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PONTE A PRUEBA: ¿SABES SOLUCIONAR ESTOS PROBLEMAS?

TEMARIO DE PROBLEMAS

 TERMODINÁMICA                      CINÉTICA

TERMODINÁMICA QUIMICA
 

1. Calcular el calor de formación por mol de SO3, a partir de los siguientes calores de reacción estándar:

PbO + S + 3/2 O2 = SO4Pb H = -167,430 kcal PbO + SO4H2 5 H2O = SO4Pb + 6 H2O H = -27,967 kcal SO3 +

6 H2O = SO4H2 5 H2O H = -45,013 kcal

Sol: -94,450 kcal/mol

 

 

2. Calcular los calores de formación de los siguientes compuestos: Benceno(l) y sulfuro de carbono. Datos:

Hc(C6H6) = -780,98 Kcal/mol Hc(S2C) = -256,97 Kcal/mol Calores de formación: H2O(l) = -68,317 Kcal/mol

CO2 = -94,051 " SO2 = -70,96 " Sol: 11,723 Kcal/mol ; 20,998 Kcal/mol

 

 

3. Sabiendo que el calor de reacción normal de : Cl4C (l) + 2 H2O (l) = CO2 (g) + 4 ClH (aq) es -84'17 Kcal/mol

y el calor de formación del ClH acuoso es -40'023 Kcal/mol, deducir el calor de formación del tetracloruro de

carbono.

Sol: -33'339 Kcal/mol

 

 

4. Calcular los calores de reacción normal de :

a) (CH3COO)2Ca = CH3COCH3 + CO3Ca b) 2 C2H5Cl + 2 Na = C4H10 + 2 ClNa Datos: Hc (acetona) =

-427,790 Kcal/mol Hc (butano) = -687,982 Kcal/mol Hc (cloruro de etilo) = -339,66 Kcal/mol. Hf (acetato

cálcico) = -335 Kcal/mol Hf (CO3Ca) = -288,45 Kcal/mol Hf (ClNa) = -98,232 Kcal/mol Otros datos en

ejercicios anteriores.

Sol: a) -12,764 Kcal/mol ; b) -187,8 Kcal/mol

 

 

5. 1,17 gramos de benceno líquido a presión constante desprendió por combustión 11720 calorías a 25º C.

Calcular el calor de formación del benceno líquido. Utilizar datos anteriores.

Sol: 12,07 Kcal/mol

 

 

6. El calor de combustión a presión constante del ácido benzoico es de -771,2 Kcal/mol. Con los datos de

ejercicios anteriores calcular su calor de formación.

Sol: -92,08 Kcal/mol

 

 

7. El calor latente de evaporación a presión constante del agua a 20º C es 10512 cal/mol. Calcular el calor

latente de vaporización en calorías por gramo a la temperatura de ebullición normal. Tomar calor específico del

agua líquida constante igual a 1 cal/gr y el del vapor de agua 0,45 cal/gr, ambos por grado.

Sol: 540 cal/gr

 

 

8. Calcúlese el calor normal de reacción en Kcal, que lleva consigo la reducción de 20 Kg de Fe2O3 por carbón

de cok, para formar 12 Kg de Fe, siendo los restantes productos que salen del proceso FeO y CO. Datos:

Calores de formación del Fe2O3 = -196 Kcal/mol; del FeO = -64 Kcal/mol; del CO = -26 Kcal/mol; del cok = 2,6

Kcal/mol.

Sol: -12540,84 Kcal

 

 

9. Calcúlese el calor verdadero de reacción a 450º C de SO2 + 1/2 O2 = SO3 . Datos: Calores estándar de

formación del SO2 = -70,960 Kcal/mol; del SO3 = -94,450 Kcal/mol. Calores molares medios entre 25 y 450º C

del SO2 = 11,08; del SO3 = 15,52; del O2 = 7,46 todos en cal/mol (ºC).

