1. Ciencia

Problemas de Química 2º Bachillerato PAU – Termoquímica –
1.–
3
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Calcule, en condiciones estándar, la entalpía de la reacción:
Zn(s) + 2 HCl(ac)  ZnCl2(s) + H2(g)
Datos: ∆H0f(HCI) = –167,2 kJ mol–1 ; ∆H0f(ZnCl2) = –415,9 kJ mol–1
3
2.– Al calentar carbonato de calcio, CaCO3, se produce por descomposición óxido de calcio, CaO, y
dióxido de carbono, CO2. Calcule:
a) la entalpía estándar de la reacción de descomposición;
b) la cantidad de óxido de calcio, expresada en kg, que se podrá obtener mediante dicha reacción si
aplicamos 5000 kJ de energía.
Datos: ∆H0f (kJ mol–1): CaCO3(s) = –1209,6 ;
C = 12 ; O = 16 ; Ca = 40
3
CO2(g) = –392,2 ;
–1
CaO(s) = –635,15 ; Mat (g mol ):
3.– En el proceso de descomposición térmica del carbonato de calcio se forma óxido de calcio y dióxido
de carbono. Sabiendo que el horno en el que ocurre el proceso tiene un rendimiento del 65 %,
conteste a los siguientes apartados.
a) Formule la reacción y calcule su variación de entalpía.
b) Calcule el consumo de combustible (carbón mineral), en toneladas, que se requiere para obtener
500 kg de óxido cálcico.
0
–1
0
Datos: ∆H0f(carbonato de calcio) = –1206,9 kJ mol–1 ;
∆H f (óxido de calcio) = –393,1 kJ mol ;
∆H f
–1
(dióxido de carbono) = –635,1 kJ mol ; 1 kg de carbón mineral desprende 8330 kJ ; Masas atómicas:
–1
Mat (g mol ): O = 16 ; Ca = 40
3
4.– El carbonato de calcio(s) se descompone térmicamente en óxido de calcio(s) y dióxido de
carbono(g).
a) Calcule, a partir de los datos que se le dan, el calor de la reacción de descomposición.
b) Calcule el calor absorbido o desprendido en el proceso si se obtienen 12,8 g de óxido de calcio.
Datos: Masas atómicas: Mat (g mol–1): O = 16,0 ; Ca = 40,0
∆H0f [CO2(g)] = –393 kJ mol–1 ; ∆H0f [CaCO3(s)] = –1207 kJ mol–1
3
3
[CaO(s)] = –633
kJ mol–1
;
Mat
H = 1 ; C = 12 ; O = 16
6.– Sabiendo que la combustión de 1,0 g de TNT libera 4600 kJ y considerando los valores de entalpías
de formación que se proporcionan, calcule:
a) la entalpía estándar de combustión del CH4;
b) el volumen de CH4, medido a 25 °C y 1 atm de presión, que es necesario quemar para producir la
misma energía que 1 g de TNT.
Datos:
3
∆H0f
5.– A partir de los valores de las entalpías de formación a 298 K del metanol [CH3OH(ℓ)], dióxido de
carbono [CO2(g)] y agua [H2O(ℓ)], que son respectivamente, –238,6 kJ mol–1, –393,5 kJ mol–1 y –
285,8 kJ mol–1, calcule:
a) la entalpía de combustión del metanol, haciendo uso de la Ley de Hess;
b) ¿Qué cantidad de calor se desprenderá en la combustión de 150 g de metanol?
Datos:
3
;
∆H0f (CH4) = –75 kJ mol–1 ; ∆H0f (CO2) = –394 kJ mol–1 ; ∆H0f [H2O(g)] = –242 kJ mol–1
7.–
Calcule la entalpía de descomposición del CaCO3 en CaO y CO2. Como datos se conocen las
entalpías de formación de los compuestos, que son: ∆H0f(CaCO3) = –1206 kJ mol–1, ∆H0f(CaO) = –
635 kJ mol–1 y ∆H0f(CO2) = –393 kJ mol–1.
8.– En la reacción de combustión del metanol líquido se produce CO2(g) y H2O(ℓ). Sabiendo que el
metanol tiene una densidad de 0,79 g cm–3, calcule:
a) la entalpía estándar de combustión del metanol líquido;
b) la energía desprendida en la combustión de 1,0 L de metanol;
c) el volumen de oxígeno necesario para la combustión de 1,0 L de metanol, medido a 37 ºC y 5,0
atm.
