El documento trata sobre la termoquímica y contiene 17 preguntas y ejercicios relacionados con conceptos como el primer principio de la termodinámica, calor, trabajo, variación de energía interna, entalpía, calor de formación, energía de enlace y espontaneidad de las reacciones. Se proporcionan datos y ecuaciones para calcular magnitudes termodinámicas como variaciones de energía, entalpía y entropía en diversas reacciones químicas.

1. TERMOQUÍMICA.
Primer principio. Calor a presión y volumen constante.
1.-
a) Primer principio de la Termodinámica. b) Qv y Qp; relación entre ambas. 
2.-
En un recipiente cerrado a volumen constante tiene lugar una reacción química.
a) ¿Con qué variable termodinámica se identifica el calor intercambiado con el
entorno? b) ¿Cuál es el trabajo desarrollado por el sistema? 
3.-
Decide si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) En cualquier reacción química ∆U < ∆H.
b) El trabajo es una función de estado.
c) El valor de ∆H de un proceso depende de si éste se realiza a presión o a volumen
constante.
d) U y H son funciones de estado. 
4.-
Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor. Halla
la variación de energía interna del sistema. 
5.-
Al quemarse la gasolina en un cilindro del motor de un coche se liberan 120 kJ. Si el
trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50 kJ, calcula
cuánto valdrá la variación de energía interna del sistema. 
6.-
¿Qué variación de energía interna se produce al transformarse 100 g de agua a 25ºC
en vapor a 100ºC a la presión constante de 1 atm = 101300 Pa?
Datos: ce(agua) 4180 J·kg–1·ºC–1; Lv = 2257 kJ·kg- 1;
R = 8,31 J ·mol–1·K–1; d(agua) = 1000 kg · m–3. 
7.-
Quemamos 25 g de octano (líquido) a volumen constante a 25ºC desprendiéndose
1200 kJ. ¿Cuál será ∆U y ∆H en la combustión de 3 moles de octano a 25 ºC? 
8.-
Introducimos dos gases en un recipiente a presión constante. Al producirse la
reacción entre ambos se liberan 185 kJ, al tiempo que se realiza un trabajo del
entorno sobre el sistema de 100 kJ. ¿Cuánto variará la energía interna y la entalpía
del sistema. 
Calor de formación y de reacción.
9.-
Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se
desprenden 296,8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno 560
kJ. Con estos datos determina la variación de entalpía que se produce en el proceso:
2 H2S (g) + SO2 (g) → 2 H2O (l) + 3 S (s). 
10.- Dadas las entalpías estándar de formación: ∆Hof [CO (g)] = –110,5 kJ/mol;
∆Hof [CO2(g)] = –393,5 kJ/mol. Hallar la entalpía de la siguiente reacción:
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) 
11.- Calcula el calor de formación a presión constante del CH 3–COOH (l) (ácido acético) si
conoces que los calores de combustión del C (s), H 2 (g) y CH3–COOH) (l) son
respectivamente –393,13, –285,9 y –870,7 kJ/mol. 

