de activación, luego a temperatura ordinaria, transcurre a muy baja
velocidad.
Sin embargo, al aumentar mucho la temperatura, se incrementa la velocidad de las moléculas
y el número de choques entre ellas; y a mayor energía de activación, mayor es el efecto de
aumento de velocidad, por la ecuación de Arrhenius: k = A · e –(R·T) / Ea
Por eso, al ser una reacción fuertemente exotérmica y con elevada Ea, la formación del agua,
a elevadas temperaturas produce violentas explosiones, pues al liberarse calor, se aumenta
más aún la temperatura.
c) Gracias a que la entalpía es una función termodinámica de estado, sólo importan los
estados inicial y final, y no el camino recorrido, por lo que es posible sumar algebraicamente
varias reacciones parciales, para calcular así el valor de una entalpía de la reacción principal
desconocida.

ARAGÓN / JUNIO 98.COU / QUIMICA /CINETICA y EQUILIBRIO /OPCIÓN A/ Nº 4
4.- a) Si mezclamos los reactivos y se produce una reacción, explique brevemente cómo
variarán la velocidad de la reacción y G hasta que la reacción química llegue al
equilibrio. b) ¿Qué valor debe tener G para que la reacción esté en equilibrio?.
(1 punto).
Solución:
a) Al comienzo de la reacción, la velocidad del proceso directo es máxima, pero, a medida que
se van consumiendo los reactivos y formándose los productos, esta velocidad va
disminuyendo y, por el contrario, va aumentando la velocidad de la reacción inversa (que al
principio era nula). De este modo, llega un momento en el que ambas velocidades se igualan y
decimos que se ha llegado al equilibrio.
Al comenzar la reacción, el valor de ¡G tiene su valor máximo negativo, pero, a medida que
transcurre el proceso, el valor absoluto de ¡G va disminuyendo, hasta que, llegado el
equilibrio, se hace cero.
b) La condición termodinámica del equilibrio es ¡G = O.

CANARIAS / JUNIO 00 . COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / PROPUESTA 1 /
CUESTIÓN 5
5.- Los valores de las entalpías de combustión estándar del C (s) y C6H6 (l) son,
respectivamente, -393,7 KJ/mol y –3267 KJ/mol, y el valor de DHºf (entalpía estándar de
formación) para H2O (l) es –285,9 KJ/mol.
a) Calcule la entalpía de formación del C6H6 (l).
b) ¿Cuántos KJ se desprenderán o absorberán en la formación de 0,5 Kg de C6H6 (l).?
Datos: Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Solución:
a) El C6H6 es el benceno, y su reacción de combustión conduce a la formación de agua y
dióxido de carbono:
Ec. (1) C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) " 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) DHºc = -3267 KJ/mol
Y las de combustión del carbono, y formación del agua, respectivamente:
Ec. (2) C (s) + O2 (g) " CO2 (g) DHºc = -393,7 KJ/mol
Ec. (3) H2 (g) + ½ O2 (g) " H2O (l) DHºc = -285,9 KJ/mol
La entalpía pedida corresponde a la reacción de formación del benceno a partir de carbono
e hidrógeno:
6 C (s) + 3 H2 (g) " C6H6 (l)
Basándonos en la Ley de Hess, si se combinanadecuadamente las tres primeras
reacciones, se obtiene la última, y si se realiza la misma operación con los valores de
entalpías, se consigue la entalpía de formación del benceno.
Esto es posible porque la entalpía es una función de estado: depende sólo de los estados
inicial y final, y no de las etapas intermedias.
Las operaciones que se han de realizar son: multiplicar por 6 la ecuación (2), por –1 la
ecuación (1), y por 3 la (3), y sumarlas.
Lo mismo se hace con las entalpías, obteniendo:
DHºf C6H6 (l) = 6 · (-393,7) + (-1) · (-3267) + 3 · (-285,9) = + 47,1 KJ/mol

CANARIAS / JUNIO 00 . COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / PROPUESTA 1 /
CUESTIÓN 5
b) La entalpía de formación del benceno líquido ha resultado un valor positivo, lo que
significa que por cada mol de benceno formado, se absorben 47,1 KJ.
Si la cantidad de benceno formada es de 0,5 Kg, se calculan los moles presentes en ella
(sabiendo que la masa molecular del benceno es de 78 g/mol), y con ellos, finalmente, la
cantidad de energía absorbida:
0,5 Kg de benceno = 5000 g = 500 / 78 = 6,41 moles de benceno formados
Si por cada mol se absorben 47,1 KJ, por los 6,41 moles se absorberán:
DHºf C6H6 (l) total = 6,41 · 41,7 = 301,9 KJ

CANARIAS / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / BLOQUE 1 /
CUESTIÓN 5
5.- Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la reacción de fotosíntesis siguiente:
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) šš C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) DDHº = 2813 KJ / mol
a) Calcule la entalpía de formación de la glucosa, justificando si la reacción es
exotérmica o endotérmica.
b) Halle la energía necesaria para obtener 5 g de glucosa.
Datos:
DDHºf (CO2) = -393,5 KJ / mol
DDHºf (H2O) = -285,5 KJ / mol
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Solución:
a) Se escriben las tres reacciones de las que se dispone de datos termodinámicos, y la reacción
principal, cuya entalpía se desea conocer.
(1) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) š C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) DH9
(1) = 2813 KJ / mol
(2) C (s) + O2 (g) š CO2 (g) DH0
(2) = -393,5 KJ / mol
(3) H2 (g) + 1/2O2 (g) š H2O (l) DH0
(3) = -285,5 KJ / mol
Reacción principal:
6 C (s) + 6 H2 (g) + 3 O2 š C6H12O6 (s) DHºf = ?
De acuerdo con la Ley de Hess sabemos que al ser la entalpía una función termodinámica de
estado (depende sólo de los estados inicial y final), se pueden combinar sus valores del mismo
modo que se combinan ecuaciones termoquímicas parciales parar obtener una principal:
Reacción principal = (1) + 6 · (2) + 6 · (3)
DHºf glucosa = DHº (1) + 6 · DHº (2) + 6 · DHº (3)
DHºf glucosa = 2813 + 6 · (-393,5) + 6 · (-285,5) = -1261 KJ / mol
Como el signo de DHºf glucosa es negativo, se deduce que la reacción transcurre con
desprendimiento de calor, esto es, es exotérmica, teniendo los productos menos energía que
los reactivos.

CANARIAS / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / BLOQUE 1 /
CUESTIÓN 5
b) Por lo calculado anteriormente, se tiene:
1 mol glucosa = 180 g 1261 KJ
5 g x
De donde:
DHºf total (5 g glucosa) = 35,03 KJ

CANARIAS / JUNIO 02. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN A
5.- Cuando se quema 1 g de ácido acético (CH3COOH) se desprenden 14,5 KJ.
CH2COOH + O2 (g) ττ CO2 + H2O
a) Cuál es el valor de la entalpía de combustión?
b) Halle la entalpía estandar de formación del ácido acético.
Datos: Masas atómicas: C = 12 H = 1 O = 16
DDHº f (CO2) = -394 KJ / mol
DDHº f (H2O) = -259 KJ / mol
SOLUCIÓN
a) Se sabe que la entalpía de combustión de un compuesto es la energía desprendida al
quemar, en presencia de oxígeno, un mol de dicho compuesto; por ello, si se determinan los
gramos contenidos en un mol de acético quemado, se podrá averiguar la energía desprendida
al quemar un solo mol:
1 mol CH3COOH = 60 g desprende x KJ
1g 14, 5 KJ
De donde:
X = 870 KJ / mol se desprenden al quemar acético
Y se puede escribir:
CH3COOH + 2 O2 τ 2 CO2 + 2 H2O DHº comb = - 870 KJ / mol
b) Se escriben las reacciones parciales, de las que se dispone de datos termodinámicos, y se
combinan de forma que resulta la ecuación de formación pedida, lo mismo se hace después
con los valores numéricos de las entalpías:
Reacción principal: 2 C + 2 H2 + O2 τ CH3COOH DHº f = ?
Reacciones parciales:
C + O2 τ CO2 DHº f = -393 KJ / mol
H2 + 1/2 O2 τ H2O DHº f = -294 KJ / mol
CH3COOH + 2 O2 τ 2 CO2 + 2 H2O DHºcomb = - 870 KJ / mol

CANARIAS / JUNIO 02. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
Si la primera ecuación se multiplica por 2, la segunda también por 2, y se suman, y se les resta
la última, se tiene la reacción principal.
Haciendo lo mismo con sus entalpías, se tiene:
DHº f = 2 · (-393) + 2 · (-294) - (-870) = - 436 KJ / mol
En la reacción de formación del ácido acético, se desprende calor, es decir, la entalpía es
negativa.

CANARIAS / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / PROPUESTA I /
CUESTIÓN Nº 4
PROPUESTA I
4.- Sabiendo que los calores de formación a 298 K del butano (C4H10), dióxido de
carbono y agua, son -125 KJ /mol, -3 93 KJ /mol y - 242 KJ /mol respectivamente,
calcular:
a) La entalpía de combustión del butano haciendo uso de la ley de Hess.
b) La variación de energía interna que acompaña al proceso.
Dato: R = 8,314 · 10-3
KJ / mol ·K.
Solución:
a) Se escribe la reacción de combustión del butano:
C4H10 + 13/2 O2 t 4 CO2 + 5 H2O
Es la reacción de la que se quiere conocer un dato termodinámico.
Como se dispone de datos para las combustiones de agua, dióxido de carbono y de formación
del butano, se recurre a la Ley de Hess, sumando algebraicamente las ecuaciones parciales de
datos conocidos, haciendo luego lo mismo con dichos datos:
H2 + 1/2 O2 t H2O
C + O2 t CO2
4 C + 5 H2 t C4H10
La reacción pedida se obtiene sumando las dos primeras, multiplicadas por 5 y 4,
respectivamente, y restando la última; luego haciendo lo mismo con los datos termodinámicos
se tiene:
DHºf C4H10 = 5 · DHºf H2O + 4 · DHºc CO2 - DHºc C4H10
DHºf C2H4 = 5 · (- 242 ) + 4 · (- 393) - (- 125) = - 2657 KJ / mol
b) La ecuación que relaciona la energía interna (DU) con la entalpía es:
DU = DW - DH
De donde, la variación de trabajo, puede escribirse como:

