Este documento presenta 27 problemas de termoquímica relacionados con el cálculo de entalpías de reacciones químicas a partir de datos de calorimetría, tablas de entalpía de formación estándar, ley de Hess y energías de enlace. Los problemas cubren temas como cálculos de calor, entalpías de reacción, oxidación, combustión y formación de compuestos inorgánicos y orgánicos.

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1. El calor específico del cobre es 0.385 J/g·K. ¿Cuántos J de calor son necesarios para ele-
var la temperatura de un bloque de 1.42 kg de cobre de 25.0 a 88.5 ºC?
34.7 J
2. Cuando una muestra de 9.55 g de hidróxido de sodio sólido se disuelve en 100.0 g de agua
en un calorímetro, la temperatura aumenta de 23.6 ºC a 47.4 ºC. Calcular ∆H (en kJ/mol
NaOH) para el proceso de disolución suponiendo que el calor específico de la disolución
es la misma que la del agua pura (4.18 kJ/kg·ºC).
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)
-41.7 kJ/mol
3. Cuando 3.88 g de nitrato de amonio sólido se disuelven en 60.0 g de agua en un caloríme-
tro, la temperatura del agua desciende de 23.0 a 18.4 ºC. Calcular ∆H (en kJ/mol
NH4NO3) para el proceso de disolución suponiendo que el calor específico de la disolu-
ción es el mismo que el del agua pura (4.18 kJ/kg·ºC).
NH4NO3(s) → NH4
+(aq) + NO3
-
(aq)
+23.8 kJ/mol
4. La combustión completa de ácido acético, CH3COOH(l), para formar H2O(l) y CO2(g) a
presión constante produce 871.7 kJ de calor por mol de acético. a) Escribe una ecuación
termoquímica ajustada para esta reacción. b) Dibuja un diagrama entalpía de la reacción.
5. La descomposición del carbonato de cinc, ZnCO3(s), en óxido de zinc, ZnO(s), y CO2(g) a
presión constante requiere la adición de 71.5 kJ de calor por mol de ZnCO3. a) Escribe
una ecuación termoquímica ajustada para esta reacción. b) Dibuja un diagrama entalpía de
la reacción.
6. Considera la siguiente reacción:
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) ∆H = -1204 kJ
a) ¿Es esta reacción exotérmica o endotérmico?
b) Calcula la cantidad de calor liberada a presión constante cuando reaccionan 2.4 g de
Mg(s).
c) ¿Cuántos gramos de MgO se producen durante un cambio de entalpía 96.0 kJ?
d) ¿Cuántos kJ de calor se absorben cuando 7.50 g de MgO(s) se descomponen en Mg(s)
y O2(g) a presión constante?
59.5 kJ; 6.43 g; 112.0 kJ.
7. Considera la combustión del metanol líquido, CH3OH(l):
CH3OH(l) + 3/2 O2(g) → CO2 (g) + 2 H2O(l) ∆H = -726.5 kJ
a) ¿Cuál es la entalpía de la reacción contraria?
b) Ajusta la reacción con números enteros. ¿Cuál es ∆H para la reacción representada por
la ecuación?
c) ¿Qué reacción es más probable que esté termodinámicamente favorecida, la directa o la
inversa?
d) Si la reacción produjera H2O(g) en lugar de H2O(l), ¿se puede esperar que la magnitud
de ∆H aumente, disminuya o permanezca igual? Explicar.
726.5 kJ; -1453 kJ
8. Considerar la descomposición de benceno líquido, C6H6( l), en acetileno, C2H2(g):

