El documento presenta una serie de ejercicios relacionados con la termoquímica, donde se deben calcular cambios de entalpía y otras propiedades termodinámicas en diversas reacciones químicas. Cada ejercicio implica la determinación de si las reacciones son exotérmicas o endotérmicas, y se utilizan datos de entalpía de formación para realizar los cálculos. Los ejemplos abarcan desde la obtención de compuestos como metanol y ácido acético hasta la combustión de hidrocarburos y explosiones de compuestos, reflejando la aplicación práctica de la termoquímica.

1. EXERCICIS DE SELECTIVITAT DE TERMOQUÍMICA
(D) Junio 2001: El etano puede obtenerse por hidrogenación del eteno a partir de la reacción:
CH2 = CH2 (g) + H2 (g)  CH3 – CH3 (g) ∆ Hº = - 137 kJ/mol.
Calcule la energía del enlace C=C teniendo en cuenta que las energías de los enlaces C-C , H-H y
CH son respectivamente 346, 391 y 413 kJ/mol.
(B i C) Septiembre 2001. El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono e
hidrógeno de acuerdo con la reacción:
CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (g)
Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:
(1) CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) ∆H1 = - 283,0 kJ
(2) CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆H2 = - 764,4 kJ
(3) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g) ∆H3 = - 285,8 kJ
Calcule:
a) El cambio de entalpía para la reacción de obtención de metanol a partir de CO(g) y H2 (g),
indicando si la reacción absorbe o cede calor.
b) ¿Qué cantidad de energía en forma de calor absorberá o cederá la síntesis de 1 kg de metanol?.
(A i C) Junio 2002: El ácido acético (CH3COOH) se obtiene industrialmente por reacción del
metanol (CH3OH) con monóxido de carbono.
a) Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica.
b) Calcule la cantidad de energía intercambiada al hacer reaccionar 50 kg de metanol con 30 kg de
monóxido de carbono, siendo el rendimiento de la reacción del 80%.
Datos.- Entalpía de formación: (metanol) = - 238 kJ.mol-1
(ácido acético) = - 485 kJ.mol-1
(monóxido de carbono) = - 110 kJ.mol-1
(A i C) Septiembre 2002. Las entalpías de combustión en condiciones estándar, ∆Hº, del eteno,
C2H4 (g), y del etanol, C2H5OH (l) valen -1411 kJ/mol y –764 kJ/mol, respectivamente. Calcule:
a) La entalpía en condiciones estándar de la reacción:
C2H4 (g) + H2O (l) → CH3CH2OH (l)
b) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica.
c) La cantidad de energía que es absorbida o cedida al sintetizar 75 g de etanol.
(A i C) Junio 2003 El butano (C4H10) es un compuesto gaseoso que puede experimentar una
reacción de combustión.
a) Formule la reacción y ajústela estequiométricamente.
b) Calcule el calor (en kcal) que puede suministrar una bombona que contiene 4kg de butano.
c) Calcule el volumen de oxigeno, medido en condiciones normales, que será necesario para la
combustión de todo el butano contenido en la bombona.
Datos: ∆Hf0
[C4H10 (g)] = -1125 kJ/mol ∆Hf0
[H2O (l)] = -286 kJ/mol ∆Hf0
[CO2 (g)] = - 394 kJ/mol
1 kcal = 4,18 kJ
(A i C) Septiembre 2003 El óxido de calcio, CaO, se transforma en hidróxido de calcio, Ca(OH)2,
tras reaccionar con agua. Calcula:
a) El cambio de entalpía molar, en condiciones estándar, de la reacción anterior. Indica si se trata
de una reacción exotérmica o endotérmica.
b) La cantidad de energía en forma de calor que es absorbida o cedida cuando 0,25 g de óxido de
calcio se disuelven en agua.
Datos. ∆Hfº [CaO(s)] = -634,3 kJ·mol-1∆Hfº [Ca(OH)2(s)] = -986,2 kJ·mol-1. ∆Hfº [H2O(l)] = -285,8
kJ·mol-1.
