I. Calcula el calor liberado cuando 87.9 g de SO2 se convierte en SO3 usando la ecuación termoquímica dada. II. Calcula el calor liberado por mol de Al que reacciona con Fe2O3 en la reacción termita. III. Calcula ΔH y determina la entalpía de formación de B2H6 para la reacción dada. IV. Calcula el calor producido por la reacción de formación de herrumbre a partir de 250 g de hierro. V. Calcula la entalpía

1. Actividad en clase: Primera ley de la termodinámica
I. Dada la ecuación termoquímica
𝟐𝑺𝑶 𝟐(𝒈) + 𝑶 𝟐(𝒈) → 𝟐𝑺𝑶 𝟑(𝒈) ∆𝑯 = −𝟏𝟗𝟖. 𝟐 𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍⁄
Calcule el calor emitido cuando 87.9 g de SO2 (masa molar = 64.07 𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄ ) se convierte en SO3.
II. La reacción termita (thermite) involucra al aluminio y al óxido hierro (III)
𝟐𝑨𝒍(𝒔) + 𝑭𝒆 𝟐 𝑶 𝟑(𝒔) → 𝑨𝒍 𝟐 𝑶 𝟑(𝒔) + 𝟐𝑭𝒆(𝒍)
Esta reacción es altamente exotérmica y el hierro líquido formado se utiliza para soldar metales. Calcule el calor
liberado en kilojoules por mol de Al que reacciona con Fe2O3.
Sustancia ∆𝑯 𝒇
𝒐
(𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍)⁄
Fe (l) 12.40
Fe2O3 (s) -822.2
Al2O3 (s) -1669.8
III. Para la reacción
𝑩 𝟐 𝑯 𝟔 (𝒈) + 𝟑𝑶 𝟐(𝒈) → 𝑩 𝟐 𝑶 𝟑(𝒔) + 𝟑𝑯 𝟐 𝑶(𝒍)
ΔE es – 2143.2 kJ
a) Calcule ΔH para la reacción.
b) Determine el valor de la entalpía de formación de B2H6(g).
Sustancia ∆𝑯 𝒇
𝒐
(𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍)⁄
B2O3 (s) - 1264.0
H2O (s) - 285.9
IV. Los esquiadores y la gente que realiza actividades a la intemperie en climas fríos disponen de ciertos hornos
portátiles. La envoltura de papel del paquete, permeable al aire, contiene una mezcla de hierro en polvo, cloruro
de sodio y otros componentes, todo humedecido con un poco de agua. La reacción exotérmica que produce el
calor es muy común, es decir, la formación de herrumbre a partir del hierro:
𝟒𝑭𝒆(𝒔) + 𝟑𝑶 𝟐(𝒈) → 𝟐𝑭𝒆 𝟐 𝑶 𝟑(𝒔)
Cuando se retira la envoltura de plástico, las moléculas de O2 penetran a través del papel, provocando el inicio
de la reacción. Un recipiente común contiene 250 g de hierro para calentar las manos o los alimentos durante
más de cuatro horas. ¿Cuánto calor (en kJ) se produce a partir de esta reacción?
Sustancia ∆𝑯 𝒇
𝒐
(𝒌𝑱 𝒎𝒐𝒍)⁄
Fe2O3 (s) -822.2
V. Con lo largo y demorado reconocimiento público de la “crisis energética” se ha enfocado la atención hacia
fuentes relativamente nuevas de potencia como las “plantas geotérmicas” como las que están siendo
actualmente operadas en California. A primera vista parecería que la perforación y liberación de vapor de agua
subterráneo permitirá obtener energía económica y libre de polución. Desafortunadamente, la mayor parte de las
fuentes naturales de vapor contienen suficientes cantidades de ácido sulfhídrico como para producir un olor
apreciable a muchas millas de las plantas geotérmicas en operación.
Se ha sugerido que el ácido sulfhídrico podría ser eliminado económicamente, utilizándosele en la manufactura
de algunos sulfuros valiosamente comerciales, como el CdS amarillo, que se utiliza en la preparación de ciertos
pigmentos. Si el calor de reacción entre el cloruro de cadmio sólido y el ácido sulfhídrico gaseoso es de 19.4
kcal/mol (1 cal = 4.184 J).
¿Cuál es la entalpía estándar de formación de CdS sólido (kJ/mol)?
𝑪𝒅𝑪𝒍 𝟐 (𝒔) + 𝑯 𝟐 𝑺(𝒈) → 𝑪𝒅𝑺(𝒔) + 𝑯𝑪𝒍(𝒈)
Sustancia ∆𝑯 𝒇
𝒐
(𝒌𝒄𝒂𝒍 𝒎𝒐𝒍)⁄
CdCl2 (s) - 93.0
H2S (s) - 4.8
HCl(g) -22.1