Sol: -23,188 kcal

 

 

10. Deducir la ecuación general de la variación de entalpía en función de la temperatura, para la reacción de

combustión del óxido de carbono con los siguientes datos: calores de formación del CO = -26,415 Kcal/mol; del

CO2 = -94,051 Kcal/mol.

Cp (CO2) = 6,339 + 10,1410-3 T - 3,41510-6 T2 cal/molK Cp (O2) = 6,117 + 3,16710-3 T - 1,00510-6 T2

cal/molK Cp(CO) = 6,350 + 1,81110-3 T - 0'267510-6 T2 cal/molK

 

 

11. (Examen Junio 93-94) 100 molesminuto-1 de un gas combustible de composición: 90% C4H10, 5% de O2 y

5% de H2O (vapor) se quema con un 100% de aire en exceso sobre la cantidad teórica, entrando combustible y

aire a 100ºC. Los humos de salida lo hacen a 350ºC. Suponiendo que la reacción es completa y, además, sólo lo

hace el hidrocarburo, calcular las kcal que pueden aprovecharse cada día suponiendo una pérdida del 15% por

las paredes del reactor. Datos: Calor de combustión del C4H10= -687,982 kcalmol-1. a 25ºC Calor de

vaporización del H2O = 9,7 kcalmol-1. a 100ºC Capacidades caloríficas: H2O(l) = 18 calºC-1mol-1 H2O(g) = 8,1

calºC-1mol-1 C4H10 = 29,35 calºC-1mol-1 CO2 = 10,29 calºC-1mol-1 N2 = 7,06 calºC-1mol-1 O2 = 7,33

calºC-1mol-1 Aire: 80% N2, 20% O2

Sol: -5,63*107 kcal

 

 

12. Realizar el balance energético de la combustión total de un gas combustible formado por 20 % de CO y un

80 % de N2 en volumen, que se quema con un exceso de 100 % del aire teórico entrando gas y aire a 25º C y

saliendo los productos del horno a 942º C. Datos: Calores de formación del CO = -26415 cal/mol; del CO2 =

-94051 cal/mol. Capacidades caloríficas medias entre 25 y 942 ºC del N2 = 7,471 cal/mol(ºC); del CO2 = 11,82

cal/mol(ºC); del O2 =7,903 cal/mol(ºC). Aire: 21% O2, 79% N2.

Sol: -15,8 calorías

 

 

13. Calcule el trabajo realizado en joules cuando 1,0 mol de agua se evapora a 1,0 atm y 100º C. Suponga que el

volumen del agua líquida es despreciable en comparación con el del vapor a 100ºC. Suponga que el

comportamiento del gas es ideal.

Sol: -3,1 kJ

 

 

14. El cambio de entalpía estándar DHº para la descomposición térmica del nitrato de plata de acuerdo con la

siguiente ecuación es +78'67 KJ: AgNO3(s) AgNO2(s) + 1/2 O2(g) La entalpía estándar de formación del

AgNO3(s) es -123'02 KJ/mol. Calcule la entalpía estándar de formación del AgNO2(s).

Sol: -44,35 kJ/mol

 

 

15. a) Calcule la DHº para la reacción siguiente:

3 N2H4(l) =4 NH3(g) + N2(g) hidracina La entalpía estándar de la formación de la hidracina es 50,42 KJ/mol.

b) Tanto la hidracina como el amoniaco se queman en oxígeno para producir H2O(l) y N2(g). i) Escriba

ecuaciones balanceadas para cada uno de estos procesos y calcule el Hº para cada uno de ellos. ii) Tomando la

masa como base (por Kg), ¿cuál sería el mejor combustible, la hidracina o el amoniaco?

 

 

16. Considere la reacción N2(g) + 3 H2(g)= 2 NH3(g) DHº = -92,6 KJ. Si reaccionan 2,0 moles de N2 con 6,0

moles de H2 para formar NH3, calcule el trabajo realizado (en joules) contra una presión de 1'0 atm a 25ºC.