CANARIAS / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / PROPUESTA I /
CUESTIÓN Nº 4
DW = P · DV
Y por la ecuación de los gases ideales, la segunda parte de la igualdad se puede escribir en
función de los datos conocidos: R, T y moles:
P · V = n · R · T
P · DV = Dn · R · T
De donde:
DW = Dn · R · T
DU = Dn · R · T - DH
Y sustituyendo:
Dn = moles gaseosos de productos menos reactivos = 9 - (13/2 + 1) = 1,5 moles
DU = 1,5 · 8,31 · 298 - (- 2657) = 6371,57 KJ

ISLAS CANARIAS / JUNIO 99. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
PROPUESTA I / nº 4
4.- Dad la reacción: 2Ag2O (s) → 4Ag (s) + O2 (g)
a) ¿Cuál es el valor de ∆H para esta reacción? Calcular el calor transferido cuando se
descomponen 4,62 g de Ag2O en condiciones estándar. Justificar si se absorbe o se
desprende calor en el proceso.
b) Razonar el signo que tiene ∆Sº en esta reacción.
Datos: m.a. (Ag) = 107,9: m.a. (O) = 16,00.
Entalpía estándar de formación Ag2O (s) = -30,6 kJ/mol.
Solución:
a) La entalpía de la reacción se puede calcular mediante la Ley de Hess, a partir de las entalpías de
formación:
∆Hºreac. = ∑ ∆Hºf (productos) − ∑ ∆Hºf (reactivos)
∆Hºreac. = 0 − 2∆Hºf (Ag2O) = -2 · (-30,6) = 61,2 kJ > 0
El signo positivo de la entalpía indica que se trata de un proceso endotérmico, por lo tanto se
absorbe calor en el proceso.
Puesto que la masa molecular del óxido es 231,8 g/mol y sabiendo que se descomponen 2 moles de
dicho compuesto, se obtiene:
Masa Ag2O Calor desprendido
2· 231,8 g  61,2 kJ
4,62 g  x
x = 0,61 kJ
b) La entropía indica el grado de desorden de un sistema. En esta reacción el grado de desorden
aumenta, ya que a partir de un compuesto sólido, Ag2O, se forma uno gaseoso, O2. Por lo tanto el
signo de la entropía será positivo: ∆Sº > 0.

CANARIAS / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA / TERMODINÁMICA /
OPCIÓN A
5.- a) Calcule la entalpía de combustión estándar del octano líquido (C8H18) sabiendo
que las entalpías de formación estándar del CO2 (g), H2O (l) y C8H18 (l) son,
respectivamente, -393, -294 Y -264 kJ /mol.
b) ¿Qué energía se desprenderá en la combustión de 2 litros de octano, cuya densidad es
de 0,7 g/mL?
Datos: Masas atómicas: C =12; H = l; O =16
Solución:
Se escriben las reacciones parciales, de las que se dispone de datos termodinámicos, y se
combinan de forma que resulta la ecuación de combustión pedida, lo mismo se hace después
con los valores numéricos de las entalpías:
Reacción principal: C8H18 + 25/2 O2 τ 8 CO2 + 9 H2O DHºcomb = ?
Reacciones parciales:
C + O2 τ CO2 DHº f = -393 KJ / mol
H2 + 1/2 O2 τ H2O DHº f = -294 KJ / mol
8 C + 9 H2 τ C8H18 DHº f = -264 KJ / mol
Si la primera ecuación se multiplica por 8, la segunda por 9, y se suman, y se les resta la
última, se tiene la reacción principal.
Haciendo lo mismo con sus entalpías, se tiene:
DHº comb. = 8 · (-393) + 9 · (-294) - (-264) = - 5526 KJ / mol
Como era de esperar, en una combustión se desprende calor, es decir, la entalpía es negativa.
b) Un mol de octano contiene 114 g (se ha hallado su masa molecular).
Un litro de octano, tendrá una masa de 700 g, según se deduce del dato de densidad, luego en
los 2 litros dados, habrá 1400 g.
114 g de octano (1 mol) desprenden 5526 KJ de energía
1400 g x
De donde:
x = 67.863,15 KJ (despr.) para 2 L de ocyano de la densidad citada.

CANARIAS / SEPTIEMBRE 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
PROPUESTA I / CUESTIÓN Nº 1
PROPUETA I
1.- a) Responder de forma razonada cuales de las siguientes cuestiones son verdaderas o
falsas
a1) Una reacción endotérmica no puede ser espontánea.
a2) El valor de la energía libre de Gibbs (DG) de una reacción puede tener el valor cero.
a3) Si DH < 0 y DS > 0 la reacción se producirá siempre.
b) Efecto invernadero: Origen y consecuencias.
Solución:
a) La ecuación que hace referencia a la espontaneidad de una reacción es:
DG = DH - T · DS
Donde :
DG = energía libre de Gibbs, cuyo signo ,marca la espontaneidad o no espontaneidad de una
reacción.
DH = entalpía.
DS = entropía.
T = temperatura en K.
Una reacción será espontánea si DG < 0; es decir si:
DH < T · DS
Será no espontánea en el caso en que DG > 0, luego ha de cumplirse:
DH > T · DS
Finalmente, para hallarse en equilibrio: DG = 0, esto es:
DH = T · DS
Luego, con estas referencias, ya se puede responder a las cuestiones:
a1) En una reacción endotérmica, DH > 0, luego será espontánea si: DS > 0, se cumple:
DH < T · DS
Es, por tanto, falso.

CANARIAS / SEPTIEMBRE 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
PROPUESTA I / CUESTIÓN Nº 1
a2) Es verdadero, como ya se ha explicado.
a3) Es verdadero, ya que, en el caso planteado, el signo de DG será siempre negativo.
b) El efecto principal del dióxido de carbono sobre la contaminación ambiental es su control
sobre el clima; pues es capaz de absorber gran parte de la radiación que emite la Tierra,
provocando el denominado "efecto invernadero", ocasionando un progresivo aumento de la
temperatura de la atmósfera terrestre; lo cual tendría gravísimas consecuencias, como la
fusión de los glaciares, y la consecuente elevación del nivel del mar, que inundaría las zonas
costeras.
Otros gases con el mismo efecto serían el metano, los clorofluorocarbonados, y los óxidos de
nitrógeno.

CANARIAS / JUNIO98.LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN A / Nº 5
5. Los calores de combustión del CH4 (g) el H2(g) y el C (s) son respectivamente: -50,72
kJ/mol, -16,34 kJ/mol y -22,5 kJ/mol.
a) Calcule el calor de formación del CH4 .
b) Si se queman 45 g de CH4 , ¿cuántos litros de CO2 se obtienen en condiciones
normales, si la reacción tiene un rendimiento del 38%?
Solución 5:
Los procesos de combustión son:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) ∆H1=-50,72 kJ/mol
H2 (g) + 1/2O2 (g) H2O (g) ∆H2= - 16,34 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H3=-22,5 kJ/mol
a) El calor de formación del CH4 (g) es el calor que acompaña al proceso de obtención de dicho
compuesto a partir de sus elementos:
C (g) + 2 H2 (g) CH4 (g) Hf = (desconocido)
En este caso abría que aplicar la ley de Hess que dice: “cuando una reacción se puede expresar
como suma algebraica de otras, su calor de reacción puede expresarse como suma algebraica de
los calores de las reacciones parciales”. Así se comprueba que:
Hf (CH4) = H3 + 2 H2 H1 sustituyendo obtenemos
Hf (CH4) = -22,5 + 2(-16,34) – (-50,72) = -4,46 kJ/mol
b) Tomemos la primera reacción de combustión:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
Según esta reacción por cada mol de CH4 se forma 1 mol de CO2 que en C.N. ocupa 22,4
litros.
VCH4=V0·n=22,4·2,81=63L
VCO2=VCH4=63L
Puesto que el rendimiento de la reacción es del 38%, el volumen real de CO2 obtenido será:
V real = 63 · 0,38 = 23,9 L.
moles
M
m
nCH 81,2
16
45
4 ===

CANTABRIA / JUNIO 00. .LOGSE / QUIMICA / TERMOQUIMICA /OPCION I /
CUESTION C
C.- La entalpía estandar de combustión del butano, según la reacción:
C4H10 (g) + 13/2 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 5 H2O (l) es ∆H = - 2.877 kJ
a) (0,5 puntos) Calcular el calor absorbido o desprendido al quemar una bombona de
12 kg de butano en condiciones estándar.
b) (1punto) Decir razonadamente cómo afecta a la reacción de combustión el aumento
de la presión y la disminución de la temperatura.
c) (0,5 puntos) ¿Puede decirse que la combustión es espontánea a cualquier
temperatura? Razónese.
DATOS: Masas atómicas: H = 1, C = 12.
Solución:
a) La entalpía estandar de la reacción nos dice la cantidad de calor desprendido (ya que
cuando la entalpía de reacción es negativa el proceso es exotérmico) en la combustión de 1
mol de butano en condiciones normales.
Si se queman 12 kg de butano en las mismas condiciones, tendremos que calcular el nº de
moles que hay en esos 12 kg, para saber el calor total desprendido.
Nº de moles = m (g) / Mm
Nº de moles C4H10 = 12000 / 58 = 20,69 moles
Calor desprendido = 20,69 · 2877 kJ/mol = 59524,14 kJ
∆Hc
0
Total = -59.524,14 kJ
b) Basándonos en el Principio de Le Chatelier podemos afirmar que:
• un aumento de presión, hace que el equilibrio se desplace hacia el lado donde haya menor
nº de moles gaseosos, es decir hacia la derecha, para poder contrarrestar así dicho aumento
• un descenso de temperatura, al tratarse de una reacción exotérmica, hará que el equilibrio
se desplace a la derecha, es decir hacia el lado que se desprenda más calor.
c) Una reacción es espontanea cuando se cumple: ∆G < 0
Como sabemos que: ∆G = ∆H - T∆S
En nuestro caso ∆H < 0, de modo que ∆G será negativo en los casos siguientes:
1. T∆S > 0, es decir ∆S > 0
2. T∆S < 0, es decir ∆S < 0, pero siendo |∆H| > |T∆S|

CANTABRIA / JUNIO 00. .LOGSE / QUIMICA / TERMOQUIMICA /OPCION I /
CUESTION C
Lo más probable, a la vista del estado físico de reactivos (todos gaseosos) y productos (gas y
líquido), es que en esta reacción disminuya el desorden molecular. Por tanto, se trataría de un
caso con ∆S < 0.
Siesto es así la influencia de la T en cuanto a la espontaneidad del proceso es notoria. Sin
embargo, el término entálpico ∆H suele ser bastante mayor que el término T∆S, a T medias y
bajas.
Conclusión: esta combustión, al igual que otras, es espontánea en condiciones estandar.