(B i C)Junio 2004
a)

2. b) (A i E)
(F) Septiembre 2004
(B i C) Junio 2005
Donades les reaccions:
a) Calculeu la variació d’entalpia per a la reacció Na+
(g) + Cl-
(g) → NaCl (s).
b) Calculeu la quantitat d’energia intercanviada en forma de calor en formar-se 100 g de NaCl(s)
segons la reacció de l’apartat a).
c) Calculeu l’entalpia de formació de NaCl i expresseu-la en kJ/mol i en J/g.
(E) Junio 2005 (b)
La variació d’entalpia de la reacció: Ag2O(s) → 2Ag(s) +½O2(g) es ∆Hº = 30,60 kJ. Sabent que la
variació d’entropia d’aquesta reacció ve donada per ∆Sº = 66,04 J K-1, i suposant que ∆Hº e ∆Sº
romanen constants amb la temperatura, calculeu:
a) la variació d’energia lliure de Gibbs a 25 ºC, indicant si la reacció serà o no espontània.
b) la temperatura a partir de la qual la reacció és espontània.
(A i C) Septiembre 2005
Sota certes condicions el clorur amònic, NH4Cl(s), es dissocia completament en amoníac NH3(g), i
clorur d’hidrogen, HCl(g). Calculeu:
a) La variació d’entalpia de la reacció de descomposició del clorur amònic en condicions
estàndards, i indiqueu si la reacció absorbeix o cedeix energia en forma de calor. (
b) Quina quantitat d’energia en forma de calor absorbirà o cedirà la descomposició d’una mostra de
87 g de NH4Cl(s) d’una puresa del 79 %?
c) Si la reacció del apartat anterior es porta a terme a 1000 K en un forn elèctric de 25 litres de
volum, quina serà la pressió en el seu interior en finalitzar la reacció?
DADES: ∆Hfº[NH4Cl(s)] = -315,4 kJ/mol; ∆Hfº[NH3(g)] = -46,3 kJ/mol ∆Hfº[HCl (g)] = -92,3 kJ/mol.
(A i C) Junio 2006 El trinitrotolueno (TNT), C7H5(NO2)3, es un explosivo muy potente que presenta
como ventaja frente a la nitroglicerina su mayor estabilidad en caso de impacto. La descomposición
explosiva del TNT se puede representar mediante la siguiente ecuación:
2 C7H5(NO2)3 (s)  7 C (s) + 7 CO (g) + 3 N2 (g) + 5 H2O (g)
a) Calcule el calor producido al "explotar" 2,27 kilogramos de TNT.
b) Calcule el volumen total (en litros) ocupado por los gases liberados en dicha explosión a 500ºC y
740 mm Hg.
∆Hfº[TNT(s)] = -364,1 kJ/mol; ∆Hfº[CO (g)] = -110,3 kJ/mol; ∆Hfº[H 2O (g)] = -241,6 kJ/mol
(A i C) Septiembre 2006 La mezcla constituida por hidracina, N2H4, y tetraóxido de dinitrógeno
N2O4, se utiliza en la propulsión de cohetes espaciales, ya que el extraordinario volumen gaseoso
generado en la reacción genera el impulso al expeler los gases desde la cámara del cohete. La
reacción ajustada es la siguiente:
3 N2H4 (l) + N2O4 (g)  4 N2 (g) + 2 H2 (g) + 4 H2O (g)

3. a) Calcule la variación de entalpía estándar ∆Hºreacción para la reacción anterior, indicando si la
reacción absorbe o cede energía en forma de calor.
b) ¿Qué cantidad de energía en forma de calor se absorberá o cederá cuando reaccionen 4500 g
de hidracina con la cantidad adecuada de N2O4?
c) Si la reacción del apartado b) se lleva a cabo a 800 ºC y 740 mmHg, ¿cuál será el volumen que
ocuparían los gases producto de la reacción?
DATOS: ∆Hºf (kJ mol-1): ∆Hºf [N2H4 (l)]= 50,63 ; ∆Hºf [N2O4 (g)]= 9,16 ; ∆Hºf [H2O (g)]= -241,82
(E) Septiembre 2006 El proceso de vaporización de un cierto compuesto A puede expresarse
mediante la reacción química:
Teniendo en cuenta que para la reacción anterior ∆Hº = +38,0 kJ/mol y ∆Sº = +112.9 J/(K·mol)
a) Indique si la reacción de vaporización del compuesto A es espontánea a 25 ºC.
b) Calcule la temperatura a la cual el A (l) se encuentra en equilibrio con el A (g).
