Dada la ecuación termoquímica (a 0 ºC y 1 atm):

2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O₂ (g),      DH = 181,6 kJ

Calcula:

a)  La energía necesaria para descomponer 60,6 g de HgO.

b)  El volumen de O₂ en c. n., que se produce por calentamiento de HgO cuando se absorben 100 kcal.

Dato: Hg = 200,6

Solución:

2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O₂ (g),      DH = 181,6 kJ

a)  Dato: m (HgO) = 60,6 g

Según la reacción, para que se descompongan 2 moles de HgO, se necesitan 181,6 kJ, por tanto necesitamos saber los moles de HgO que hay en 60,6 g del mismo.

Peso molecular del HgO:

P_m (HgO) = 200,6 + 16 = 216,6

Ahora, mediante factores de conversión, se puede obtener la energía necesaria para descomponer el HgO que tenemos:

b)  Datos: P = 1 atm; T = 273 K; Q = 100 kcal.

Moles de oxígeno que se obtienen:

Volumen de oxígeno a 0 ºC y 1 atm:

P V = n R T → V = n R T/P

El calor de combustión del butano gaseoso a presión constante y 25 ºC es DH⁰ = –2876 kJ/mol. Calcula:

a)  El calor de formación del butano a presión constante.

b)  Su calor de combustión a volumen constante.

Datos: DH⁰_f (CO₂) = –393,52 kJ/mol, DH⁰_f (H₂O) = –285,84 kJ/mol

Solución:

Datos:

DH⁰_f (C₄H₁₀) = –2876 kJ/mol; DH⁰_f (CO₂) = –393,52 kJ/mol, DH⁰_f (H₂O) = –285,84 kJ/mol

P = constante; T = (25 + 273) K = 298 K

Dos anteriores datos tenemos que:

C₄H₁₀ (g) + (13/2) O₂ → 4 CO₂ (g) + 5 H₂O (g),  –2876 kJ/mol

C + O₂ → CO₂,  –393,52 kJ/mol

H₂ + (1/2) O₂ → H₂O,  –285,84 kJ/mol

a)  Q_P = DH

Formación de un mol de butano: 4 C + 5 H₂ ® C₄H₁₀

También se puede hacer aplicando la siguiente expresión:

DH⁰_reacción = Sn·DH⁰_{f, productos} – Sm·DH⁰_{f, reactivos}

DH⁰_r = (4·DH⁰_f[CO₂] + 5·DH⁰_f[H₂O]) – (DH⁰_f[C₄H₁₀] +(13/2)·DH⁰_f[O₂])

b)  Primer principio de la Termodinámica:

DU = DH – W

DU = DH – P DV = DH – Dn R T

DU = Q_V       

Q_V = DH – Dn R T

Dn = Snº moles gases (producto) – Snº moles gases (reactivos)

Dn = (4 + 5) moles – [1 + 13/2)] moles = 1,5 moles

En la reacción de combustión del benceno (C₆H₆):

C₆H₆ (l) + (15/2) O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 3 H₂O (l)

realizada a presión constante y a 25 ºC, se desprenden 42,32  kJ por cada gramo de benceno que se quema. Se pide:

a)  Formula de la ecuación termoquímica correspondiente, de forma que intervenga el DH. 

b)  Calcular el DU para esta misma reacción a 25 ºC.

Solución:

Datos: T = 298 K; Q_P = –42,32 kJ/g

a)  Como la reacción se realiza a presión constante: DH = Q_p, luego lo que necesitamos saber es el calor que se desprende por mol de benceno quemado.

Peso molecular del benceno:

P_m (C₆H₆) = 6·12 + 6·1 = 78

DH = –42,32 (kJ/g)·78 (g/mol) = –3301 kJ/mol 

C₆H₆ (l) + (15/2) O₂ (g) → 6 CO₂ (g) + 3 H₂O (l),  DH = –3301 kJ/mol

b)  Aplicando el primer principio de la termodinámica: 

DH = ΔU + W

DH = ΔU + P ΔV → ΔU = DH – Δn R T

Dn = Snº moles gases (producto) – Snº moles gases (reactivos)

Dn = 6 moles – (15/2) moles = –1,5 moles

Estos resultados nos indican que si la reacción se realiza a volumen constante, se desprenden 3297,3 kJ y si se efectúa a presión constante, se desprenden 3301 kJ. La diferencia es la energía gastada en el trabajo de expansión.

La siguiente reacción de combustión del propano, la cual transcurre a temperatura constante de 100 ºC y a presión de 1 atm, es:

C₃H₈ (g) + 5 O₂ (g) → 3 CO₂ (g) + 4 H₂O (g)

Si en esta reacción se desprende 1620,79 kJ por cada mol de propano reaccionado, halla:

a)  La variación de entalpía de la reacción.

b)  La variación de su energía interna.

Solución:

a)  Como la reacción se realiza a presión constante y es exotérmica:

DH = –1620,79 kJ

b)  Aplicando el primer principio de la termodinámica:  

DH = ΔU + W

DH = ΔU + P ΔV → ΔU = DH – Δn R T

Dn = Snº moles gases (producto) – Snº moles gases (reactivos)

Dn = (3 + 4) moles – (1 + 5) moles = 1 mol

Estos resultados nos indican que si la reacción se realiza a volumen constante, se desprenden 1623,9 kJ y si se efectúa a presión constante, se desprenden 1620,79 kJ. La diferencia es la energía gastada en el trabajo de expansión.

La combinación del azufre con el oxígeno viene expresada por la siguiente reacción:

S (s) + O₂ (g) → SO₂ (g),   DH = –296,8 kJ

Calcula la variación de su energía interna.

Solución:

Dato: DH = –296,8 kJ

Primer principio de la termodinámica:

DH = ΔU + W

DH = ΔU + P ΔV → ΔU = DH – Δn R T

Dn = Snº moles gases (producto) – Snº moles gases (reactivos)

Dn = 1 mol – 1 mol = 0

ΔU = DH = –296,8 kJ

Como no ha habido un aumento de volumen de los gases, el valor de la entalpía prácticamente coincide con el de la energía interna.