CANTABRIA / JUNIO 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA / TERMOQUIMICA /
OPCION I / CUESTION D
D.- Si cuando reacciona un gramo de nitrógeno, a 1 atm y 25ºC, según la reacción:
N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Se desprenden 788,6 calorías, ¿cuál es el calor de formación del amoniaco?
DATOS: Masas atómicas: H = 1; N = 14.
Solución:
Reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
Tenemos un gramo de nitrógeno molecular (g), calculamos el nº de moles que hay en dicho
gramo:
nº de moles = m(g) / Mm
n N2 = 1 / 28 = 3,57·10-2
moles
Por la estequiometría de la reacción sabemos que un mol de N2 produce dos moles de
amoniaco, entonces si tenemos 3,57·10-2
moles de N2, se formarán:
2 · 3,57·10-2
= 7,24·10-2
moles de amoniaco.
En esta reacción se desprenden 788,6 cal, por lo que al producir un mol de amoniaco se
desprenderán:
788,6 cal / 7,14·10-2
moles = 11044,8 cal/mol =11,04 kcal/mol
El calor de formación del amoniaco en estas condiciones de presión y temperatura será:
∆Hf (NH3) = -11,04 kcal/mol

CANTABRIA / SEPTIEMBRE 00. LOGSE / QUIMICA / TERMOQUIMICA / OPCION
I / CUESTION C
C.- Se considera la reacción:
Pb (s) + ½ O2 (g) → PbO (s) ∆H = - 219 kJ
a) (1 punto) Calcular el calor absorbido o desprendido al formarse 15 gramos de óxido
de plomo (II).
b) (1 punto) ¿ Puede decirse que la reacción es espontánea a cualquier temperatura?
Razónese.
DATOS: Masas atómicas : O = 16, Pb = 207.
Solución:
a) La reacción que indica el problema desprende un calor de 219 kJ, (ya que el valor de la
variación de la entalpía de reacción es negativo, ∆H < 0).
Este calor desprendido es para un mol de PbO, por la estequiometría de la reacción. Lo que
queremos saber es el calor desprendido en la formación de 15 g de PbO, por lo que hay que
calcular el número de moles que hay en estos 15 g.
Nº de moles = masa (g) / Mm
La masa molecular del PbO = 16 + 207 = 223
Nº de moles de PbO = 15 / 223 = 0,067
Entonces el calor desprendido en la formación de 15 g de PbO será:
∆H total = 0,067 · 219 = 14,73 kJ
b) La espontaneidad de una reacción viene determinada por el valor de la variación de la
energía libre de Gibbs (∆G), que se calcula mediante la expresión:
∆G = ∆H -T∆S
Si ∆G < 0, la reacción es espontánea.
Si ∆G = 0, la reacción está en estado de equilibrio.
Si ∆G > 0, la reacción no es espontánea.
∆H es la variación de la entalpía de la reacción.
T es la temperatura absoluta.
∆S es la variación de la entropía. En este proceso ∆S < 0, ya que al pasar de un sólido y un
gas (reactivos) a un sólido (producto), disminuirá el desorden molecular.

CANTABRIA / SEPTIEMBRE 00. LOGSE / QUIMICA / TERMOQUIMICA / OPCION
I / CUESTION C
Por lo tanto, como el valor de ∆H es negativo y el término (–T·∆S) es positivo, el hecho de
que la reacción sea espontanea (∆G < 0), depende del balance numérico entre ambos
sumandos. Así el factor T influye decisivamente.
A T alta predomina el término positivo (-T·∆S) y la reacción no será espontánea (∆G > 0) .
A T baja predomina el término negativo ∆H y la reacción si será espontánea (∆G < 0) .

CANTABRIA / SEPTIEMBRE 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN I / PROBLEMA 1
OPCIÓN I
1-1. En la combustión de 10 g de metanol (1) o de 10 g de ácido metanoico (1) se
desprenden, en condiciones estándar, 223 KJ o 57 KJ respectivamente, quedando el
agua obtenida en la combustión en estado líquido. Calcular la energía absorbida o
desprendida en la oxidación de 1 g de metanol (1), en condiciones estándar, según la
reacción:
CH3OH (l) + O2 (g) t H-COOH (l) + H2O (l)
DATOS: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O =16.
Solución:
Se escriben las reacciones parciales, de las que se tienen datos termodinámicos:
Reacción (1): CH3OH + 3/2 O2 t 2 H2O + CO2
Reacción (2): HCOOH + 1/2 O2 t CO2 + H2O
Sus valores de entalpías serán negativos pues las combustiones son reacciones exotérmicas:
DHº (1) = - 223 KJ / mol
DHº (2) = - 57 KJ / mol
Se escribe la reacción del enunciado, para la que ha de hallarse la entalpía:
CH3OH + O2 t H-COOH + H2O
Se combinan las dos primeras, de modo que se obtenga la última, par ello, a la reacción (1) se
le resta la (2), y la misma suma algebraica se lleva a cabo con los valores de entalpías
conocidos, quedando:
DHºr = DHº (1) - DHº (2) = - 223 - (- 57) = -166 KJ
Es un valor menor que cero, luego se desprende calor en esta oxidación.

CANTABRIA/ SEPTIEMBRE 98. LOGSE/ QUÍMICA/CINÉTICA Y EQUILIBRIO/
PROBLEMAS /OPCIÓN A / Nº4
4.- En un recipiente cerrado de 5 litros en el que se ha hecho el vacío, se introducen 7,1
g de cloro y 13,75 g de tricloruro de fósforo. Se calienta a 250ºC y se alcanza el
equilibrio:
Cl2(g) + PCl3(g) PCl5(g)
El valor de Kc para este equilibrio a 250ºC es 24. Calcular:
a) El valor de Kp para este equilibrio a 250ºC.
b) La presión total y la presión parcial de cada gas en el equilibrio.
Datos: Masas atómicas: P = 31; Cl = 35,5.
Solución:
Cl2(g) + PCl3(g)↔ PCl5(g)
Si Kc= 24 (mol/l)-1
Kp = Kc · (R · T)∆ n
∆n (g) = 1-2 = -1
Kp= 24 · ((250 + 273 ) · 0,082)-1
Kp = 0,5596 atm-1
b) Si se han introducido 7,1 g de cloro, los moles iniciales serán:
n0 = masa (g)/ masa molecular = 7,1/71 = 0,1 moles iniciales de Cl2
n0 = masa (g)/ masa molecular = 13,75/137,5 = 0,1 moles iniciales de PCl3
Cl2(g) + PCl3(g) ↔ PCl5(g)
n0 0,1 0,1
nre x x
neq 0,1-x 0,1-x x
Para hallar x:
Kc = [ PCl5 ]/ [ PCl3 ]·[ Cl2 ]
Kc = ( x / 5 ) / ((0,1-x)/5 ))2
= 24

CANTABRIA/ SEPTIEMBRE 98. LOGSE/ QUÍMICA/CINÉTICA Y EQUILIBRIO/
PROBLEMAS /OPCIÓN A / Nº4
Al despejar sale:
x = 0,382 no puede ser por ser los moles iniciales 0,1
x = 0,02616 éste sí puede ser.
Aplicando la ecuación de los gases ideales se halla la presión total del sistema:
PT · V = nT · R · T
PT · 5 = ( 0,1- x + 0,1- x + x ) · 0,082 · ( 250 + 273 )
PT = 1,491 atm
Las presiones parciales de los gases son:
PCl5 = ( x / ( 0,2- x ) ) · PT = 0,22437 atm
PCl3 = Cl2 = (( 0,1- x )/(0,2- x)) · PT = 0,633 atm

CASTILLA LA MANCHA / JUNIO 00. COU / QUIMICA / TERMOQUIMICA /
OPCION A / EJERCICIO 2
2.- Para la reacción 2CO(g) + O2(g) • 2CO2(g), calcule: ∆H0, ∆S0 y el valor de ∆G0 a
25ºC.(3 puntos)
∆H0 de formación en kJ/mol: CO(g) = -110,1; CO2(g)=-393,8.
S0 en J/mol·K: CO(g) =197,1; CO2(g) =212,8; O2(g)=204,2.
Solución:
A partir de los datos del problema y aplicando la ley de Hess se calcula ∆H0 y ∆S0, después
con el tercer principio de la termodinámica química, que relaciona las anteriores variables, se
calcula ∆G0.
Cálculo de la entalpía de reacción.
Datos: 1. Formación de CO(g) C(s) + ½ O2(g) • CO(g) ∆H0 = -110,1 kJ/mol
2. Formación de CO2(g) C(s) + O2(g) • CO2(g) ∆H0 = -393,8 kJ/mol
Para calcular ∆H0 para la reacción 2CO(g) + O2(g) • 2CO2(g), aplicamos la ley de Hess:
“Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su calor de
reacción es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales.”
∆H0 (reacción) = 2 · ∆Hf
0
CO2(g) - 2 · ∆Hf
0
CO(g)
∆H0 (reacción) = 2 · ( -393,8) - 2 · ( -110.1) = - 567,4 kJ/mol
Cálculo de la entropía de reacción:
Datos: CO(g) S0 = 197,1 J/mol·K
CO2(g) S0 = 212,8 J/mol·K
O2(g) S0 = 204,2 J/mol·K
Para calcular ∆S0 para la reacción 2CO(g) + O2(g) • 2CO2(g) ,
∆S0 (reacción) = Σ S0 productos - Σ S0 reactivos
∆S0 (reacción) = 2 · S0 CO2(g) - [ 2·S0 CO(g) + S0 O2(g)] = - 235,6 J/mol·K
∆S0 (reacción) = - 0,2356 kJ/mol·K

CASTILLA LA MANCHA / JUNIO 00. COU / QUIMICA / TERMOQUIMICA /
OPCION A / EJERCICIO 2
Cálculo de la energía libre a 25 ºC, se calcula a partir de la expresión del tercer principio:
∆G = ∆H - T∆S
Conociendo ya los valores de ∆H0 y ∆S0, se sustituye en esta formula.
∆G0
(reacción) = ∆H0 (reacción) – T · ∆S0 (reacción)
∆G0
(reacción) = - 567,4 kJ/mol – (25 + 273)K · (- 0,2356 kJ/mol·K) = - 497,19 kJ/mol
El valor negativo indica que la reacción propuesta es espontánea.

