SERIE 4 TERMODINÁMICA Conocimientos previos: - Primer principio de la Termodinámica. Entalpía. Ley de Lavoisier-Laplace. Ley de Hess. Entropía. Segundo principio de la Termodinámica. 1) 10 g de hielo a 0°C se agregan a 20 g de agua a 90°C en un calorímetro de capacidad calorífica despreciable. Calcular la temperatura final del sistema. Datos: ΔHf: 80 cal/ g; Cp H2O (l): 1cal/°g Rta: 33,3 °C. 2) Un sistema formado por 100 g de hielo a 0°C recibe de una fuente caliente 6,270 kJ. ¿Cuál es la temperatura final del sistema y cuánto hielo fundió? Dato: ΔHf: 6,02 kJ/mol. Rta: 0°C y 18,7 g. 3) Un aleta disipa toda su energía en una dieta de 17000 kJ / día. ¿Cómo se compararía esa producción diaria de calor con la de una bombilla eléctrica de 100 w. Suponga que la energía de la bombilla se transforma totalmente en calor. Dato: 1 w= 1 J/s. Rta: el atleta disipa mayor energía que la bombilla eléctrica. 4) Calcular los joules necesarios para realizar cada uno de los siguientes cambios: a) Elevar la temperatura de 100 g de Zn (s) desde 410 °C hasta 420°C. b) Descender la temperatura de 100 g de SO2 (l) desde –3°C hasta –18°C. Dato: CPZn: 25,5 J / K mol; CP SO2 (l): 39,87 J/ K mol. Rta: a) 390,1 J; b) –934,4 J. 5) Cuando se colocan 10 g de Ni a 99,90°C en un recipiente aislado que contiene 80 g de agua a 20°C, el sistema alcanza el equilibrio a la temperatura de 21,11°C. Calcular el calor específico del Ni. Suponer que es despreciable la capacidad calorífica del calorímetro. Rta: 0,471 J / °C g. 6) Se calentaron 45 g de hielo desde –15°C hasta convertirlo totalmente en vapor de agua a 120°C y 1 atm de presión. La vaporización se efectuó a presión constante de 1 atm. Calcular la cantidad de calor absorbido. Datos: CP H2O (v)= 36,28 J/ºmol; CP H2O (l)=75,23 J/ºmol; CP H2O (s)= 33,6 J/ºmol (suponer que los Cp no varían con la temperatura) ΔHv = 540 cal/g ΔHf = 80 cal/g Rta: 138,5 kJ 7) a) Calcular el trabajo que producen 0,1 m3 de agua el vaporizarse a la temperatura de ebullición normal. Considere el vapor de agua como gas ideal. b) Calcular el rendimiento del proceso, es decir, el porcentaje del calor que se convirtió en trabajo. Datos: δ H2O (l): 1 g/cm3 ΔHv = 540 cal/g Rta: a) -17210 kJ; b) 7,62%. 8) Un mol de oxígeno (gas ideal) realiza reversiblemente los siguientes procesos: I) Se comprime isotérmicamente desde 10 atm y 10 dm3 hasta la mitad del volumen. II) Se enfría a volumen constante hasta 4 atm de presión. III) Se expande a presión constante hasta el volumen inicial. Responder: a) Dibujar los procesos I), II) y III) en un gráfico P-V. b) Calcular para el proceso I), el trabajo realizado por el sistema y la presión final del mismo. c) Calcular para II) y III) el trabajo realizado en cada caso. Rta: b) 7,02 kJ; PF: 20 atm; c) para II) 0 kJ; para III) –2,03 kJ. 9) Cuando un sistema pasa del estado A al estado B ( ver figura) a lo largo de la trayectoria A-C-B, recibe 85 kJ y realiza 30 kJ de trabajo. a) ¿Cuánto calor recibe el sistema a lo largo de A-D-B si el trabajo es de 10 kJ? b) Cuando el sistema vuelve desde B hasta A por la trayectoria bajo la curva, el trabajo es de 20 kJ. ¿Qué cantidad de calor absorbe o libera el sistema? c) Si EA es 0 kJ y ED es 42 kJ , calcule el calor absorbido en los procesos A-D y D-B. Rta: a) 65 kJ; b) –75 kJ; c) Q A-D 52 kJ; QD-B 13 kJ. P C B A D V 10) 0,2 moles de un gas ideal (Mr = 30) que posee CP = 1J/ g°C y CV = 0,72 J/ g°, se encuentran inicialmente en el estado A a una temperatura de 200 K y realizan el siguiente ciclo: Gráfico 1 P(atm) 4 Gráfico 2 P(atm) 4 B A 1,5 C 2,25 V(dm3) B A 1,5 C V( dm3) 2,25 Calcular la variación de energía interna y el calor absorbido en A → B para cada uno de los gráficos. Rta: Gráfico 1: ΔE 1509 J; Q: 1675,5 J. Gráfico 2: ΔE: 716,5 J; Q: 716,5 J. 11) Cuando se queman 2,00 g de Fe se desprenden 