8/18/2019 SeleccionProblemasde-Termoquimica-porcriteriosdeevaluacion

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Supuesto Práctico: Problemas Oposiciones de Física y Química. Preparador: Paco Martínez

Propuesta de problemas de Termoquímica por Criterios e indicadores de evaluación

Criterio de evaluación: “Construir e interpretar diagramas de energía para reacciones endotérmicas y exotérmicas. Utilizar las ecuaciones

termoquímicas destacando la importancia de especificar el estado físico de las sustancias y resolver cuestiones y problemas relacionados con

ellos. Comprender y aplicar la ley de Hess para calcular la variación de la entalpia ( ΔH) de una reacción como combinación lineal de otras

energías conocidas.  Conocer la relación existente entre la entropía, el desorden y el estado físico del sistema. Relacionar  ΔH,  ΔS

y la temperatura del sistema con la energía libre de Gibbs ( ΔG)y, por tanto, con la espontaneidad.” 

Indicador de evaluación 1: "Construye e interpreta diagramas de energía para reacciones exotérmicas y endotérmicas . ” 

1.1. Indica si los siguientes procesos son endotérmicos o exotérmicos y represéntalos mediante diagramas de energía.

a) 2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) ΔH = 225,96 kJ. b) H2O2 (l) → H2O (l) + O2 + 98 kJ.

1.2. La entalpía estándar de formación del etano, CH3CH3 (g), es +226,9 kJ mol-1.

 

a) Escribe la ecuación de la reacción de formación del etano a partir de sus elementos.

b) Representa, en un diagrama de niveles de entalpía, la entalpía de formación del etano. ¿El proceso es exotérmico o endotérmico?

Indicador de evaluación 2: " Utilizar las ecuaciones termoquímicas destacando la importancia de señalar el estado físico de las sustancias y

resuelve problemas relacionados con ellos. "

2.1. En la combustión de 0,1 g de metanol a 298 K y presión constante, se l iberan 2,26 kJ de energía mediante calor.

a) Calcula la entalpia estándar de combustión y escribe su ecuación. b) Calcula la entalpia de formación del metanol, en kJ mol. Escribe la

ecuación de formación. c) Calcula el calor puesto en juego cuando 11,2 L de oxigeno a 1 atm y 0 °C queman la correspondiente cantidad de

metanol. Datos: ΔHf (CO2 (g)) = −393,5 kJ mol−1

 y ΔHf  (H2O (l)) = −258,8 kJ mol−1

  [Soluc: a) −723,2 kJ; b) −187,9 kJ mol−1

; c) -241,1 kJ mol−1

]

2.2. Calcula la entalpía estándar de la reacción: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 6 H2O (l)+ 4 NO (g)

Datos: Calores de formación: ΔH0

f   (NH3)(g)= - 46,1kJ ·mol-1

; ΔH0

f   (H2O)(l)= -285,8 kJ ·mol-1

; ΔH0

f   (NO)(g)= + 90,3 kJ ·mol-1

 

[Soluc: - 1.169 kJmol-1

]

Indicador de evaluación 3: "Comprender y aplicar la ley de Hess para calcular la variación de entalpia ( ΔH)  de una reacción como combinación

lineal de otras energías conocidas” 

3-1. Calcula la variación de entalpia de la reacción de combustión del etano (C2H6 (g)) a partir de los siguientes datos:

C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) ΔH0 = −131,99 kJ C2H4 (g) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH

0= −1386,09 kJ

ΔH0f (H2O (l)) = −285,8 kJ mol

−1  [Soluc: −1539,9 kJ]

3.2. Calcula la entalpia de formación del agua a partir de las siguientes entalpias de enlace:

ΔH0 d,m (H−H) = 104 kcal mol

−1ΔH

0 d,m (O=O) = 120 kcal mol

−1  ΔH

0d,m (O−H) = 111 kcal mol

−1  [Soluc: −58 kcal mol

−1.]

3.3. Para el cloruro de amonio: a) calcula su entalpía de formación a partir de sus elementos en estado gaseoso.

b) indica si el proceso será exotérmico o endotérmico. c) ¿Cómo será el proceso inverso?