2. 12.- Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes
calores de reacción:
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g); ∆H = –110,4 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l); ∆H = –285,5 kJ
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g); ∆H = –283,0 kJ
HCOOH(l) + ½O2 (g) → H2O(l) + CO2(g); ∆H = –259,6 kJ 
13.- Calcula el calor de formación a presión constante del metano (g) (CH 4) a partir de los
calores de combustión del C (s), H 2 (g) y CH4 (g) cuyos valores son respectivamente
-393,5, - 285,9 y -890,4 kJ/mol. 
14.- Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación
del amoniaco: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 6 H2O (g) + 4 NO (g). Calcular ∆H0reacción. Datos:
∆H0f (kJ/mol): NH3: –46,2; H2O: –241,8; NO: +90,4  (pasctr)
15.- En una fábrica de cemento es necesario aportar al horno 3300 kJ por cada kilogramo
de producto. La energía se obtiene por combustión de gas natural (que se
considerará metano puro) con aire. Se pide: a) Formule y ajuste la reacción de
combustión del gas natural. b) Determine el calor de la combustión completa del gas
natural c) Calcule, por tonelada de cemento producido, la cantidad necesaria del gas
natural expresada en kg. d) ¿Cuantos metros cúbicos de aire medidos a 1atm y 25ºC
serán necesarios para la combustión completa de la cantidad de gas natural del
apartado e) Considere que la combustión del gas natural se realiza en condiciones
estándar y que el aire contiene un 21% en volumen de oxigeno. ∆Hºf : metano: –
74,8kJ/mol; CO2: –393,5kJ/mol y H2O: –285,8kJ/mol R = 0,082 atm l/mol K ; Masas
atómicas: C=12, H=1, O=16. (Ejercicio de Selectividad. Madrid Septiembre 1998). 
16.- a) Formule la reacción de formación del etanol. b) Calcule la entalpía de formación
del etanol en condiciones estándar, sabiendo que la entalpía de combustión del
etanol es –29,69 kJ/g, la entalpía de formación del dióxido de carbono es –393,34
kJ/mol y la entalpía de formación del agua líquida es –285 kJ/mol c) Interprete el
resultado numérico obtenido en cuanto a su signo. Masas atómicas: C=12, H=1,
O=16. (Ejercicio de Selectividad. Madrid Previo 1998) 
17.- Calcule a) El calor de hidratación de la cal viva. b) El calor desprendido cuando se
apaga, añadiendo suficiente cantidad de agua, una tonelada de cal viva. DATOS: ∆Hf
H2O(l) = -285,5 kJ/mol; ∆Hf CaO(s) = -634,9 kJ/mol; ∆Hf Ca(OH)2= -985,6 kJ/mol.
Masas atómicas Ca = 40; O = 16. (Ejercicio de Selectividad. Madrid Septiembre
1997). 
Energía de enlace.
18.- a) Define la magnitud denominada energía de enlace. b) ¿Cuál es la unidad
internacional en que se mide la energía de enlace? c) ¿Cómo se puede calcular la
entalpía de una reacción determinada si disponemos de una tabla de valores de
energía de enlace? d) ¿Cómo se explica que la entalpía de enlace C=C no alcance el
doble del valor de la entalpía del enlace C–C? (Cuestión Selectividad Madrid Previo
2000) 

3. Energías medias de enlace (kJ/mol)
Enlace
Energía
Enlace
Energía
H–H
436
C=C
610
C–H
415
C=N
615
C–C
347
C–N
285
C–O
352
O=O
494
19.- Determina la entalpía normal de formación del metano, con lo siguientes datos:
∆H0sublimación [C(g)] =716,7 kJ/mol; Eenlace [H–H] = 436,4 kJ/mol; Eenlace [C–H] =
415,3 kJ/mol. 
20.- Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno para formar etano, según la reacción:
CH2=CH2 + H2 → CH3–CH3 a partir de los datos de la tabla adjunta. 
21.- A partir de las energías de enlace (E e) (C-H) = 415,3 kJ/mol; (Cl- Cl) = 243,8 kJ/mol;
(C- Cl) = 327,8 kJ/mol; y (Cl-H) = 432,4 kJ/mol, determinar la entalpía normal de
reacción del proceso: CH4(g)+ Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) 
22.- A 25ºC y 1 atmósfera de presión, el calor de formación del bromuro de hidrógeno es
de 36,2 kJ/mol. Calcule el calor de disociación del HBr en sus átomos constituyentes
sabiendo que en las condiciones señaladas, los calores de disociación del H 2 (g) y del
Br2 (g) son respectivamente, 435,6 y 193,28 kJ/mol. (Ejercicio de Selectividad. Madrid
Previo 1997). 
23.- El proceso Deacon para la obtención de cloro gaseoso se basa en hacer reaccionar
cloruro de hidrógeno y oxígeno gaseosos. a) Formula la ecuación ajustada, sabiendo
que además de cloros se obtiene también vapor de agua; b) determina la variación
de entalpía por mol de cloro formado, interpretando el resultado obtenido, a partir de
los valores siguientes de las energías de enlace: Entalpía de enlace H–Cl: 432
kJ·mol–l; O=O: 499 kJ·mol–l; Cl–Cl: 243 kJ·mol –l; O–H: 460 kJ·mol–l. Ejercicio de
Selectividad. Madrid Reserva 1998. 
Entropía y energía libre.
24.- Determina la variación de entalpía y de entropía para la combustión del etanol. Datos:
∆Hf0(kJ/mol): etanol(l) = -277,7; CO2(g) = -393,5; H2O(l) = -285,8; S0(J·mol- 1·K- 1):
etanol = 160,7 ; CO2 (g) = 213,6; O2(g) = 205; H2O(l) = 69,9. 
25.- Indica si la reacción de combustión del acetileno es espontánea a 25 ºC. Datos:
∆Gf0[C2H2(g)] = 209,9 kJ/mol: ∆Gf0[O2(g)] = 0 kJ/mol; ∆Gf0[CO2(g)] = - 394,4 kJ/mol;
∆Gf0[H2O(l)] = –237,2 kJ/mol. 
26.- Determina la variación de entropía en la reacción: H 2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l). Datos:
S0[H2(g)] = 130,7 J/molK; S0[O2(g)] = 204,8 J/molK; S0[H2O(l)] = 69,8 J/molK. 