Datos: R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ; Masas atómicas: C = 12 ; O = 16 ; H = 1 ; Entalpías estándar de
–1
formación en kJ mol : metanol(ℓ) = –239 ; CO2(g) = –393 ; H2O(ℓ) = –294
Problemas de Química 2º Bachillerato PAU – Termoquímica –
3
9.–
El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación química siguiente:
H2O(ℓ)  C6H12O6(s) + 6 O2(g) ; ∆H0 = +3 402,8 kJ. Calcule:
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: Mat (g mol–1):
–1
285,8 kJ mol
3
H = 1,0 ; C = 12,0 ; O = 16 ;
CO2 = – 94 kcal mol–1 ;
CaO = –152
Considere la reacción de combustión del etanol.
a) Escriba la reacción ajustada y calcule la entalpía de reacción en condiciones estándar.
b) Determine la cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión completa de
100 g de etanol, en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Datos: Masas atómicas: Mat (g mol–1): H = 1 ; C = 12 ; O = 16
∆H0f [H2O(ℓ)] = –285,8 kJ mol–1 ; ∆H0f [C2H5OH(ℓ)]= –277,7 kJ mol–1
; ∆H f [CO2(g)]= –393,5 kJ mol
0
–1
;
12.–
Conociendo las entalpías estándar de formación de C4H10(g) [butano], CO2(g) [dióxido de
carbono] y H2O(ℓ) [agua] son, respectivamente, –126,15 ; –393,51 y –285,83 kJ mol–1, calcule:
a) la entalpía de combustión del butano;
b) qué cantidad de calor (en kJ) suministrará una bombona conteniendo 3,0 kg de butano.
c) Determine el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que se consumirá en la
combustión de todo el butano contenido en la bombona.
Datos: Masas atómicas: Mat (g mol–1):
H = 1,0 ; C = 12,0 ; R = 0,082 atm L mol–1 K–1
13.– La reacción de combustión completa de un hidrocarburo saturado es: CnH2n+2 + (3n+1)/2 O2
 n CO2 + (n+1) H2O. Justifique la veracidad o no de las afirmaciones siguientes:
a) Si todos los hidrocarburos tuviesen igual valor de entalpía de formación, se desprendería
mayor cantidad de energía cuanto mayor fuera el valor de n.
b) El valor de la entalpía de reacción no cambia si la combustión se hace con aire en lugar
de oxígeno.
c) Cuando la combustión no es completa se obtiene CO y la energía que se desprende es
menor.
d) El estado de agregación del H2O afecta al valor de la energía desprendida, siendo mayor
cuando se obtiene en estado líquido.
Datos:
14.–
3
15.–
∆H f (kJ mol ): CO2 = –393 ; CO = –110 ; H2O(ℓ) = –285 ; H2O(vap)= –241
0
–1
El benceno (C6H6) se puede obtener a partir del acetileno (C2H2) según la reacción siguiente:
3 C2H2(g)  C6H6(ℓ). Las entalpías de combustión, a 25 ºC y 1 atm, para el acetileno y el
benceno son, respectivamente, –1300 kJ mol–1 y –3267 kJ mol–1.
a) Calcule ∆H0 de la reacción de formación del benceno a partir del acetileno y deduzca si es un
proceso endotérmico o exotérmico.
b) Determine la energía (expresada en kJ) que se libera en la combustión de 1,00 gramo de benceno.
Datos:
3
6 CO2(g) + 6
∆H0f [CO2(g)]= –393,5 kJ mol–1 ; ∆H0f [H2O(ℓ)] = –
Datos: Entalpías de formación, ∆H0f: CaCO3 = – 289 kcal mol–1 ;
kcal mol–1 ; Mat (g mol–1): C = 12 ; O = 16 ; Ca = 40
3
3
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10.–
¿Qué cantidad de calor hay que suministrar a una tonelada de piedra caliza del 80 % de pureza en
carbonato cálcico para descomponerla totalmente en óxido de calcio y dióxido de carbono?
