Guía de Termoquímica

´Indice general 1. Termoqu´ımica 1.1. Energ´ıa Interna, Calor y Trabajo 1.2. Entalp´ıa y estequiometr´ıa . . . . 1.3. Transferencia de Energ´ıa t´ermica 1.4. Calorimetr´ıa . . . . . . . . . . . . 1.5. Ley de Hess . . . . . . . . . . . . 1.6. Entalp´ıas de Formaci´on . . . . . .

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5 5 6 7 7 8 8

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´INDICE GENERAL

Cap´ıtulo 1 Termoqu´ımica 1.1.

Energ´ıa Interna, Calor y Trabajo

Ejercicio 1 ¿Cuales enunciados son verdaderos acerca del cambio de energ´ıa interna de un sistema, ∆U y cambio de energ´ıa de su entorno durante un intercambio de energ´ıa donde el ∆Usistema es negativo? (a) La energ´ıa interna del sistema aumenta y la energ´ıa del entorno disminuye. (b) La energ´ıa interna del sistema y la energ´ıa del entorno aumentan. (c) La energ´ıa interna del sistema y la enrg´ıa del entorno disminuyen. (d) La energ´ıa interna del sistema disminuye y la energ´ıa del entorno aumenta

Ejercicio 2 Identifique cada intercambio de energ´ıa como principalmente calor o trabajo y determine si el signo de ∆U es positivo o negativo para el sistema. (a) El sudor se evapora de la piel y la enfr´ıa. (El sudor que se evapora es el sistema). (b) Un globo se expande contra una presi´on externa. (El contenido del globo es el sistema). 5

CAP´ITULO 1. TERMOQU´IMICA

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(c) Una mezcla de reacci´on qu´ımica acuosa se calienta con una llama externa. (La mezcla de reacci´on es el sistema) Ejercicio 3 El gas en un pist´on (definido como el sistema) se calienta y absorbe 655 J de calor. El gas se expande y realiza 344 J de trabajo sobre el entorno. ¿Cu´al es el cambio en la energ´ıa interna del sistema? Ejercicio 4 ¿Cu´anto calor se requiere para calentar 1,50 L de agua de 25,0 ◦ C a 100,0 ◦ C? (Suponga una densidad de 1,0 g mL−1 para el agua). Cs,H2 O = Ejercicio 5 ¿Cu´anto trabajo (en J) se requiere para expandir el volumen de un globo de 0,0 L a 2,5 L contra una presi´on externa de 1,1 atm? Ejercicio 6 El aire dentro de un pist´on equipado con un cilindro absorbe 565 J de calor y se expande desde un volumen inicial de 0,10 L a un volumen final de 0.85 L contra una presi´on externa de 1.0 atm.¿Cu´al es el cambio en la energ´ıa interna del aire dentro del pist´on?

1.2.

Entalp´ıa y estequiometr´ıa

Ejercicio 7 Cuando 1 mol de combustible se quema a presi´on constante, produce 3452 kJ de calor y hace 11 kJ de trabajo. ¿Cuales son los valores de ∆E y ∆H para la combusti´on del combustible? Ejercicio 8 Considere la ecuaci´on termoqu´ımica para la combusti´on de acetona (C3 H6 O), el ingrediente principal del removedor de esmalte de u˜ nas: C3 H6 O(l) + 4 O2 (g) −−→ 3 CO2 (g) + 3 H2 O(g)

∆r H ◦ = −1790 kJ

Si una botella de quita esmalte contiene 177 mL de acetona, ¿cu´anto calor libera su combusti´on completa? La densidad de la acetona es de 0,788 g mL−1 .

´ 1.3. TRANSFERENCIA DE ENERG´IA TERMICA

1.3.

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Transferencia de Energ´ıa t´ ermica

Ejercicio 9 Un bloque de plata, inicialmente a 58,5◦ C, se sumerge en 100.0 g de agua a 24,8◦ C, en un recipiente aislado. La temperatura final de la mezcla al alcanzar el equilibrio t´ermico es de 26,2◦ C. ¿Cu´al es la masa del bloque de plata?. Ejercicio 10 Una pieza de 31.1 g de oro puro, inicialmente a 69,3◦ C, se sumerge en 64.2 g de agua a 27, 8◦ C en un recipiente aislado. ¿Cu´al es la temperatura final de ambas sustancias en equilibrio t´ermico?

1.4.

