Guia de termodinamica PDF

Preview

Summary

es una gui completa sobre ejercicios de termodinamica en quimica...

Description

OBJETIVOS GENERALES DE LA MATERIA QUIMICA GENERAL II

Con este programa se pretende completar los conocimientos básicos de Química General que todo Ingeniero requiere, así como también poder aplicar los conocimientos adquiridos en el estudio de materias afines del ciclo profesional. Al finalizar el curso el alumno deberá haber adquirido conocimientos teóricos necesarios para el estudio completo de una reacción química, en aspectos esenciales como son el termodinámico y el equilibrio. OBJETIVOS ESPECIFICOS:

TEMA I:

TERMODINAMICA:

1.1.

Al finalizar el tema el estudiante: Diferenciará entre sistemas y alrededores.

1.2.

Especificará el estado de un sistema termodinámico en función de unas variables de estado o funciones de estado.

1.3.

Establecerá los requisitos que debe reunir una variable para ser una función de estado.

1.4.

Dadas varias transformaciones identificará todos los tipos de procesos que ocurren.

2.1

Concluirá que el trabajo y el calor son diferentes formas de manifestar los cambios energéticos.

2.2

Establecerá que el primer principio es la generalización de hechos experimentales y naturales sobre la conservación de la energía.

2.3

Determinará la ecuación que define el primer principio de la termodinámica.

2.4

Dado un proceso, determinará el signo del calor y el trabajo correspondiente.

2.5

Dado para un sistema dos procesos diferentes los cuales tienen el mismo estado inicial y final, calculará el cambio de energía interna, el trabajo y el calor, y comprobará que el cambio de energía interna es una función de estado, mientras que el calor y el trabajo no son funciones de estado.

1

2.6

Demostrará a partir de la ecuación del primer principio de la termodinámica que la variación de energía interna de un sistema es igual al calor absorbido o desprendido solamente cuando el proceso se realiza a volumen constante.

3.1

Establecerá la ecuación que define el cambio de entalpía de un sistema.

3.2

Demostrará a partir de la ecuación anterior, que la variación de entalpía es igual al calor absorbido o desprendido solamente cuando un proceso se realiza a presión constante.

4.1

Concluirá que se pueden definir dos capacidades caloríficas que son las capacidades caloríficas a volumen y a presión constante.

4.2

Determinará el calor absorbido o desprendido por un gas ideal cuando sufre transformaciones a presión y a volumen constante.

5.1

Dada una reacción química a temperatura constante determinará la relación que hay entre el cambio de entalpía y el cambio de energía interna.

5.2

Analizará la necesidad de asignar a cada sustancia una entalpía absoluta y concluirá que para esto es preciso elegir un estado de entalpía cero.

5.3

Establecerá cual es el estado normal o estándar de un elemento y compuesto y asignará el estado de entalpía cero.

5.4

Definirá entalpía de formación de un compuesto y demostrará la utilidad de este término para realizar cálculos termoquímicos.

5.5

Determinará aplicando la Ley de Hess, la variación de entalpía para una reacción, a partir de las variaciones de entalpía de diferentes reacciones las cuales combinadas dan la reacción buscada, llevándose a cabo todas las reacciones a presión y temperatura constantes.

5.6

Dada una reacción química a una temperatura diferente de la normal, calculará la variación de entalpía de esa reacción a dicha temperatura, conociendo los valores de las capacidades caloríficas de los reaccionantes y de los productos y el cambio de entalpía de esa reacción en condiciones normales.

2

6.1

Diferenciará entre un proceso espontáneo y uno reversible.

6.2

Inferirá basándose en los postulados del segundo principio de la termodinámica los criterios para predecir si un proceso será o no reversible.

6.3

Calculará el cambio de entropía en diferentes transformaciones y determinará si ocurre un cambio espontáneo.

6.4

Dada una reacción de formación de un compuesto a partir de sus elementos, calculará la variación de entropía para dicha reacción.

6.5

Dada una reacción química cualquiera, determinará la variación de entropía para dicha reacción.

7.1

Establecerá los criterios en términos de las variables de presión, volumen, temperatura para poder determinar a partir de la magnitud del cambio de energía libre de Gibbs si un sistema se encuentra en equilibrio o si produce un cambio espontáneo o no.