11.–
3
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–1
Masas atómicas: Mat (g mol ):
H = 1,0 ; C = 12,0
Sabiendo que las entalpías de combustión del etanol y del ácido etanoico (ácido acético) en
condiciones estándar son, respectivamente, –1372,9 kJ mol–1 y –870,5 kJ mol–1 y que las entalpías
normales de formación del agua líquida y del dióxido de carbono son respectivamente –285,5
kJ mol–1 y –393,04 kJ mol–1, calcule:
a) la entalpía de la reacción correspondiente al proceso: C2H5OH(ℓ) + O2(g)  CH3–
COOH(ℓ) + H2O(ℓ);
b) la entalpía de formación del etanol.
Problemas de Química 2º Bachillerato PAU – Termoquímica –
Considere la combustión de tres sustancias: carbón, hidrógeno molecular y etanol.
a) Ajuste las correspondientes reacciones de combustión.
b) Indique razonadamente cuáles de los reactivos o productos de las mismas tienen entalpía de
formación nula.
c) Escriba las expresiones para calcular las entalpías de combustión de cada una de las tres
reacciones a partir de las entalpías de formación.
d) Escriba la expresión de la entalpía de formación del etanol en función únicamente de las entalpías
de combustión de las reacciones mencionadas en el primer apartado.
17.–
Considere la combustión de carbón, hidrógeno y metanol.
a) Ajuste las reacciones de combustión de cada sustancia.
b) Indique cuáles de los reactivos o productos tienen entalpía de formación nula.
c) Escriba las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías de
formación que considere necesarias.
d) Indique cómo calcular la entalpía de formación del metanol a partir únicamente de las entalpías de
combustión.
3
18.–
Calcule la variación de entalpía que tiene lugar en la reacción: C(s) + 2 H2(g)  CH4(g),
teniendo en cuenta que las entalpías de combustión del carbono, hidrógeno y metano son,
respectivamente, –393,5 kJ, –285,8 kJ y –890,4 kJ.
19.–
3
3
3
20.–
El etanol y el dimetiléter son dos isómeros de función, cuyas entalpías de formación son ∆H0f
(etanol) = –235 kJ mol–1 y ∆H0f (dimetiléter) = –180 kJ mol–1.
a) Escriba las reacciones de formación y de combustión de ambos compuestos.
b) Justifique cuál de las dos entalpías de combustión de estos compuestos es mayor en valor
absoluto, teniendo en cuenta que los procesos de combustión son exotérmicos.
Determine la entalpía de reacción para el proceso: C3H4(g) + 2 H2(g)

C3H8(g)
Datos: Entalpías estándar: de combustión del C3H4(g) = –1937 kJ mol–1 ; de combustión del C3H8(g) = –2219
kJ mol–1 ; de formación del H2O(ℓ) = –286 kJ mol–1
21.– El método de Berthelot para la obtención de benceno (C6H6) consiste en hacer pasar acetileno
(etino) a través de un tubo de porcelana calentado al rojo.
a) Escriba y ajuste la reacción de obtención.
b) Determine la energía (expresada en kJ) que se libera en la combustión de 1 gramo de benceno.
c) Calcule ∆H0 de la reacción de formación del benceno a partir del acetileno.
Datos: Mat (g mol–1): H = 1 ; C = 12 ; Entalpias de combustión (kJ mol–1): Acetileno: –1300 ;
3270
3
Benceno: –
22.–
Calcule la entalpía estándar de formación del metanol líquido a partir de los siguientes datos:
0
∆H f[H2O(ℓ)] = –285,5 kJ mol–1 ; ∆H0f[CO2(g)] = –393,5 kJ mol–1 ;
∆H0comb[CH3OH(ℓ)] = –
714,4 kJ mol–1.
23.–
3
Pág. 3
16.–
3
3
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Las entalpías estándar de formación del dióxido de carbono y del agua líquida son –393,5 y –
285,8 kJ mol–1, respectivamente. El calor de combustión estándar del ácido acético [C2H4O2(ℓ)] es de
–875,4 kJ mol–1 (quedando el agua en estado líquido). Con estos datos, responda a las siguientes
cuestiones:
a) Escriba las ecuaciones ajustadas correspondientes a los datos.
b) Calcule el calor de formación estándar del ácido acético.
c) Indique si la formación de ácido acético es un proceso endo– o exotérmico.
