ejercicios termoquimica

1. 3ER
AÑO BACHILLERATO
Termoquímica Ciencias Biológicas - Química
1- Escriba las ecuaciones balanceadas que describen la formación de los compuestos siguientes a partir
de sus elementos en sus estados estándares y utilice los datos de bibliografía para obtener los calores
de formación de cada uno de ellos: a) NaHCO3(s); b) Fe3O4(s); c) CH3COOH(l); d) HI(g).
2- La reacción siguiente se conoce como reacción termita:
2 Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s)
Esta reacción, muy exotérmica, se utiliza para soldar unidades de gran masa, como hélices de los
grandes barcos. Utilizando los calores de formación tabulados, calcule ∆H para esta reacción.
3- Con los datos siguientes:
2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆H = -3120 kJ
C (s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -394 kJ
2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H = -572 kJ
Calcular el ∆H para: 2 C(s) + 3 H2(g) → C2H6(g).
4- Dadas las siguientes reacciones a 298 K:
2 ClF3(g) + 2 NH3(g) → N2(g) + 6 HF(g) + Cl2(g) ∆H = -1195.6 kJ
N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(l) ∆H = -622.4 kJ
4 NH3(g) + 3 O2(g) → 2 N2(g) + 6 H2O(l) ∆H = -1530.6 kJ
Calcule el ∆H para la reacción: 3 N2H4(l) + 4 ClF3(g) → 3 N2(g) + 12 HF(g) + 2 Cl2(g)
5- El escarabajo bombardero cuenta con glándulas en el abdomen que contienen hidroquinona y
peróxido de hidrógeno, las cuales reaccionan en presencia de enzimas cuando se ve amenazado,
formándose agua y quinona y liberando calor contra un depredador. La ecuación de reacción
que tiene lugar es: C6H4(OH)2 (ac) + H2O2 (ac) → C6H4O2 (ac) + 2 H2O (l)
Calcular la variación de entalpía de dicha reacción a partir de:
( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( )
6 4 2 2 6 4 2
2 2 2 2
2 2 2
kJC H O ac H g C H OH ac H= -177
Mol
kJ1H O ac H O l + O g H= -94,6
2 Mol
kJ33H g + O g 3H O l H= -858
2 Mol
+ → ∆
→ ∆
→ ∆
6- A partir de las entalpías de las reacciones siguientes:
( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( )
2 2
2 4
2 2 4
H g F g 2HF g H = -537 kJ
C s 2F g CF g H = -680 kJ
2C s +2H g C H g H = 52,3 kJ
+ → ∆
+ → ∆
→ ∆
Calcular el ∆H para la reacción: C2H4(g) + 6 F2(g) → 2 CF4(g) + 4 HF(g)

2. 7- Calcular el ∆H de formación del óxido de zinc (ZnO) a partir de los siguientes datos:
H2SO4 (ac) + Zn (s) → ZnSO4 (ac) + H2 (g) ∆H = -334,8 kJ/mol
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ∆H = -570,9 kJ
H2SO4 (ac) + ZnO (s) → ZnSO4 (ac) + H2O (l) ∆H = -211,1 kJ/mol
8- La acetona C3H6O se somete a una combustión completa:
a) Escribir e igualar la ecuación de combustión completa de la acetona.
b) Calcular el ∆Hº de combustión de la acetona sabiendo que:
º
2 2 3 6 f
º
2 2 2 f
º
2 2 f
1
3C(graf ) 3H (g) O (g) C H O(l) H 246,8 kJ
2
1
H (g) O (g) H O(l) H = -285,9 kJ
2
kJ
C(graf)+O (g) CO (g) H = -393,5
mol
+ + → ∆ = −
+ → ∆
→ ∆
c) Dibuje el diagrama entálpico para la combustión de la acetona y explique si es una
reacción exotérmica o endotérmica.