¿Cuál es el E para esta reacción? Suponga que la reacción ocurre completamente.

Sol: -175,3 kJ

 

 

17. Una muestra de 2,10 moles de ácido acético cristalino, inicialmente a 17,0ºC, se deja fundir a los mismos

17,0ºC y después se calienta a 118,1ºC (su punto de ebullición normal) a 1,00 atm. La muestra se deja evaporar

a 118,1ºC y entonces, rápidamente, se enfría a 17,0ºC, regenerándose el sólido cristalino. Calcule el H del

proceso total descrito.

 

 

18. Calcule el trabajo realizado en joules por la reacción 2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(ac) + H2(g) cuando 0,34 g

de Na reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso a 0ºC y 1,0 atm.

Sol: -17 J

 

 

19. La llamada economía del hidrógeno se basa en la producción de hidrógeno a partir de agua y energía solar.

Entonces el gas se quema como combustible: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) Una ventaja primaria del hidrógeno como

combustible es que es no contaminante. Una gran desventaja es que es un gas y, por lo tanto, es más difícil de

almacenar que los líquidos y los sólidos. Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso a 25ºC y 1,00 atm que se

requiere para producir una cantidad de energía equivalente a la producida por la combustión de un galón de

octano (C8H18). La densidad del octano es 2,66 Kg/gal y su entalpía estándar de formación es -249,9 KJ/mol.

Sol: 10900 litros

 

 

20. ¿Qué volumen de etano (C2H6), medido a 23'0ºC y 752 mmHg, se requeriría para calentar 855 g de agua de

25'0ºC a 98'0ºC ? Calor específico del agua = 4,184 J/gºC.

Sol: 4,1 litros

 

 

21. Usando datos tabulados, calcule el cambio de entropía estándar para las siguientes reacciones a 25ºC:

a) S(s) + O2(g) SO2(g) b) MgCO3(s) MgO(s) + CO2(g) c) H2(g) + CuO(s) Cu(s) + H2O(g) d) 2 Al(s) + 3 ZnO(s)

Al2O3(s) + 3 Zn(s) e) CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)

 

 

22. A partir de los siguientes valores de H y S, prediga cuáles de las reacciones serían espontáneas a 25ºC. Si

no lo son, ¿a qué temperatura puede hacerse espontánea cada reacción?

Reacción A: H = 10,5 KJ, S = 30 J/K;

Reacción B: H = 1,8 KJ, S = -113 J/K;

Reacción C: H = -126 KJ, S = 84 J/K;

Reacción D: H = -11,7 KJ, S = -105 J/K.

 

 

23. Algo de sulfato de cobre(II) pentahidratado se coloca en un recipiente y se establece el siguiente equilibrio a

25ºC: CuSO4 5 H2O(s) CuSO4(s) + 5 H2O(g) ¿Es medible la presión del vapor de agua? (Gºf para CuSO4 5

H2O es -1879,7 KJ/mol.)

Sol: 1,5 mm Hg

 

 

24. El gas de agua es un combustible que se produce mediante la reacción de vapor con coque calentado al rojo

(coque es el producto de la destilación del alquitrán): H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) A partir de datos tabulados,

calcule la temperatura a la cual la reacción se hace favorable.

Sol: 703ºC

 

 

25. El calor de formación del FeO es de 64,3 Kcal/mol, el de los óxidos de carbono CO 26,4 Kcal/mol y CO2

94,85 Kcal/mol. Escribe las ecuaciones de formación correspondientes a cada uno de estos compuestos y a

partir de ellos calcule el calor de reacción entre el FeO y el CO.

Sol: -4,15 kcal/mol

 

 

26. Calcular el trabajo realizado al comprimir isotérmicamente n0 moles de PCl5, desde un volumen V1, a un

volumen final de V2, llamando 1 y 2 a los grados de disociación del PCl5 en los estados inicial y final.