7.2

Analizará el efecto relativo de los signos de H, T y S sobre el signo del cambio de energía libre de Gibbs (G).

7.3

Dado un proceso a temperatura constante para un gas ideal, calculará el cambio de energía libre de Gibbs.

8.1

Analizará la utilidad de asignar valores absolutos de energía libre de Gibbs.

8.2

Dada una reacción química, calculará la energía libre estándar (Gº) a partir de las energías libres estándar de formación (Gºf) de los reaccionantes y productos de dicha reacción química y con el valor obtenido de la energía libre estándar calculará la constante de equilibrio.

8.3

Dado el valor de la constante de equilibrio para una reacción química, inferirá si esta reacción está muy desplazada hacia los productos o no.

3

1. Cuando se lleva un sistema desde el estado A al estado B, en la figura indicada a lo largo del camino ACB, se entrega al sistema una cantidad de calor equivalente a 80 joules y el sistema realiza 30 joules de trabajo. a) ¿Cuánto calor recibirá el sistema a lo largo del camino ADB, si el trabajo que realiza fuera de 10 joules? b) El sistema vuelve del estado B al estado A por un camino curvo. El trabajo que se entrega al sistema es de 20 joules ¿qué cantidad de calor absorbe o desprende el sistema? c) Si EA = 0 y ED = 40 joules, calcular QAD y QDB

R: a) 60 joules

b) -70 joules

c) 50 joules, 10 joules.

2. Un mol de un gas ideal a 25 ºC, es mantenido en un cilindro por un pistón que soporta una presión de 100 atm. La presión sobre el pistón es disminuida en tres etapas: primero a 50 atm, luego a 20 atm y finalmente a 10 atm. Calcule el trabajo realizado por el gas durante estas expansiones irreversibles a una temperatura de 25 ºC y compárelo con el trabajo realizado en una expansión isotérmica reversible de 100 a 10 atm a 25 ºC. R: WI = 298 cal. W II = 357,6 cal.

W 3 = 298 cal.

4

Wirrev. = 953,6 cal

W rev. = 1371 cal.

3. La figura corresponde a un gas ideal. En el punto a, Ta = 300 ºK, P a = 3 atm, Va = 80 L. La curva ad es una isoterma y Vb = 240 L. a) Calcular la temperatura en los puntos b y c. b) Calcular W, Q, E y H en los procesos abd, acd y en los procesos lineales e isotérmico ad. Considere procesos reversibles.

R: a) Tb = 900 ºK

TC = 100 ºK.

b)

Procesos abd

acd

ad (isotérmico)

ad (lineal)

E = H = 0

E = H = 0

E = H = 0

E = H = 0

Q = W = 11712 cal

Q = W = 3904 cal

Q = W = 6433,5 cal

Q = W = 7744 cal

4. Un gas ideal monoatómico (Cv = 3/2 R) realiza un ciclo reversible según los datos y tipos de procesos indicados en la tabla siguiente: ESTADO

P (atm)

1 2 3

1 __ __

V(L)

8,96 17,92 8,96

T (ºK)

273 546 546

ETAPAS

1 2 3

TIPO DE PROCESO

2 3 1

_______ _______ _______

Represente los procesos en el plano P - V y calcule W, Q, E y H para cada una de las etapas y para el ciclo. R: ETAPA 12:

Q = H = 546 cal

W = 218,4 cal

ETAPA 23:

Q = W = -302,8 cal

H = E = 0

ETAPA 31:

Q = E = -327,6 cal

W=0

CICLO:

E = H = 0

Q = W = -84,4 cal

5

E = 327,6 cal H = -546 cal

5. Un mol de un gas ideal (CV = 3/2 R), inicialmente a 0 ºC y 1 atm de presión, sigue la secuencia de etapas reversibles mostradas en la figura. Calcule W, Q, E y H para cada una de las etapas y para todo el proceso.

R:

ETAPA 12 E = H = 0 W = Q = 378,5 cal

ETAPA 23

ETAPA 31

W = 0 W = -546 cal E = Q = 819 cal H = Q = -1365 cal H = 1365 cal

6.

