Problemas Baborin

1. Termoquímica. Capítulo 12. Baborín
1. Al reaccionar 4,986 g de plata con la cantidad correspondiente de bromo, el calor
desprendido eleva la temperatura de 500 g de agua en 2,20ºC. Hallar el calor de
formación del AgBr.
Calor específico del agua: 1 cal/gºC.
𝒒 = 𝒄𝒆 ∗ 𝒎 ∗ ∆𝒕 = 𝟏 ∗ (𝟓𝟎𝟎 + 𝟒, 𝟗𝟖𝟔) ∗ 𝟐,𝟐𝟎 = 𝟏𝟏𝟏𝟏 𝒄𝒂𝒍
𝟏𝟏𝟏𝟏 𝒄𝒂𝒍
𝟒,𝟗𝟖𝟔 𝒈 𝑨𝒈
∗
𝟏𝟎𝟕,𝟖𝟖 𝒈 𝑨𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑩𝒓
= 𝟐𝟒𝟎𝟑𝟖
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍
𝑨𝒈𝑩𝒓
2. Se disuelven 1,06 g de carbonato de sodio anhidro en 200 g de agua, y la
temperatura de ésta se eleva en 0,28ºC. Hallar el calor de disolución del Na2CO3 para
formar esta disolución diluida.
Calor específico del agua: 1 cal/gºC.
𝒒 = 𝒄𝒆 ∗ 𝒎 ∗ ∆𝒕 = 𝟏 ∗ (𝟐𝟎𝟎 + 𝟏, 𝟎𝟔) ∗ 𝟎, 𝟐𝟖 =56,2968cal
𝟓𝟔,𝟐𝟗𝟔𝟖 𝒄𝒂𝒍
𝟏,𝟎𝟔 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
∗
𝟏𝟎𝟓,𝟗𝟗𝟑 𝒈𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
= 𝟓𝟔𝟐𝟗𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑
3. Se disuelven 1,46 g de carbonato de sodio decahidratado en 125 g de agua 20,00º C,
y la temperatura desciende 19,35ºC. Calcular el calor de disolución del
𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶 para dar lugar a esta disolución.
Calor específico del agua: 1 cal/gºC.
𝒒 = 𝒄𝒆 ∗ 𝒎 ∗ ∆𝒕 = 𝟏 ∗ (𝟏𝟐𝟓 + 𝟏, 𝟒𝟔) ∗ (𝟏𝟗,𝟑𝟓 − 𝟐𝟎) = −𝟖𝟐,𝟏𝟗𝟗 𝒄𝒂𝒍
−𝟖𝟐,𝟏𝟗𝟗 𝒄𝒂𝒍
𝟏,𝟒𝟔 𝒈 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶
∗
(𝟏𝟎𝟓,𝟗𝟗𝟑+𝟏𝟖∗𝟏𝟎)𝒈𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶
= −𝟏𝟔𝟏𝟎𝟏 𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
4. Los calores de formación del Na2CO3, Na2CO3.10 H2O y H2O(l) a temperatura ambiente
son 269 670 cal, 975 260 cal y 68 320 cal, respectivamente. Calcular el calor de
hidratación del carbonato de sodio anhidro para formar el decahidrato a partir de
estos calores de formación, y también, aunque aproximadamente, a partir de los
calores de disolución de los carbonatos de sodio anhidro e hidratado hallados en los
dos problemas anteriores.
𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑(𝒔) + 𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑. 𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶 (𝒔)
𝑸𝑯𝒊𝒅𝒓𝒂 = 𝑸𝒇(𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶 ) − 𝟏𝟎 ∗ 𝑸𝒇(𝑯𝟐𝑶 ) − 𝑸𝒇(𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑)
𝑸𝑯𝒊𝒅𝒓𝒂 = 𝟗𝟕𝟓𝟐𝟔𝟎 − 𝟏𝟎 ∗ 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 − 𝟐𝟔𝟗𝟔𝟕𝟎 = 𝟐𝟐 𝟑𝟗𝟎 𝒄𝒂𝒍
Para las disoluciones tenemos:
𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑.𝟏𝟎𝑯𝟐𝑶 (𝒔) + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑(𝒂𝒒) ; 𝑸𝟏 = −𝟏𝟔 𝟏𝟎𝟏 𝒄𝒂𝒍
𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑(𝒔) + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑵𝒂𝟐𝑪𝑶𝟑(𝒂𝒒) ; ; 𝑸𝟐 = 𝟓𝟔𝟐𝟗 𝒄𝒂𝒍
𝑸𝑯𝒊𝒅𝒓𝒂 = 𝑸𝟐 − 𝑸𝟏 = 𝟓𝟔𝟐𝟗 + 𝟏𝟔𝟏𝟎𝟏 = 𝟐𝟏𝟕𝟑𝟎 𝒄𝒂𝒍
5. Al disolver 1 g de nitrato de amonio en 200 g de agua a 18ºC, la temperatura de la
disolución resulta ser de 17,60 ºC. Calcular el calor de disolución del nitrato de
amonio para formar una disolución muy diluida.