 

 

27. Calcular el H correspondiente a la reacción de combustión del metano a 700ºK CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) +

2 H2O(g) T = 700ºK

Disponiendo de los siguientes datos: Hº vap. del H2O = 44,02 KJ mol-1 a 25ºC Hº combustión del CH4 = -890,35

KJ mol-1 Cp(CH4) = 23,64 Jmol-1K-1 Cp(O2) = 29,96 Jmol-1K-1 Cp(CO2) = 44,22 Jmol-1K-1 Cp(H2O, gas) =

30,54 Jmol-1K-1 Los valores de Cp se suponen invariables con la Tª.

Sol: -793,57 kJ/mol

 

 

28. Un mol de metano CH4 medido a 25ºC bajo presión atmosférica desprende por combustión 212 Kcal cuando

los productos de combustión se llevan al estado estándar. De hecho en todas las instalaciones industriales los

gases provenientes de la combustión, se escapan a una temperatura T muy superior a 25ºC; la combustión tiene

lugar por otra parte, en un exceso de aire. Calcular en función de T, la cantidad de calor Q realmente

proporcionada por la combustión de un mol de metano si se opera con 1,10 veces la cantidad de aire necesario.

Cp(CH4) = 5,21 + 1,2010-3 T cal/molK Cp(CO2) = 8,16 + 4,8810-3 T cal/molK Cp(O2) = 8,27 + 0,2610-3 T

cal/molK Cp(N2) = 6,50 + 10-3 T cal/molK Cp(H2O)(g) =7,08 + 2,7210-3 T cal/molK Hfº(H2O)(g) =-57,79

kcal/mol Hfº(H2O)(l) = -68,32 kcal/mol

 

 

29. Un horno industrial funciona con metano el cual se quema con aire a la presión atmosférica. Se desea

alcanzar la temperatura máxima de llama de 2000ºK supuesto el sistema adiabático. Calcular en estas

condiciones la relación entre los volúmenes de metano y aire a enviar al horno para alcanzar dicha temperatura,

sabiendo que se debe enviar la máxima cantidad posible de aire para que la combustión sea completa.

Cp(CO2) = 8,16 + 4,8810-3 T cal/molK Cp(O2) =8,27 + 0,2610-3 T cal/molK Cp(N2) = 6,50 + 10-3 T cal/molK

Cp(H2O)(g) =7,08 + 2,7210-3 T cal/molK Hºcombustión (CH4) = -212 kcal/mol Calor latente de evaporación del

H2O = 10,5 kcal/mol

Aire: 80 % N2 ; 20 % O2 Sol: 12,15

 

 

30. Los gases que salen de un horno a 233ºC, tienen la siguiente composición molar:CO2 : 8,2%; CO: 2,7%;

H2O : 2,7%; O2 : 9,4%; N2 : 77,0 %. Calcular el calor perdido por 100 moles de este gas por encima de 25ºC

(supuesta el agua en forma de vapor) utilizando:

Datos: Cp = a + b T + c T2 en cal/ºK mol

Gas a b 103 c 106

CO2 7,70 5,3 -0,83 CO 6,60 1,2 _ H2O 8,22 0,15 1,34 O2 6,76 0,61 0,13 N2 6,76 0,61 0,13 Sol: 151,566

kcal/100 moles

 

 

31. A la temperatura de 550ºC, el SO2 reacciona mediante un proceso catalítico con la cantidad teórica de aire a

18ºC. La temperatura en el reactor se mantiene a 450ºC. Suponiendo que el 95 % del SO2 se oxida a SO3,

calcular la cantidad de calor (en calorías) que se desarrolla cuando 1 mol de SO2 reacciona en las condiciones

indicadas teniendo en cuenta los siguientes datos:

Cp(O2) = Cp(N2)(g) = 6,76 + 0,60610-3 T + 0,1310-6 T2 Cp(SO2)(g) = 7,70 + 5,3010-3 T - 0,8310-6 T2

Cp(SO3)(g) = 12,65 + 6,4010-3 T (medidos en calmol-1K-1)