CICLO

E = -819 cal

E = 0 H = 0

W = Q = 167,5 cal

Un gas ideal para el cual CV = 3/2 R, se lleva desde el punto a al b, de la figura, por tres caminos acb, adb y ab. Si P b = 2Pa y V b = 2Va, calcule Q, W, E y H por mol en cada una de las transformaciones, exprese el resultado en función de R y Ta.

R:

CAMINO acb

CAMINO adb

CAMINO ab

E = 9/2 RTa H = 15/2 RTa W = 2RTa Q = 13/2RTa

E = 9/2 RTa H = 15/2 RTa W = RTa Q = 11/2 RTa

E = 9/2 RTa H = 15/2 RTa W = 3/2 RTa Q = 6RTa

6

7. Cuando una muestra de 1 g de ácido benzoico (C 6H5COOH) se quemó en una bomba calorimetrica se observó un aumento de temperatura de 1,642 ºC. Cuando se quemó una muestra de 0,265 g de cafeína (C8H10O2N4) en el mismo calorimetro, se midió un aumento de temperatura de 1,525 ºC. Si el calor de combustión del ácido benzoico es -26,38 KJ/g a volumen constante, calcule el calor de combustión por mol de cafeína a volumen constante. R: E = -17935,8 KJ/mol. 8. Una muestra de 2,50 g de octano (C8H18) líquido, se quemó en una bomba calorimetrica aumentando la temperatura de 25 a 32,4 ºC. ¿Cuál será el E y H de combustión por mol de octano, si dentro de la misma bomba la combustión de 0,02 moles de benceno (C6H6) líquido provocó un aumento de temperatura de 25 a 27,8 ºC. El Hº para la combustión del benceno dando CO 2(g) y H2O(l) es -749 kcal/mol. R: E º = - 1801,2 kcal/mol

Hº = - 1803,9 kcal/mol

9. La aspirina se produce comercialmente a partir del ácido salicílico (C 7H6O3). Un gran embarque de ácido salicílico está contaminado con óxido bórico, el cual como el ácido salicílico es un polvo blanco. Se sabe que el calor de combustión del ácido salicílico a volumen constante es -3.103 KJ/mol. El óxido bórico no se quema debido a que está oxidado completamente. Cuando una muestra de 3,556 g de ácido salicílico contaminado se quema en una bomba calorimétrica, la temperatura se incrementa en 2,556 ºC. A partir de mediciones anteriores y sabiendo que la capacidad calorífica del calorímetro es 13,62 KJ/ºC. ¿Cuál es el porcentaje en peso del contaminante en la muestra? R: 55%

10. Se quema 1,00 g de naftaleno (C10H8) sólido, en una bomba calorimétrica a 25 ºC y se desprenden 9621 calorías. Calcule la entalpia estándar de formación del naftaleno. DATOS: Hºf (CO2) = -94,3kcal/mol Hºf (H2O) = -68,32 kcal/mol R: 19,10 kcal/mol

7

11. Tomando como base los siguientes datos a 25 ºC Fe2O3(s) + 3C(s)

2Fe(s) + 3CO(g)

FeO(s)

Fe(s)

C(s) CO(g)

+

C(s)

Hº (Kcal) 117,3

+ CO(g)

37,3

+ O2(s)

CO2(g)

-94,05

+ 1/2O2(g)

CO 2(g)

-67,63

Calcule los calores estándar de formación del FeO(s) y Fe2O3(s) R: Hºf (FeO) = -63,72 Kcal/mol

Hºf (Fe2O3) = -196,56 Kcal/mol

12. A partir de las reacciones siguientes: 2C2H6(g) + 7O2(g)

Hº 298 (Kcal) -745,7

4CO2(g) + 6H2O(l)

C(s) + O2(g) 2H2(g) + O2 (g)

CO2(g)

-94,2

2H2O(l)

-136,7

Calcular Hº y Eº para la formación de etano gaseoso (C2H6) a 400 ºK. DATOS: Cp (cal/ºK mol) :