Calor específico del agua: 1 cal/gºC.
𝒒 = 𝒄𝒆 ∗ 𝒎 ∗ ∆𝒕 = 𝟏 ∗ 𝟐𝟎𝟏 ∗ (𝟏𝟕,𝟔𝟎 − 𝟏𝟖) = −𝟖𝟎,𝟒 𝒄𝒂𝒍
•𝟖𝟎,𝟒 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒈 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟑
∗
𝟖𝟎,𝟎𝟏𝟔 𝒈 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟑
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟑
= −𝟔𝟒𝟑𝟑 𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
6. A temperatura ambiente lo calores de combustión del grafito, del diamante y del
carbono amorfo son, respectivamente, de 94030 cal, 94 480 cal y 96 700 cal. Calcular
los calores de transformación:
a) Del diamante en grafito.

2. b) Del carbono amorfo en grafito.
c) Del carbono amorfo en diamante.
𝑪(𝒈𝒓𝒂𝒇) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝑸𝟏
𝑪(𝒅𝒊𝒂𝒎) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝑸𝟐
𝑪(𝒂𝒎𝒐𝒓𝒇𝒐) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝑸𝟑
a) 𝑸 = 𝑸𝟐 − 𝑸𝟏 = 𝟗𝟒𝟒𝟖𝟎 − 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 = 𝟒𝟓𝟎 𝒄𝒂𝒍
b) 𝑸 = 𝑸𝟑 − 𝑸𝟏 = 𝟗𝟔𝟕𝟎𝟎 − 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 = 𝟐𝟔𝟕𝟎 𝒄𝒂𝒍
c) 𝑸 = 𝑸𝟑 − 𝑸𝟐 = 𝟗𝟔𝟕𝟎𝟎 − 𝟗𝟒𝟒𝟖𝟎 = 𝟐𝟐𝟎 𝒄𝒂𝒍
7. Los calores de formación del dióxido de nitrógeno y del tetróxido de nitrógeno
gaseosos son, respectivamente, -8030 cal y -3060 cal por mol. Calcular el calor de
disociación del N2O4 (g) en NO2(g).
𝟏
𝟐
𝑵𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑵𝑶𝟐(𝒈) + 𝑸𝟏
𝑵𝟐(𝒈) + 𝟐 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑵𝟐𝑶𝟒(𝒈) + 𝑸𝟐
La reacción buscada:
𝑵𝟐𝑶𝟒(𝒈) → 𝟐 𝑵𝑶𝟐(𝒈)
𝑸 = −𝑸𝟐 + 𝟐 ∗ 𝑸𝟏 = 𝟑𝟎𝟔𝟎 + 𝟐 ∗ (−𝟖𝟎𝟑𝟎) = −𝟏𝟑𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
8. Calcular el calor de la reacción
𝟐 𝑵𝑶(𝒈) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐𝑵𝑶𝟐 (𝒈)
Si los calores de formación del NO y del NO2 son, respectivamente, -21600 cal y -8030
cal per mol.
𝑸 = 𝟐 ∗ 𝑸𝑵𝑶𝟐
− 𝟐 ∗ 𝑸𝑵𝑶 = 𝟐 ∗ (−𝟖𝟎𝟑𝟎) − 𝟐 ∗ (−𝟐𝟏𝟔𝟎𝟎) = 𝟐𝟕𝟏𝟒𝟎 𝒄𝒂𝒍
9. Calcular el calor de formación del óxido de nitrógeno (II) a partir de las dos
ecuaciones termoquímicas siguientes:
𝑵𝟐 + 𝟐 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑵𝑶𝟐 − 𝟏𝟔 𝟎𝟔𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟐 𝑵𝑶 + 𝑶𝟐 → 𝟐 𝑵𝑶𝟐 + 𝟐𝟕𝟏𝟒𝟎 𝒄𝒂𝒍
En que todas las substancias se encuentran en estado gaseoso.
La reacción buscada es:
𝟏
𝟐
𝑵𝟐 +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 → 𝑵𝑶
Por tanto:
𝑸𝑵𝑶 =
𝟏
𝟐
∗ 𝑸𝟏 −
𝟏
𝟐
∗ 𝑸𝟐 =
𝟏
𝟐
∗ (−𝟏𝟔𝟎𝟔𝟎) −
𝟏
𝟐
∗ 𝟐𝟕𝟏𝟒𝟎 = −𝟐𝟏 𝟔𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
10. Los calores de formación del CO y del CO2 a temperatura ambiente y a presión
constante, son 26 620 cal y 94 030 cal, respectivamente. Calcular el efecto térmico
correspondiente al proceso C(s)+ CO(g)→2 CO(g).
𝑸 = 𝟐 ∗ 𝑸(𝑪𝑶) − 𝑸(𝑪𝑶) = 𝟐 ∗ 𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎 − 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 = −𝟒𝟎𝟕𝟗𝟎 𝒄𝒂𝒍
11. A 18ºC, el calor de formación del NH3 es estado gaseoso es de 11 000 cal y en estado
líquido de 16 070 cal. Hallar el calor latente de vaporización del amoníaco a 18 ºC.