Hºf = -70,970 kcal/mol para el SO2(g) Hºf = -93,900 kcal/mol para el SO3(g) ambas a 291ºK Sol: 14,343 kcal

 

 

32. Calcular la temperatura máxima de llama al quemar metano a presión constante con la cantidad teórica de

aire a la temperatura inicial de 25ºC, suponiendo que solamente reacciona el 80 % del metano. Datos: CH4(g)

Cp = 7,5 + 0,005 T cal/Kmol O2(g) Cp = 6,5 + 0,001 T " H2O(g) Cp = 8,15 + 0,001 T " N2(g) Cp = 6,5 + 0,001 T

" CO2(g) Cp = 7,7 + 0,0053 T "

Aire: 79 % N2: 21 % O2 CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g); Hº = -165,2 Kcal. Sol: 1643 K

 

33. Tomando ciertas precauciones, es posible mantener el agua líquida a -10ºC en el estado de sobrefusión;

cuando la cristalización comienza, ésta es muy rápida e irreversible. Consideremos un mol de agua

sobrenfriada que se transforma en hielo a -10ºC y a 1 atm.

a) Calcular la variación de entropía para la transformación H2O(l)(263ºK) = H2O(s)(263ºK) Los calores

molares del agua y del hielo se pueden considerar constantes entre 0ºC y -10ºC e iguales a: Cp(H2O)(l) = 18,0

cal/ºK mol Cp(H2O)(s) = 9,0 " La entalpía de fusión molar del hielo a 0ºC es Hº fusión(273ºk) = 1436 cal b)

Calcular la entalpía de cristalización del agua a -10ºC Sol: -4,92 cal/K; -1346 cal.

 

 

34. (Examen Septiembre 93-94) Calcular la variación de entropía que experimentan dos moles de amoniaco

líquido a la temperatura de -40ºC al pasar a estado gaseoso a 200ºC, si la presión se mantiene constante a 1 atm.

Datos: Cp NH3 (l) = 17,9 CalK-1mol-1 Cp NH3 (g) = 8,04 + 710-4 T + 5,110-6 T2 CalK-1mol-1 Temperatura de

ebullición normal del amoniaco = -33,5ºC (Hevaporación)-33,5ºC = 5,560 kcalmol-1

Sol: 59,48 cal/K

 

 

35. (Examen Junio 94-95). 100 m3 de un gas combustible medido a 1,2 atm y 25ºC cuya composición molar es:

C4H10 = 80%; CO = 5%; CO2 = 8%; N2 = 7%, se quema con un 40% de aire en exceso sobre el requerido

teóricamente y entra en el reactor a 100oC. Sólo el 95% de los gases combustibles se queman y los humos

salen por la chimenea a 350oC y 770 mm deHg. Calcular:

a) Presión del vapor de agua en los humos.

b) Calor que puede aprovecharse por la combustión suponiendo una pérdida de calor por las paredes de un 10%.

Datos: Calores de combustión: C4H10 = -687,982 kcal*mol-1 CO = -67,636 kcal*mol-1 Calores de formación:

H2O(g)=-57,797kcal*mol-1 H2O(l)=-68,317 kcal*mol-1

Capacidades caloríficas medias entre 25oC y 350oC: C4H10=33,306 cal*mol-1*ºC-1 CO=7,10 cal*mol-1*ºC-1

CO2=10,285 cal*mol-1*ºC-1 N2=7,062 cal*mol-1*ºC-1 O2=7,344 cal*mol-1*ºC-1 H2O(g)=8,312 cal*mol-1*º

C-1 Capacidades caloríficas medias entre 25ºC y 100ºC: O2=7,083 cal*mol-1*ºC-1 N2=6,972 cal*mol-1*ºC-1

 

 

36. (Examen Septiembre 94-95). Un caudal de 9,23 m3/hora de un gas combustible medido a 25ºC y 780 mm de

presión, se quema totalmente con un 80% de aire en exceso que también se suministra a 25ºC. Los gases de

combustión salen a 200ºC. Sabiendo que la composición molar del gas es: C3H8=25%; CO=45%; CO2=10%;

H2=10%; N2=10%, determinar el balance entálpico de la combustión.