Calorimetr´ıa

Ejercicio 11 Cuando 0.514 g de bifenilo (C12 H10 ) sufre combusti´on en una bomba calor´ımetro (volumen constante), la temperatura aumenta de 25,8◦ C a 29,4◦ C. Encuentre ∆r U para la combusti´on de bifenilo en kJ mol−1 de bifenilo. La capacidad calor´ıfica del calor´ımetro, determinada en un experimento separado, es 5.86 kJ ◦ C −1 . Ejercicio 12 El zinc met´alico reacciona con el a´cido clorh´ıdrico de acuerdo con la ecuaci´on balanceada: Zn(s) + 2 HCl(ac) −−→ ZnCl2 (ac) + H2 (g) Cuando se combinan 0.103 g de Zn(s) con suficiente HCl para hacer 50.0 mL de soluci´on en un “calor´ımetro de vaso de caf´e” (a presi´on constante), todo el zinc reacciona, elevando la temperatura de la soluci´on de 22,5◦ C a 23,7◦ C. Encuentre ∆r H para esta reacci´on tal y como est´a escrita. (Use 1.0 g mL−1 como la densidad de la soluci´on y 4,18 J g−1 ◦ C como la capacidad calor´ıfica espec´ıfica.

CAP´ITULO 1. TERMOQU´IMICA

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1.5.

Ley de Hess

Ejercicio 13 Calcule el ∆r H para la reacci´on: Fe2 O3 (s) + 3 CO(g) −−→ 2 Fe(s) + 3 CO2 (g) Utilizando las siguientes reacciones y sus ∆r H 2 Fe(s) +

3 O2 (g) −−→ Fe2 O3 (s) 2

CO(g) +

1 O2 (g) −−→ CO2 (g) 2

∆r H = −824,2 kJ ∆r H = −282,7 kJ

Ejercicio 14 Calcule el ∆r H para la reacci´on: 5 C(s) + 6 H2 (g) −−→ C5 H12 (l) Utilizando las siguientes reacciones y sus ∆r H C5 H12 (l) + 8 O2 (g) −−→ 5 CO2 (g) + 6H2O(g) C(s) + O2 (g) −−→ CO2 (g) 2 H2 (g) + O2 (g) −−→ 2 H2 O(g)

1.6.

∆r H = −3244,8 kJ

∆r H = −393,5 kJ ∆r H = −483,5 kJ

Entalp´ıas de Formaci´ on

Ejercicio 15 Para cada uno de los siguientes compuestos, escriba una ecuaci´on termoqu´ımica balanceada que describa la formaci´on de un mol del compuesto a partir de sus elementos en sus estados est´andar. (a) NO2 (g) (b) SO3 (g) (c) NaBr(g)

´ 1.6. ENTALP´IAS DE FORMACION

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(d) Pb(NO3 )2 (s)

Ejercicio 16 La siguiente reacci´on se conoce como la reacci´on termita: 2 Al(s) + Fe2 O3 (s) −−→ Al2 O3 (s) + 2 Fe(s) Esta reacci´on es altamente exot´ermica y se utiliza para soldar unidades masivas, como h´elices para grandes barcos. Utilizando las entalp´ıas de formaci´on est´andar, calcule ∆r H ◦ para esta reacci´on. Fe2 O3 (s) ∆f H ◦ = −822,16kJ mol−1 Al2 O3 (s) ∆f H ◦ = −1669,8kJ mol−1 Ejercicio 17 La combusti´on completa de 1 mol de acetona (C3 H6 O) libera 1790 kJ: C3 H6 O(l) + 4 O2 (g) −−→ 3 CO2 (g) + 3 H2 O(l)

∆r H ◦ = −1790kJ

Usando esta informaci´on junto con las entalp´ıas est´andar de formaci´on de: O2 (g) ∆r H ◦ = 0 kJ mol−1 CO2 (g) ∆r H ◦ = −393,5 kJ mol−1 H2 O(l) ∆r H ◦ = −285,3 kJ mol−1 calcule la entalp´ıa est´andar de formaci´on de la acetona.