(A i C) Junio 2007 El propano, C3H8 (g), es un hidrocarburo que se utiliza habitualmente como
combustible gaseoso. En un reactor de 25 L de volumen mantenido a una temperatura constante
de 150 ºC se introducen 17,6 g de propano, C3H8 (g), y 72 g de oxígeno, O2 (g). La reacción de
combustión se inicia mediante una chispa eléctrica. Calcule:
a) La cantidad (en gramos) de vapor de agua, H2O (g), obtenida tras finalizar la reacción de
combustión del propano.
b) La cantidad de energía en forma de calor que se libera como consecuencia de la reacción de
combustión anterior.
c) La presión total en el interior del reactor una vez ha finalizado la reacción.
ΔHºf[C3H8 (g)] = -103,8 kJ·mol-1; ΔHºf[CO2 (g)] = -393,5 kJ·mol-1; ΔHºf[H2O (g)] = -241,8 kJ/mol
(A i C) Septiembre 2007 L’octà, C8H18(l), és un hidrocarbur líquid de densitat 0,79 kg·L-1
i és el
component majoritari de la gasolina. Calculeu:
a) L’entalpia molar de combustió de l’octà, C8H18(l), en condicions estàndard.
b) Si 1 L d’octà costa 0,97 €, quin serà el cost de combustible (octà) necessari per a produir 106
J
d’energia en forma de calor?
c) Quin serà el volum d’’octà que ha de cremar-se per a fondre 1 kg de gel si l’entalpia de fusió del
gel és +6,01 kJ·mol-1
?
∆Hfº[C8H18(l)] = -249,9 kJ·mol-1; ∆Hfº[CO2 (g)] = -395,5 kJ·mol-1; ∆Hfº[H2O (l)] = -285,8 kJ·mol-1
(A i C) Junio 2008 L’etanol, CH3CH2OH (l), està sent considerat com un possible substitut dels
combustibles fòssils tals com l’octà, C8H18 (l), component majoritari de la gasolina. Tenint en
compte que la combustió, tant de l’etanol com de l’octà, dóna lloc a CO2 (g) i H2O (l), calculeu:
a) L’entalpia corresponent a la combustió d’1 mol d’etanol i la corresponent a la combustió d’1 mol
d’octà.
b) La quantitat d’energia en forma de calor que desprendrà en cremar-se 1 gram d’etanol i
compareu-la amb la que desprén la combustió d’1 gram d’octà.
c) La quantitat d’energia en forma de calor que es desprén en cada una de les reaccions de
combustió (d’etanol i d’octà) per cada mol de CO2 que es produeix.
∆Hfº [CH3CH2OH (l)] = -277,7 kJ mol-1; ∆Hfº [C8C18 (l)] = -250,1 kJ mol-1; ∆Hfº [CO2 (g)] = -393,5 kJ
mol-1; ∆Hfº [H2O (l)] = -285,8 kJ mol-1;
(B i C) Septiembre 2008 En la combustión de 9,2 g de etanol, C2H6O(l), a 25ºC se desprenden
274,1 kJ, mientras que en la combustión de 8,8 g de etanal, C2H4O(l), a 25ºC se desprenden 234,5
kJ. En estos procesos de combustión se forman CO2(g) y H2O(l) como productos.
a) Escriba las ecuaciones ajustadas correspondientes a la combustión del etanol y a la del etanal.
b) Calcule el calor desprendido en la combustión de 1 mol de etanol así como en la combustión de
1 mol de etanal.
c) Mediante reacción con oxígeno (g) el etanol (l) se transforma en etanal(l) y H2O(l). Calcule ∆Hº
para la transformación de 1 mol de etanol (l) en etanal (l).
(A i C) Junio 2009 En 1947 un barco cargado de fertilizante a base de nitrato amónico, NH4NO3,
estalló en Texas City (Texas, USA) al provocarse un incendio. La reacción de descomposición
explosiva del nitrato amónico se puede escribir según:
2 NH4NO3 (s) → 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (g)
Calcule:

4. a) el volumen total en litros de los gases formados por la descomposición de 1000 kg de nitrato
amónico, a la temperatura de 819 ºC y 740 mmHg.
b) la cantidad de energía en forma de calor que se desprende en la descomposición de 1000 kg de
nitrato amónico.