4. 27.- Calcular la temperatura de equilibrio ( ∆G0 = 0) para la reacción: 2 SO3 Á 2 SO2 (g) + O2
(g): Datos: ∆H0f (kJ/mol): SO3: –395,8; SO2: –296,4; S0 (J/mol·K): SO3 (g): 256,2; SO2
(g): 248,5; O2 (g): 204,8.  (pasctr)
Espontaneidad de las reacciones químicas.
28.- Una reacción exotérmica con aumento del desorden (entropía) será: a) siempre
espontánea; b) no espontánea; c) espontánea en algunos casos dependiendo de la
temperatura. Justifica la respuesta.  (PPT)
29.- Razona en qué condiciones son espontáneos los siguientes procesos: a) ∆H>0 y
∆S>0; b) ∆H>0 y ∆S<0; c) ∆H<0 y ∆S>0; d) ∆H<0 y ∆S<0. 
30.- ¿Todas las reacciones exotérmicas son espontáneas? ¿Puede ser negativa la
variación de entropía en una reacción espontánea? ¿Un sistema termodinámico
puede tener entropía nula? Razona las respuestas. 
31.- De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atm de presión, decide: a) Las
que son espontáneas a todas las temperaturas. b) Las que son espontáneas a bajas
temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas. c) Las que son espontáneas a
altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas. (Cuestión Selectividad
Madrid, Septiembre 1997) 
∆H (kJ)
(1) ½ H2 (g) + ½ I2(s) → HI (g)
∆S (kJ/K)
25,94
34,63 · 10-2
(2)
2 NO2(g) → N2O4
–58,16
–73,77 · 10-2
(3)
S(s) + H2(g) → H2S
–16,73
18,19 · 10-2
32.- Dadas tres reacciones espontáneas cualquiera. Razone: a) Cual es el signo de ∆G
para cada una. b) Qué datos seria preciso conocer para saber si al producirse las
reacciones, aumenta el grado de desorden y cual de ellas transcurriría a mayor
velocidad. 
33.- Determine la energía libre de Gibbs
a 25ºC para la reacción de
combustión de1 mol de monóxido CO2(g)
de carbono, e indique si es o no un CO(g)
proceso espontáneo. (Cuestión O2(g)
Selectividad Madrid Junio 1999) 
34.- Consultando una tabla de datos
termodinámicos a 298 K, encontramos
los siguientes valores: Justifique si
para dicha temperatura las siguientes
proposiciones son verdaderas o falsas: NO(g)
a) La formación de NO a partir de
nitrógeno y oxígeno en condiciones NO (g)
2
∆H0f (kJ·mol–1)
–393,5
–110,5
S0(J·mol–1·K–1)
213,6
197,9
205,0
∆H (kJ·mol–1)
∆G (kJ·mol–1)
90,25
86,57
33,18
51,30
0
f
0
f