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A partir de los siguientes datos de energías de ruptura de enlaces (ED):
3
Molécula
H2
N2
NH3
Enlaces
H–H
N≡N
N–H
ED (kJ mol–1)
436
946
389
estime la entalpía estándar de formación de la molécula de amoníaco. Todos los datos se
refieren a condiciones estándar.
25.–
Calcule la entalpía de la reacción de combustión del etanol:
a) a partir de las entalpías de formación (en kJ mol–1) siguientes: Etanol(ℓ) = –277,67 ;
agua(ℓ) = –285,84 ; dióxido de carbono(g) = –393,51;
b) a partir de las entalpías de enlace (en kJ mol–1 ) siguientes: C–C = 347 ; C–H = 414 ; C–
O = 360 ; O=O = 498 ; C=O = 798 ; O–H = 464.
26.–
El propano es uno de los combustibles fósiles más utilizados.
a) Formule y ajuste su reacción de combustión.
b) Calcule la entalpía estándar de combustión e indique si el proceso es exotérmico o endotérmico.
c) Calcule los litros de dióxido de carbono que se obtienen, medidos a 25 ºC y 760 mmHg, si la
energía intercambiada ha sido de 5 990 kJ.
3
3
Datos: R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ; Energías medias de enlace (kJ mol–1):
(O–H) = 460 ; (O=O) = 494 ; (C=O) = 730
3
27.–
3
(C–H) = 415 ;
¿Por qué se dice que en el cero absoluto de temperatura cualquier reacción exotérmica ha de ser
espontánea?
28.–
Razone si son correctas o incorrectas las siguientes afirmaciones:
a)
b)
c)
d)
3
(C–C) = 347 ;
En una reacción química no puede ser nunca ∆G = 0.
∆G es independiente de la temperatura.
La reacción no es espontánea si ∆G > 0.
La reacción es muy rápida si ∆G < 0.
29.–
En una reacción química del tipo 3 A(g)  A3(g) disminuye el
desorden del sistema. El diagrama entálpico del sistema es el de la figura
adjunta.
a) ¿Qué signo tiene la variación de entropía del sistema?
b) Indique razonadamente si el proceso indicado puede ser espontáneo a
temperaturas altas o bajas.
c) ¿Qué signo habría de tener la variación de entalpía de la reacción para
que esta no fuese espontánea a ninguna temperatura?
30.–
a)
b)
c)
d)
3
Para la reacción PCl5  PCl3 + Cl2, calcule:
la entalpía y la energía Gibbs de reacción estándar a 298 K;
la entropía de reacción estándar a 298 K;
la temperatura a partir de la cual la reacción es espontánea en condiciones estándar;
cuál es el valor de la entropía molar del Cl2.
Datos: A 298 K. ∆H0f (kJ mol–1): PCl5: −374,9; PCl3: −287,0 ; ∆G0f (kJ mol–1): PCl5: –305,0; PCl3: −267,8 ; S0
–1
(J mol K−1): PCl5: 365; PCl3: 312
31.–
3
El CaCO3(s) se descompone térmicamente para dar CaO(s) y CO2(g).
a) Calcule el cambio de entalpía en kJ cuando en la reacción se producen 48,02 g de CO2.
b) Razone la espontaneidad de una reacción química en función de los posibles valores positivos o
negativos de ∆H y ∆S.
Datos: Masas atómicas: Mat (g mol–1): C = 12,0 ; O = 16,0 ; ∆H0f [CaO(s)] = –635,6 kJ mol–1 ; ∆H0f
–1
0
–1
[CO2(g)] = –393,5 kJ mol ; ∆H f [CaCO3(s)] = –1206,9 kJ mol
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a)
b)
c)
d)
3
33.–
3
34.–
3
3
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Para la siguiente reacción: CH3–CH2OH(ℓ) + O2(g)  CH3–COOH(ℓ) + H2O(ℓ), calcule:
la variación de la entalpía de la reacción a 25 °C, en condiciones estándar;
la variación de la entropía a 25 °C, en condiciones estándar;
la variación de energía de Gibbs a 25 °C, en condiciones estándar;
la temperatura teórica para la que la energía de Gibbs es igual a cero.