Datos. 1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) → NH3 (g); ΔHo

= –46,2 kJ; 1/2 H2 (g) + 1/2 Cl2 (g) → HCl (g); ΔHo = –92,3 kJ;

HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s); ΔHo

= –175,9 kJ. [Soluc: ΔHo  –314,4 kJ]

3.4. El etanol (CH3CH2OH(l) no se puede preparar directamente a partir de sus elementos; por tanto, su entalpía estándar de formación se ha de

obtener indirectamente a través de las entalpías de combustión del etanol y de sus elementos constituyentes. a) Escribe la ecuación de la

reacción de formación del etanol. b) Dibuja el diagrama de niveles de entalpía que muestre cómo se puede obtener la entalpía de formación deletanol a partir de las entalpías de combustión. c) Calcula la entalpía estándar de formación del etanol.

Datos. ΔH0

c (grafito) = −393 kJ·mol−1

; ΔH0

c [H2 (g)] = −286 kJ·mol−1

 ; ΔH0

c [CH3CH2OH(l)] = −1.368 kJ·mol−1

. [Soluc: ΔH0

f  = -276 kJ·mol−1

]

Indicador de evaluación 4: " Conocer la relación existente entre la entropía, el desorden y el estado físico del sistema.” 

4.1. Responde razonadamente a las siguientes cuestiones.

a) ¿Por que al disolver un solido iónico en agua aumenta la entropía? b) ¿Como varia la entropía en las siguientes reacciones?

I II. 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) II. Al (s) → Al (l) III. I2 (g) → I2 (s)

4.2. ¿Cómo variará la entropía en los siguientes procesos?

a) Solidificación del agua. b) Evaporación del alcohol propílico. c) Sublimación de la cafeína.

d) Precipitación del nitrato de plata a partir de una disolución de sus iones.

e) Descomposición del pentacloruro de fósforo (g) en tricloruro de fósforo (g) y cloro (g).

4.3. Predice el signo de la variación de entropía ΔSo de cada una de las siguientes reacciones

a) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) b) Ca (s) + 1 2 O2 (g) → CaO (s)

c) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) d) N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g)Indicador de evaluación 5: " Relacionar ΔH, ΔS y la Temperatura con la energía libre de Gibbs (ΔG) y, por tanto, con la

espontaneidad. "

5.1.  Razona las siguientes cuestiones.

a) En una reacción química de disociación, ¿cómo varia la espontaneidad con la temperatura?

b) Si la entropía de 1 mol de hielo es menor que la de 1 mol de agua líquida, ¿por qué entonces se congela el agua?

5.2. Calcula la ΔG0 para la fotosíntesis de 1 mol de glucosa (C6H12O6), sabiendo que ΔG

0f  (glucosa) = −912 kJ mol−1; ΔG

0f (CO2) = −394,4 kJ mol−1; y

ΔG0

f (H2O) = −237,2 kJ mol [Soluc: 2877,6 k. Reacción no espontánea]

5.3. En una reacción, ΔHo = 1310 kcal mol-1

 y ΔSo = 300 cal mol-1

 K-1. Determina si la reacción será espontánea por encima o por debajo de la

temperatura ambiente. ¿A qué temperatura se alcanzará el equilibrio?

5.4. El carbonato de magnesio se descompone cuando se calienta de acuerdo con la ecuación: MgCO3 (s)MgO (s) + CO2 (g)

La entalpía estándar de la reacción es ΔH0=100,3 kJ·mol

-1  y la entropía estándar es ΔS

o= 174,8 J·K

-1·mol

-1 a 298 K.

a) Calcula la energía libre de Gibbs de la reacción a 298 K. b) Predice si la reacción será espontánea en condiciones estándar y a 298 K. c) ¿A qué

temperatura la reacción es espontánea en condiciones estándar?[Soluc: ΔG

0=+48,2

 KJ·mol

-1. Reacción no espontánea. Espontánea a partir de 574 K]

5.5. Los tubos de estaño de los órganos de las iglesias sufren la llamada “peste del estaño”, consistente en que el estaño blanco (forma metálica

del estaño) se transforma en estaño gris (forma no metálica, con aspecto de polvo). Determina a partir de qué temperatura se produce la peste

del estaño. Datos: ΔH0 Sn (blanco) = 0,00 kJ·mol

.1; ΔH

0 Sn (gris) = - 2,09 kJ·mol

.1; S

0 Sn (blanco)= 51,55 J·mol

-1 K

-1; S

0 Sn (gris)= 44,14 J·mol

-1 K

-1 

[Soluc: T< 282 K = 9ºC]