La reacción buscada es:
𝑵𝑯𝟑(𝒍) → 𝑵𝑯𝟑(𝒈)
Por tanto:
𝑸 = 𝑸(𝑵𝑯𝟑 − 𝒈) − 𝑸(𝑵𝑯𝟑 − 𝒍) = 𝟏𝟏𝟎𝟎𝟎 − 𝟏𝟔𝟎𝟕𝟎 = −𝟓𝟎𝟕𝟎 𝒄𝒂𝒍
Si buscamos el valor por gramo de amoníaco:
•𝟓𝟎𝟕𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
𝟏𝟕 𝒈 𝑵𝑯𝟑
= −𝟐𝟗𝟖 𝒄𝒂𝒍/𝒈

3. 12. Calcular el calor de la reacción
𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯(𝒍) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯(𝒍) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
Correspondiente a la oxidación del alcohol etílico a ácido acético, sabiendo que en la
combustión de 1 g de alcohol etílico y de 1 g de ácido acético en las condiciones
ordinarias se desprenden, respectivamente, 7130 cal y 3466 cal; el agua formada
queda en estado líquido.
𝑸(𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯) =
−𝟕𝟏𝟑𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒈
∗
𝟒𝟔,𝟎𝟐𝟐 𝒈
𝟏𝒎𝒐𝒍
= −𝟑𝟐𝟖𝟏𝟑𝟗 𝒄𝒂𝒍
𝑸(𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯) =
−𝟑𝟒𝟔𝟔 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒈
∗
𝟔𝟎,𝟎𝟐𝟐 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= −𝟐𝟎𝟖𝟎𝟑𝟔 𝒄𝒂𝒍
Las respectivas reacciones de combustión son:
𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯(𝒍) + 𝟑 𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟑 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯(𝒍) + 𝟐𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
Por tanto:
𝑸 = 𝑸𝟏 − 𝑸𝟐 = −𝟑𝟐𝟖𝟏𝟑𝟗 + 𝟐𝟎𝟖𝟎𝟑𝟔 = −𝟏𝟐𝟎𝟏𝟎𝟑 𝒄𝒂𝒍
13. El calor de formación del NH3(g) a 18ºC (a presión constante) es igual a 11 000
cal/mol. Hallar el calor a volumen constante.
𝟏
𝟐
𝑵𝟐(𝒈) +
𝟑
𝟐
𝑵𝟐(𝒈) → 𝑵𝑯𝟑(𝒈)
𝑹 = 𝟐 𝒄𝒂𝒍/º𝑲𝒎𝒐𝒍
∆𝒏 = 𝟏 − 𝟐 = −𝟏
𝑸𝒗 = 𝑸𝒑 + 𝑹 ∗ 𝑻 ∗ ∆𝒏(𝒈𝒂𝒔) = 𝟏𝟏𝟎𝟎𝟎 + 𝟐 ∗ (𝟐𝟕𝟑 + 𝟏𝟖) ∗ (−𝟏) = 𝟏𝟎𝟒𝟏𝟖 𝒄𝒂𝒍
14. El calor de formación del ácido clorhídrico, del hidróxido de sodio y del cloruro de
sodio en disolución muy diluida, en la que están completamente ionizados, son 39
690 cal, 112 140 cal y 97 170 cal, respectivamente. El calor de formación del agua
líquida es 68 320 cal/mol. Hallar el calor de neutralización correspondiente al
proceso 𝑯+
+ 𝑶𝑯−
→ 𝑯𝟐𝑶(𝒍).
𝟏
𝟐
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑪𝒍𝟐(𝒈) → 𝑯+(𝒂𝒒) + 𝑪𝒍−(𝒂𝒒)
𝑵𝒂(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈)+
𝟏
𝟐
𝑯𝟐(𝒈) → 𝑵𝒂+ (𝒂𝒒) + 𝑶𝑯−
(𝒂𝒒)
𝑵𝒂(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑪𝒍𝟐(𝒈) → 𝑵𝒂+(𝒂𝒒) + 𝑪𝒍−
(𝒂𝒒)
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
El proceso buscado será -1-2+3+ 4:
𝑸 = −𝑸𝟏 − 𝑸𝟐 − 𝑸𝟑 + 𝑸𝟒 = −𝟑𝟗𝟔𝟗𝟎 − 𝟏𝟏𝟐𝟏𝟒𝟎 + 𝟗𝟕𝟏𝟕𝟎 + 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 =
𝟏𝟑𝟔𝟔𝟎 𝒄𝒂𝒍
15. El calor de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte en una disolución
muy diluida es igual a 13 660 cal. Al neutralizar 1 mol de NH3 con 1 mol de HCl,
ambos en disolución muy diluida, se desprenden 12 100 cal. Si el amoníaco en
disolución acuosa no está prácticamente ionizado, calcular su calor de ionización.