ΔHºf [NH4NO3 (s)]= -366,0 kJ·mol-1; ΔHºf [H2O (g)]= -241,82 kJ·mol-1.
(A i C) Septiembre 2009 La gasolina es una mezcla compleja de hidrocarburos que a efectos
prácticos consideraremos que está constituida únicamente por octano, C8H18(l). La combustión de
un hidrocarburo produce agua y dióxido de carbono. Se queman completamente 60 L de octano.
Calcule:
a) El volumen de aire, en m3
, que se necesitará, medido a 765 mmHg y 25 ºC, para llevar a cabo
esta combustión.
b) La masa de agua, en kg, producida en dicha combustión.
c) El calor que se desprende.
Datos: El aire contiene un 21% en volumen de oxígeno. Densidad del octano: 0,8 g/mL.
∆Hºf : CO2 (g) = –393,5 kJ·mol-1
; H2O (l) = –285,8 kJ·mol-1
; C8H18 (l) = – 249,8 kJ·mol-1
(A) Junio 2010 La reacción de la hidracina, N2H4, con el peróxido de hidrógeno, H2O2, se usa en la
propulsión de cohetes. La reacción ajustada que tiene lugar es:
N2H4 (l) + 2 H2O2 (l) → N2 (g) + 4 H2O (g) ∆Hr = - 642,2 kJ.
a) Calcula la entalpía de formación estándar de la hidracina.
b) Calcula el volumen total, en litros, de los gases formados al reaccionar 320 g de hidracina
con la cantidad adecuada de peróxido de hidrógeno a 600 ºC y 650 mm Hg.
DATOS: ∆H0
f [H2O2 (l)] = - 187,8 kJ · mol–1
; ∆H0
f [H2O (g)] = - 241,8 kJ · mol–1
(A) Junio 2011 (a) El metanol se puede obtener a partir de la reacción
2 H2 (g) + CO(g) → CH3OH (l), siendo su ∆H = – 128 kJ · mol–1
.
a) Si la entalpía de formación del monóxido de carbono, CO (g), vale – 110,5 kJ · mol–1
,calcula la
entalpía molar de formación del metanol líquido.
b) Si la entalpía de vaporización del metanol es de 35,3 kJ · mol–1
, calcula la entalpía de
formación del metanol gas.
(E i F) Junio 2011 (b) Contesta razonadamente y justifica la respuesta:
a) ¿Cuál de los siguientes procesos es siempre espontáneo y cual no lo será nunca?
Proceso ∆H ∆S
1 ∆H < 0 ∆S > 0
2 ∆H > 0 ∆S < 0
3 ∆H < 0 ∆S < 0
4 ∆H > 0 ∆S > 0
b)¿ Por encima de qué temperatura será espontánea una reacción de ∆H= 98 kJ y ∆S= 125 J·K–1
?
(A i C) Septiembre 2011 En una fábrica de cemento se requiere aportar al horno 3.300 kJ por
cada Kg de cemento producido. La energía se obtiene por combustión del gas metano, CH4, con
oxígeno del aire de acuerdo con la reacción no ajustada: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l).
Calcula:
a) La cantidad de gas metano consumido, en Kg, para obtener 1.000 Kg de cemento.
b) La cantidad de aire, en metros cúbicos, medido a 1 atmósfera de presión y 25 ºC necesarios
para la combustión completa del metano del apartado anterior.
aire = 21 % O2; ∆Ho
f [CH4 (g)] = – 74,8 kJ · mol–1
; ∆Ho
f [CO2 (g)] = – 393,5 kJ · mol–1
;
∆Ho
f [H2O (l)] = – 285,8 kJ·mol–1
(A i C) Junio 2012 El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación química
siguiente:
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ∆Ho
= 3.402,8 kJ.
Calcula:
a) La entalpía de formación estándar de la glucosa, C6H12O6.
b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.
DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u; Ar (O) = 16 u; ∆Ho
f(CO2) = – 393,5 kJ · mol–1
;
∆Ho
f(H2O) = – 285,8 kJ · mol–1
(B i C) Septiembre 2012 La combustión de mezclas hidrógeno-oxígeno se utiliza en algunas
operaciones
industriales cuando es necesario alcanzar altas temperaturas. Teniendo en cuenta la reacción de

5. combustión del hidrógeno en condiciones estándar,
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆Hº1 = – 285,8 kJ
y la reacción de condensación del vapor de agua en condiciones estándar,
H2O (g) → H2O (l) ∆Hº2 = – 44,0 kJ.
Calcula:
a) La entalpía de combustión del hidrógeno cuando da lugar a la formación de vapor de agua:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g), ∆Hºc
b) La cantidad de energía en forma de calor que se desprenderá al quemar 9 g de hidrógeno, H2
(g), y 9 g de oxígeno, O2 (g), si el producto de la reacción es vapor de agua.
DATOS.- Masas atómicas: H = 1; O = 16.
(A i C) Junio 2013 (A) La descomposición de la piedra caliza, CaCO3 (s), en cal viva, CaO (s), y
CO2 (g), se realiza en un horno de gas.
a) Escribe la reacción ajustada de la descomposición de la caliza y calcula la energía, en forma
de calor, necesaria para obtener 1.000 kg de cal viva, CaO (s), por descomposición de la
cantidad adecuada de CaCO3 (s).
b) Si el calor proporcionado al horno en el apartado anterior proviene de la combustión del
butano, C4H10 (g), ¿qué cantidad de butano (en kg) será necesario quemar para la obtención
de los 1.000 kg de cal viva, CaO (s).
DATOS: Ar (H) = 1 u; Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; Ar (Ca) = 40 u; ∆Ho
f [CaCO3 (s)] = – 1.207 kJ ·
mol–1
; ∆Ho
f [CaO (s)] = – 635 kJ · mol–1
; ∆Ho
f [CO2 (g)] = – 393,5 kJ · mol–1
; ∆Ho
f [C4H10 (g)] = –
125,6 kJ · mol–1
; ∆Ho
f [H2O (l)] = – 285,8 kJ · mol–1
(E) Junio 2013 (B).Para cierta reacción química ∆Ho
= 10,2 kJ y ∆So
= 45,8 J · K–1
. Indica,
razonadamente, si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:
a) Se trata de una reacción espontánea por que aumenta la entropía.
b) Se trata de una reacción que libera energía en forma de calor.
c) Es una reacción en que los productos están más ordenados que los reactivos.
d) A 25 ºC la reacción no es espontánea.
(B i C) Septiembre 2013 (A). Dadas las entalpías estándar de combustión del hexano líquido,
C6H14 (l), C (s) y H2(g), calcula:
a) La entalpía de formación del hexano líquido a 25 ºC.
b) El número de moles de H2 (g) consumidos en la formación de cierta cantidad de C6H14 (l), si
en la citada reacción se han liberado 30 kJ.
DATOS: ∆Hºc (kJ · mol–1
): C6H14 (l) = – 4.192,0; C (s) = – 393,1; H2 (g) = – 285,8. El agua siempre
es líquida.
(F) Septiembre 2013 (B) Para cada una de las siguientes reacciones, justifica si será espontánea
a baja temperatura, si será espontánea a alta temperatura, espontánea a cualquier temperatura o
no será espontánea para cualquier temperatura:
a) 2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g); ∆Hºr = + 92,2 kJ
b) 2 NH4NO3 (s) → 2 N2 (g) + 4 H2O (g) + O2 (g); ∆Hºr = – 225,5 kJ
c) N2 (g) + 3 Cl2 (g) → 2 NCl3 (l); ∆Hºr = + 230,0 kJ
d) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l); ∆Hºr = – 571,6 kJ.
(A i C) Junio 2014. El sulfuro de cinc reacciona con el oxígeno según:
2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)
a) Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción anterior.
b) Calcula la cantidad de energía en forma de calor que se absorbe o se libera cuando 17 g de
sulfuro de cinc reaccionan con la cantidad adecuada de oxígeno a presión constante de 1
atmósfera.