5. estándar, es un proceso endotérmico. b) El NO es una sustancia más estable que el
NO2. c) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO 2 es
exotérmica. d) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO 2 es
espontánea. (Cuestión Selectividad Madrid Septiembre 1999). 
35.- a) Las energías de los enlaces C-C, C=C y C ≡C son, respectivamente 347,0; 611,0 y
833,0 kJ/ mol. Justifique el por qué de estas diferencias. b) Si la energía libre de
Gibbs de formación del carbono (grafito) es nula y la del carbono (diamante) vale 2,87
kJ·mol-1 a 1 atm y 25ºC, razone si puede convertirse el grafito en diamante en esas
condiciones. (Ejercicio de Selectividad. Madrid Septiembre 1998). 

6. SOLUCIONES (Termoquímica)
1.-

a) ∆U = Q + W
b) Si V = cte W = 0 ⇒ QV = ∆U
Si p = cte ⇒ W = – p ·∆V ⇒ ∆U = – p ·∆V
U2 – U1 = QP – p · (V2 – V1)
QP + U1 + p ·V1 = U2 + p ·V2
Su definimos como H(entalpía) = U + p · V la expresión quedará: QP + H1 = H2
QP = ∆H
QP = QV + p · ∆V
2.-
o también: QP = QV + ∆ n · R · T

a) Con la energía interna U: el calor intercambiado coincidirá con la variación de energía
interna ∆U.
b) Si V es constante el trabajo será nulo.
3.-

a) Falso, pues depende del signo que tenga el trabajo.
b) Falso.
c) Falso, pues H si es función de estado.
d) Verdadero.
4.-

∆U = Q + W = 80 J + (–150 J) = –70 J
5.-

∆U = Q + W = –120 J + (–50 J) = –170 J
6.-

Q1 = m · ce · ∆T = 0,100 kg · 4180 J·kg–1·ºC–1 · 75ºC = 31350 J
Q2 = m · LV = 0,100 kg · 2257 kJ·kg–1 = 225700 J
Q = Q1 + Q2 = 31350 J + 225700 J = 257050 J
m 0,1 kg
V1 =  =  = 10–4 m3
d 1000 kg · m3
m ·R ·T 0,1 kg·8,31 J·mol–1·K–1·373 K
V2 =  =  = 0,17 m3
M·p
0,018 kg · mol–1 · 101300 Pa
∆V = V2 – V1 = 0,17 m3 – 10–4 m3 = 0,17 m3
W = –101300 Pa · 0,17 m3 = –17220 J
∆U = Q + W = 257000 J + (–17220 J) = 239800 J
7.-
es decir:

M(C8H18) = 114 g/mol

7. 25 g
3·114 g
 =  ⇒ Q = 16416 kJ
1200 kJ
Q
∆U = QV = –16416 kJ
Combustión: C8H18(l) + 25/2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(l)
∆n = 8 – 25/2 = –4,5 mol de gases por cada mol de octano. Como se queman 3 moles de octano,
∆n = 3·(–4,5 mol) = –13,5 mol
∆H = ∆U + ∆n·R·T = –16416 kJ –13,5 mol·8,31 J·mol·K–1·298 K
∆H = –16449 kJ
8.-