14,63 kJ y se forma óxido férrico. Calcular el ΔH° de combustión planteando la ecuación termoquímica correspondiente. Rta: -406,6 kJ/mol Fe. 12) La combustión completa de 0,5 mol de gas metano (CH4) en una bomba calorímetrica desprende 442,2 kJ a 25°C. Calcular: a) QV. b) QP c) ΔE d) ΔH e) W a volumen y presión constantes. f) ΔH combustión del CH4. g) La masa de Zn, en kg., que puede calentarse desde 15°C hasta 195°C con la combustión completa de 0,5 mol de CH4 (g). Datos: CP Zn: 25,5 J/ K mol Rta: a) –442,2 kJ: b) –444,7 kJ; c) –442,2kJ; d) –444,7 kJ; e) a volumen constante :0 J, a presión constante: 4,95 kJ/mol; f) –889,4 kJ/mol; g) 6,33 kg Zn. 13) Calcular el calor de formación del eteno (C2H4) considerando las leyes de la Termoquímica y teniendo en cuenta para ello los siguientes datos: Calor de combustión del C2H4 (g) : -1409,5 kJ ΔH°f CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol ΔH°f H2O (l) = - 285,6 kJ/mol Rta: 50,8 kJ /mol. 14) Calcular la variación de entalpía que corresponde a la siguiente reacción tomando de las tablas correspondientes los datos de ΔH°f necesarios. CO (g) + H2O (g) ⎯→ CO2 (g) + H2 (g) Rta: - 41,16 kJ /mol. 15) Buscar en tablas los siguientes datos: ΔH combustión del C(s), ΔHf SO2 (g) y determinar el ΔH°f del CS2 (l) sabiendo que el ΔH de combustión del CS2 (l) es –1073,8 kJ /mol. Rta: 86,6 kJ/mol. 16) Dado que la entropía está relacionada con el grado de caos o desorden térmico de las partículas, prediga el signo de ΔS de los siguientes procesos químicos a presión y temperatura constantes. a) N2O4 (g) ⎯⎯→ 2 NO2 (g) b) NH4Cl (g) ⎯⎯→ NH3 (g) + HCl (g) c) 2 CO (g) ⎯⎯→ C (s) + CO2 (g) d) CO (g) ⎯⎯→ C(g) + O(g) e) X (s) ⎯⎯→ X (l) f) X (s) ⎯⎯→ X (g) g) X (l) ⎯⎯→ X (g) Para los procesos e), f) y g), asignar el signo de ΔH. 17) a) Dadas las siguientes reacciones a 25°C y 1 atm de presión, complete la tabla con los valores requeridos: a) 2 H2O2 (g) ⎯→ 2 H2O (g) + O2 (g) b) 3 H2 (g) + N2 (g) ⎯→ 2 NH3 (g) c) N2O4 (g) ⎯→ 2 NO2 (g) d) N2 (g) + 2 O2 (g) ⎯→ 2NO2 (g) ΔH (kJ) -211,1 -92,4 + 67,7 ΔS J/K +39,3 +52,7 -35,9 ΔG (kJ) -33,4 +5,4 b) Predecir en cada caso si la reacción es endotérmica o exotérmica, si ocurre o no espontáneamente a 25°C y 1 atm y si esa tendencia se invertiría al aumentar la temperatura. 18) Dado el siguiente proceso a 65°C y 1 atm: Br2 (l) ⎯→ Br2 (g), a) Predecir si la vaporización del Br2 a 65°C y 1 atm es un proceso espontáneo. b) Calcular en forma aproximada la temperatura de vaporización del Br2 (l) a 1 atm. ΔHºf Br2 (g) = 30,91 kJ/mol Sº Br2 (l) = 152,23 J/Kmol Sº Br2 (g) = 245,35 J/Kmol Rta: a) sí, es espontánea; b) 332 K. 19) Dadas las siguientes reacciones a 25°C y 1 atm y sus respectivos valores de ΔH: Cu2O (s) + ½ O2 (g) ⎯→ CuO (s) + Cu (s) ⎯→ 2 CuO (s) Cu2O (s) ΔH: -143,8 kJ ΔH: -11,3 kJ a) Calcular el ΔH°f y ΔE°f del óxido cúprico (s). b) Teniendo en cuenta que S O2: 205 J/ °K mol, S CuO (s): 43,5 J/ K mol y S Cu(s): 33,4 J/ K mol, indicar si la oxidación del cobre se produce espontáneamente a 25°C. Rta: a) ΔH°f: -155,1 kJ/mol; ΔE°f: -153,9 kJ/mol; b) sí, es espontánea. 20) a) Calcule la entropía absoluta del SO2Cl2 (l) A 25°C a partir de la siguiente información: SO2 (g) + Cl2 (g) ⎯→ SO2Cl2 (l) b) Prediga la espontaneidad de la reacción precedente. Datos: ΔG°f SO2Cl2 (l) : -389,1 kJ / mol; ΔH°f SO2Cl2 (l): -313,8 kJ /mol; S° SO2 (g): 248,11 J/mol; S° Cl2(g): 223 J /mol. Rta: a) S°f SO2Cl2 (l): 723,7 J/ K mol. 21) a) A partir de las reacciones i), ii), y iii) determinar el cambio de entalpía de la siguiente reacción: Cl2 (g) + H2 (g) Æ 2 HCl (g) i) NH3 (g) + HCl (g) Æ NH4Cl (s) ∆Hº = - 176 kJ ii) N2 (g) + 3 H2 (g) Æ 2 NH3 (g) ∆Hº = - 92 kJ iii) N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g) Æ 2 NH4Cl (s) ∆Hº = - 629 kJ b) Para la reacción iii) calcular la variación de energía interna a 25 º C