DATOS.- Ar(O) = 16 u; Ar(S) = 32 u; Ar(Zn) = 65,4 u; ∆Hºf (ZnS) = – 184,1 kJ·mol–1
;
∆Hºf(ZnO) = – 349,3 kJ·mol–1
; ∆Hºf (SO2) = – 70,9 kJ mol–1
(B i C)Septiembre 2014. La variación de entalpía, en condiciones estándar, para la reacción de
combustión de 1 mol de eteno, C2H4 (g), es ∆Hº = – 1.411 kJ, y para la combustión de 1 mol de
etanol, C2H5OH (l), es ∆Hº= – 764 kJ, formándose en ambos casos agua líquida, H2O (l).
a) Teniendo en cuenta la ley de Hess, calcula la entalpía en condiciones estándar de la
siguiente reacción, e indica si la reacción es exotérmica o endotérmica:
C2H4 (g) + H2O (l) → C2H5OH (l)
b) Calcula la cantidad de energía, en forma de calor, que es absorbida o cedida al sintetizar 75

6. g de etanol según la reacción anterior, a partir de las cantidades adecuadas de eteno y agua.
DATOS.- Ar(H) = 1 u; Ar(C) = 12 u ; Ar(O) = 16 u.
(A i C) Junio 2015 (A-p2) En enero de 2015 se produjo un grave accidente al estrellarse un caza
F-16 contra otras aeronaves. Estos aviones de combate utilizan hidrazina, N2H4, como combustible
para una turbina auxiliar de emergencia que reacciona con dioxígeno según la reacción:
N2H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + H2O (g).
a) Calcula el volumen total de los gases producidos, medido a 650 ºC y 700 mm Hg, cuando se
queman completamente 640 g de hidracina.
b) Calcula la energía liberada en el proceso de combustión de los 640 g de hidracina.
DATOS.- Ar (H) = 1 u; Ar (N) = 14 u; Ar (O) = 16 u; R = 0,082 atm·L·mol–1
·K–1
; 1 atm = 760 mm Hg;
∆Hf º [H2O (g)] = – 241,8 kJ·mol–1
; ∆Hf º [N2H4 (l)] = 95,4 kJ·mol–1
.
(F) Junio 2015 (A-c3)Responde, justificando brevemente la respuesta, a las siguientes cuestiones:
a) Para una reacción espontánea con ∆S positivo, el valor de ∆H ¿será necesariamente negativo?
b) ¿Qué debe cumplirse para que una reacción endotérmica sea espontánea?
c) ¿Qué efecto tiene sobre ∆H de una reacción la adición de un catalizador?
d) ¿Qué efecto tiene sobre la espontaneidad de una reacción química con valores de ∆H > 0 y ∆S
> 0 un aumento de la temperatura?
(F) Septiembre 2015 (A) Considera la reacción de descomposición del cloruro amónico, NH4Cl, en
cloruro de hidrógeno, HCl, y amoníaco, NH3: NH4Cl (s) → HCl (g) + NH3 (g).
Discute razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Como ∆Hº es positivo, la reacción de descomposición del NH4Cl será espontánea a cualquier
temperatura.
b) La síntesis de NH4Cl a partir de HCl y NH3 libera energía en forma de calor.
c) La reacción de descomposición del NH4Cl tiene un cambio de entropía negativo, ∆Sº < 0.
d) Es previsible que la descomposición del NH4Cl sea espontánea a temperaturas altas.
(A i C) Septiembre 2015 (B) Tanto el metanol (CH3OH) como el etanol (C2H5OH) han sido
propuestos como una alternativa a otros combustibles de origen fósil. A partir de las entalpías de
formación estándar que se dan al final del enunciado, calcula:
a) Las entalpías molares estándar de combustión del metanol y del etanol.
b) La cantidad de CO2 (en gramos) que produciría la combustión de cada alcohol para generar 106
kJ de energía en forma de calor.
DATOS.- Ar (H) = 1 u; Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16u; ∆Hºf [CH3OH (l)]: – 238,7 kJ·mol–1
; ∆Hºf [C2H5OH
(l)] = – 277,7 kJ·mol–1
; ∆Hºf [CO2 (g)] = – 393,5 kJ·mol–1
; ∆Hºf [H2O (l)] = – 285,5 kJ·mol–1
.