CAP´ITULO 1. TERMOQU´IMICA

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Ejercicio 18 La gasolina se compone principalmente de hidrocarburos, muchos de ellos con ocho ´atomos de carbono, llamados octanos. Uno de los octanos de combusti´on m´as limpios es un compuesto llamado 2,3,4-trimetilpentano, que tiene la siguiente f´ormula estructural:

CH3

CH3

CH3

CH3

CH

CH

CH

CH3

La combusti´on completa de un mol de este compuesto a CO2 (g) y H2 O(g) conduce a un ∆r H ◦ = −5064, 9kJ. (a) Escriba una ecuaci´on balanceada para la combusti´on de 1 mol de C8 H18 (l). (b) Calcule el ∆f H ◦ para el 2,3,4-trimetilpentano

Ejercicio 19 El etanol (C2 H5 OH) se mezcla con gasolina como combustible para autom´oviles. (a) Escriba una ecuaci´on balanceada para la combusti´on de etanol l´ıquido en el aire. (b) Calcule el cambio de entalp´ıa est´andar para la reacci´on, asumiendo H2 O(g) como un producto. (c) Calcule el calor producido por litro de etanol por la combusti´on de etanol a presi´on constante. El etanol tiene una densidad de 0.789 g mL−1 . (d) Calcule la masa de CO2 producida por kJ de calor emitido.

20. Una hoja de oro que pesa 10.0 g y se encuentra a una temperatura de 18.0°C se coloca sobre una hoja de hierro que pesa 20.0 g y que está a una temperatura de 55.6°C. ¿Cuál es la temperatura final de la combinación de los dos metales? Suponga que no hay pérdida de calor hacia los alrededores. (Sugerencia: El calor ganado por el oro debe ser igual al calor perdido por el hierro. El calor específico de los metales se da en la tabla 6.2.) Respuesta: t2= 50.8 °C 21. El cambio de entalpía estándar ∆H° para la descomposición térmica del nitrato de plata es de +78.67 kJ, de acuerdo con la siguiente ecuación:

La entalpía estándar de formación del AgNO3(s) es de -123.02 kJ/mol. Calcule la entalpía estándar de formación del AgNO2(s). Respuesta: ∆𝑯𝟎𝒇 = −𝟒𝟒. 𝟑 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 22. El calor de disolución de KI(s) en agua es + 20.3 kJ/mol de KI. Si se añade KI a una cantidad suficiente de agua que está en un vaso de poliestireno a 23.5 °C, para tener 150.0 mL de disolución 2.50 M de KI, ¿cuál será la temperatura final? (Supóngase que la densidad de la disolución es 1.30 g/mL y su calor específico es 2.7 J g- 1°C-1) Respuesta: 9.04° C 23. Los hornos de microondas utilizan la radiación de microondas para calentar los alimentos. La energía de las microondas la absorben las moléculas de agua de los alimentos, y después se transfiere a los demás componentes de los alimentos. (a) Suponga que la radiación por microondas tiene una longitud de onda de 11.2 cm. ¿Cuántos fotones son necesarios para calentar 200 mL de café de 23 a 60 oC? (b) Suponga que la potencia de las microondas es de 900 W (1 Watt= 1 Joule/s). ¿Por cuánto tiempo tendría que calentar el café para el inciso (a)? Respuestas: a) 1.75 x|1028 fotones b) 34.401 s

24. Una mezcla gaseosa consiste en 28.4% en mol de hidrógeno y 71.6% en mol de metano. Una muestra de gas de 15.6 L, medidos a 19.4°C y 2.23 atm, se quema en el aire. Calcule el calor liberado. Respuesta: -640.92 kJ

25. En condiciones de volumen constante, el calor de combustión de la glucosa (C6H1206) es de 15.57 kJ/g. Una muestra de 2.500 g de glucosa se quemó en una bomba calorimétrica. La temperatura del calorímetro se incrementó de 20.55 a 23.25 °C. (a) ¿Cuál es la capacidad calorífica total del calorímetro? (b) Si el tamaño de la muestra de glucosa hubiera sido exactamente del doble, ¿cuál habría sido el cambio de temperatura del calorímetro? Respuesta:

a) C=14.4 kJ/°C;

b) ∆t = 5.40 °C

Respuesta a Ejercicios Seleccionados Soluci´ on 1 (a) Falso (b) Falso (c) FalsoNo te importar´ıa (d) True

Soluci´ on 2 (a) Principalmente calor —se realiza una peque˜ na cantidad de trabajo cuando el agua l´ıquida cambia de fase y el vapor se expande contra la atmosfera. El sistema absorbe calor —cambio de fase— de los alrededores, los cuales disminuyen su energ´ıa t´ermica y por lo tanto se temperatura —se enfr´ıan. El cambio en ∆Usistema (b) Principalmente trabajo. El gas que se introduce dentro del globo es el sistema, se expande empujando las paredes del globo y realizando trabajo contra la presi´on externa. El sistema hace trabajo a expensas de su energ´ıa interna, por lo tanto ∆U < 0, se realiza trabajo sobre los alrededores, ∆Ealrededores > 0. (c) Principalmente calor. El sistema absorbe calor. No nos indican si ocurre reacci´on, por lo que suponemos que es solo calentamiento. La energ´ıa interna del sistam aumenta y la energ´ıa de los alrededores disminuye