∆H = QP = –185 kJ
∆U = Q + W = ∆H + W = –185 kJ + 100 kJ = –85 kJ
9.-

(1) S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ; ∆H = –296,9 kJ
(2) H2S (g) + 3/2 O2 (g) → SO2 (g) + H2O (l) ;
∆H = –560 kJ
La reacción: 2 H2S (g) + SO2 (g) → 2 H2O (l) + 3 S (s)
puede considerarse como: 2·(2) – 3·(1)
por lo que:
∆H = 2·(–560 kJ) – 3·(–296,9 kJ) = –229,3 kJ
10.- 
∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react)
∆H = –393,5 kJ – (–110,5kJ) = –283 kJ
11.- 
(1) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ; ∆H = –393.13 kJ
(2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ;
∆H = –285,9 kJ
(3) CH3–COOH (l) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l);
∆H = –870,7 kJ
La reacción de formación:
2 C(s) + 2 H2(g) + O2(g) → CH3–COOH(l) puede considerarse como: 2·(1) + 2·(2) – (3)
∆H = 2·(–393.13 kJ) + 2·(–285,9 kJ) – (–870,7 kJ)
∆Hf = –487,36 kJ/mol
12.- 
(1) C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ;
∆H = –110,4 kJ
(2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ;
∆H = –285,5 kJ
(3) CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g);
∆H = –283,0 kJ
(4) HCOOH(l) + ½ O2 (g) → H2O(l) + CO2(g); ∆H = –259,6 kJ

8. La reacción de formación: C(s) + H2(g) + O2(g) → HCOOH(l) puede considerarse como: (1) +
(2) + (3) – (4)
∆H = –110,4 kJ + (–285,5 kJ) + (–283,0 kJ) – (–259,6 kJ)
∆Hf = –419,3 kJ/mol
13.- 
(1) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ; ∆H = –393.5 kJ
(2) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ;
∆H = –285,9 kJ
(3) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l); ∆H = –890,4 kJ
La reacción de formación: C(s) + 2 H2(g) → CH4 (g)
puede considerarse como: (1) + 2·(2) – (3)
∆H = –393,5 kJ) + 2·(–285,9 kJ) – (–890,4 kJ)
∆Hf = –74,9 kJ/mol
14.- 
∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react) = 6·(–241,8 kJ) + 4·90,4 kJ – 4·(–46,2 kJ)
∆H = –904,4 kJ
15.- 
a) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)
b) ∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react) = –393,5kJ + 2·(–285,8kJ) – (–74,8 kJ) =
–890,3 kJ;
∆Hcomb = –890,3 kJ/mol
c) 3300 kJ 1000 kg mol 0,016 kg
 ·  ·  ·  = 59,3 kg
kg
ton
890,3 kJ mol
d)
mol(CH4) 2 mol(O2)
59,3 kg ·  ·  = 7412,5 mol O2
0,016 kg mol(CH4)
n·R·T 7412,5 · 0,082 · 298
V(O2) =  =  = 1,811·105 L O2
p
1
100
V(aire) = 1,811·105 L ·  = 8,625 · 105 L aire
21
16.- 
a) (1) 2 C(s) + ½ O2(g) + 3 H2(g)→ C2H5OH(l); ∆Hf = ?
b) (2) C2H5OH(l) + 3 O2(g)→ 2 CO2(g) + 3 H2O(l); ∆H = –1366 kJ (29,69kJ/g x 46 g/mol)
(3) C(s) + O2(g) → CO2(g); ∆H = –393,34 kJ
(4) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); ∆H = –285 kJ
(1) = 2·(3) + 3·(4) – (2)
∆Hf = 2·(–393,34 kJ) + 3·(–285 kJ) –(–1366 kJ) = –275,7 kJ