Datos: Calores de combustión: C3H8=-530,6 kcal*mol-1. CO=-67,6 kcal*mol-1. H2=-68,3 kcal*mol-1.

Capacidades caloríficas medias entre 25ºC y 200ºC CO2=9,7 cal*mol-1*ºC-1 H2O(g)=8,1 cal*mol-1*ºC-1

O2=7,2 cal*mol-1*ºC-1 N2=7 cal*mol-1*ºC-1

Entalpía de evaporación del agua a 25ºC=10,514 kcal*mol-1

 

 

37. (Examen Junio 95-96). Como bien sabe, el Al se obtiene por la reducción electrolítica de una mezcla fundida

de Al2O3 y criolita (Na3AlF6). Para este proceso, el óxido de aluminio se puede obtener a partir de la Gibbsita ,

Al(OH)3, según la reacción endotérmica: 2 Al(OH)3 (s)r Al2O3 (s) + 3 H2O (g). La energía necesaria para esta

reacción procede de la combustión de gas natural.

Sabiendo que para la conversión completa de 23 tm/hora de Al(OH)3 es necesaria la combustión de 2100

m3/hora de un gas natural de composición molar: 90% metano, 5% etano, 5% N2, y con una presión de 105

Pa, calcule la pérdida de calor por la paredes del horno considerando que tanto el Al(OH)3 como el gas

combustible (que se quema con un 5% de aire seco en exceso) entran al horno a 298 K y que de los productos de

salida, los gases lo hacen a 450 K y el Al2O3 a 1250 K.

Datos: * (kJ(mol):

Al(OH)3= -1293,3; Al2O3= -1669,8; H2O (l)= -285,8; H2O (g)= -241,8; metano= -74,85; etano= -84,67; CO2=

-393,5

* Cp (J(mol-1(K-1)

Al2O3 = 186,15; H2O (g)= 30,54; CO2= 44,22; N2= 29,13; O2= 29,96

* Composición del aire: 79% N2 - 21% O2

* Peso molecular Al(OH)3= 78 g(mol-1 Sol: 8,72%

 

 

38. (Examen Junio 96-97). Un gas (40% CH4; 40% CO; 20%H2, % en moles), se quema con un 300% de aire

en exceso; el gas y el aire entran en la cámara de combustión a 25ºC. ¿Cuál es la temperatura de llama

adiabática teórica que se alcanza?.

Datos: DHºf(kJ*mol-1): H2O(g)= -241,8; H2O(l)=-285,8; CO2=-393,5; CO=-110,5;CH4=-74,85.

Capacidades caloríficas (J*K-1*mol-1): CH4=35,69; CO2=37,11; H2O(g)= 33,577; H2O(l)=75,291; O2=29,355;

N2=29,125.

Sol: 742,2ºC

 

 

39. (Examen Junio 97-98). La reacción de Al y óxido de hierro(III), Fe2O3, conocida como reacción de la termita,

es fuertemente exotérmica y se usó para soldar railes.

2Al(s) + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe(s)

a) Calcular DHº de esta reacción si DHºf(Al2O3(s))= -1669,8 kJ/mol y DHºf(Fe2O3(s))=-822,2kJ/mol.

b) Calcular la temperatura que alcanzan los productos de la reacción si el proceso se verifica en condiciones

adiabáticas siendo la temperatura inicial de 25ºC y suponiendo que el Fe(s) y AL2O3(s) permanecen en estado

sólido.