La primera reacción es:
𝑯+
+ 𝑶𝑯−
→ 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
La segunda:
𝑵𝑯𝟑(𝒂𝒒) + 𝑯+(𝒂𝒒) + 𝑪𝒍− (𝒂𝒒) → 𝑵𝑯𝟒
+
(𝒂𝒒) + 𝑪𝒍−(𝒂𝒒)
La reacción buscada:
𝑵𝑯𝟑(𝒂𝒒) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑵𝑯𝟒
+(𝒂𝒒) + 𝑶𝑯−(𝒂𝒒)
Por tanto, la reacción buscada es 2-1:
𝑸 = 𝟏𝟐𝟏𝟎𝟎 − 𝟏𝟑𝟔𝟔𝟎 = −𝟏𝟓𝟔𝟎 𝒄𝒂𝒍

4. 16. A temperatura ambiente, los calores de combustión de la glucosa y del alcohol etílico
son iguales, respectivamente, a 673 000 calorías y 328 000 cal. por mol. Calcular el
calor desprendido en la formación de 1 mol de alcohol etílico por fermentación de la
glucosa a temperatura ambiente.
𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔(𝒔) + 𝟔 𝑶𝟐(𝒈) → 𝟔 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟔 𝑯𝟐𝑶 (𝒍)
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯(𝒍) + 𝟑 𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟑 𝑯𝟐𝑶 (𝒍)
La reacción buscada es:
𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔(𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯(𝒍) + 𝟐 𝑪𝑶𝟐(𝒈)
La combinación a buscar es 1-2*2:
𝑸 = 𝑸𝟏 − 𝟐 ∗ 𝑸𝟐 = 𝟔𝟕𝟑𝟎𝟎𝟎 − 𝟐 ∗ 𝟑𝟐𝟖𝟎𝟎𝟎 = 𝟏𝟕 𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
Este calor es el que se desprende en la formación de dos moles, para 1 mol:
𝑸(𝟏𝒎𝒐𝒍) =
𝟏𝟕𝟎𝟎𝟎
𝟐
= 𝟖𝟓𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
17. Calcular el calor de las reacciones
𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 + 𝑪𝑶 → 𝟐 𝑭𝒆𝑶 + 𝑪𝑶𝟐
𝑭𝒆𝑶 + 𝑪𝑶 → 𝑭𝒆 + 𝑪𝑶𝟐
Que tienen lugar en el alto horno si los calores de formación de los compuestos CO,
CO2, Fe2O3 y FeO son, respectivamente, 26 620 cal, 94 030 cal, 198 500 cal y 64 300
cal. Suponer que el cálculo realizado para la temperatura ambiente es también
válido a las temperaturas a que tiene lugar dichos procesos.
Para la primera reacción:
𝑸𝟏 = 𝟐 𝑸(𝑭𝒆𝑶) + 𝑸(𝑪𝑶𝟐) − 𝑸(𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑) − 𝑸(𝑪𝑶) = 𝟐 ∗ 𝟔𝟒𝟑𝟎𝟎 + 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 −
𝟏𝟗𝟖𝟓𝟎𝟎 − 𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎 = −𝟐𝟒𝟗𝟎 𝒄𝒂𝒍
Para la segunda:
𝑸𝟐 = 𝑸(𝑪𝑶𝟐) − 𝑸(𝑭𝒆𝑶) − 𝑸(𝑪𝑶) = 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 − 𝟔𝟒𝟑𝟎𝟎 − 𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎 = 𝟑𝟏𝟏𝟎 𝒄𝒂𝒍
18. Los calores de formación del H2O(g), H2O(l), CO2(g) y CH4(g) son, respectivamente, 57
800 cal, 68 320 cal, 94 030 cal y 17 870 cal. Hallar los calores de combustión máximo
(agua en estado líquido) y mínimo (agua en estado de vapor) del metano).
La reacción de combustión del metano:
𝑪𝑯𝟒(𝒈) + 𝟐 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝑯𝟐𝑶 (𝒈 𝒐 𝒍)
El calor buscado es:
𝑸 = 𝑸(𝑪𝑶𝟐) + 𝟐 ∗ 𝑸(𝑯𝟐𝑶 ) − 𝑸(𝑪𝑯𝟒)
En el caso del agua líquida:
𝑸 = 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 + 𝟐 ∗ 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 − 𝟏𝟕𝟖𝟕𝟎 = 𝟐𝟏𝟐𝟖𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
Para el caso del agua vapor:
𝑸 = 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 + 𝟐 ∗ 𝟓𝟕𝟖𝟎𝟎 − 𝟏𝟕𝟖𝟕𝟎 = 𝟏𝟗𝟏𝟕𝟔𝟎 𝒄𝒂𝒍
19. El calor de combustión del metano a presión constante es de 212 800 cal; el agua
formada queda en estado líquido. Calcular el calor de combustión a volumen
constante a 27º C.