CASTILLA LA MANCHA / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN A / CUESTIÓN Nº 2
OPCIÓN A
2.- En la combustión completa en condiciones estándar de 6 litros de eteno (C2H4),
medidos a 27 °C y 740 mm de Hg, se desprenden 314,16 KJ, quedando el agua en estado
gaseoso.
Calcula: a) La entalpía de combustión estándar del eteno.
b) la entalpía de formación a. 298 K del eteno.
c) la variación de entropía a 298 K para el proceso de combustión considerado (para los
6 litros de eteno).
(Datos: DGº para la reacción de combustión del eteno es -1314,15 KJ/mol; DHºf (CO2
(g)) = - 393,5 KJ/mol; DHºf (H2O (g)) = - 241,8 KJ/mol; R = 0,082 atm· L / K · mol)
Solución:
a) Se escribe la reacción de combustión del eteno:
C2H4 + 3 O2 t 2 CO2 + 2 H2O
Con los datos de volumen (6 L), temperatura (300 K) y presión (0,97 atm), se halla el
volumen correspondiente en condiciones estándar: 298 K y 1 atm:
(P · V) / T = (P´· V´)/ T´
(0,97 · 6) / 300 = (1 · V´) / 298
De donde:
V´= 5,78 L
Moles eteno = (P · V) / (R · T) = (1 ·5,78) / (0,082 · 298) = 0,236 moles
Se conocen los KJ desprendidos en la combustión de estos moles, luego se calculan los
desprendidos en la combustión de un mol:
0,236 moles 314,16 KJ
1 mol x
De donde:
x = 1327,89 KJ/ mol = entalpía de combustión estándar del eteno.
b) La reacción de la que se quiere conocer un dato termodinámico es:

CASTILLA LA MANCHA / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
2 C + 2 H2 t C2H4
Como se dispone de datos para las formaciones de agua, dióxido de carbono y de combustión
del eteno, se recurre a la Ley de Hess, sumando algebraicamente las ecuaciones parciales de
datos conocidos, haciendo luego lo mismo con dichos datos:
H2 + 1/2 O2 t H2O
C + O2 t CO2
C2H4 + 3 O2 t 2 CO2 + 2 H2O
La reacción pedida se obtiene sumando las dos primeras, multiplicadas por 2, y restando la
última; luego haciendo lo mismo con los datos termodinámicos se tiene:
DHºf C2H4 = 2 · DHºf H2O + 2 · DHºc CO2 - DHºc C2H4
DHºf C2H4 = 2 · (- 241,8 ) + 2 · (- 393,5) - (- 1327,89) = 57,29 KJ / mol
c) Se toman los datos de entalpía y energía libre de Gibbs dados para la combustión de los 6 L
de eteno, y se emplea la ecuación que relaciona ambas funciones de estado con la entropía (la
de la energía libre de Gibbs):
- 1314,15 = - 314,16 - 298 · DSº
Luego:
DSº = 3,35 KJ/ mol · K = 3355,6 J / mol · K

CASTILLA-LA MANCHA / SEPTIEMBRE 00. LOGSE / QUÍ MICA / TERMOQUÍMICA /
OPCION A / CUESTIÓN 1
1.- La entalpía de combustión, en condiciones estándar de la glucosa (C6H12O6) es
–2813,1 Kj/mol. En esta reacción el agua producida queda en forma líquida. Sabiendo
que las entalpías de formación estándar del agua líquida y del anhídrido carbónico son
–285,8Kj/mol y –393,3Kj/mol, respectivamente, calcula:
a) La entalpía de formación estándar de la glucosa.
b) El calor producido en la combustión de 500 gramos de glucosa.
(Datos: Masas atómicas C=12; H=1; O=16 )
Solución:
a) La reacción correspondiente a la combustión de la glucosa es:
C6H12O6 + 6 O2 " 6 CO2 + 6 H2O
Siendo los datos termodinámicos conocidos:
AHºc glucosa = - 2813,1 Kj/mol
AHºf H2O = - 285,8 Kj/mol
AHºf CO2 = - 393,3 Kj/mol
La entalpía de combustón de la glucosa se calcula basándonos en la Ley de Hess:
(-1) · ( C6H12O6 + 6 O2 " 6 CO2 + 6 H2O )
6 · ( H2 + 1/2 O2 " H2O )
6· ( C + O2 " CO2 )
6 C + 6 H2 + 3 O2 " C6H12O6
DHºf glucosa = 6 · DHºf CO2 + 6 · DHºf H2O – DHºc glucosa
DHºf glucosa = 6· (-393,3) + 6· (-285,8) - (-2813,1)
DHºf glucosa = -1261,5 kJ/mol
b) La combustión de la glucosa es una reacción exotérmica, en la que se desprende energía
como en todas las demás combustiones:
DHºc=-2813,1 Kj/mol (energía desprendida) .
Mm glucosa = 180
n glucosa = m / Mm = 500 / 180 = 2,77 moles
Si sabemos la energía que se desprende al quemar 1 mol de glucosa podemos hallar la que se
desprendería con 500 gramos de la misma sustancia.
DHºT = (-2813,1) · 2,77 = -7792,3 Kj

CASTILLA LA MANCHA / SEPTIEMBRE 00. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN A / EJERCICIO 4
4.- . Razonar en qué condiciones de temperatura podrían ser espontáneos los procesos
cuyas variaciones correspondientes a sus términos entálpicos y entrópicos tienen los
signos siguientes:
a) DH > 0 ; DS > 0 b) DH > 0 ; DS < 0
c) DH < 0 ; DS > 0 d) DH < 0 ; DS < 0
Solución:
La espontaneidad de un proceso químico se determina a partir del signo de la variación de
energía libre de Gibbs de la reacción.
Esta magnitud termodinámica esta relacionada con la variación de entalpía y la variación de
entropía del sistema.
DG = DH – T · DS
El criterio de signos es:
Si DG < 0, la reacción es espontánea.
Si DG > 0, la reacción no es espontánea.
Si DG = 0, el sistema está en equilibrio.
a) DH > 0, DS > 0
Teniendo en cuenta los signos de las variaciones entálpica y entrópica en la ecuación de
energía libre se deduce que el signo de DG dependería del valor de T.
Si DH < T·DS, la reacción sería espontánea.
b) DH > 0, DS < 0
En este caso se deduce que siempre DG > 0 y la reacción nunca sería espontánea.
c) DH < 0, DS > 0
En este caso se deduce que DG < 0 y la reacción siempre sería espontánea.
d) DH < 0, DS < 0
En este caso se deduce que el signo de DG también dependería del valor de T.
Si |DH | > |T·DS|, la reacción sería espontánea.

CASTILLA LA MANCHA / SEPTIEMBRE 00. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
Dado que en la fórmula de la energía libre de Gibbs aparece la temperatura (grados Kelvin),
esta influye la espontaneidad de la reacción, dependiendo de los valores de las variaciones
entalpía y de entropía del proceso, tal y como se indica en la siguiente tabla:
∆H ∆S ∆G Espontaneidad de la reacción
< 0 > 0 ∆G < 0 Espontánea a cualquier T
> 0 < 0 ∆G > 0 Nunca espontánea
> 0 > 0 A T baja, ∆G > 0 No espontánea
> 0 > 0 A T alta, ∆G < 0 Espontánea si ∆H < T∆S
< 0 < 0 A T baja, ∆G < 0 Espontánea si ∆H > T∆S
< 0 < 0 A T alta, ∆G > 0 No espontánea

CASTILLA LA MANCHA / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA /
TERMODINÁMICA / OPCIÓN A / CUESTIÓN Nº 2
2.- Los calores de combustión, en condiciones estándar, del carbono (a dióxido de
carbono), hidrógeno y ácido fórmico (metanoico) son - 405,4; - 285,8 y -275,7 KJ /mol,
respectivamente.
a) Escribe las ecuaciones ajustadas correspondientes a esas combustiones.
b) Calcula el calor de formación del ácido fórmico.
c) ¿Qué cantidad de energía se desprende al quemar 100 litros de hidrógeno a 25 °C y 1
atm. de presión?
(Datos: R= 0,082 (atm · L) / (K · mol)
Solución:
a) Una combustión es una reacción de un mol de compuesto en presencia de oxígeno para dar
agua y / o dióxido de carbono:
reacción 1: C + O2 τ CO2
reacción 2 : H2 + 1/2 O2 τ H2O
reacción 3: HCOOH + 1/2 O2 τ CO2 + H2O
b) Una reacción de formación consiste en la formación de un mol de un compuesto a partir de
sus elementos constituyentes:
H2 + O2 + C τ HCOOH
b) Si se combinan las ecuaciones del apartado a) mediante sumas algebraicas, de modo que se
obtenga la de formación, se puede hacer los mismo con sus datos de entalpías, y así hallar la
entalpía de formación desconocida:
Se suman las reacciones 1 y 2 y se les resta la reacción 3, de modo que:
DHºf = - 405,4 - 285,8 - (- 275,7) = - 415,5 KJ / mol
c) Se determinan los moles de hidrógeno contenidos en 100 litros, a la temperatura y presión
dadas:
P · V = n · R · T
n = (1· 100) / (0,082 · 298)
n = 4,09 moles de hidrógeno

CASTILLA LA MANCHA / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA /
TERMODINÁMICA / OPCIÓN A / CUESTIÓN Nº 2
Por la estequiometría de la reacción se tiene:
1 mol de H2 desprende en su combustión 285,8 KJ
4,09 moles x
Luego:
x = 1169,6 KJ de energía se desprenden en la combustión de 100 litros de H2 a 1 atm y 25 ºC

CASTILLA LA MANCHA / SEPTIEMBRE 99.LOGSE / QUIMICA / TERMOQUIMICA
/ OPCION A / Nº 2
2.- ( 3 puntos ) En la combustión del etano (C2H6) y del eteno (C2H4 ) se desprenden 372,9
Kcal/mol y 337,3 Kcal/mol, respectivamente. El agua formada queda en estado líquido.
Sabiendo que la entalpía de formación del agua líquida es –68,3 Kcal/mol, calcula la
variación de entalpía de la siguiente reacción de hidrogenación del eteno:
C2H4 (g) + H2 (g) ⇒ C2H6 (g)
Solución:
(A) Comb. etano: C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ∆H = -372,9 Kcal/mol
(B) Comb. eteno: C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H = - 337,3 Kcal/mol
(C) Formación del agua líquida: H2 (g) + ½O2 (g) → H2O (l) ∆H = - 68 kcal/mol
Hidrogenación del eteno C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g)
Combinando las tres reacciones obtenemos la reacción de hidrogenación: (-A) + (B) + (C)
∆Hhidrogenación = -∆Hcomb.etano + ∆Hcomb.eteno + ∆Hf (agua)
∆Hhidrogenación = - ( -372,9) + ( - 337,3) + ( -68,3) = - 32,7 Kcal/mol (Reacción exotérmica)