Datos: Calor especifico del Al2O3 = 0,79J/gºC y del Fe = 0,48J/gºC; pesos atómicos: Fe=55,9 g/mol; Al=27,0

g/mol y O = 16,0 g/mol.

c) Sabiendo que la temperatura de fusión del hierro es 1538ºC y su DHfusión(Fe)=15079,5 J/mol. y que el óxido

de aluminio(III) funde a 2054ºC, DHfusión(Al2O3)=22217 J/mol y considerando que el calor especifico de los

productos en estado líquido es el mismo que en estado sólido, calcular la temperatura que alcanzan los

productos de la reacción.

Sol: a) -847,6kJ; b) T= 6342,62 ºC y c) T=5952,24ºC.

 

 

 

CINÉTICA QUIMICA

1. Escriba las expresiones de velocidad para las siguientes reacciones en términos de la desaparición de los

reactivos y aparición de los productos:

a) H2(g) + I2(g) 2 HI(g) b) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) c) 5 Br-(ac) + BrO-3(ac) + 6 H+(ac) 3 Br2(ac) + 3 H2O(l)

 

 

2. Considere la reacción

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Suponga que en un momento en particular durante la reacción, el hidrógeno molecular está reaccionando a la

velocidad de 0,074 M/s.

a) ¿Cuál es la velocidad a la que se está formando el amoniaco?

b) ¿Cuál es la velocidad a la que está reaccionando el nitrógeno molecular? Sol: 0,049 M/s; 0,025 M/s

 

 

3. Una reacción de primer orden llega al 35,5 % del total en 4,90 min. a 25º C. ¿Cuál es su constante de

velocidad?

Sol: 0,0896 min-1

 

 

4. A 500 K, el gas butadieno se convierte en gas ciclobuteno:

CH2CH

CH2=CHCH=CH2 CH2CH

butadieno(g) ciclobuteno(g) Determine gráficamente el orden de la reacción respecto al butadieno y la constante

de velocidad, a partir de los siguientes datos de velocidad.

Tiempo transcurrido Concentración desde el inicio(s) de butadieno (M)

195 0,0162 604 0,0147 1246 0,0129 2180 0,0110 4140 0,0084 8135 0,0057

Sol: 2º orden; 0,0143 M-1s-1

 

 

5. La siguiente reacción en fase gaseosa fue estudiada a 290º C al observar el cambio de la presión, en función

del tiempo, en un recipiente de volumen constante.

ClCO2CCl3(g) 2 COCl2(g)

Tiempo (s) P (mmHg)

0 15,76 181 18,88 513 22,79 1164 27,08

¿La reacción es de primero o de segundo orden respecto a ClCO2CCl3 ?

Sol: 1º orden

 

6. La constante de velocidad para la reacción de segundo orden

2 NOBr(g) 2 NO(g) + Br2(g) es 0'80 M-1s-1 a 10ºC. Comenzando con una concentración de 0'086 M de NOBr,

calcule su concentración después de 22 s. Sol: 0,034 M 7. ¿Cuál es la vida media de un compuesto si el 75 % de

una muestra dada de este compuesto se descompone en 60 min? Suponga una cinética de primer orden.

Sol: 30 minutos

 

 

8. La descomposición térmica de la fosfamina (PH3) en fósforo e hidrógeno molecular es una reacción de

primer orden:

4 PH3(g) P4(g) + 6 H2(g)

La vida media de la reacción es 35'0 s a 680º C. Calcule

a) La constante de velocidad de primer orden para la reacción

b) el tiempo requerido para que se descomponga a 95 % de la fosfamina.

Sol: 151 s

 

 

9. En la siguiente tabla se da la variación de la constante de velocidad con la temperatura para la reacción de

primer orden 2 N2O5(g) 2 N2O4(g) + O2(g)

Determine gráficamente la energía de activación de la reacción. T (K) k (s-1) 273 7,87103 298 3,46105 318

4,98106 338 4,87107

Sol: 104 kJmol-1

 

 

10. Dadas las mismas concentraciones, la reacción CO(g) + Cl2(g) NO2(g) + COCl2(g)

a 250º C es 1.50103 veces más rápida que la misma reacción a 150º C. Calcule la energía de activación para

esta reacción. Suponga que el factor de frecuencia permanece constante. Sol: 133,44 kJmol-1 11. Las

constantes de velocidad para algunas reacciones se duplican por cada 10 grados de aumento en la temperatura.