A: Càlcul de entalpia de formació.
B: Llei de Hess
C: Estequiometria
D: Càlcul d'entalpia d'enllaç
E: Energia lliur: Espontaneïtat.
F: Qüestions condicions d'espontaneïtat

7. EXERCICIS DE TERMOQUÍMICA
1º) Calcula la variació de entalpia de la reacció d’obtenció del ferro.
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Dades:
Fe2O3 (s) + 1/3 CO (g) → 2/3 Fe3O4 (s) + 1/3 CO2 (g) ∆H = -15’5 kJ
Fe3O4 (s) + CO (g) → 3 FeO (s) + CO2 (g) ∆H = -41’0 kJ
FeO (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g) ∆H = 9’0 kJ
Sol: ∆HR = -24’8 kJ
2º) Durant la dissolució de 10 g de clorur d’amoni (NH4Cl) en 90 g d’aigua, la temperatura
disminuí 2’8 ºC. ¿Quin és l’entalpia de la dissolució del clorur d’amoni (en kJ/mol) en aigua? ¿Es
tracta d’una reacció endotèrmica o exotèrmica? Pren com a calor específica de la dissolució un
valor de 1 cal/g·ºC. Nota: 1 cal = 4’18 J. Sol: QP = 6,26 kJ/mol, el signe és positiu, reacció endotèrmica
ja que si disminueix la temperatura és perque la reacció absorbeix calor de l’aigua.
3º) La fermentació de la glucosa produeix etanol i diòxid de carboni:
C6H12O6 (s) → 2 C2H5OH (l) + 2 CO2 (g)
Si en la reacció de combustió de la glucosa ( C6H12O6) s'alliberen 2824 kJ/mol. Calcula la
variació d'entalpia per a la reacció de fermentació. Nota: primer cal que calcules l’entalpia de
formació de la glucosa.
Dades: ΔHo
f (kJ/mol): C2H5OH (-278), CO2 (-394), H2O (-286).
Sol: ∆HR = -88 kJ/mol
4º) Per a la reacció representada per l’equació següent:
N2O4 (g) → 2 NO2 (g) ∆Ho
= 57’1 kJ
Si les entropies en condiciones estàndar són: So
[N2O4]= 103 J··K-1
i So
[NO2] 140 J··K-1
i si
suposem que aquests valors es mantenen constants amb la variació de temperatura, indica:
a) si és espontània a 298 K
b) Raona si és espontània a altes o a baixes temperatures.
c) Valor de temperatura a partir del qual serà espontània.
Sol: a) No perque ∆G = 4,35 kJ/mol > 0 b) a altes temperatures c) T= 322’6 K
5º) Calcula la variació de entalpia per a la reacció d’oxidació de l’amoníac.
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g)
Dades: Energies d’enllaç (kJ/mol): (O=O: 497); (N-H: 393); (O-H: 460); (N=O:631)
Sol: ∆HR -843 kJ o ∆HCombustió [NH3] = -210’8 kJ/mol
6º) Si la calor a volum constant de la reacció de formació de l’amoníac és -2857 J/g d’amoníac.
a) Calcula la variació d’energia interna en kJ/mol d’amoníac
b) El Treball realitzat en la formació d’un mol d’amoníac a 25ºC
c) La variació d’entalpia de la reacció de formació de l’amoníac.
Sol a) -48’57 kJ/mol b) 2’47 kJ/mol c) -51’04 kJ/mol
7º) Raona si els enunciats següents són V o F.
a) La calor de reacció a pressió constant és igual a la calor de reacció a volum constant només
en les reaccions en dissolució aquosa en les que no es formen gasos.
b) La calor és una part de l’energia interna dels cossos, associada al moviment molecular.
c) L’entropia d’un sòlid és major que la d’un líquid.
d) Una reacció amb ∆Ho
< 0 i ∆So
< 0 és espontània a baixes temperatures.
e) L’entalpia de formació del C (diamant) és zero.
f) Les reaccions exotèrmiques sempre són espontànies.
g) L’entalpia de formació de totes les substàncies pures és zero.
h) L’energia d’enllaç és negativa.
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