CASTILLA LA MANCHA / SEPTIEMBRE 98. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA
/ OPCIÓN A /Nº 2
2.- Calcular la entalpía de reacción para el proceso Fe2O3(s) + 2Al(s) Al2O3(s) + 2Fe(s)
, si las entalpías de formación para el óxido de aluminio y el óxido de hierro (III) son los
valores 1672 y -836 KJ/mol, respectivamente. Razonar si será igual el calor a presión
constante que a volumen constante para esta reacción. ¿Cuántos gramos de hierro pueden
obtenerse a partir de 200 gramos de óxido de hierro (III)? Datos: masas atómicas Fe=55,8;
O=16.
Solución 2:
La reacción que nos dan es:
Fe2O3(s) + 2Al(s) ↔ Al2O3(s) + 2Fe(s)
Para calcular la entalpía de reacción utilizamos la fórmula:
∆Hr = ∆Hfprod - ∆Hfreact
Teniendo en cuenta que las entalpías de formación de los elementos en estado estable son nulas
tenemos que:
∆Hr = -1672 + 836 = -836 KJ/mol
En este caso, será igual el calor de reacción a presión constante (∆H) que el calor de reacción a
volumen constante (∆U), debido a que es un sistema sólido en el que no hay variación apreciable
de volumen (∆V = 0) :
∆H = ∆U + P∆V P∆V = 0 ∆H = ∆U
El número de gramos de hierro que pueden obtenerse a partir de 200 gr de Fe2O3 se calcularía así:
n = 200 / 159,6 = 1,25 moles Fe2O3
Sabemos que 1 mol de Fe2O3 producen 2 moles de Fe por lo que 1,25 moles de Fe2O3 darán lugar
a 2,5 moles de Fe.
El nº de gramos de Fe será por tanto: m = 2,5 · 55,8 = 139,5 gr de Fe

CASTILLA LA MANCHA / SEPTIEMBRE 98. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA
/ OPCIÓN A /Nº 2

CASTILLA Y LEÓN / JUNIO 00. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
4.- Explique y justifique si las siguientes proposiciones son ciertas o falsas:
a) Sabiendo que las DH disolución de CaCl2 (s) y NH4NO3 (s) son –82,8 KJ/mol y 26,6
KJ/mol respectivamente, las disoluciones en agua de CaCl2 (s) se pueden utilizar para
calentar, y las de NH4NO3 (s) para enfriar.
b) El primer principio de la termodinámica se enuncia como DU = + Q
c) El calor de reacción a volumen constante es siempre mayor que el calor de reacción a
presión constante.
d) Se sabe que la siguiente reacción, A (s) " B(s) + C (g), es espontánea a
cualquier temperatura. Por lo tanto si DS es positivo, podemos deducir que DH debe
ser negativo.
Solución:
a) Verdadera.
Cuando el valor de DH disolución < 0 (caso del CaCl2), la reacción de disolución será
exotérmica, es decir se desprende calor al entorno, luego podemos usarla para calentar.
Lo contrario sucede si disolvemos NH4NO3 (DH disolución > 0) la reacción será
endotérmica, se absorbe calor del entorno, y se podrá emplear para enfriar.
b) Falsa.
El primer principio de la termodinámica se enuncia como: DU = Q – W
DU = variación de energía interna del sistema
Q = calor absorbido o cedido por el sistema
W = trabajo realizado por o sobre el sistema
Como el término trabajo es W = P· DV, sólo en el caso de que el volumen permanezca
constante, la expresión se reduce a DU = Q.
c) Falsa.
A partir del primer principio de la termodinámica se deduce que:
DH = DU + p·DV

DH = calor de reacción a presión constante
DU = calor de reacción a volumen constante
p·DV = término trabajo
Si no varía el volumen del sistema, DV = 0 se cumple que: DH = DU
Si aumenta el volumen del sistema, DV > 0 se cumple que: DH > DU
Si disminuye el volumen del sistema, DV < 0 se cumple que: DH < DU
d) Falsa.
A (s) " B (s) + C (g) (donde DG < 0 y DS > 0)
La energía libre de Gibbs se expresa como: DG = DH - T· DS
Si DS > 0, para que el signo de DG sea también negativo (y la reacción sea espontánea
a cualquier T),hay dos posibilidades para el valor de DH:
1) DH < 0
2) DH > 0, siempre que se cumpla que: |DH| < |TDS|

CASTILLA Y LEÓN / JUNIO 00. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / OPCIÓN A /
CUESTIÓN 4
4.- Explique y justifique si las siguientes proposiciones son ciertas o falsas.
a) En un proceso reversible, la variación de energía libre de Gibbs es negativa.
b) Un proceso donde la variación de entalpía es positiva, y la variación de entropía es
negativa, nunca será espontáneo.
c) Cuando un gas se disuelve en un líquido, la variación de entropía es menor que cero.
d) El calor que interviene en un proceso a volumen constante nos da la variación de
entalpía.
Solución:
a) Falso.
Un proceso reversible está en equilibrio y tendrá DG = 0
b) Verdadero.
Expresión de la variación de la energía libre de Gibbs: DG = DH - T·DS
Un proceso es espontáneo si DG < 0, luego si DH > 0, y DS < 0, el valor de DG será
siempre mayor que cero, y el proceso nunca será espontáneo.
c) Verdadero.
Gas + Líquido " Disolución (g - l)
Al disolver un gas en un líquido, tenemos en realidad un líquido, luego el desorden del
sistema disminuye bastante, y la entropía, que es una función de estado que mide este
desorden, también disminuye. Por tanto, se cumple DS < 0.
d) Falso.
El calor de reacción a volumen constante es la variación de energía interna del proceso
(DU). Por el contrario, el calor de reacción a presion constante representa la variación de
entalpía (DH).

BLOQUE A / CUESTIÓN 1
1.- La entalpía estándar de formación del tolueno (C6H5 – CH3) es 11,95 kcal / mol, y las
entalpías estándar de formación del dióxido de carbono (g) y del agua (l) son
respectivamente –94,05 y –68,32 kcal / mol. Calcule:
a) La entalpía de combustión del tolueno.
b) ¿Cuántas calorías se desprenden en la combustión completa de 23,00 gramos de
tolueno?
Solución:
a) Se escriben las reacciones de las que se tienen datos termodinámicos, y la reacción
principal (combustión del tolueno) de la que se quiere conocer la entalpía:
7 C + O2 δ C6H5 – CH3 DHº (1) = 11,95 kcal / mol
C + O2 δ CO2 DHº (2) = -94,05 kcal / mol
H2 + 1/2 O2 δ H2O DHº (3) = -68,32 kcal / mol
C6H5 – CH3 + 9 O2 δ 7 CO2 + 4 H2O DHº combustión?
Según afirma la Ley de Hess, la entalpía es una función termodinámica de estado, sólo
depende de los estados inicial y final, luego se pueden combinar las reacciones (1), (2), y (3)
para obtener la reacción principal, haciendo luego lo mismo con los valores de entalpías:
Si se invierte el sentido de la reacción (1) y se le suman la (2) multiplicada por 7 y la (3) por
4, se consigue la reacción de combustión del tolueno, luego su entalpía será:
DHº combustión = - DHº (1) + 7·DHº (2) + 4· DHº (3)
DHº combustión = -11,95 + 7· (-94,05) + 4· (-68,32) = -943,58 kcal / mol
b) Se sabe, pues, que por cada mol de tolueno quemado, se desprenden 943,58 kcal, luego
para los moles contenidos en los 23 g dados, se tiene:
Mm tolueno = 92 g / mol
Moles tolueno = 23 / 92 = 0,25 moles.
DHº c total = (-943,58 kcal / mol) · 0,25 moles = -235,9 kcal

CASTILLA LEÓN / JUNIO 02. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
2.- La reacción de una mezcla de aluminio en polvo con oxido de hierro (III) genera
hierro y óxido de aluminio. La reacción es tan exotérmica que el calor liberado es
suficiente para fundir el hierro que se produce.
a) Calcular el cambio de entalpía que tiene lugar cuando reaccionan completamente
53,96 gramos de aluminio con un exceso de óxido de hierro (IlI) a temperatura
ambiente.
b) ¿Cuántos gramos de hierro se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 85 %?
Datos: DDHºf (Fe2O3) = - 822,2 kJ; DDHºf (AI2O3) = - 1676 kJ.
Solución:
La reacción principal es:
2 Al + Fe2O3 τ 2 Fe + Al2O3
Las reacciones parciales, de las que se tienen datos termodinámicos son las siguientes:
2 Fe + 3/2 O2 τ Fe2O3
2 Al + 3/2 O2 τ Al2O3
Si a la segunda se le resta la primera, se tiene la reacción principal; por ello, luego se procede
de igual modo con sus entalpías:
DHº r = 822,2 - 1676 = - 853,8 KJ
a) Se sabe que:
53,96 g de Al = 53,96 / 26,97 = 2 moles de Al
Luego 2 moles de Al desprenden 853,8 KJ de energía.
b) Por cada 2 moles de Al que reaccionan, se forman 2 moles de Fe, si la operación transcurre
con un rendimiento del 100 %, si el rendimiento es sólo del 85 5, se obtendrá menos Fe:
moles de Fe con rendimiento del 85 % = 2 · 0,85 = 1,7 moles
m Fe = 1,7 · M at Fe = 1,7 · 55,87 = 94,94 g Fe

CASTILLA Y LEÓN / SEPTIEMBRE 00. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
2.- El calor de combustión del butano gaseoso a 1 atm y 25ºC, esDH = - 2875,8 KJ / mol.
Las entalpías estándar de formación a 25ºC del CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente,
-393,5 KJ / mol, y –285,83 KJ / mol. Calcular:
a) La entalpía de formación estándar del butano.
b) La variación de energía interna del proceso en condiciones estándar, a la
temperatura indicada.
Solución:
a) Se indican las reacciones de las cuales tenemos datos termodinámicos:
1. Combustión de un mol de butano.
C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O DHºcomb = -2875,8 KJ / mol
2. Formación de un mol de CO2
C + O2 CO2 DHºf = -393,5 KJ / mol
3. Formación de un mol de H2O.
H2 + 1/2 O2 H2O DHºf = -285,83 KJ / mol
Y ahora la reacción de la que nos piden la entalpía de formación: formación de un mol de
butano:
4 C + 5 H2 C4H10
Aplicando la Ley de Hess, combinamos algebraicamente las 3 reacciones dato, de modo que
se obtenga la reacción problema. Del mismo modo procedemos con los valores de energía,
pues la entalpía es una función de estado que sólo depende de los estados inicial y final, y no
de las etapas intermedias.
(-1) · ( C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O )
4 · ( C + O2 CO2 )
5 · ( H2 + 1/2 O2 H2O )
4 C + 5 H2 C4H10
D Hºf C4H10 = - (- 2875,8) + 4· (-393,5) + 5· (-285,83)
D Hºf C4H10= -127,35 kJ / mol