Datos a 25 °C
∆H0f (kJ mol–1)
S0 (J mol–1 K–1)
Etanol(ℓ)
–227,6
160,7
Ácido etanoico(ℓ)
–487,0
159,9
O2(g)
0
205,0
H2O(ℓ)
–285,8
70,0
Utilizando los valores que aparecen en la tabla, todos obtenidos a la temperatura de 25 ºC, y
considerando la reacción CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g)
a) Calcule ∆S0 de la reacción.
b) Calcule ∆H0 de la reacción.
c) Calcule ∆G0 de la reacción.
d) Razone si la reacción es o no espontánea.
Compuesto
S0(J mol–1 K–1)
∆H0f (kJ mol–1)
CO(g)
197,7
–110,4
Cl2(g)
222,8
0,0
COCl2(g)
288,8
–222,8
Indique, justificándolo, si las siguientes proposiciones son ciertas o falsas.
a) "En un proceso reversible, la variación de energía libre de Gibbs siempre es negativa".
b) "Un proceso con la variación de entalpía positiva y la variación de entropía negativa
puede no ser espontánea".
c) "Cuando un gas se disuelve en un líquido, la variación de entropía es menor que cero".
d) "La entalpía de formación del agua líquida es un proceso en el cual se desprenden
285,8 kJ mol–1; por tanto, todas las entalpías de formación son exotérmicas".
35.– La levadura y otros microorganismos fermentan la glucosa a etanol y dióxido de carbono:
C6H12O6(s)  2 C2H5OH(ℓ) + 2 CO2(g).
a) Aplicando la Ley de Hess, calcule la entalpía estándar de la reacción.
b) Calcule la energía desprendida en la obtención de 4,6 g de etanol a partir de glucosa.
c) ¿Para qué temperaturas será espontánea la reacción? Razone la respuesta.
Datos: Entalpías de combustión estándar (kJ mol–1):
H = 1 ; C = 12 ; O = 16
glucosa = –2813 ;
etanol = –1367 ;
Mat (g mol–1):
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36.–
Teniendo en cuenta los siguientes datos termodinámicos a 298 K, justifique si las siguientes
afirmaciones son verdaderas o falsas:
3
∆H0f (kJ mol–1)
∆G0f (kJ mol–1)
NO(g)
90,25
86,57
NO2(g)
33,18
51,30
a) La formación de NO a partir de N2 y O2 en condiciones estándar es un proceso
endotérmico.
b) La oxidación de NO a NO2 en condiciones estándar es un proceso exotérmico.
c) La oxidación de NO a NO2 en condiciones estándar es un proceso espontáneo.
37.–
El clorato de potasio (sólido) se descompone. a altas temperaturas, para dar cloruro de potasio
(sólido) y oxigeno molecular (gas). Para esta reacción de descomposición, calcule:
a) la variación de entalpía estándar;
b) la variación de energía de Gibbs estándar;
c) la variación de entropía estándar;
d) el volumen de oxigeno, a 25 °C y 1 atm, que se produce a partir de 36,8 g de clorato de potasio.
∆H0f (kJ mol–1)
∆G0f (kJ mol–1)
S0 (J K–1 mol–1)
KClO3(s)
–391,2
–289,9
143,0
KCl(s)
–435,9
–408,3
82,7
O2
0
0
205,0
3
Datos:
38.–
a)
b)
c)
d)
3
Masas atómicas: K =39,1 ; Cl = 35,5 ; O = 16,0
Para la reacción de hidrogenación del eteno (CH2=CH2), determine:
la entalpía de reacción a 298 K;
el cambio de energía Gibbs de reacción a 298 K;
el cambio de entropía de reacción a 298 K.
el intervalo de temperaturas para el que dicha reacción no es espontánea.
Datos: A 298 K: ∆H0f (kJ mol–1): CH2=CH2, 52,3 ; CH3–CH3, –84,7 ; ∆G0f (kJ mol–1): CH2=CH2, 68,1 ; CH3–
CH3, –32,9
39.–
Dada la reacción: N2O(g)  N2(g) + ½ O2(g)
ΔH = 43 kJ y ΔS = 80 J K–1,
a) justifique el signo positivo de la variación de entropía.
b) Si se supone que esas funciones termodinámicas no cambian con la temperatura, ¿será espontánea
la reacción a 27 ºC?