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1/3 C6H6(l) → C2H2(g) ∆H = +210 kJ
a) ¿Cuál es la entalpía de la reacción contraria?
b) ¿Cuál es ∆H para la descomposición de 1 mol de benceno en acetileno?
c) ¿Qué reacción es más probable que esté termodinámicamente favorecida, la directa o la
inversa?
d) Si se consumiera C6H6(g) en lugar de C6H6(l), ¿se puede esperar que la magnitud de
∆H aumente, disminuya o permanezca igual? Explicar.
-210 kJ; +630 kJ;
9. Usa las tablas de entalpía de formación estándar para calcular la entalpía estándar de cada
una de las siguientes reacciones:
a) NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)
b) NH3(g) + HNO3(l) → NH4NO3(s)
c) MgCl2(s) + Ca(s) → Mg(s) + CaCl2(s)
d) FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)
e) Cl2(g) + I2(s) → 2 ICl(g)
f) NO(g) + O3(g) → N2(g) + O2(g)
g) Zn(s) + 2 HCl(g) → ZnCl2(s) + H2(g)
h) 3 C2H2(g) → C6H6(l)
i) 2 C2H5OH(l) + O2(g) → 2 CH3CHO(g) + 2 H2O(l)
-176.2 kJ; -145.6 kJ; -154.1 kJ; -11.0 kJ; 35.6 kJ; -234.0 kJ; -230.5 kJ; -633.1 kJ; -348.8
kJ
10. Calcula la entalpía de esta reacción: 3 H2(g) + O3(g) → 3 H2O(g), aplicando la ley de
Hess a las siguientes:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) ∆H = -483.6 kJ
3 O2(g) → 2 O3(g) ∆H = +284.6 kJ
-867.7 kJ
11. Calcula la entalpía de esta reacción: C2H4(g) + 6 F2(g) → 2 CF4(g) + 4 HF(g), aplican-
do la ley de Hess a las siguientes:
H2(g) + F2(g) → 2 HF(g) ∆H = -537 kJ
C(s) + 2 F2(g) → CF4(g) ∆H = -680 kJ
2 C(s) + 2 H2(g) → C2H4(g) ∆H = +52.3 kJ
-867.7 kJ
12. Calcula la entalpía de formación estándar del Mg(OH)2(s), a partir de los siguientes datos:
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) ∆H = -1203.6 kJ
Mg(OH)2(s) → MgO(s) + H2O(l) ∆H = +37.1 kJ
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) ∆H = -571.7 KJ
-2486.3 kJ
13. Calcula la entalpía de esta reacción: 2 NO2(g) → N2O4(g), aplicando la ley de Hess a las
siguientes:
N2(g) + 2 O2(g) → N2O4(g) ∆H = +9.2 kJ
N2(g) + 2 O2(g) → 2 NO2(g) ∆H = +33.2 kJ
-42.4 kJ

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14. Calcula la entalpía de esta reacción: C3H8(g) + 7/2 O2(g) → 3 CO(g) + 4 H2O(l), apli-
cando la ley de Hess a las siguientes:
C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(1) ∆H = -2219.9 kJ
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = - 283.0 kJ
-1370.0 kJ
15. Determina la entalpía de la oxidación del amoniaco: 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) +
6 H2O(1), a partir de los siguientes datos:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ∆H = - 99.22 kJ
N2 (g) + O2(g) → 2 NO(g) ∆H = +180.5 kJ
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(1) ∆H = - 571.6 kJ
-1155.36 kJ
16. Calcula la entalpía de esta reacción: BrCl(g) → Br(g) + Cl(g), usando los siguientes
datos:
Br2(l) → Br2(g) ∆H = +30.91 kJ
Br2(g) → 2 Br(g) ∆H = +192.9 kJ
Cl2(g) → 2 Cl(g) ∆H = +243.4 kJ
Br2(1) + Cl2(g) → 2 BrCl(g) ∆H = +29.2 kJ
-219.0 kJ
17. Las entalpías de combustión de H2, CO y CH3OH son -68 320, -67 410 y -170 900
cal/mol, respectivamente, quedando el agua en estado líquido. Con los datos adicionales
que se aportan, calcula la entalpía a 298 K de la reacción:
CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (l)
-33150 cal/mol
18. Dadas las reacciones siguientes, hallar la entalpía de formación del ácido acético:
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆Hº = -393.5 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hº = -285.8 kJ
CH3-COOH(l) + 2 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hº = -870.3 kJ
-488.3 kJ/mol
19. Con los datos siguientes, calcula la entalpía de formación del óxido de hierro(III):
Fe2O3 (s) + 3 C → 2 Fe (s) + 3 CO (g) ∆H1=+492.6 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H2=-393.51 kJ/mol
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆H3=-282.98 kJ/mol
-824.19 kJ/mol
20. Con los datos que siguen, hallar la entalpía para la reacción de formación del óxido de
hierro(II) a 1000 K:
FeO (s) + C (s) → Fe (s) + CO (g) ∆H1 = +155.80 kJ/mol
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H2 = -393.51 kJ/mol
CO (s) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ∆H3 = -282.98 kJ/mol
-266.33 kJ/mol
21. Con los siguientes datos, calcular ∆Hºf(CaC2):
CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 ∆Hº=-127.9 kJ/mol
Ca + ½ O2 → CaO ∆Hº=-635.1 kJ/mol