9- a) La acetona (CH3COCH3) es un solvente muy utilizado en el hogar, como disolvente del esmalte
para las uñas. Calcular el valor de la entalpía para la reacción:
( ) ( ) ( ) ( )2 2 3 3
13 C s + 3 H g O g CH COCH l
2
+ → conociendo los siguientes datos:
( )( )2f H O l
kJH 285,84
mol
∆ = − ( )( )2f CO g
kJH 393,13
mol
∆ = −
( ) ( ) ( ) ( )3 3 2 2 2
kJCH COCH l + 4 O g 3 CO g + 3 H O l H = -1786
mol
→ ∆
b) Clasificar el proceso en exotérmico o endotérmico y realizar el diagrama entálpico
correspondiente. Justifique.
10- El carbonato de magnesio (MgCO3(s)) es un sólido blanco que existe en la naturaleza como mineral.
El de alta pureza se utiliza como antiácido y como aditivo para la sal de mesa, para que escurra mejor.
Además, el carbonato de magnesio, más conocido comúnmente como “tiza”, es utilizado para secar
las manos en la escalada, gimnasia y halterofilia.
a) Escribir la ecuación de formación del carbonato de magnesio.
b) Calcular la entalpía de formación del carbonato de magnesio a partir de los siguientes datos:
( ) ( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( )
( ) ( ) ( )
3 2 2 2
2 2
2 2 2
2 MgCO s + 4 HCl ac 2 MgCl ac + 2 CO g 2 H O g H = -180,8 kJ
1 1 1
C graf + O (g) CO g H = -196,75 kJ
2 2 2
1
H g O g H O g
2
→ + ∆
→ ∆
+ →
( ) ( ) ( ) ( )2 2
kJH = -285,8
mol
kJMgCl ac + H g Mg s + 2 HCl ac H = 512,8
mol
∆
→ ∆

3. 11- Cuando se queman 2 moles de etano gas (C2H6) en oxígeno suficiente, se transfieren al entorno
3120 kJ. El º
f
H∆ del CO2(g) es de -394 kJ
mol
. Cuando se forman 2 moles de H2O (l) a partir de
H2 (g) y O2 (g) se transfieren al entorno 572 kJ.
a) Escribir las ecuaciones igualadas para cada proceso indicado.
b) Determinar la entalpía de formación del etano gas.
c) Realizar el diagrama entálpico para esta reacción explicando el signo del ∆H.
12- El calor de combustión de la fructosa, C6H12O6 es de –2812 kJ/mol. Si una manzana cuya masa es
de 120 g contiene 16 g de fructosa, ¿cuál es el contenido energético con el que la fructosa
contribuye a la manzana?
13- Una muestra de 2.20 g de quinona, C6H4O2, se quema en una bomba calorimétrica cuya capacidad
calorífica total es de 7,854 kJ/ºC. La temperatura del calorímetro ascendió de 23,44 ºC a 30,57 ºC.
¿Cuál es el calor de combustión por gramo de quinona? Cuál es el calor de combustión por mol de
quinona?
14- Bajo condiciones de volumen constante, el calor de combustión de la glucosa en 15,57 kJ/g. Una
muestra de 2,5 g de glucosa se quema en una bomba calorimétrica. La temperatura del calorímetro
se incrementó de 20,5 ºC a 23,5 ºC.
a) ¿Cuál es la capacidad calorífica total del calorímetro?
b) Si el calorímetro contenía 2,7kg de agua, ¿cuál es la capacidad calorífica del calorímetro seco?
c) ¿Qué aumento en la temperatura se puede esperar en este calorímetro si la muestra de glucosa se
quemó cuando el calorímetro contenía 2,0 kg de agua?
15- Los dos azúcares comunes, glucosa C6H12O6, y sacarosa C12H22O11, son carbohidratos. Sus calores
estándar de formación son: ∆Hº
f glucosa = -1260 kJ/mol y ∆Hº
f (sacarosa) = -2221 kJ/mol.