𝑪𝑯𝟒(𝒈) + 𝟐 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍)
𝑹 = 𝟐 𝒄𝒂𝒍/º𝑲𝒎𝒐𝒍
∆𝒏 = 𝟏 − 𝟑 = −𝟐
𝑸𝒗 = 𝑸𝒑 + 𝑹 ∗ 𝑻 ∗ ∆𝒏(𝒈𝒂𝒔) = 𝟐𝟏𝟐𝟖𝟎𝟎 + 𝟐 ∗ (𝟐𝟕𝟑 + 𝟐𝟕) ∗ (−𝟐) = 𝟐𝟏𝟏𝟔𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
20. Calcular el calor de reacción correspondiente al proceso
𝟐 𝑯𝟐𝑺(𝒈) + 𝑺𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐 𝑯𝟐𝑶(𝒍) + 𝟑 𝑺 (𝒔)

5. Los calores de combustión del S y del H2S son, respectivamente, 70 920 cal y 133 940
cal. (H2O en estado líquido).
𝑺(𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑺𝑶𝟐(𝒈)
𝑯𝟐𝑺 (𝒈) +
𝟑
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒍) + 𝑺𝑶𝟐(𝒈)
La reacción buscada es 2*2-3*1:
𝑸 = 𝟐 ∗ 𝟏𝟑𝟑𝟗𝟒𝟎 − 𝟑 ∗ 𝟕𝟎𝟗𝟐𝟎 = 𝟓𝟓 𝟏𝟐𝟎 𝒄𝒂𝒍
21. A temperatura ambiente, los calores de formación del H2O(l), del HCl en disolución
muy diluida, y del Ag2O(s) son, respectivamente, 68 320 cal, 39 690 cal y 7 300 cal. A
partir de estos datos y de la ecuación termoquímica
𝑨𝒈𝟐𝑶(𝒔) + 𝟐 𝑯𝑪𝒍 (𝒂𝒒) → 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍 (𝒔) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) + 𝟒𝟐 𝟐𝟒𝟎 𝒄𝒂𝒍
Calcular el calor de formación del AgCl(s).
La reacción buscada es:
𝑨𝒈(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑪𝒍𝟐(𝒈) → 𝑨𝒈𝑪𝒍(𝒔)
Las reacciones dadas son:
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
𝟏
𝟐
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑪𝒍𝟐(𝒈) → 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒒)
𝟐 𝑨𝒈 (𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑨𝒈𝟐𝑶(𝒔)
𝑨𝒈𝟐𝑶(𝒔) + 𝟐 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒒) → 𝟐𝑨𝒈𝑪𝒍 + 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
La combinación buscada es ½*3+2+1/2*4-1/2*1:
𝑸 =
𝟏
𝟐
∗ 𝟕𝟑𝟎𝟎 + 𝟑𝟗𝟔𝟗𝟎 +
𝟏
𝟐
∗ 𝟒𝟐𝟐𝟒𝟎 −
𝟏
𝟐
∗ 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 = 𝟑𝟎𝟑𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
22. Al hacer pasar vapor de agua sobre carbón al rojo se forma hidrógeno y óxido de
carbono. Los calores de formación del H2O(g) y del CO son, respectivamente, 57 800
cal y 26 620 cal. Calcular:
a) El calor de reacción correspondiente al proceso
𝑪(𝒔) + 𝑯𝟐𝑶(𝒈) → 𝑯𝟐(𝒈) + 𝑪𝑶(𝒈)
b) La composición de una mezcla de oxígeno y de vapor de agua, que al pasar sobre
carbón al rojo no produce ningún efecto térmico.
c) La composición de la mezcla resultante.
Suponer en este cálculo elemental aproximado que los calores de formación
anteriores, válidos a temperatura ambiente, son también los mismos a altas
temperaturas, que las reacciones son completas y que no se forma dióxido de
carbono.
a) El calor de reacción será:
𝑸 = 𝑸(𝑪𝑶) − 𝑸(𝑯𝟐𝑶) = 𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎 − 𝟓𝟕𝟖𝟎𝟎 = −𝟑𝟏𝟏𝟖𝟎 𝒄𝒂𝒍
b) Suponemos x g de agua y (1-x) g de oxígeno en 1 g de mezcla inicial.
Todo el oxígeno presente reacciona con el carbono para formar CO.
Toda el agua presente reacciona con el carbono para formar hidrógeno y CO.
𝑪(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶(𝒈)
𝑪(𝒔) + 𝑯𝟐𝑶(𝒈) → 𝑯𝟐(𝒈) + 𝑪𝑶(𝒈)
En la primera reacción se desprende calor y en la según da se absorbe, queremos
que las dos cantidades queden equilibradas.