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CAP´ITULO 1. TERMOQU´IMICA

Soluci´ on 3 ∆U = q + w q = 655 J, el sistema absorbe calor, gana energ´ıa por ello q > 0 w = −344 J, el sistema realiza trabajo sobre los alrededores, pierde energ´ıa por ello w < 0 ∆U = q + w = 655J + (−344)J = 311J Soluci´ on 4 q = masa × Cs × ∆T g de agua 3 masa de agua = 11×10 −3 L × 1,50 L de agua = 1,5 × 10 g de agua q = 1,5 × 103 g de agua × 4,18 J g−1 ◦ C−1 × (100 ◦ C − 25 ◦ C) = 47025 J = 47 kJ Soluci´ on 5 w = −Pexterna × ∆V w = −1,1 atm × (2,5 L − 0,0 L) w = −2,75 atm L = −2,75atm L ×

101,3J 1×atm L

= −278,6 joules

Soluci´ on 6 ∆U = q + w de acuerdo a la primera ley q = +565 J —el calor es adsorbido por el sistema— q > 0 w = −Pexterna × ∆V —es un trabajo de expansi´on, el trabajo lo realiza el sistema— Vf > Vi =⇒ ∆V > 0; w < 0 w = −1,0 atm × (0,85 L − 0,10 L) = −0,75 atm L 101,3J w = −0,75atm L × 1×atm = −75,99 joules L ∆U = q + w = 565 J − 75,99 J = 489J Soluci´ on 7 El calor es liberado en la reacci´on —la combusti´on es exot´ermica— por lo tanto q = qP < 0 ∆H = qP = −3452 kJ; por definici´on entalp´ıa es el calor intercambiado a P constante El trabajo es realizado por el sistema, w < 0 ∆U = q + w = −3452 kJ − 11 kJ = 3463 kJ

´ 1.6. ENTALP´IAS DE FORMACION

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Soluci´ on 8 La relaci´on que tenemos es -1790 kJ de calor por mol de acetona. Debemos calcular el n´ umero de moles de acetona en una botella de quitaesmaltes y multiplicar por el calor liberado por mol de cetona. masa de acetona = densidad de la acetona × volumen de acetona g de acetona = 138,06 g masa de acetona = 177 × 10−3 L × 0,7781×10 −3 L 138,06 g masa de acetona moles de acetona = masa molar de acetona = 58,08 g × 1 mol = 2,377 mol Calor liberado q = 2,377 mol × (−1790kJ) = −4254kJ

Soluci´ on 9 El calor liberado por la masa de plata es igual pero de signo contrario al calor absorbido por la masa de agua. Al alcanzar el equilibrio t´ermico la temperatura final de ambas masas es la misma. qmasa de plata = −qmasa de agua qagua = masaagua × Cs,agua × ∆T qagua = 100 g × 4,18 J g−1 ◦ C−1 × (26,2◦ C − 24,8◦ C) = 585,2 J qmasa de plata = −qagua = −585,2 J masa de plata =

585,2 J qmasa de plata =− −1 ◦ Cs,plata × ∆T C × (26,2◦ C − 58,5◦ C) 0,235 J g = 77,09 g

Soluci´ on 10 El calor liberado por la masa de oro es igual pero de signo contrario al calor absorbido por la masa de agua. Al alcanzar el equilibrio t´ermico la temperatura final de ambas masas es la misma. qoro = −qagua ; −masaoro × Cs,oro × ∆Toro = masaagua × Cs,agua × ∆Tagua 31,1 g × 0,128 × J g−1 ◦ C−1 × ∆Toro = 64,2 g × 4,18 × J g−1 ◦ C−1 × ∆Tagua 3,9808 × ∆Toro = −268,356 × ∆Tagua ∆Toro = −67,41 × ∆Tagua Tf − Ti,oro = −67,41 (Tf − Ti,agua ) Tf =

