Termoquímica

Ejercicios y problemas de Termoquímica para 2.º de Bachillerato.

  • (#522)   Seleccionar

    Problema de espontaniedad 0004

    Calcula \Delta H^0, \Delta S^0 y \Delta G^0 e indica si es espontánea la siguiente reacción a 298 K:

    Fe_2O_3\ (s) + 3\ C\ (s)\ \to\ 2\ Fe\ (s) + 3\ CO\ (g)


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  • (#521)   Seleccionar

    Variación de la energía libre de Gibbs para dos reacciones (521)

    Calcula el incremento de energía libre estándar para las siguientes reacciones:

    a)\ \ce{2NaF(s) + Cl2(g) -> F2(g) + 2NaCl(s)}

    b)\ \ce{PbO2(s) + 2Zn(s) -> Pb(s) + 2ZnO(s)}

    Comenta qué piensas sobre la posibilidad de utilizar estas reacciones en la obtención de flúor y plomo respectivamente. Datos:

    \begin{tabular}{| c | c | c | c | c | } \hline Sustancia&NaF&NaCl&\ce{PbO2}&ZnO\\\hline \Delta H_f^0\ (kJ\cdot \text{mol}^{-1})&-569&-411&-276&-348\\\hline \Delta S_f^0\ (J\cdot \text{mol}^{-1}\cdot K^{-1})&58.6&72.4&76.6&43.9\\\hline \end{tabular}

  • (#520)   Seleccionar

    Determinación de la espontaneidad de la descomposición del monóxido de nitrógeno (520)

    La descomposición del monóxido de nitrógeno transcurre según:

    \ce{N2O(g) -> N2(g) + \textstyle{1\over 2}O2(g)}

    Siendo \Delta S^0 = 75.2\ J\cdot K^{-1} y \Delta H^0 = 43.9\ kJ\cdot mol^{-1}.

    a) ¿Es la reacción espontánea en condiciones estándar?

    b) ¿A partir de qué temperatura será espontánea?

  • (#519)   Seleccionar

    Variación de entropía para la descomposición del amoniaco (519)

    Calcula la variación de entropía, en condiciones estándar, para el proceso de descomposición del amoniaco.

    Datos en J\cdot K^{-1}: S^0(\ce{NH3}) = 192.3 ; S^0(\ce{N2}) = 191.5 ; S^0(\ce{H2}) = 130.7

  • (#464)   Seleccionar

    Espontaneidad de dos reacciones sabiendo las energía libres de sus reactivos (464)

    Determina la espontaneidad de las siguientes reacciones, sabiendo que:

    \Delta G_f^0\ [\ce{H2(g)}] = 0 ; \Delta G_f^0 [\ce{H^+(aq)}] = 0 ; \Delta G_f^0\ [\ce{Mg(s)}] = 0 ; \Delta G_f^0\ [\ce{Cu (s)}] = 0 ; \Delta G_f^0\ [\ce{Mg^{2+}(aq)}] = -456\ \textstyle{kJ\over mol} y \Delta G_f^0\ [\ce{Cu^{2+}(aq)}] = 65\ \textstyle{kJ\over mol}

    a)\ \ce{Mg(s) + 2H^+(aq) -> Mg^{2+}(aq) + H2(g)}

    b)\ \ce{Cu(s) + 2H^+(aq) -> Cu^{2+}(aq) + H2(g)}