CASTILLA Y LEÓN / SEPTIEMBRE 00. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
b) Por el Primer Principio de la Termodinámica, sabemos que:
DU = Q - W = Q - P · DV
DH = DU + P · DV , de donde: DU = DH - P · DV
En los gases ideales se cumple: P · V = n · R · T
Si se modifica el volumen, podemos escribir: : P ·DV =Dn · R · T
Luego la variación de energía interna se obtiene a partir de la variación de entalpía y otro
término relacionado con el trabajo:
DU = DH - Dn · R · T
En este caso: 4 C (s) + 5 H2 (g) C4H10 (g)
DH = -127,35 KJ / mol
Dn = 1 – 5 = - 4 moles
R = 8,31 J / (mol · K)
T = 298 K
DU = (-127,35) – (-4) · (8,31·10-3
) · 298
DU = -117,44 kJ / mol

CASTILLA LEÓN / SEPTIEMBRE 02. LOGSE / QUÍMICA /
TERMOQUÍMICA / BLOQUE A / CUESTIÓN 2
2.- La reacción de una mezcla de aluminio en polvo con oxido de hierro (III) genera
hierro y óxido de aluminio. La reacción es tan exotérmica que el calor liberado es
suficiente para fundir el hierro que se produce.
a) Calcular el cambio de entalpía que tiene lugar cuando reaccionan completamente
53,96 gramos de aluminio con un exceso de óxido de hierro (IlI) a temperatura
ambiente.
b) ¿Cuántos gramos de hierro se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 85 %?
Datos: DDHºf (Fe2O3) = - 822,2 KJ; DDHºf (AI2O3) = - 1676 KJ.
SOLUCIÓN
La reacción principal es:
2 Al + Fe2O3 τ 2 Fe + Al2O3
Las reacciones parciales, de las que se tienen datos termodinámicos son las siguientes:
2 Fe + 3/2 O2 τ Fe2O3
2 Al + 3/2 O2 τ Al2O3
Si a la segunda se le resta la primera, se tiene la reacción principal; por ello, luego se procede
de igual modo con sus entalpías:
DHº r = - 1676 – (-822,2) = - 853,8 KJ
a) Se sabe que:
53,96 g de Al = 53,96 / 26,97 = 2 moles de Al
Luego 2 moles de Al desprenden 853,8 KJ de energía.
b) Por cada 2 moles de Al que reaccionan, se forman 2 moles de Fe, si la operación
transcurriera con un rendimiento del 100 %, si el rendimiento es sólo del 85%, se obtendrá
menos Fe:
moles de Fe con rendimiento del 85 % = 2 · 0,85 = 1,7 moles
masa de Fe = n · M at = 1,7 · 55,8 = 94,94 g Fe

CASTILLA LEÓN / SEPTIEMBRE 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN A
3.- a) Se tiene la reacción, no ajustada, CH3OH (l) + O2 (g) t H2O (l) + CO2 (g) ,
en la que, a presión constante, se desprenden 725,5 KJ por cada mol de metanol que
reacciona.
Calcule DH cuando: 1) en el proceso se obtienen 4 moles de CO2 (g)
2) la dirección de la reacción se invierte (los reactivos se convierten en productos y
viceversa) y se obtienen 2 moles de CH3OH (l).
b) ¿Cuál o cuáles de las siguientes sustancias tienen valor de entalpía de formación
estándar distinta de cero a 25 °C y 1 atm de presión: Fe (s), Ne (g), H (g), CH4 (g) y Hg
(s)? Razone las respuestas.
Solución:
a) Se ajusta la reacción:
CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) t 2 H2O (l) + CO2 (g)
1) Se conoce la entalpía de combustión (calor desprendido al quemarse un mol de metanol),
luego por la estequiometría de la reacción se halla el calor desprendido si en vez de un mol de
CO2 se obtienen 4 (o lo que es lo mismo, al quemar 4 moles de metanol):
Combustión de 1 mol metanol forma 1 mol CO2 desprende 725,5 KJ
" 4 moles metanol " 4 moles CO2 x
De donde:
x = 2902 KJ se desprenden
2) La reacción inversa a la combustión de metanol, será:
2 H2O (l) + CO2 (g) t CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)
Y si se obtienen dos moles de metanol, quedará:
2 · (2 H2O (l) + CO2 (g) t CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)) =
= 4 H2O (l) + 2 CO2 (g) t 2CH3OH (l) + 3 O2 (g)
Luego la entalpía de esta reacción, será el doble de la de combustión del metanol, y con signo
contrario; es decir, será endo en vez de exotérmica:
DHº = -2 · (- 725,5) = 1450 KJ

b) La entalpía de formación se define como la energía desprendida o absorbida cuando se
forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo constituyen en sus estados de
agregación más estables.
Por lo tanto, la entalpía de formación, será nula para todos los elementos químicos en su
forma más estable y a 25 ºC y 1 atm de presión; por ello, de las especies dadas, tendrán
entalpía de formación nula: Fe (s), Ne (g), H (g) y Hg (s).
Solamente el compuesto CH4 (g) tendrá un valor de entalpía de formación distinto de cero.

Nº 5
5.- A) La combustión del ácido benzoico , C6H5-COOH(s), para dar CO2(g) y H2O(l) a
298 K tiene lugar con una variación de energía interna ∆U =-770,2 kcal/mol. Calcule la
variación de entalpía de la reacción.
B) Defina:
a) Variación de entropía de una reacción.
b) Energía de enlace.
Solución:
A) La reacción que tiene lugar es la siguiente:
C6H5−COOH (s) + 15/2 O2 (g) à 7 CO2 (g) + 3 H2O (l)
Aplicamos la siguiente ecuación, que relaciona la variación de entalpía de una reacción con la
variación de su energía interna:
∆H = ∆U + ∆nRT
Para calcular ∆n sólo se tienen en cuenta los moles de las sustancias gaseosas; por tanto:
∆n = nPROD – nREACT = 7 – 15/2 = - 0,5 moles
∆H = - 770,2 + (-0,5 ⋅ 1,99⋅10-3
⋅ 298) = - 770,5 Kcal/mol
B) a) La entropía es una función termodinámica extensiva, de estado, que se puede definir
como la medida del desorden de un sistema.
La variación de entropía de un sistema que pasa de un estado inicial 1 a un estado final 2,
mediante un proceso reversible, se define por:
∆S = ∆Q / T
y, si el proceso es irreversible se cumple que:
∆S > ∆Q / T
siendo ∆S la variación de entropía entre el estado final y el inicial, ∆Q la cantidad de calor
intercambiada por el sistema y T la temperatura absoluta.
b) La energía o entalpía de enlace es la energía que se necesita para romper un mol de dicho
enlaces. Si la energía es muy alta significa que el enlace es muy fuerte. Cuando un enlace se
rompe se absorbe energía, en cambio cuando se forma un enlace se libera energía.
Los valores de energia de enlace, que se encuentran tabulados, suelen ser valores promedio
puesto que el entorno molecular influye en el correspondiente enlace. La unidad utilizada es el
kJ/mol o la kcal/mol.

CASTILLA LEÓN / SEPTIEMBRE 99. COU / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA /
OPCIÓN A / Nº 4
4.- Para un proceso endotérmico:
a) Dibuje el diagrama de energía frente a la coordenada de reacción.
b) Señale y explique en el mismo el complejo activado.
c) Indique en el diagrama la energía de activación.
d) Señale en el diagrama la energía de reacción.
Solución:
a) El diagrama de un proceso endotérmico (en el que se absorbe energía), es el siguiente:
b) C.A.: complejo activado.
Las reacciones no transcurren de forma inmediata sino que cuando las moléculas de reactivos
chocan se produce un compuesto intermedio llamado complejo activado que posee una
energía superior a la de los reactivos, y que por ello es muy inestable, el cuál se descompone
rapidamente originando los productos.
c) E.a.: energía de activación.
Es la energía que hay que aportar para que se produzca la reacción. Energía necesaria para
que se forme el estado de transición.
d) ∆H: energía de reacción.
Es la energía que se absorbe o se desprende en una reacción. En este caso, se trata de energía
absorbida puesto que el proceso es endotérmico (∆H > 0 ).

CASTILLA-LEÓN / JUNIO 98. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / BLOQUE A /
Nº2
2.-
a) Calcule la entalpía de combustión del benceno líquido, sabiendo que las Hf
º
de CO2
(g); H2O (l); C6H6 (l) son respectivamente –393,51 kJ/mol, -285,83kJ/mol, 49,0kJ/mol.
b) Indique y justifique si el proceso anterior se produce con aumento o disminución de
entropía.
Solución 2:
a) C6H6 (l) + 15/2 O2 (g) à 6 CO2 (g) + 3 H2O(l)
Planteando la reacción como una suma algebraica de reacciones según la ley de Hess, hallamos la
entalpía de combustión del benceno.
6 ( C + O2 à CO2 ) ∆Hf
º
de CO2 (g) = -393,51kJ/mol
3 ( H2 + _ O2 à H2O ) ∆Hf
º
de H2O (l) = -285,83kJ/mol
- ( 6C + 3 H2 à C6H6 ) ∆Hf
º
de C6H6 (l) = 49kJ/mol
∆Hc
º
= 6 · (-393,51) + 3 · (-285,83) – 49
∆Hc
º
= -3267,55 kJ/mol
b) La entropía es una función termodinámica que mide el grado de desorden de un sistema.
En un proceso espontáneo la entropía global siempre aumenta, pero no se puede aseverar lo
mismo si solamente nos referimos al sistema. Por tanto, aunque esta combustión sea espontánea,
eso no garantiza que ∆S>0.
Si se conociera ∆G del sistema y T, se podría, junto con ∆H, calcular ∆S de la combustión.
∆G = ∆H - T∆S
Al no disponer de esos datos, debemos tener en cuenta otros factores. Si en la reacción se
producen más moléculas de especies gaseosas que las que había inicialmente, lo que llevaría a
pensar en un aumento de la entropía. Si el H2O formada se presentase en estado gas, podríamos
casi asegurar que ∆S>0. Pero en esta reacción hay que tener en cuenta que se forman 6 moléculas
gaseosas de CO2 frente a 7,5 moléculas gaseosas de O2, aunque el número total de moléculas
aumente (de 8,5 a 9). Por consiguiente sugerimos que posiblemente la entropía del sistema
disminuya (∆S<0).

