Ejercicios de termodinámica y cinética




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títuloEjercicios de termodinámica y cinética
fecha de publicación13.01.2016
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EJERCICIOS DE TERMODINÁMICA Y CINÉTICA



  1. A temperatura elevada, un mol de etano se mezcla con un mol de vapor de ácido nítrico, que reaccionan para formar nitroetano (CH3CH2NO2) gas y vapor de agua. A esta temperatura, la constante de equilibrio de dicha reacción es Kc= 0.050.

a) Formule la reacción que tiene lugar.

b) Calcule la masa de nitroetano que se forma.

c) Calcule la entalpía molar estándar de la reacción.

d) Determine el calor que se desprende o absorbe hasta alcanzar el equilibrio.

Datos: masas atómicas: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16.

∆Hf º (kJ/mol): Etano (g) = -124.6, Ac. Nítrico (g) = -164.5, Nitroetano (g) = -236.2, Agua (g) = -285.8.

(Sol. B) 13.5g, c) -232.9kJ, d) -41,9kJ)


  1. Considere la combustión de carbón, hidrógeno y metanol.

a) Ajuste las reacciones de combustión de cada sustancia.

b) Indique cuáles de los reactivos o productos tienen entalpía de formación nula.

c) Escriba las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías de formación que considere necesarias.

d) Indique cómo calcular la entalpía de formación del metanol a partir únicamente de las entalpías de combustión.


  1. Razone si son correctas o incorrectas las siguientes afirmaciones :

a) Una reacción química no puede ser nunca ΔG=0.

b) ΔG es independiente de la temperatura.

c) La reacción no es espontánea si ΔG>0.

d) La reacción es muy rápida si ΔG< 0.


  1. Calcula para la formación del etanol:

a) La energía libre estándar.

b) La entropía estándar.

Datos en kJ/mol, a 25ºC: ΔGºfCO2(g)= -394.0; ΔGºfH2O(l)= -236.9; ΔGºfO2(g)=0; ΔHºfCH3CH2OH(l)=-277.3; ΔGºcCH3CH2OH(l)= -1282.5.

(Sol. A)-216.2kJ/mol, b) -0.2kJ/mol·K)


  1. La reacción 2X + Y  X2Y tiene órdenes de reacción 2 y 1 respecto a los reactivos X e Y, respectivamente.

a) ¿Cuál es el orden total de la reacción? Escriba la ecuación de velocidad del proceso.

b) ¿Qué relación existe entre la velocidad de desaparición de X y la aparición de X2Y?

c) ¿En qué unidades se puede se puede expresar la velocidad de esta reacción? ¿Y la constante de velocidad?

d) ¿De qué factor depende el valor de la constante de velocidad de esta reacción? Razone la respuesta.



  1. Los siguientes datos describen 4 reacciones químicas del tipo A + B  C +D




Energía de activación (kJ/mol)

∆G(kJ/mol)

∆H(kJ/mol)

I

1

-2

0.2

II

0.5

5

-0.8

III

0.7

0.7

0.6

IV

1.5

-0.5

-0.3

  1. ¿Cuál es la reacción más rápida?

  2. ¿Cuál o cuáles son espontáneas?

  3. ¿Cuál es la más endotérmica?

  4. ¿Qué valores de la tabla podrían modificarse por la presencia de un catalizador en cualquiera de las situaciones anteriores?




  1. Teniendo en cuenta la gráfica adjunta:

a) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica.

b) Represente el valor de ∆H de reacción.

c) Represente la curva de reacción al añadir un catalizador positivo.

d) ¿Qué efectos produce el hecho de añadir un catalizador positivo?

E

Reactivos

Productos

Coordenadas de reacción


  1. Sea la reacción en fase gaseosa: 4HBr + O2  2Br2 + 2H2O

a) Expresa la relación que existe entre la velocidad de desaparición del HBr, la de desaparición del O2 y la velocidad de formación del Br2

b) Sabiendo que la reacción resultó ser de primer orden respecto a cada uno de los reactivos (HBr y O2), deduce las unidades de la constante cinética de la misma.
EJERCICIOS DE EQUILIBRIO


  1. Considerando la reacción 2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g) razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

  1. Un aumento de la presión conduce a una mayor producción de SO3.

  2. Una vez alcanzado el equilibrio, dejan de reaccionar las moléculas de SO2 y O2 entre sí.

  3. El valor de Kp es superior al de Kc a temperatura ambiente.

  4. La expresión de la constante de equilibrio en función de las presiones parciales es: Kp = P2(SO2)·P(SO2)/P2(SO3)




  1. A 400 ºC y 1atm de presión el amoniaco se encuentra disociado en un 40%, en nitrógeno e hidrógeno gaseosos, según la reacción NH3(g)  3/2 H2(g) + ½ N2(g). Calcule:

    1. La presión parcial de cada uno de los gases en el equilibrio.

    2. El volumen de la mezcla si se parte de 170g de amoniaco.

    3. El valor de Kp.

    4. El valor de Kc.

Datos: R = 0.082 atm·L/K·mol; masas atómicas: N= 14; H= 1.