Suponga que la reacción se lleva a cabo a 295 K y 305 K. ¿Cuál debe ser la energía de activación para que la

constante de velocidad se duplique como se ha descrito?

Sol: 51,83 kJmol-1

 

 

12. La ley de velocidad de la reacción 2 H2(g) + 2 NO(g) N2(g) + 2 H2O(g) es velocidad = kH2NO2. ¿Cuál de los

siguientes mecanismos es el más apropiado con base en la expresión de velocidad observada?

Mecanismo I H2 + NO H2O + N (lento) N + NO N2 + O (rápido) O + H2 H2O (rápido)

Mecanismo II H2 + 2 NO N2O + H2O (lento) N2O + H2 N2 + H2O (rápido)

Mecanismo III 2 NO N2O2 (equilibrio rápido) N2O2 + H2 N2O + H2O (lento) N2O + H2 N2 + H2O (rápido)

Sol: mecanismos II y III

 

 

13. La descomposición de N2O a N2 y O2 es una reacción de primer orden. A 730º C la vida media de la

reacción es 3,58103 min. Si la presión inicial del N2O es 2,10 atm a 730º C, calcule la presión total del gas

después de una vida media. Suponga que el volumen permanece constante.

Sol: 2,625 atm

 

 

14. La reacción S2O82- + 2 I- 2 SO42- + I2 procede lentamente en disolución acuosa, pero puede ser catalizada

por el ion Fe3+. Dado que el Fe3+ puede oxidar al I- y el Fe2+ puede reducir al S2O82-, escriba un mecanismo

posible de dos pasos para esta reacción. Explique por qué la reacción no catalizada es lenta.

 

 

15. Considere las dos reacciones de primer orden que compiten: 1) A B (constante de velocidad k1) y 2) A C

(constante de velocidad k2). Las energías de activación de las reacciones 1) y 2) son 48'6 KJ/mol y 61'3 KJ/mol,

respectivamente. Si k1=k2 a 300 K, ¿a qué temperatura la razón k1/k2 será igual a 2 ?

Sol: 264 K

 

 

16. Se ha comprobado que el gas azometano se descompone según la reacción siguiente en un solo paso.

CH3N-NCH3 C2H6 + N2

a) ¿De qué orden es la reacción? b) Si la presión inicial es de 160 mm Hg en el sistema, ¿cuál será la presión

cuando finalice la reacción). Suponer que la reacción es total. c) Al cabo de 100 s, la presión del sistema ha

aumentado de 160 mm Hg a 161,6 mm Hg. Calcular con estos datos la constante de velocidad de la reacción.

Sol: orden 1; 320 mm Hg; 10-4 s-1

 

 

17. (Examen Septiembre 95-96). Se han determinado, manteniendo constante la concentración, los siguientes

datos para una reacción cuando cambia la temperatura:

Temperatura (ºC) Velocidad de reacción (mol*l-1*s-1) 20 1,5 30 2,4

Calcúlese la energía de activación del proceso. ¿Cuál será la velocidad de reacción a 50ºC si las demás

condiciones se mantienen constantes?

Sol: 3,5(104 J(mol-1. 5,6 mol(l-1 (s-1

 

 

18. (Examen Junio 96-97). Utilizando la aproximación del estado estacionario compruebe que la ecuación de

velocidad de la reacción 2N2O5 = 4NO2 + O2 es v=k[N2O5] sabiendo que su mecanismo es:

Etapa 1:

Etapa 2:

Etapa 3:

La velocidad de las tres etapas es parecida y la concentración de las especies NO3 y NO es, en todo momento,

muy pequeña.

 

Basados en el temario del Colegio Sta. Mª Marianistas de San Sebastián impartido por Javier Calvo (Prof. Química)