CASTILLA LEÓN / JUNIO 98.COU /QUIMICA /TERMOQUÍMICA /OPCION A / Nº 2
2.- Una muestra de carbonato cálcico se descompone térmicamente, dando 12,8 g de óxido
de calcio (s) y dióxido de carbono (g). Calcular el calor absorbido o desprendido en el
proceso.
Datos: Hºf CaO (s) = -633 kJ/mol ; Hºf CO2 (g) = -393 kJ/mol;
Hºf CaCO3 (s) = -1207 kJ/mol
Solución:
El calor absorbido o desprendido en la reacción se calculará a partir de la entalpías de formación
dadas:
La reacción de descomposición del carbonato cálcico es:
CaCO3 (s) à CaO (s) + CO2 (g)
La entalpía sería:
∆Hºreac = Σ∆Hf (productos) - Σ∆Hf (reactivos).
∆Hºreac = -633 + (-393) – (-1207)
∆Hºreac = 181 kJ/mol.
La reacción resulta endotérmica, lo que quiere decir que absorbe calor. Como la reacción es mol a
mol, se formarán 12,8 g de CaO, y por tanto:
n = m / Pm
n = 12,8 / 56,08 = 0,228 moles de CaO.
El calor absorbido será:
0,228 · 181 = 41,3 kJ.

CATALUÑA / JUNIO 00. LOGSE / QUIMICA / TERMOQUIMICA / SERIE 3 /
1.- El cloroetano se puede obtener industrialmente mediante dos procesos diferentes:
a) C2H6 (g) + Cl2 (g) → C2H5Cl (g) + HCl (g)
b) C2H4 (g) + HCl (g) → C2H5Cl (g)
Para la primera reacción ∆S0
= + 2,09 J/K·mol, y para la segunda ∆S0
= - 128,6 J/K·mol.
Si las entalpías estandar de formación para el cloroetano, ácido clorhídrico, etano y
eteno son respectivamente: - 104,9 kJ/mol; - 92,3 KJ/mol; - 84,7 kJ/mol; + 52,3 kJ/mol.
a) Calcule la variación de entalpía de cada una de las reacciones
b) Indique, justificadamente, cuál de los dos procesos cabe esperar que sea
termodinámicamente más favorable.
c) En los envases de cloro y de etano se observan, respectivamente, los siguientes
pictogramas:
T+ F+
Indique y explique su significado.
Solución:
a) A partir de los datos del ejercicio:
2 C(s) + 5/2 H2 (g) + 1/2 Cl2 (g) → C2H5Cl (g) ∆Ha = - 104,9 kJ/mol
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) → HCl (g) ∆H0
b = - 92,3 kJ/mol
2 C(s) + 3 H2 (g) → C2H6 (g) ∆H0
c = - 84,7 kJ/mol
2 C(s) + 2 H2 (g) → C2H4 (g) ∆H0
d = + 52,3 kJ/mol
Aplicando la ley de Hess: ∆Hreacción = S ∆Hf productos - S ∆Hf reactivos
Para el primer método de obtención: C2H6 (g) + Cl2 (g) → C2H5Cl (g) + HCl (g)
Sabiendo que ∆Hf Cl2 = 0, se tiene que:
∆H1 = [∆Ha + ∆Hb ] - ∆Hc = [(-104,9) + (-92,3)] – [( -84,7)] = -104,9 - 92,3 + 84,7
∆H1 = - 112,5 kJ/mol

Para el segundo método: C2H4 (g) + HCl (g) → C2H5Cl (g)
∆H2 = [ ∆Ha ] – [∆Hb + ∆Hd ] = [(- 104,9)] – [ ( - 92,3) + 52,3] = - 104,9 + 92,3 – 52,3
∆H2 = - 64,9 kJ/mol
b) Para ver cual de las dos reacciones es más favorable termodinámicamente, calculamos la
variación de energía libre de Gibbs, si esta es negativa la reacción será espontánea.
∆G = ∆H - T∆S
Para el proceso 1:
∆H0
1 = - 112,5 kJ/mol
∆S0
1 = 2,09 J/K·mol
T = 25 ºC = 298 K
∆G0
1 = - 112,5 – 298 · (2,09·10-3
) = -113,1 kJ/mol
Para el proceso 2:
∆H2
0
= - 64,9 kJ/mol
∆S0
2 = - 128,6 J/K·mol
T = 25 ºC = 298 K
∆G0
2 = - 64,9 – 298 · (- 128,6·10-3
) = -26,57 kJ/mol
Comparando vemos que x∆G0
1 x > x∆G0
2x, por lo tanto será termodinámicamente más
favorable el caso 1.
c) Pictograma 1: T+ = producto tóxico, muy perjudicial para la salud.
Pictograma 2: F+ = producto inflamable, es peligroso exponer a altas temperaturas.

4.- La benzina, aunque es una mezcla, desde el punto de vista termodinámico se puede
considerar semejante al octano puro. En condiciones estandar el calor de combustión del
octano es 5471 kJ/mol.
a) Escribe la reacción de combustión del octano.
b) Calcula el calor producido cuando se quema 1,0 L de bencina (d = 0,80 g/mL)
completamente en condicionesestandar a 25ºC
DATOS: Masas atómicas: C = 12, H = 1.
Solución:
a) Reacción de combustión del octano:
C8H18 + 25/2 O2 → 8 CO2 + 9 H2O DH = - 5471 kJ/mol
b) 1,0 L = 1000 mL de benzina
d = m (g) / V (mL)
0,8 = m (g) / 1000
m = 0,8 · 1000 = 800 g de benzina
n = m / Mm = 800 / 114 = 7,02 moles de benzina
El calor total desprendido será:
DH total = (-5471) · 7,02 = - 38406,4 kJ

CATALUÑA / JUNIO 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA / TERMOQUIMICA / SERIE 4
/ OPCION A / EJERCICIO 4
4.- La composición en volumen de un combustible es 64% metano y 36% etano. Calcule
a 25ºC y 1,01·105
Pa:
a) El volumen de aire ( 20% O2 + 80% N2) necesario para quemar 1 m3
de combustible.
b) El calor que se desprende por m3
de combustible.
Datos: Entalpías de formación a 25ºC expresados en kJ/mol: H2O (g): -241,8;
CO2 (g): -393,51; metanol (g): -74,85; etanol (g): -84,67.
R = 8,31 J/mol·K
Solución:
a) Combustión del metano: CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Combustión del etano: CH3 – CH3 + 7/2 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Reacción global combustión: CH4 + CH3 – CH3 + 11/2 O2 → 3 CO2 + 5 H2O
Tomando 1 m3
de combustible, tendremos que:
64 % de 1 L = 0,64 m3
de metano
36% de 1L = 0,36 m3
de etano
Por cada volumen de metano son necesarios 2 volúmenes de O2, entonces para la combustión
de 0,64 m3
se necesitan:
0,64 · 2 = 1,28 m3
de O2
Por cada volumen de etano son necesarios 7/2 volúmenes de O2, entonces para la combustión
de 0,36 m3
de etano se necesitan:
0,36 · 7/2 = 1,26 m3
de O2
Para quemar 1 m3
de combustible son necesarios
V total O2 = 1,28 + 1,26 = 2,54 m3
de O2
En el aire hay hay 20% de O2. El aire necesario para la combustión es:
2,54 · 100/20 = 12,7 m3
de aire
b) Tenemos 1 m3
de combustible, se calcula los moles de cada sustancia (metano y etano) :
1 m3
= 1000 L de combustible
64 % de 1000 L = 640 L de metano
36% de 1000 L = 360 L de etano

CATALUÑA / JUNIO 00. SELECTIVIDAD / QUIMICA / TERMOQUIMICA / SERIE 4
/ OPCION A / EJERCICIO 4
Aplicando la ecuación de los gases ideales: P·V = n·R·T
n = P·V / R·T
n (metano) = 1 · 640 / 0,082 · 298 = 26,19 moles
n (etano) = 1 · 360 / 0,082 · 298 = 14,73 moles
DHf total (metano) = -74,85 · 26,19 = - 1960,3 kJ
DHf total (etano) = - 84,67 · 14,73 = - 1247,1 kJ
Por cada mol de metano se forman 2 moles de agua y por cada mol de etano se forman 3
moles de agua, entonces los moles de agua que se forman en la combustión de 1 m3
de
combustible son:
Moles de agua formados: n H2O = 2 · 26,19 + 3 · 14,73 = 52,38 + 44,19 = 96,57 moles
DHf total (agua) = - 241,8 · 96,57 = 23350,6 kJ
Por cada mol de metano se forma 1 mol de CO2 y por cada mol de etano se forman dos moles
de CO2, los moles de dióxido de carbono formados en la combustión de 1 m3
de combustible
son:
Moles de CO2 formados: n CO2 = 26,19 + 2 · 14,73 = 55,65 moles
DHf total (CO2) = -393,51 · = 21898,8 kJ
Aplicando la ley de Hess tenemos que:
A - Formación del metano: (-1) · [ C(s) + 2 H2 (g) → CH4 (g) ]
B - Formación del etano: (-1) · [ 2 C(s) + 3 H2 (g) → CH3 – CH3 (g) ]
C - Formación de agua: 5 · [ H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ]
D - Formación de dióxido de carbono: 3 · [ C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ]
Combustión total: CH4 + CH3 – CH3 + 11/2 O2 → 3 CO2 + 5 H2O
∆Hc = - ∆H (A) - ∆H (B) + 5·∆H (C) + 3·∆H (D)
∆Hc (1 m3
de combustible) = 1960,3 + 1247,1 – 5 · 23350,6 – 3 · 21898,8 = - 179242 kJ

CATALUÑA / JUNIO 01. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / SERIE 2 /
CUESTIÓN 3
3.- De manera aproximada, la benzina se puede considerar compuesta por una mezcla
equimolecular de octano y nonano.
a) Escriba las reacciones de combustión de los hidrocarburos elementales.
b) Calcule el volumen de aire en condiciones normales necesario parar quemar 484 g
de benzina.
c) Calcule el calor liberado en esta combustión a presión constante.
Datos:
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.
Composición del aire en volumen: 20% de oxígeno.
Entalpías de combustión: octano= -5471 KJ / mol; nonano = -6120 KJ / mol
R = 0,082 atm · L / K · mol.
Solución:
a) Octano: C8 H18.
M molecular octano = 114 g / mol
Combustión del octano:
C8 H18 + 25/2 O2 τ 8 CO2 + 9 H2O
Nonano: C9H20
M molecular nonano = 128 g / mol
Combustión del nonano:
C9H20 + 14 O2 τ 9 CO2 + 10 H2O
b) En 484 g de la mezcla de los 2 hidrocarburos, se tienen dos moles de cada uno de ellos.
2 · 114 + 2 · 128 = 484 g
Por la estequiometría de las dos reacciones de combustión ya ajustadas, se determinan los
moles de O2 necesarios para la combustión, y con la ecuación de los gases perfectos se halla
el volumen de oxígeno:
1 mol de C8 H18 25/2 moles de O2
2 moles x
x = 25 moles de O2 para la combustión del octano presente en los 484g de benzina.