(Sol.:a) P(amoniaco) = P(hidrógeno) = 0.43 atm, P(nitrógeno) = 0.14 atm; b) 772,6 L; c) 0.245; d) 4.4·10-3)



  1. El amoniaco reacciona a 298K con oxígeno molecular y se oxida a monóxido de nitrógeno y agua, siendo su entalpía de reacción negativa.

    1. Formule la ecuación química correspondiente con coeficientes estequiométricos enteros.

    2. Escriba la expresión de la constante Kc.

    3. Razone cómo se modificará el equilibrio al aumentar la presión total a 298K si son todos los compuestos gaseosos a excepción del H2O que se encuentra en estado líquido.

    4. Explique cómo se podría aumentar el valor de la constante de equilibrio.




  1. En un recipiente cerrado, a la temperatura de 490 K, se introduce 1 mol de PCl5 (g) que se descompone parcialmente según la reacción PCl5 (g)  PCl3(g) + Cl2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio, la presión es de 1 atm y la mezcla es equimolecular.

    1. Determine el valor de la constante Kp a dicha temperatura.

    2. Si la mezcla se comprime hasta 10 atm, calcula la nueva composición de equilibrio.

(Sol.: a) 0.33; b) 0.178 moles de PCl3 y de Cl2 y 0.822 moles de PCl5)


  1. Se establece el siguiente equilibrio en un recipiente cerrado:

2Cl2(g) + 2H2O(g)  4HCl (g) + O2(g) ∆H= 113kJ

Razone cómo afectaría a la concentración de O2:

  1. La adición de Cl2.

  2. El aumento del volumen del recipiente.

  3. El aumento de la temperatura.

  4. La utilización de un catalizador.




  1. En un recipiente cerrado tiene lugar la reacción 1/2H2(g) + 1/2F2(g)  HF (g), con un ∆Hº de un -270.9 kJ/mol, justifique qué le ocurrirá al equilibrio si se efectúan las modificaciones siguientes:

    1. Se añade un mol de F2 permaneciendo constantes la temperatura y el volumen del recipiente.

    2. Se disminuye el volumen del recipiente.

    3. Se introduce un mol de helio sin variar la temperatura ni el volumen del recipiente.

    4. Se eleva la temperatura, manteniendo la presión constante.



  1. El monóxido de carbono y el hidrógeno reaccionan, en estado gaseoso, dando metano y agua. Cuando mezclan un mol de monóxido de carbono y tres moles de hidrógeno en un recipiente de 10 L a 927ºC, se forman en el equilibrio 0.387 moles de agua. Calcule:

    1. El número de moles de cada especie en el equilibrio.

    2. Las constantes de equilibrio Kc y Kp a 927ºC.

(Sol.: a) nº moles H2O = nº moles CH4 = 0.387; nº moles CO = 0.613; nº moles H2 = 1,839; b) Kc= 3.9; Kp = 4.03·10-4)



  1. La obtención de cloro mediante el proceso Deacon tiene lugar por medio de la siguiente reacción que se verifica en fase gaseosa:

4HCl + O2  2Cl2 + 2H2O

Si a 390ºC se mezclan 0.080 moles de HCl y 0.1 moles de O2, se forman a la presión total de 1 atmósfera, 0.0332 moles de Cl2. Hallar el valor de Kp a esta temperatura y el volumen del recipiente que contiene la mezcla.

(Sol.: a) Kp = 69.6; b) V= 8.883 L)
EJERCICIOS DE SOLUBILIDAD


  1. El cloruro de plata (I) es una sal muy insoluble en agua.

  1. Formule el equilibrio heterogéneo de disociación.

  2. Escriba la expresión de la constante del equilibrio de solubilidad (Ks) y su relación con la solubilidad molar.

  3. Dado que la solubilidad aumenta con la temperatura, justifique si el proceso de disolución es endotérmico exotérmico.

  4. Razone si el cloruro de plata (I) se disuelve más o menos cuando en el agua hay cloruro de sodio en disolución.




  1. a) Expresa la relación entre la solubilidad y el producto de solubilidad de una sal del tipo AB2.

  1. Razona cómo se verá afectada la solubilidad del yoduro de plomo (II) al añadir yoduro de potasio.




  1. Ordene en sentido creciente, de acuerdo con su solubilidad en agua, expresada en moles/l, los siguientes precipitados: tetraoxoarseniato (V) de cinc, sulfuro de cinc e hidróxido de cinc.

Datos: Ks de tetraoxoarseniato (V) de cinc = 3.2·10-28

Ks de sulfuro de cinc = 2·10-25

Ks de hidróxido de cinc = 2·10-17

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