𝒙 𝒈𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
𝟏𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟑𝟏𝟏𝟖𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
=
(𝟑𝟏𝟏𝟖𝟎∗𝒙)
𝟏𝟖
𝒄𝒂𝒍
(𝟏 − 𝒙)𝒈 𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
𝟑𝟐 𝒈 𝑶𝟐
∗
𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟎,𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
=
(𝟏−𝒙)∗𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎
𝟎,𝟓∗𝟑𝟐
𝒄𝒂𝒍

6. (𝟑𝟏𝟏𝟖𝟎∗𝒙)
𝟏𝟖
=
(𝟏−𝒙)∗𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎
𝟎,𝟓∗𝟑𝟐
𝟏, 𝟎𝟒 𝒙 = 𝟏 − 𝒙 ;𝒙 = 𝟎, 𝟓
c)
𝟎,𝟓
𝟑𝟐
𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶
𝟎,𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
∗
𝟐𝟖 𝒈 𝑪𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶
= 𝟎, 𝟖𝟕𝟓 𝒈 𝑪𝑶
𝟎,𝟓
𝟏𝟖
𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟐 𝒈 𝑯𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟓𝟔 𝒈 𝑯𝟐
𝟎,𝟓
𝟏𝟖
𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟐𝟖 𝒈 𝑪𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶
= 𝟎,𝟕𝟖 𝒈 𝑪𝑶
%𝑪𝑶 =
𝟎,𝟖𝟕𝟓+𝟎,𝟕𝟖
𝟎,𝟖𝟕𝟓+𝟎,𝟎𝟓𝟔+𝟎,𝟕𝟖
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟗𝟔,𝟕 %
%𝑯𝟐 =
𝟎,𝟎𝟓𝟔
𝟎,𝟖𝟕𝟓+𝟎,𝟎𝟓𝟔+𝟎,𝟕𝟖
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟎,𝟎𝟑 %
23. El calor de combustión del alcohol etílico es iguala 328 000 calorías; el agua queda en
estado líquido. Calcular:
a) Su calor de combustión si el agua queda en estado gaseoso.
b) El poder calorífico máximo y mínimo del alcohol etílico. El calor de vaporización
del agua a temperatura ambiente es igual a 585 cal/g. (El poder calorífico de un
combustible de un combustible sólido líquido es el calor despendido a presión
constante en la combustión de 1 g del mismo; máximo si el agua queda en
estado líquido, y mínimo si queda en estado de vapor).
a) 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯(𝒍) + 𝟑 𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟑 𝑯𝟐𝑶 (𝒍)
𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑯𝟐𝑶(𝒈)
El valor buscado será el de la combustión con agua en estado líquido menos el
calor de vaporización en cal/mol multiplicado por 3.
𝟓𝟖𝟓
𝒄𝒂𝒍
𝒈
∗
𝟏𝟖 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟏𝟎𝟓𝟑𝟎 𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
Por tanto:
𝑸 = 𝟑𝟐𝟖𝟎𝟎𝟎 − 𝟏𝟎𝟓𝟑𝟎 ∗ 𝟑 = 𝟐𝟗𝟔𝟒𝟏𝟎 𝒄𝒂𝒍
b) Para el valor máximo:
𝟏 𝒈 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍
𝟒𝟔 𝒈 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍
∗
𝟑𝟐𝟖𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍
= 𝟕𝟏𝟑𝟎 𝒄𝒂𝒍
Para el valor mínimo:
𝟏 𝒈 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍
𝟒𝟔 𝒈 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍
∗
𝟐𝟗𝟔𝟒𝟏𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒍𝒄𝒐𝒉𝒐𝒍
= 𝟔𝟒𝟒𝟒 𝒄𝒂𝒍
24. Los calores de combustión del H2, CO y CH3OH son iguales a 68 320 cal, 67 410 cal y
170 900 cal por mol, respectivamente; el agua formada queda en estado líquido.
Calcular el efecto térmico de la reacción
𝑪𝑶(𝒈) + 𝟐𝑯𝟐(𝒈) → 𝑪𝑯𝟑𝑶𝑯(𝒍)
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
𝑪𝑶(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈)
𝑪𝑯𝟑𝑶𝑯(𝒍) +
𝟑
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍)
La reacción buscada es: 2+2*1-3.
𝑸 = 𝟔𝟕𝟒𝟏𝟎 + 𝟐 ∗ 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 − 𝟏𝟕𝟎𝟗𝟎𝟎 = 𝟑𝟑𝟏𝟓𝟎 𝒄𝒂𝒍
25. Calcular el poder calorífico máximo y mínimo de un gas de alumbrado cuya
composición volumétrica es la siguiente: 48 % de H2; 24 % de CH4; 20 % de CO; 3% de
N2 y 5 % de CO2. Los calores de formación del H2O(g) H2O (l), CH4 (g) CO(g) y CO2 (g)
son, respectivamente, 57 800 cal, 68320 cal, 17870 cal, 26 620 cal y 94 030 cal por
mol.