Utilizando estos datos y ∆Hº
f CO2(g) = -393,5 kJ/mol y ∆Hº
f H2O(l) = -285,85 kJ/mol, calcule
a) El calor molar de combustión a CO2(g) y H2O(l) para los dos azúcares.
b) El calor de combustión por gramo de cada azúcar.
c) ¿Cómo se comparan las respuestas de la parte b) con el valor energético promedio de los
carbohidratos de 4 kcal/g?
16- Una muestra de 1,10 g de sustancia de fórmula química (C6H4O2 (l)) se quema por combustión
completa en una bomba calorimétrica que contiene 200,0 g de agua y una capacidad calorífica total
de 175 J/ºC. La variación de temperatura es de 3,6 ºC.
a) Calcular el calor intercambiado en dicho proceso expresado en kJ/mol.
b) Realizar el diagrama entálpico correspondiente. Justifique si es una reacción
exotérmica o endotérmica.
17- En una bomba calorimétrica que contiene 2000 g de agua se quema naftaleno C10H8 generándose
74,2 kJ de calor. La temperatura del agua aumenta de 25ºC hasta 33ºC.
Dato: 2
3
H O
kJCe 4,18x10
g.ºC
−
=
a) Determinar la capacidad calorífica total.
b) Sabiendo que se quemaron 2,51 g de naftaleno, ¿cuál será el calor generado por mol de naftaleno?

4. 18- Cuando se queman 3,20 g de alcohol etílico en una bomba calorimétrica que contiene 3,50 x 103 g
de agua, la temperatura aumenta 5,52ºC. Si la capacidad calorífica del calorímetro vale 2550 J/ºC,
calcular el calor involucrado e indicar si la reacción es exotérmica o endotérmica. Justifique
19- Cuando se queman 3,16 g de ácido salicílico (C7H6O3) en una bomba calorimétrica que contiene
5,00 Kg de agua a 23,00 ºC, se absorben 69,3 KJ. Si la constante del calorímetro es 3612 J/ºC
a) Calcular la temperatura final.
b) Escribir la ecuación de combustión completa del ácido salicílico.
c) Calcular el ∆H/mol de compuesto.
20- Cuando se queman 3,00 g de ácido acético (CH3COOH (l)) en una bomba calorimétrica que
contiene 1,05 Kg de agua, la temperatura se eleva desde 19,5ºC hasta 27,0ºC.
En estas condiciones se desprenden 880 KJ/mol de CH3COOH (l)
a) Calcular el calor absorbido por la bomba y expresarlo en Joule.
b) Sabiendo que:
( )( )
( )( )
( )( )
3
2
2
º
f CH COOH l
º
f CO g
º
f H O l
kJH 487
mol
kJH 393,5
mol
kJH 285,840
mol
∆ = −
∆ = −
∆ = −
determinar el calor de combustión del ácido acético.
21- Una muestra de 1,435 g de naftaleno (C10H8) se quema en una bomba calorimétrica, la temperatura
del agua se eleva desde 20,17 ºC hasta 25,84 ºC. La masa del agua que rodea el calorímetro es 2,0 kg
y la capacidad calorífica de la bomba calorimétrica es 1,80 kJ
ºC
.
a) Escribir la ecuación igualada de combustión del naftaleno.
b) Calcular la entalpía para el proceso por mol de naftaleno en condiciones estándar.
c) Realizar el diagrama energético de la combustión y clasificar el proceso en exotérmico o
endotérmico.
22- En un laboratorio se tienen 562 g de maltosa (C12H22O11) que son quemados en una bomba
calorimétrica cuya constante es 2525 J
ºC
. Si el calor desprendido por esta combustión es de
2520 kJ
mol
y la temperatura del proceso asciende desde 15ºC hasta 62ºC:
a) Calcular la masa de agua colocada en la bomba.
b) Clasifique el proceso y realice el diagrama entálpico. Explique
c) Calcular el calor desprendido por mol de maltosa.