9. c) Al ser negativo el calor de formación, dicha reacción es exotérmica.
17.- 
a) (1) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); ∆H = –285,5 kJ
(2) Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s); ∆H = –634,9 kJ
(3) Ca(s) + H2(g) + O2(g) → Ca(OH)2 ; ∆H = –985,6 kJ
La reacción: CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2 ; ∆H = ?
puede expresarse como: (3) – (2) – (1)
∆H = –985,6 kJ – (–634,9 kJ) – (–285,5 kJ) = – 65,2 kJ
∆Hhidratación = –65,2 kJ/mol
b) 65,2 kJ mol 106 g
 ·  ·  = 1,164·106 kJ/ton
mol
56 g
ton
18.- 
a) “Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso”.
b) El J/mol, aunque al tratarse de una unidad demasiado pequeña suele utilizarse su múltiplo el
kJ/mol.
c) ∆H0 = Σ Ee(enl. rotos) – Σ Ee(enl. formados)
d) Porque el doble enlace está formado por un enlace “σ” y otro “π”, siendo éste último más
débil que el primero por tratarse de un solapamiento lateral. (se verá en la unidad 6)
19.- 
(1) C (s) → C (g) ;
∆Hsubl = 716,7 kJ
(2) CH4 (g) → C (g) + 4 H (g); 4·Eenlace[C–H] = 1661,2 kJ
(3) H2 (g) → 2 H (g);
Eenlace[H–H] = 436,4 kJ
La reacción de formación: C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
puede considerarse como: (1) – (2) + 2·(3)
∆Hf = 716,7 kJ – 1661,2 kJ + 2·(436,4 kJ)
∆Hf = –71,7 kJ/mol
20.- 
CH2=CH2 + H2 → CH3–CH3
∆H0 = Σ Ee(enl. rotos) – Σ Ee(enl. formados) =
1·Ee(C=C) + 1·Ee(H–H) – 1·Ee(C–C) – 2·Ee(C–H) =
610 kJ + 436 kJ – 347 kJ – 2·415 kJ = –131 kJ
21.- 
∆H0 = Σ Ee(enl. rotos) – Σ Ee(enl. formados) =
1·Ee(C–H) + 1·Ee(Cl–Cl) – 1·Ee(C–Cl) – 1·Ee(Cl–H) =
415,3 kJ + 243,8 kJ – 327,8 kJ – 432,4 kJ = –101,1 kJ
22.- 
R. formación: ½ H2(g) + ½ Br2(g) → HBr(g) ; ∆Hf0 = 36,2 kJ
∆H0 = Σ Ee(enl. rotos) – Σ Ee(enl. formados) =
36,2 kJ = ½ · Ee(H–H) + ½ · Ee(Br–Br) – 1·Ee(H–Br)
Ee(H–Br) = ½ · 435,6 kJ + ½ · 193,3 kJ – 36,2 kJ

10. ∆Hdis0 (H–Br) = 278,3 kJ/mol
23.- 
a) 2 HCl(g) + ½ O2(g) → Cl2(g) + H2O(g); ∆H = ?
b) ∆H = Σ Ee(enl. rotos) – Σ Ee(enl. formados) =
= 2 · Ee(H–Cl) + ½ · Ee(O=O) – 1·Ee(Cl–Cl) – 2 · Ee(H–O)
= 2 · 432 kJ + ½ · 499 kJ – 243 kJ – 2 · 460 kJ = –49,5 kJ
24.- 
C2H5OH(l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l);
∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react) =
= 2·(–393,5 kJ) + 3·(–285,8 kJ) – (–277,7 kJ) = –1366,7 kJ;
∆Hcomb(etanol) = –1366,7 kJ/mol
∆S0 = Σ np· S0productos – Σ nr· S0reactivos =
= 2·213,6 J·K–1 + 3·69,9 J·K–1 – (160, 7 J·K–1 + 3·205 J·K–1) = –138,8 J·K–1
∆Scomb(etanol) = –138,8 J·mol–1·K–1
25.- 
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2 CO2(g) + H2O(l)
∆G0 = Σ np∆Gf0 (productos)– Σ nr∆Gf0(reactivos) =
2·(–394,4 kJ) + (–273,2 kJ) – 209,9 kJ = –1271,9 kJ
∆Gcomb0(acetileno) = –1271,9 kJ/mol
26.- 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)
∆S0 = Σ np· S0(productos) – Σ nr · S0(reactivos) =
69,8 J/K –(130,7 J/K + ½ · 204,8 J/K) = –163,3 J/K
∆S0(agua líquida) = –163,3 J· mol–1·K–1.
27.- 
2 SO3 Á 2 SO2 (g) + O2 (g)
∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react) = 2·(–296,4 kJ) – 2·(–395,8 kJ) = 198,8 kJ;
∆S0 = Σ np· S0productos – Σ nr· S0reactivos =
= 2·248,5 J·K–1 + 204,8 J·K–1 – (2·256,2 J·K–1) = 189,4 J·K–1
∆G = ∆H – T· ∆S ; 0 = 198800 J – T· 189,4 J·K–1
⇒
Τ = 1050 K
28.- 
La respuesta correcta es la a) pues “∆S” es positivo (aumento del desorden) con lo que el
término “–T·∆S” será negativo ya que “T” es siempre positivo; como “∆H” es negativo
(exotérmica), ambos términos serán negativos y “∆G” será negativo siempre y la reacción será
espontánea.
29.- 
a) Sólo será espontánea (∆G<0) a “T” altas para que el término “–T·∆S” sea negativo y con
un valor absoluto mayor que el de “∆H”.