67,41 × 27,8◦ C + 69,3◦ C 67,41 × Ti,agua + Ti,oro = = 28,41◦ C 68,41 68,41

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CAP´ITULO 1. TERMOQU´IMICA

Soluci´ on 11 En una bomba calor´ımetrica, el calor desprendido una reacci´on es absorbido por el calor´ımetro a volumen constante. qcalorimetro = Ccalor´ımetro × ∆T qcalorimetro = 5,86 kJ ◦ C−1 × (29,4 ◦ C − 25,8◦ C) = 21,10 kJ 0,514 g masa de C12 H10 −3 moles = moles de C12 H10 = −1 = 3,33×10 masa molar de C12 H10 154,21 g mol qcalorimetro 21,10 kJ ∆r U = − =− = −6,33 × 103 kJ mol−1 −3 moles de C12 H10 3,33 × 10 mol Soluci´ on 12 En un calor´ımetro a presi´on constante, el calor desprendido de la reacci´on es completamente absorbido por la soluci´on. masasoluci´on = densidadsoluci´on × volumensoluci´on g masasoluci´on = 1,0 × 50 mL = 50 g mL qsoluci´on = masasoluci´on × Csoluci´on × ∆T qsoluci´on = 50 g × 4,18 J g−1 ◦ C−1 × (23,7 ◦ C − 22,5◦ C) = 250,8 kJ 0,103 g masa de Zn = = 1,57 × 10−3 moles moles de Zn = masa molar de Zn 65,38 g mol−1 209 kJ qsoluci´on =− = −1,592 × 105 kJ mol−1 ∆r H = − moles de Zn 1,57 × 10−3 mol Soluci´ on 13 Invertimos la primera reacci´on para tener Fe2 O3 del lado izquierdo, por lo tanto cambiamos el signo de su ∆r H, luego multiplicamos la segunda reacci´on por 3, para tener tres moles de CO y por lo tanto multiplicamos por tres su ∆r H: 3 ∆r H = 824,2 kJ Fe2 O3 (s) −−→ 2 Fe(s) + O2 (g) 2 3 3 CO(g) + O2 (g) −−→ 3 CO2 (g) ∆r H = −848,1 kJ 2

Fe2 O3 (s) + 3 CO(g) −−→ 2 Fe(s) + 3 CO2 (g)

∆r H = −23,9 kJ

´ 1.6. ENTALP´IAS DE FORMACION

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Soluci´ on 14 Invertimos la primera reacci´on para tener C5 H12 del lado izquierdo, por lo tanto cambiamos el signo de su ∆r H, luego multiplicamos la segunda reacci´on por 5, para tener 5 moles de C y por lo tanto multiplicamos por 5 su ∆r H, por u ´ltimo multiplicamos la tercera reacci´on por 3, para tener 6 moles de H2 y por lo tanto multiplicamos por 3 su ∆r H: 5 CO2 (g) + 6 H2 O(g) −−→ C5 H12 (l) + 8 O2 (g)

∆r H = 3244,8 kJ

5 C(s) + 5 O2 (g) −−→ 5 CO2 (g)

∆r H = −1967,5 kJ

6 H2 (g) + 3 O2 (g) −−→ 6 H2 O(g)

∆r H = −1450,5 kJ

5 C(s) + 6 H2 (g) −−→ C5 H12 (l)

∆r H = −173,2 kJ

Soluci´ on 15 a) 21 N2 (g) + O2 (g) −−→ NO2 (g) b) S(s) + 32 O2 (g) −−→ SO3 (g) c) Na(s) + 12 Br2 (l) −−→ NaBr(s) d) Pb(s) + N2 (g) + 3 O2 (g) −−→ Pb(NO3 )2 (s)

∆f H ◦ ∆f H ◦ ∆f H ◦ ∆f H ◦

= 33,84 kJ mol−1 = −395,2 kJ mol−1 = −361,4 kJ mol−1 = −451,9 kJ mol−1

Soluci´ on 16 Podemos utilizar ley de Hess para resolver el problema. M´etodo 1. Necesitamos invertir la reacci´on de formaci´on del Fe2 O3 para que nos quede del lado izquierdo en la reacci´on final. Por lo tanto el ∆r H ◦ para esta primera reacci´on ser´a igual a −∆r H ◦ (Fe2 O3 ) ∆r H ◦ = 822,16 kJ mol−1 Fe2 O3 (s) −−→ 2 Fe(s) + 23 O2 (g) 3 ◦ 2 Al(s) + 2 O2 (g) −−→ Al2 O3 (s) ∆r H = −1669,8 kJ mol−1 2 Al(s) + Fe2 O3 (s) −−→ Al2 O3 (s) + 2 Fe(s) ∆r H ◦ = −847,64 kJ mol−1 Podemos resolver el problema tambien utilizando la estrategia de dividir la reacci´on en dos partes: (1) descomposici´on de reactantes en sus elementos en estado est´andar (2) Formaci´on de los compuestos productos a partir de sus elementos en estado est´andar Esto resultar´a en la siguiente ecuaci´on: X X ∆r H ◦ = ν × ∆f H ◦ − ν × ∆f H ◦ productos