C2H6(g) = 12,6

C(s) = 2,1

R: Hºf = -21 kcal/mol

Eºf = -20,65 kcal/mol

H2(g) = 6,9

13. Dadas las siguientes reacciones a 25 ºC: 2N2(g) + 6H2O(l)

4NH3(g) + 3O2(g)

N2 (g)

N2O(g)

+ H2O(l)

H2(g) + 1/2O2(g)

Hº (Kcal) 365,9

+ H2(g)

87,8

H2O(l)

-68,3

y sabiendo que Cp (cal/ºKmol): H 2O(l) = 18 N2O(g) = 6,5

NH3(g) = 6,2 N2(g) = 6,4

Calcular: a) Hº a 25 ºC para la siguiente reacción 2NH3(g) + 3N2O(g)

4N2(g) + 3H2O(l)

8

b) Hº y Eº para la reacción anterior a 398 ºK. R: a) Hº 298 = -241,45 Kcal

b) Hº398 = -236,73 Kcal,

Eº398 = -235,93 Kcal

14. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas: Fe2O3(s)

+ 3CO(g)

2Fe(s) + 3CO2(g)

Hº = -28,0 KJ

3Fe2O3(s) + CO(g)

2Fe3O4(s) + CO2(g)

Hº = -59 KJ

Fe3O4(s)

3FeO(s) + CO2(g)

Hº = 38,0 KJ

+ CO(g)

Calcule Hº para la reacción: FeO(s) + CO(g)

Fe(s) + CO 2(g)

R: -16,84 KJ

15. La combustión de 1,00 g de carbono proporciona 7.300 cal. ¿Qué cantidad de dicho carbono hace falta para calentar 4 litros de agua desde 20 ºC hasta su punto de ebullición normal (1 atm, 100 ºC) DATOS: Ce (H2O) = 1 cal/g ºC

dH2o = 1,0 g/mL

R: 44 g

16. ¿Cuál es la cantidad de calor necesaria medida a presión constante para obtener 1 kg de carburo de calcio (CaC2), de acuerdo a la siguiente ecuación: Hºf (Kcal/mol)

CaO(s) + 3C(s) -151,9

CaC2(s) + CO(g) -15,0 -26,4

R: 1726,6 Kcal

9

17. Una etapa en la manufactura del tetracloruro de carbono (CCl 4) implica la reacción siguiente: CS2(l) + 3Cl2(g)

CCl4(l) + S2Cl2(g)

La cual se realiza a 25 ºC en un reactor enfriado con agua. Los calores de formación estándar (Hºf ) son: CS 2 = 21 Kcal; CCl4 = -33,3 Kcal y S2Cl2 = -14,14 Kcal ¿Cuántos litros de agua fría a 5 ºC deben circular a través del reactor por cada kilogramo de Cl2 que reacciona para mantener la temperatura a 25 ºC?

d H2O = 1,0 g/mL

Ce(H2O) = 1 cal/g ºC

R: 16,1 L 18. ¿Cuántos litros de agua a 15 ºC podrían calentarse hasta 95 ºC, quemando 200 litros de metano (CH4) medidos a 1 atm y 0 ºC? DATOS:

Hº COMBUSTIÓN (CH4) = -213 Kcal/mol

dH2O = 1,0 g/mL

Cp (H2O) = 18 cal/mol ºK

R: 23,8 L 19. El calor de combustión del etano gaseoso (C2H6), medido a Kcal/mol. Suponiendo que sea utilizable el 60 % del calor. medidos en condiciones normales (1 atm, 0 ºC), tienen suministrar el calor suficiente para elevar la temperatura de vapor a 100 ºC? DATOS: Hvap. = 9720 cal/mol

presión constante es -376 ¿Cuántos litros de etano, que ser quemados para 50 kg de agua a 10 ºC a

Cp = 18 cal/mol ºK para el agua líquida.

R: 3125 L 20. Calcular el calor desprendido medido a presión constante durante la combustión de un galón (3,8 litros) de octano (gasolina, C 8H18). La densidad del octano es 0,703 g/mL. ¿Qué peso de hidrógeno (H 2) tendría que quemarse originando H 2O(l) para producir esa misma cantidad de calor? ¿Qué volumen ocuparía ese H 2 si se comprimiera hasta 170 atm a 25 ºC? ¿Qué indica esto sobre la posibilidad de que sea económico utilizar hidrógeno como combustible en automóviles?