CUESTIÓN 3
1 mol de C9H20 14 moles de O2
2 moles y
y = 28 moles de O2 para la combustión de los 2 moles de nonano presentes en los 484 g de
benzina.
nT O2 = 25 + 28 = 53 moles totales
P · V = n · R · T
Sabiendo que las condiciones son normales:
P = 1 atm.
T = 273 K.
V O2 = (53 · 0,082 · 273) / 1 = 1186,45 L
V aire = (100 · 1186,45) / 20 = 5932,25 L de aire son necesarios
c) Las entalpías de combustión dadas, indican los KJ desprendidos por cada mol de
hidrocarburo quemado, como en los 484 g de benzina hay 2 moles de cada uno de los
hidrocarburos, el calor total desprendido será:
(2 moles C8 H18 · 5471 KJ/mol) + ( 2 moles C9H20 · 6120 KJ/mol) = 23182 KJ/mol benzina
DH benzina = -23182 KJ/mol

CATALUÑA / JUNIO 01. COU / QUÍMICA / TERMOQUIMICA / SERIE 2 / OPCIÓN
A / CUESTIÓN 4
4.- Las reacciones de combustión del metano (g), del hidrógeno (g) y del C (grafito),
presentan un valor de DDHº de –212,80; -68,32 y –94,05 Kcal·mol-1
, respectivamente:
a) Escriba y ajuste las ecuaciones químicas correspondientes.
b) Determine la entalpía de formación del metano gas.
Solución:
a) Toda combustión lleva consigo la formación de agua y dióxido de carbono.
CH4 + 2 O2 τ CO2 + 2 H2O
H2 + 1/2 O2 τ H2O
C + O2 τ CO2
b) La reacción de formación del metano a partir de los elementos que lo constituyen es:
C + 2 H2 τ CH4
Se puede llegar a ella combinando las ecuaciones anteriores, de las que se tienen datos
termodinámicos, y así, aplicando la ley de Hess, calcular el dato pedido.
- (CH4 + 2 O2 τ CO2 + 2 H2O) DHº (1)
2 · (H2 + 1/2 O2 τ H2O) DHº (2)
C + O2 τ CO2 DHº (3)
C + 2 H2 τ CH4
Es decir, se ha cambiado el sentido de la primera ecuación, multiplicado por 2 la segunda, y
no se ha variado la última. Lo mismo se hace con los valores de entalpía:
DHº formación = - DHº (1) + 2 · DHº (2) + DHº (3)
DHº = - (- 212,80) + 2· (-68,32) + (-94,05) = -17,89 Kcal / mol

CATALUÑA / JUNIO 01. COU / QUÍMICA / TERMOQUIMICA / SERIE 3 /
CUESTIÓN 3
3.- Al quemar 1,35 g de glucosa (C6H12O6) (s), a presión constante de 1 atm y 298 K, se
liberan 21,06 KJ en forma de calor.
a) Escriba la reacción de combustión de la glucosa.
b) Calcule la entalpía de la reacción en condiciones estándar, e indique si es exotérmica
o endotérmica.
c) La variación de entropía estándar par la reacción de combustión de un mol de glucosa
es 259 J / K. Justifique si la combustión de la glucosa en condiciones estándar es un
proceso espontáneo.
Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.
Solución.
a) Como en toda combustión, cuando la glucosa reacciona con oxígeno, se forman agua y
dióxido de carbono.
C6H12O6 + 6 O2 τ 6 CO2 + 6 H2O
b) Se determinan los moles contenidos en los 1,35 g de glucosa:
n glucosa = m / Mm = 1,35 / 180 = 7,5·10-3
moles
La entalpía de combustión es la energía desprendida al quemar 1 mol de compuesto en
presencia de oxígeno, luego para los moles que se tienen realmente:
Energía liberada = 21,06 / 7,5·10-3
= 2808 KJ / mol
DHº c glucosa = -2808 KJ / mol
Como es energía liberada, la reacción será exotérmica, y el signo de DHº combustión es
negativo.
c) DSº combustión = 259 J / mol · K = 0,259 KJ / mol · K
Para evaluar la espontaneidad de una reacción basta con conocer el signo de la energía libre
de Gibbs, definida como:
DGº = (-2808) - (298 · 0,259) = -2885,18 KJ / mol
Es un valor negativo, luego la reacción será espontánea.

5.- El clorato de potasio se descompone en cloruro de potasio y oxígeno. Las entalpías
estándar de formación del cloruro de potasio y el clorato de potasio a 25 °C son,
respectivamente, - 437 kJ mol-1
y -398 kJ · mol-1
.
a) Escribir la reacción correspondiente a la descomposición.
b) Calcular la variación de entalpía de la reacción e indicar si es exotérmica o
endotérmica.
c) Razonar cuál será el signo de la variación de entropía estándar de la reacción.
d) Justificar si la reacción será o no espontánea en condiciones estándar.
Solución:
a) KClO3 τ KCl + 3/2 O2 (descomposición térmica del clorato potásico)
b) Como los datos dados son entalpías de formación, se determina la entalpía pedida
directamente:
DHº = [ DHº (KCl) + 3/2 · DHº (O2) ] - DHº (KClO3) = (- 437 + 0) – (- 398) = - 39
kJ· mol-1
Como el resultado obtenido es negativo, la reacción será exotérmica y transcurre con
desprendimiento de energía.
c) La entropía es una función termodinámica de estado que mide el desorden del sistema.
Como en la reacción dada se pasa de un sólido a una mezcla de sólido y gas, el desorden
aumenta, luego la entropía será positiva: DSº > 0.
d) La expresión de la energía libre de Gibbs es la siguiente:
DGº = DHº - T· DSº
Como se tiene: DSº >0 y DHº < 0
Para T = 298 K: DGº < 0
Como la variación de energía libre es negativa, la reacción será espontánea en el sentido en
que está escrita (descomposición).

CATALUÑA / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / SERIE 5
OPCIÓN A
CUESTIÓN 2
2.- El dióxido de azufre es uno de los gases generados en la combustión de hidrocarburos
fósiles. Por reacción con oxígeno atmosférico puede transformarse en trióxido de azufre
gas.
SO2 (g) " 1/2 O2 (g) SO3 (g)
a) Si las entalpías estándar de formación del dióxido y trióxido de azufre son
respectivamente, -297 y -395 KJ / mol, calcular la variación de entalpía de esta reacción.
¿Es un proceso exo o endotérmico?
b) Calcular la variación de energía interna del proceso a 25 ºC.
c) Hallar la cantidad de calor intercambiada a presión constante cuando se forman 30 L
de trióxido de azufre medidos a 25 ºC y una atm.
Datos: R = 0,082 atm · L / (mol · K) = 8,31 J / (K · mol)
Solución
a) Se determina directamente la entalpía de reacción pedida, al ser los datos de entalpías de
formación:
DHºr = DHºf SO3 - (DHºf SO2) = -395 + 297 = - 98 KJ / mol.
Es un proceso exotérmico, pues se libera energía al medio.
b) La expresión que permite hallar la energía interna a partir de los datos disponibles es:
DH = DU + D(P · V)
O lo que es lo mismo, haciendo uso de la Ecuación de los Gases Perfectos:
DH = DU + R · T · Dn
Como Dn = 1 – (1 + 1/2) = -1/2
DU = -98 + 1/2 · 8,31 · 10-3
= -96,76 KJ / mol
c) Se recurre de nuevo, a la Ecuación de los Gases Perfectos, para hallar los moles de SO3
contenidos en los 30 L dados:
P · V = n· R · T
1 · 30 = n · 0,082 · 298
n = 1,22 moles

CATALUÑA / JUNIO 03. LOGSE / QUÍMICA / TERMOQUÍMICA / SERIE 5
Y ahora se halla la energía desprendida con estos moles:
1 mol 98 KJ
1,22 moles x
Luego:
x = 120,34 KJ se desprenderán.

CATALUÑA/JUNIO 98, COU/QUÍMICA/TERMOQUÍMICA/OPCIÓN B/ Nº 1
1.- Una de las reacciones más importantes en la industria química es la descomposición del
carbonato de calcio ( sólido ) en dióxido de carbono ( gas ) y óxido de calcio (sólido). Si el ∆S°
de la reacción es 159J·K-1
y las entalpías estándar de formación del carbonato de calcio,
dióxido de carbono y óxido de calcio son respectivamente:
-1.207 kJ⋅mol-1
, -393 kJ⋅mol-1
, y –635 kj⋅mol-1
a) Escribe la ecuación de la reacción. ( 0,25 ptos )
b) Calcula el valor de ∆H° de la reacción. ( 0,75 ptos )
c) Supón que ∆H° e ∆S° son constantes. Calcula la temperatura a partir de la cual la reacción
será espontanea. Justifica tu respuesta. ( 1pto )
Solución:
a) Ecuación química:
CaCO3 (s) " CaO (s) + CO2 ∆S° = 159 J/K
b) Teniendo en cuenta la relación siguiente podremos calcular ∆H° de la reacción:
∆H°reac = Σ∆H°f (productos) - Σ∆H°f (reactivos)
∆H°reac = - 635 - 393 - (-1207) = 179 kJ/mol
c) Sabiendo que en toda reacción espontanea se cumple que ∆G < 0 y teniendo en cuenta la relación ∆
G = ∆H° - T∆S, para que ∆G = 0 la temperatura tiene que ser:
Por lo tanto a partir de esta temperatura la reacción será espontánea
K
molKkJ
molkJ
S
H
T 126.1
·/10·159
/179
3
==
∆
∆
= −

Termoquimica

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