reactantes

CAP´ITULO 1. TERMOQU´IMICA

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donde ν representa el coeficiente estequiom´etrico del compuesto respectivo en la ecuaci´on de reaccci´on. M´etodo 2. ∆r H ◦ = {1 mol × ∆f H ◦ (Al2 O3 (s))} − {1 mol × ∆f H ◦ (Fe2 O3 (s))}

∆r H ◦ = {1 mol × −1669,8 kJ mol−1 } − {1 mol × −882,16 kJ mol−1 } ∆r H ◦ = −847,64 kJ Soluci´ on 17 Establecemos la ecuaci´on para calcular la entalp´ıa est´andar de la reacci´on que nos dan y despejamos la entalp´ıa est´andar de formaci´on de la acetona

∆r H ◦ = {(3 mol × ∆f H ◦ (CO2 (g)))+(3 mol × ∆f H ◦ (H2 O(l)))}−{(1 mol × ∆f H ◦ (C3 H6 O (4 mol × ∆f H ◦ (O2 (g)))} ∆f H ◦ (C3 H6 O(l)) = {(3 mol × ∆f H ◦ (CO2 (g)))+(3 mol × ∆f H ◦ (H2 O(l)))}− {∆r H ◦ + (4 mol × ∆f H ◦ (O2 (g)))} ∆f H ◦ (C3 H6 O(l)) = {3 × (−393,5 kJ) + 3 × (−285,3 kJ)} − {(1790kJ) + 4 × (0 kJ)} ∆f H ◦ (C3 H6 O(l)) = (−2036,4 kJ) − (−1790 kJ) ∆f H ◦ (C3 H6 O(l)) = −246,4 kJ Soluci´ on 18 (a) C8 H18 (l) +

25 O2 (g) −−→ 8 CO2 (g) + 9 H2 O(g) 2

(b) ∆f H ◦ (C8 H8 (l)) = {(8 mol × ∆f H ◦ (CO2 (g)))+(9 mol × ∆f H ◦ (H2 O(l)))}− {∆r H ◦ + (25/2 mol × ∆f H ◦ (O2 (g)))} ∆f H ◦ (C8 H18 (l)) = {8×(−393,5 kJ)+9×(−241,82 kJ)}−{(−5064kJ)+ 25/2 × (0 kJ)} ∆f H ◦ (C8 H18 (l)) = (−5324,38 kJ) − (−5064 kJ) ∆f H ◦ (C3 H6 O(l)) = −260,38 kJ

´ 1.6. ENTALP´IAS DE FORMACION

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Soluci´ on 19 (a) C2 H5 OH(l) + 3 O2 (g) −−→ 2 CO2 (g) + 3 H2 O(g) (b) De acuerdo con la estequiometr´ıa podemos calcular el ∆r H ◦ como: ∆r H ◦ = (2 × ∆f H ◦ (CO2 , g) + 3 × ∆f H ◦ (H2 O, g)) − (∆f H ◦ (C2 H5 OH, l) + 3 × ∆f H ◦ (O2 , g)) ∆r H ◦ = (2 × (−393,5 kJ) + 3 × (−241,8 kJ)) − ((−277,7 kJ) + 3 × (0 kJ)) ∆r H ◦ = −1234,7 kJ (c) Calor por Litro de Etanol calor L de etanol ∆r H ◦ (C2 H5 OH, l) × δ(C2 H5 OH, l) × 1000 = M (C2 H5 OH, l) −1234,7 kJ 1 mol 0,789 g 1000 mL = × × × 1 mol 46,07 g 1 mL 1L −1 = −21145,61 kJ L (d) Utilizamos la relaci´on estequiom´etrica en la ecuaci´on de reacci´on para tener la relaci´on de calor emitido por mol de CO2 y luego con la masa molar de CO2 calculamos la relaci´on de g de CO2 por kJ. 2 moles de CO2 44 g × 1234,7 kJ 1 mol masa de CO2 por kJ = 0,0713 g kJ−1 g de CO2 producidos =