10

DATOS: Hºf (C8H18) = -47,12 Kcal/mol, Hºf (CO2) = -94,05 Kcal/mol R: 905,2 g

,

Hºf (H2O) = -68,38 Kcal/mol

65,1 L.

21. Un mol de un gas ideal se expande reversible e isotérmicamente desde un volumen de 2 L hasta 20 L a) Calcule la variación de entropía del gas b) si la expansión anterior es contra el vacio ¿cuál será la variación de entropía del gas? R: a) 4,6 cal/ºK

b) 4,6 cal/ºK

22. Un mol de un gas ideal para el cual Cv = 3/2 R inicialmente a 298 K, experimenta los cambios reversibles mostrados en la figura.

a) Calcular W, Q, H y S para el proceso. b) Si el gas va desde el estado inicial al estado final a través de un proceso isobárico, calcule E, H, S, W y Q. R: a) Q = -860 cal W = -413 cal E = -447 cal H = -745 cal S = -3,47 cal/K b) E, H y S son iguales

W = -298 cal

Q = -745 cal

23. Calcule S del sistema en los problemas 3, 5, 7,10 y 12. R:

3) 4,61 cal/ºK 10) 0

5) 21 cal/ºK

7) 0

12) 5,52 cal/ºK

11

24. Calcule el cambio de entropía del sistema cuando 100 mL de metanol líquido (CH3OH) a 0 ºC son añadidos a 300 mL de metanol líquido a 50 ºC. Considere el sistema aislado. ¿Es espontáneo el proceso? ¿Porqué? Considere el proceso a presión constante. DATOS:

Ce = 0,60 cal/g ºC

d = 0,80 g/mL

R: 0,50 cal/ºK  0 sistema aislado

proceso espontáneo

25. Estime el rango de temperatura en el cual cada una de las siguientes reacciones es espontánea en condiciones estándar. a)La reacción por la cual las gotas de ácido sulfúrico del aire contaminado convierten la piedra caliza o mármol (carbonato de calcio), que es insoluble en agua en sulfato de calcio ligeramente soluble, el cual es desgastado por la lluvia con lentitud. CaCO3(s) + H2SO4(l)

CaSO 4(s) + H2O(l) + CO2(g)

Hºf (KJ/mol) -1207,0

-814,0

-1433,0

-285,8

-393,5

Sº (J/ºK mol)

156,9

107,0

69,9

213,6

92,90

b) La reacción por medio de la cual Lavoisier logró preparar oxígeno por primera vez en el laboratorio a fines del siglo XVIII. 2HgO(s)

2Hg(l)

+ O2(g)

Hºf (KJ/mol)

-90,83

0

0

Sº (J/ºK mol)

70,29

76,02

205,00

c) Las reacciones en las que una sustancia se descompone perdiendo CO 2, se llaman descarboxilación. La descarboxilación del ácido acético se efectúa como sigue: CH3COOH(l)

CH4(g) + CO2(g)

Hºf (KJ/mol)

-487,0

-74,8

-393,5

Sº (J/ºK mol)

159,8

186,3

213,6

12

d) Para la reacción:

4NO(g) + 6H2O(g)

Hºf (KJ/mol)

90,25

Sº (J/ºK mol)

4NH3(g) + 5O2(g)

-285,8

-46,11

0

69,9

192,3

205,0

210,7

R: a) Espontánea a cualquier temperatura. b) T  565 ºC c) T  -195 ºC (78 ºK) d) No espontánea a cualquier temperatura.

26. ¿A qué temperatura la siguiente reacción estará en equilibrio? 2SO4(g) + O2(g)

2SO3(g)

Hºf (KJ/mol)

-296,8

0

-395,6

Sº (J/ºK mol)

248,1

205,0

256,6

¿Es espontánea la reacción en condiciones estándar? R: a) 58,7 ºC

b) 159 ºC

c) 778 ºC,

si Gº  0

27. a) Un mol de un gas ideal que ocupa un volumen de 22,4 litros se expande reversible e isotérmicamente a 0 ºC hasta 224 litros. Calcule...