7. Las reacciones de combustión que tienen lugar son, para el poder máximo:
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒍)
𝑪𝑯𝟒(𝒈) + 𝟐 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒍)
𝑪𝑶(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈)
Por tanto, el poder calorífico máximo será:
𝑸𝟏 = (∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶(𝒍)) = 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝑸𝟐 = 𝟐 ∗ (∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶(𝒍)) + ∆𝑯𝒇(𝑪𝑶𝟐(𝒈)) − ∆𝑯𝒇(𝑪𝑯𝟒(𝒈)) = 𝟐 ∗ 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 +
𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 − 𝟏𝟕𝟖𝟕𝟎 = 𝟐𝟏𝟐𝟖𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝑸𝟑 = ∆𝑯𝒇(𝑪𝑶𝟐(𝒈)) − −∆𝑯𝒇(𝑪𝑶(𝒈)) = 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 − 𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎 = 𝟔𝟕𝟒𝟏𝟎 𝒄𝒂𝒍
En un litro tenemos, suponiendo condiciones normales:
𝟎,𝟒𝟖 𝑳 𝑯𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐𝟐,𝟒 𝑳
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐
𝟎, 𝟐𝟒 𝑳 𝑪 𝑯𝟒 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐𝟐,𝟒 𝑳
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟎𝟕 𝒎𝒐𝒍 𝑪 𝑯𝟒
𝟎,𝟐𝟎 𝑳 𝑪𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐𝟐,𝟒 𝑳
= 𝟎,𝟎𝟎𝟖𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶
𝟎,𝟎𝟐𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 ∗
𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟏𝟒𝟔𝟒 𝒄𝒂𝒍
𝟎, 𝟎𝟏𝟎𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝑯𝟒 ∗
𝟐𝟏𝟐𝟖𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟐𝟐𝟖𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟎,𝟎𝟎𝟖𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝑶 ∗
𝟔𝟕𝟒𝟏𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶
= 𝟔𝟎𝟐 𝒄𝒂𝒍
𝑸(𝒎á𝒙𝒊𝒎𝒐) = 𝟏𝟒𝟔𝟒 + 𝟐𝟐𝟖𝟎 + 𝟔𝟎𝟐 = 𝟒𝟑𝟒𝟔 𝒄𝒂𝒍
Para el valor mínimo repetimos los cálculos poniendo calores de formación del agua
gas en lugar del agua líquida:
𝑸𝟏 = (∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶(𝒈)) = 𝟓𝟕𝟖𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝑸𝟐 = 𝟐 ∗ (∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶(𝒈)) + ∆𝑯𝒇(𝑪𝑶𝟐(𝒈)) − ∆𝑯𝒇(𝑪𝑯𝟒(𝒈)) = 𝟐 ∗ 𝟓𝟕𝟖𝟎𝟎 +
𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 − 𝟏𝟕𝟖𝟕𝟎 = 𝟏𝟗𝟏𝟕𝟔𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝑸𝟑 = ∆𝑯𝒇(𝑪𝑶𝟐(𝒈)) − −∆𝑯𝒇(𝑪𝑶(𝒈)) = 𝟗𝟒𝟎𝟑𝟎 − 𝟐𝟔𝟔𝟐𝟎 = 𝟔𝟕𝟒𝟏𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟎,𝟎𝟐𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 ∗
𝟓𝟕𝟖𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟏𝟐𝟑𝟕 𝒄𝒂𝒍
𝟎, 𝟎𝟏𝟎𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝑯𝟒 ∗
𝟏𝟗𝟏𝟕𝟔𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟐𝟎𝟓𝟐 𝒄𝒂𝒍
𝟎,𝟎𝟎𝟖𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝑶 ∗
𝟔𝟕𝟒𝟏𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝑶
= 𝟔𝟎𝟐 𝒄𝒂𝒍
𝑸(𝒎í𝒏𝒊𝒎𝒐) = 𝟏𝟐𝟑𝟕 + 𝟐𝟎𝟓𝟐 + 𝟔𝟎𝟐 = 𝟑𝟖𝟗𝟏 𝒄𝒂𝒍
26. Calcular el poder calorífico mínimo de un lignito cuya composición es la siguiente:
68,3 % de carbono, 4,05 % de hidrogeno, 1,3 % de nitrógeno, 2,2 % de azufre, 18,05
% de agua total y 6,05 % de cenizas. El calor de combustión del carbono amorfo es de
96 700 cal, el del hidrogeno de 57 800 cal (para H2O en estado de vapor) y el del
azufre 70 920 cal. El calor de vaporización del agua a la temperatura ambiente puede
tomarse igual a 600 cal/g. Redondear la cifra de las unidades en el valor calorífico
calculado.