23- En una bomba calorimétrica que contiene 3700 g de agua se queman 17 g de maltosa C12H22O11.
Sabiendo que la temperatura aumentó desde 17 ºC hasta los 27ºC y que la
capacidad calorífica de dicha bomba es de 1545 J
ºC
.
a) Calcular el calor liberado por la bomba por mol de maltosa expresado en kJ.
b) Realice del diagrama entálpico correspondiente a esta combustión.
c) Calcular el calor liberado o absorbido en la formación de la maltosa si se queman 5,0 kg de ella.

5. 24- a) Calcular el ∆Hº de la reacción: K(g) + Cl(g) → K+(g) + Cl–(g) a partir de los siguientes datos:
KCl(s) → K+(g) + Cl–(g) ∆Hº = 718 KJ
2 KCl(s) → 2 K(s) + Cl2(g) ∆Hº = 872 KJ
2 K(s) + Cl2(g) → 2 K(g) + 2 Cl(g) ∆Hº = 422 KJ
b) Sabiendo que los Sº de formación en J/molK son:
Sº(K
+
(g)) = 200,0, Sº (K(g)) = 160,2 ; Sº(Cl(g)) = 165,2 y que el ∆Sº = 19,6 J/K, determinar:
i) el Sº de formación del Cl-(g)
ii) si la reacción es espontánea a 700 K
25- a) Calcular el ∆Hº de formación del VCl3(s) a partir de los siguientes datos a 25 º C
V(s) + 2 Cl2(g) → VCl4(l) ∆Hº = -569,4 kJ, ∆Sº = -120 J/K
VCl3(s) → VCl2(s) + ½ Cl2(g) ∆Hº = 128,9 kJ, ∆Sº = 11,5 J/ K
2 VCl3(s) → VCl2(s) + VCl4(l) ∆Hº = 140,2 kJ , ∆Sº = 54 J/K
b) Sabiendo además que los Sº de formación en J/mol K son:
Sº (V(s)) = 28,9, Sº (Cl2(g)) = 222,96, Sº (VCl2(s)) = 100,0, calcular el Sº del VCl4(l) y del VCl3(s).
c) Calcular ∆Gº y ∆G a 500 K de la ecuación: 2 VCl3(s) → VCl2(s) + VCl4(l) suponer que ∆H y ∆S no
varían con la temperatura.
26- Dada la reacción: 4 NH3(g) + 5 O2 (g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)
a) Determinar el ∆H de la reacción a partir de los siguientes datos:
( )( )
º
f NO g
kJH 90,37
mol
∆ = ( )( )2
º
f H O g
kcalH -57,85
mol
∆ =
( ) ( ) ( )2 2 3
kJ1 3N g H g NH g H = -46,19
2 2 mol
+ → ∆
b) Indique justificando si la reacción es espontánea a 25ºC sabiendo que:
( )3
º
NH g
JS 192,50
K.mol
∆ = ( )
º
NO g
JS 210,62
K.mol
∆ = ( )2
º
O g
JS 205,00
K.mol
=
( )2
º
H O g
JS 188,83
K.mol
∆ =
27- a) Calcular la entalpía de reacción para la tostación de la pirita, que transcurre según la reacción:
4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 8 SO2 (g) + 2 Fe2O3 (s)
teniendo en cuenta los siguientes datos:
2 H2S + Fe → FeS2 + 2 H2 ∆H = -35,50 kcal 8 Fe + 6 O2 → 4 Fe2O3 ∆H = -397 kcal
H2S + O2 → H2 + SO2 ∆H = -70,90 kcal
Exprese el resultado obtenido en kJ.
b) El desorden de la reacción, ¿aumenta, disminuye o permanece constante? Justifique.
Dato 2
º
FeS
JS 52,93
mol.K
=
c) La reacción ¿es espontánea a 25ºC? Justifique.