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CaO + H2O → Ca(OH)2 ∆Hº=-65.2 kJ/mol
∆Hºcombustión(C)=-393.5 kJ/mol; ∆Hºcombustión(C2H2)=-1299.6 kJ/mol.
-59.8 kJ/mol
22. Calcula la entalpía a 25 ºC de la reacción de formación del tricloruro de aluminio a partir
de los siguientes datos:
2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g); ∆Hº=-1066 kJ
H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g); ∆Hº=-185 kJ
HCl(g) → HCl(aq); ∆Hº=-73.4 kJ
AlCl3(s) →AlCl3(aq); ∆Hº=-326.9 kJ
-703.8 kJ/mol
23. Con los datos siguientes, calcula la entalpía a 25 ºC para la reacción:
C2H4 (g) + 6 F2 (g) = 2 CF4 (g) + 4 HF (g)
H2 (g) + F2 (g) → 2 HF (g) ∆H=-537 kJ
C (s) + 2 F2 (g) → CF4 (g) ∆H=-680 kJ
2 C (s) + 2 H2 (g) → C2H4 (g) ∆H=+52.3 kJ
-2486.3 kJ
24. Usa las tablas de entalpía de enlace para calcular la entalpía estándar de cada una de las
siguientes reacciones:
a) 2 NBr3(g) + 3 F2(g) → 2 NF3(g) + 3 Br2(g)
b) CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(g)
c) H2S(g) + 3 F2(g) → SF4(g) + 2 HF(g)
25. Calcule la variación de entalpía de reacción estándar de hidrogenación del acetileno
(C2H2) para formar etano:
a) A partir de las energías medias de enlace: (C-H)=414 kJ/mol; (H-H)=436
kJ/mol; (C–C)=347 kJ/mol; (C≡C)=837 kJ/mol.
b) A partir de las entalpías de formación estándar del etano, ΔH(C2H6)=− 85 kJ/mol;
y del acetileno, ΔH(C2H2)=227 kJ/mol .
26. A partir de los datos tabulados correspondientes a energías de enlace: (H-H)=436 kJ/mol;
(O=O)=498 kJ/mol; (O-H)= 464 kJ/mol
a) Calcule la entalpía de formación estándar del agua en estado gaseoso.
b) Compare el resultado obtenido por este método con el calculado a partir de sus
elementos (-247 kJ/mol), aportando una posible explicación de discrepancia, si la
hubiera.
27. a) Calcule la variación de entalpía de formación del amoniaco, a partir de los si-
guientes datos de energías de enlace: (H–H)=436 kJ/mol; (N–H)=389 kJ/mol;
(N≡N)=946 kJ/mol.
b) Calcule la variación de energía interna en la formación del amoniaco a la temperatura
de 25ºC.
Dato: R=8.31 J/K·mol.
28. Determine los valores de las entalpías de las siguientes reacciones:
a) H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)
b) CH2=CH2(g) + H2(g) → CH3-CH3(g)

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Datos: Energías medias de enlace: (H-H)=436 kJ/mol; (Cl−Cl)=243 kJ/mol; (C−H)=414
kJ/mol; (C=C)=611 kJ/mol; (H−Cl)=431 kJ/mol; (C−C)=347 kJ/mol.
29. Usando el resultado del problema 17, y con los datos adicionales que se aportan, la espon-
taneidad y la constante de equilibrio Kp a 298 K para la reacción:
CO (g) + 2 H2 (g) = CH3OH (l)
Datos: Sºf[CO(g)] = 197.9 J/mol·K; Sºf[H2(g)] = 130.6 J/mol·K; Sºf[CH3OH (l)] = 127.2
J/mol·K; 1 J = 0.24 cal; 1 cal = 4.18 J
30. Usando el resultado del problema 19, y con los datos siguientes, calcula la entropía de
formación, y la energía de Gibbs estándar del óxido de hierro(III). Datos: Sº(Fe2O3
(s))=87.40 J/K·mol; Sº(O2 (g))=205.04 J/K·mol; Sº(Fe (s))=27.30 J/K·mol.
31. Usando el resultado del problema 20, y con los datos siguientes, calcula la entropía, ener-
gía de Gibbs y constante Kp para la reacción de formación del óxido de hierro(II) a 1000
K:
Fe (s) O2 (g) FeO (s)
Sf (J/K·mol) 27.3 205.04 57.5
32. Calcular ∆Gº de la reacción:
CaO + H2O → Ca(OH)2 ∆Hº=-65.2 kJ/mol
Datos: Sºf(CaO)=38.1 J·K/mol; Sºf(Ca(OH)2)=83.4 J·K/mol; Sºf(H2O)=70.0 J·K/mol;
33. Dadas las reacciones:
3 C (s) + 4 H2 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆H=-555.2 kcal
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆H=-68.3 kcal
Calcular: a) entalpía de combustión del carbono, b) energía libre de Gibbs de esta reac-
ción a 30 ºC, c) constante de equilibrio de la misma. Datos: Sf(O2(g))= 49.0 cal/K·mol,
Sf(C(s))= 37.79 cal/K·mol, Sf(CO2(g))= 51.1 cal/K·mol.
34. Usando el resultado del problema 23, y con los datos siguientes, calcula la entropía, la
energía libre de Gibbs a 25 ºC y la temperatura a la que las especies estarían en equilibrio
para la reacción:
C2H4 (g) + 6 F2 (g) → 2 CF4 (g) + 4 HF (g)
Datos: Sº(C2H4 (g))=219.32 J/K·mol; Sº(F2 (g))=202.79 J/K·mol; Sº(CF4 (g))=261.45
J/K·mol; Sº(HF (g))=173.78 J/K·mol.