Las reacciones implicadas son:
𝑪(𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈)
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒈)
𝑺(𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑺𝑶𝟐(𝒈)
𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑯𝟐𝑶(𝒈)
Para un gramo de lignito:
𝟎,𝟔𝟖𝟑 𝒈 𝑪 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑪
𝟏𝟐 𝒈 𝑪
∗
𝟗𝟔𝟕𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪
= 𝟓𝟓𝟎𝟒 𝒄𝒂𝒍

8. 𝟎,𝟎𝟒𝟎𝟓 𝒈 𝑯𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐 𝑯𝟐
𝟐 𝒈 𝑯𝟐
∗
𝟓𝟕𝟖𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐
= 𝟏𝟏𝟕𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟎,𝟎𝟐𝟐 𝒈 𝑺 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺
𝟑𝟐 𝒈 𝑺
∗
𝟕𝟎𝟗𝟐𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺
= 𝟒𝟗 𝒄𝒂𝒍
Todo esto sería calor desprendida, en cambio, al ser calor mínimo toda el agua
debería estar en estado líquido, el calor necesario será:
𝟎,𝟏𝟎𝟖𝟓 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗
𝟔𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒈
= 𝟏𝟎𝟖 𝒄𝒂𝒍
El balance energético global
5505+1170+49-108=6615 cal
27. Un motor de automóvil se alimenta con gasolina e densidad 0,744 g/cm3
y de poder
calorífico igual a 10 000 cal/g. Si el rendimiento en la transformación de la energía
calorífica del combustible en trabajo mecánico es tan sólo del 50 %, calcular el
consumo de gasolina por 100 km de recorrido para una velocidad de 60 km por hora
y una potencia del motor de 24 C.V.
𝟏𝟎𝟎 𝒌𝒎 ∗
𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂
𝟔𝟎 𝒌𝒎
∗
𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔
𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂
∗
(𝟐𝟒∗𝟕𝟑𝟔)𝑱
𝟏 𝒔
∗
𝟏𝟎𝟎 𝑱
𝟓𝟎 𝑱
∗
𝟎,𝟐𝟒 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝑱
∗
𝟏 𝒈
𝟏𝟎𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍
∗
𝟏 𝒄𝒎𝟑
𝟎,𝟕𝟒𝟒 𝒈
∗
𝟏 𝑳
𝟏𝟎𝟎𝟎 𝒄𝒎𝟑 =
𝟔,𝟖 𝑳
28. Agua oxigenada de un 68 % en H2O2 se hace pasar a 25ºC a través de un tubo
provisto de un catalizador que descompone instantáneamente el H2O2 en oxígeno y
agua, que se vaporiza. La mezcla gaseosa sale a 200º C. El calor específico del agua
líquida es 1,000 cal/g. Los calores específicos medios del vapor de agua y del oxígeno
son 0,456 y 0,225 cal/ºCg, respectivamente. Calcular:
a) El calor de la reacción 𝑯𝟐𝑶𝟐(𝒍) → 𝑯𝟐𝑶(𝒍) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈)𝒂 𝟐𝟓º𝑪.
b) El calor de formación del 𝑯𝟐𝑶𝟐(𝒍) a esta temperatura si el del 𝑯𝟐𝑶(𝒍) es 68320
cal/mol.
a) En 100 g de la mezcla tenemos 68 g de peróxido de hidrógeno y 32 g de agua.
Después de la reacción:
𝟔𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
𝟑𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
∗
𝟏𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑶
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶
= 𝟑𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶
𝟔𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
𝟑𝟒 𝒈 𝑯𝟐𝑶𝟐
∗
𝟎,𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑶𝟐
∗
𝟑𝟐 𝒈 𝑶𝟐
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
= 𝟑𝟐 𝒈 𝑶𝟐
En total tenemos después de la reacción 36+32=68 g de agua y 32 g de oxígeno.
Estas cantidades se calientan, a causa del proceso hasta 200º C.
Para el agua tenemos:
𝑸𝟏 = 𝒎 ∗ 𝟏, 𝟎𝟎𝟎 ∗ (𝟏𝟎𝟎 − 𝟕𝟓) + 𝒎 ∗ 𝟓𝟑𝟗,𝟒 + 𝒎 ∗ (𝟐𝟎𝟎 − 𝟏𝟎𝟎) = 𝟓𝟏𝟎𝟎 +
𝟑𝟔𝟔𝟕𝟗 + 𝟑𝟏𝟎𝟏 = 𝟒𝟒𝟖𝟖𝟎 𝒄𝒂𝒍
Para el oxígeno:
𝑸𝟐 = 𝒎 ∗ 𝟎, 𝟐𝟐𝟓 ∗ (𝟐𝟎𝟎 − 𝟐𝟓) = 𝟏𝟐𝟔𝟎 𝒄𝒂𝒍
El calor total necesario:
𝑸 = 𝟒𝟒𝟖𝟖𝟎 + 𝟏𝟐𝟔𝟎 = 𝟒𝟔𝟏𝟒𝟎 𝒄𝒂𝒍
Los 68 g de peróxido de hidrógeno son 2 moles, por tanto:
𝑸𝒓𝒆𝒂𝒄 =
𝟒𝟔𝟏𝟒𝟎 𝒄𝒂𝒍
𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
= 𝟐𝟑𝟎𝟕𝟎 𝒄𝒂𝒍
b) 𝑸 = ∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶(𝒍)) − ∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶𝟐(𝒍))
∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶𝟐(𝒍)) = ∆𝑯𝒇(𝑯𝟐𝑶(𝒍)) − 𝑸 = 𝟔𝟖𝟑𝟐𝟎 − 𝟐𝟑𝟎𝟕𝟎 = 𝟒𝟓𝟐𝟓𝟎 𝒄𝒂𝒍