40.–
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál de los siguientes procesos es siempre espontáneo y cuál no lo será nunca?
3
3
Proceso
1
2
3
4
ΔH
ΔH < 0
ΔH > 0
ΔH < 0
ΔH > 0
ΔS
ΔS > 0
ΔS < 0
ΔS < 0
ΔS > 0
b) ¿Por encima de qué temperatura será espontánea una reacción con ΔH = 98,0 kJ y ΔS = 125 J K–
1
?
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41.–
3
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Para la reacción: CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(ℓ) + HCl(g).
a) Calcule la entalpia de reacción estándar a 25 ºC, a partir de las entalpias de enlace y de las
entalpias de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura.
b) Sabiendo que el valor de ∆S0 de la reacción es 11 J K–1 mol–1 y utilizando el valor de ∆H0 de la
reacción obtenido a partir de los valores de las entalpias de formación, calcule el valor de ∆G0f, a 25
ºC.
Datos: Entalpias de enlace en kJ mol–1: (C–H) = 414 ; (Cl–Cl) = 243 ; (C–Cl) = 339 ; (H–Cl) = 432 ;
∆H0f [CH4(g)] = –74,8 kJ mol–1 ; ∆H0f [CH3Cl(ℓ)] = –82,0 kJ mol–1 ; ∆H0f [HCl(g)] = –92,3 kJ mol–1
42.–
3
La conversión de metanol en etanol puede realizarse a través de la siguiente reacción (sin
ajustar): CO(g) + H2(g) + CH3OH(g) 
C2H5OH(g) + H2O(g).
a) Calcule la entalpía de reacción estándar.
b) Suponiendo que ΔH y ΔS no varían con la temperatura, calcule la temperatura a la que la reacción
deja de ser espontánea.
Datos: Variación de entropía de la reacción: ∆S0 = –227,4 J K–1 ; ∆H0f [CO(g)] = –110,5 kJ mol–1 ;
∆H0f [CH3OH(g)] = –201,5 kJ mol–1 ; ∆H0f [C2H5OH(g)] = –235,1 kJ mol–1 ; ∆H0f [H2O(g)] = –241,8 kJ mol–1
43.–
3
Sabiendo que la temperatura de ebullición de un líquido es la temperatura a la que el líquido puro
y el gas puro coexisten en el equilibrio a 1 atm de presión, es decir ∆G = 0, y considerando el
siguiente proceso: Br2(ℓ)  Br2(g),
a) calcule ∆H0 a 25°C;
b) calcule ∆S0;
c) calcule ∆G0 a 25 ºC e indique si el proceso es espontáneo a dicha temperatura;
d) determine la temperatura de ebullición del Br2, suponiendo que ∆H0 y ∆S0 no varían con la
temperatura.
Datos: a 25 °C: ∆H0f [Br2(g)] = 30,91 kJ mol–1 ; ∆H0f [Br2(ℓ)] = 0 ; Sº [Br2(g)] = 245,4 J mol–1 K–1 ;
S0 [Br2(ℓ)] = 152,2 J mol–1 K–1
44.–
3
3
La tabla adjunta suministra datos termodinámicos, a 298 K y 1 atm para el agua en estado líquido
y gaseoso.
a) Calcule ∆H0, ∆S0 y ∆G0 para el proceso de vaporización del agua.
b) Determine la temperatura a la que las fases líquida y gaseosa se encuentran en estado de
equilibrio.
Datos:
Considere que ∆H0 y ∆S0 no cambian con la temperatura
Compuesto
∆H0f (kJ mol–1)
S0 (J K–1 mol–1)
H2O(ℓ)
–286
70
H2O(g)
–242
188
45.–
Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso su
respuesta:
a) Si una reacción es endotérmica y se produce un aumento de orden del sistema entonces
nunca es espontánea.
b) Las reacciones exotérmicas tienen energías de activación negativas.
c) Si una reacción es espontánea y ∆S es positivo, necesariamente debe ser exotérmica.
d) Una reacción: A + B  C + D tiene ∆H = –150 kJ y una energía de activación de
50 kJ. Por tanto la energía de activación de la reacción inversa es de 200 kJ.