11. b) No será espontánea nunca pues ambos términos son positivos.
c) Será siempre espontánea, pues ambos términos serán siempre negativos.
d) Sólo será espontánea a “T” bajas para que el término “–T·∆S” sea positivo y con un valor
absoluto menor que el de “∆H”.
30.- 
No, pues si ∆S<o y T es lo suficientemente alto el término “–T·∆S” será positivo y si es mayor
que el valor absoluto de “∆H”, “∆G” será positivo, y por consiguiente, no espontánea.
Un sistema termodinámico tiene siempre entropía positiva, pues entropía nula significaría
ausencia total de desorden y tal situación sólo es factible a 0K, temperatura inalcanzable según
el tercer principio de la Termodinámica
31.- 
a) Sólo la reacción (3) es espontánea a todas las temperaturas pues tanto “∆H” como “–T·∆S”
son negativos, y por tanto, ∆G = ∆H –T·∆S es también negativo.
b) La reacción (2) es espontánea a “T” bajas, siempre que |∆H| > |–T·∆S| con lo que ∆G<0.
c) La reacción (1) es espontánea a “T” altas, siempre que |-T·∆S| sea mayor que |∆H| con lo
que ∆G<0.
32.- 
a) En todos los casos ∆G < 0
b) Sería necesario conocer la entropía de reactivos y productos, de manera que si ∆S = Σ np·
Sproductos – Σ nr· Sreactivos > 0 significaría que aumentaría el grado de desorden. Para conocer qué
reacción va más rápida necesitaríamos conocer la constante de velocidad de cada reacción
que depende de la energía de activación y de la temperatura, así como de la ecuación de
velocidad (órdenes de reacción) y las concentraciones de los reactivos que aparezcan en
dicha ecuación de velocidad. (Esta última pregunta corresponde a la unidad 3: Cinética
Química).
33.- 
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g)
∆H = Σ np·∆Hf(prod) – Σ nr·∆Hf(react) = –393,5 kJ – (–110,5 kJ) = –283 kJ
∆S0 = Σ np· S0productos – Σ nr· S0reactivos =
= 213,6 J·K–1 – (197,9 J·K–1 + ½ (205,0 J·K–1) = –86,8 J·K–1
∆G = ∆H – T· ∆S ; 0 = –283 kJ – 298 K·(–86,8 J·K–1) = –257,1 kJ,
luego se trata de una reacción espontánea.
34.- 
a) VERDADERO, ya que ∆Hf0 = 90,25 kJ/mol > 0
b) FALSO, pues la reacción NO + ½ O 2 → NO2 tiene ∆G = 51,30 kJ –86,57 kJ < 0, y por
tanto el NO reacciona espontáneamente con el oxígeno del aire para dar NO2, lo que
significa que este último es más estable.
c) VERDADERO, ya que ∆H = 33,18 kJ – 90,25 kJ < 0.

12. d) VERDADERO, pues la reacción NO + ½ O 2 → NO2 tiene ∆G = 51,30 kJ – 86,57 kJ < 0, y
por tanto el No reacciona espontáneamente con el oxígeno para dar NO2.
35.- 
a) A mayor número de enlaces entre los átomos de carbono es lógico que sea más difícil
separarlos, y que por tanto, la energía del enlace triple sea mayor que la del enlace doble y
que la de esta última sea mayor que la del enlace sencillo. Sin embargo, puede apreciarse
que la energía del enlace doble no es el doble que la del enlace sencillo; esto es debido a
que el enlace doble está formado por un enlace “σ” y otro “π” siendo este último más débil.
Igualmente, la energía del enlace triple es bastante inferior al triple de la del enlace sencillo
al estar formado por un enlace“σ” y dos enlaces “π”.
b) C(grafito) → C(diamante) ∆G = 2,87 kJ – 0 > 0, luego la reacción no es espontánea.
Soluciones a los ejercicios de los apuntes:
A.- 
p = d × g × h ⇒ 1 atm = 13546 kg × m −3 × 9,8 m × s −2 × 0, 76 m = 100890 kg × m −1 × s −2
R = 0, 082
B.-
atm × l
100900 kg × m −1 × s −2 × 10−3 m3
= 0, 082
= 8, 3 J × mol -1 × K -1
mol × K
mol × K

(1) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
(2) C(s) + O2(g) → CO2(g)
(3) 4 C(s) + 5 H2(g) → C4H10(g)
∆H10 = –285,8 kJ
∆H20 = –393,5 kJ
∆H30 = –124,7 kJ
(4) C4H10(g) +13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5H2O(l) ; ∆H0=?
Aplicando la ley de Hess:
(4) = 4 x (2) + 5 x (1) – (3) 4 C(s) + 4 O2(g) + 5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g) →
4 CO2(g) + 5 H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)
∆H0 = 4 x (–393,5 kJ) + 5 x (–285,8 kJ) –1 x (–124,7 kJ) = –2878,3 kJ

La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado
normal es:
C.-
(4) 2 C(s) + 2 H2(g) → C2H4(g)
(4) se puede expresar como 2 x (2) + 2 x (1) – (3)
luego ∆H40 = 2 x ∆H20 + 2 x ∆H10 – ∆H30 =
= 2 x (–393,13 kJ) + 2 x (–285,8 kJ) – (–1422 kJ) = 64,14 kJ
es decir, como en la reacción se ha formado 1 mol de eteno:

13. ∆Hf0 (eteno ) = 64, 14 kJ × mol −1
Se trata, pues, de una reacción endotérmica.
D.-

Las reacciones de combustión son, respectivamente:
(1) C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O ; ∆H1 = –2815 kJ
(2) C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O ; ∆H2 = –1372 kJ
La reacción de fermentación de la glucosa es:
(3) C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2 ; ∆H3 = ?
(3) puede expresarse como (1) – 2x (2), luego:
∆H3 = ∆H1 – 2 x ∆H2 = –2815 kJ – 2x(– 1372 kJ) = –71 kJ
y la reacción es exotérmica.
E.-

La reacción es: C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O
Enlaces rotos:
8 C–H, 2 C–C y 5 O=O
Enlaces formados: 6 C=O y 8 O–H
∆H0 = Σ Ee(enl. rotos) – Σ Ee(enl. formados)
∆H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]
= 8 x 413 kJ + 2 x 347 kJ + 5 x 499 kJ – (6 x 745 kJ + 8 x 460 kJ) = –1657 kJ
0
∆Hcomb (C3H8 ) = −1657 kJ × mol −1
F.-

∆H0 = 2 mol x (–45,98 kJ/mol) = –91,96 kJ
∆S0 = Σ np· S0productos – Σ nr· S0reactivos= 2 S0(NH3) – [S0(N2) + 3 S0(H2)] =
2 mol x (192 J/mol·K) – [1 mol x (191 J/mol·K) + 3 mol x (131 J/mol·K)] = –200 J/K
= –0,200 kJ / K
∆G0 = ∆H0 – T x ∆S0 = –91,96 kJ –[298 K x (–0,200 kJ/K)] = –32,36 kJ
luego será espontánea