H2 (g) + ½ O2 (g) H2O(l) H =-286 kJ.mol-1 1.-Calcula a entalpía de formación da auga gas a 298K, se a esta temperatura a entalpía de formación da auga líquida é -286kJ.mol-1 e a entalpía molar de vaporización da auga é 44 kJ.mol-1. Form. da auga líquida H2 (g) + ½ O2 (g) H2O(l) H =-286 kJ.mol-1 Vaporización da auga H2 O (l) H2O(g) H = 44 kJ.mol-1 Formación da auga gas H2 (g)+ ½ O2 (g) H2O(g) H =-242 kJ.mol-1

2. -Calcula a enerxía do enlace C-H no metano 2.-Calcula a enerxía do enlace C-H no metano. A entalpía de formación do metano é -72 kJ.mol-1. A entalpía de vaporización do carbono grafito é 719 kJ.mol-1 e a entalpía de disociación do H2(g) é 494´8 kJ.mol-1 . A Formación do metano C (s) + 2 H2 (g) CH4 HA = -72 kJ.mol-1 B Vaporización do carbono C (s) C(g) HB = 719 kJ.mol-1 C Disociación do Hidróxeno H 2 (g) 2 H (g) HC = 494´8 kJ.mol-1 A enerxía do enlace, que é a que se require para romper un enlace, neste caso C-H, será a cuarta parte da enerxía necesaria para a seguinte reaccíón: CH4 (g) C(g) + 4 H(g) H = - HA + HB + 2 HC A enerxía de enlace será :

3.-Ao queimar, a presión constante, 25 g de butano despréndense 1240kJ en forma de calor. Con esta dato e os da táboa, calcula a entalpía de formación do butano. Táboa: ΔHf(CO2 (g)) =-39313´kJ.mol-1; Δ Hf(H2O (g)) = -241´6kJ.mol-1 C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(g) ΔHA = -2876´8 kJ.mol-1 C(s) + O2(g) CO2(g) ΔHB = -393´13 kJ.mol-1 H2(g)+ ½ O2(g) H 2O (g) Δ HC = -241´6 kJ.mol-1 4 C(s) + 5H2(g) C4 H10(g) ΔH = ? ΔH = -ΔHA + 4ΔHB + 5ΔHC ΔH = 96´28 kJ.mol-1

4.-Calcula a variación de enerxía interna de combustión do propano gas a 298 K . Datos da táboa: Δ Hf(CO2 (g)) = -393´13 kJ.mol-1; Δ Hf(H2O (g)) = -241´6kJ.mol-1 , Δ Hf(C3H 8 (g)) = -103´9 kJ.mol-1 Con as entalpías de formación das tres substancias que interveñen, xa que a do osíxeno é nula, calculamos: 3 C(s) + 4H2(g) C3 H8(g) ΔHA =-103´9 kJ.mol-1 C(s) + O2(g) CO2(g) Δ HB = -393´13 kJ.mol-1 H2(g)+ ½ O2(g) H 2O (g) Δ HC = -241´6 kJ.mol-1 C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g) Δ H = -ΔHA + 3ΔHB + 4ΔHc . ΔHcombustión = -2041´89 kJ.mol-1 ΔE =Δ H - Δ (PV) = Δ H – RTΔn =Δ H - RT xa que Δ n = 7 – 6 = 1 ΔE = - 2041´89 kJ.mol-1 – 8´3.10-3kJ.mol-1.K-1 . 298 K = -2044´3 kJ.mol-1

S(s)+ 3/2 O2(g) SO3(g) Δ H = ΔHA - ΔHB - ΔHc . 5.-Calcula a entalpía de formación do trióxido de xofre gas a partir das entalpías de reacción dos procesos PbO(s) + S(s) + 3/2 O2(g) PbSO4(s) ΔHA =-699´7 kJ.mol-1 PbO(s) + H2SO4 .5H2O PbSO4(s)+ 6 H2O(l) Δ HB = -116´9 kJ.mol-1 SO3(g)+ 6 H2O(l) H2SO4. 5H2O (l) Δ HC = -188´1 kJ.mol-1 S(s)+ 3/2 O2(g) SO3(g) Δ H = ΔHA - ΔHB - ΔHc . ΔHoxidación = -394´7 kJ.mol-1

1/4 P4(s) + 5/2 Cl2(g) PCl5(s) Δ H = ¼ ΔHA + ΔHB 6-Dos datos seguintes, calcúlese a calor de formación do pentacloruro de fósforo sólido P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l) ΔHA =-304´0 kcal PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s) Δ HB = -32´8 kcal 1/4 P4(s) + 5/2 Cl2(g) PCl5(s) Δ H = ¼ ΔHA + ΔHB ΔHformación = -108´8 kcal.mol-1

7-Considera a reacción 2 Ag2O(s) 4 Ag(s) + O2(g) 7-Considera a reacción 2 Ag2O(s) 4 Ag(s) + O2(g). Calcula a calor desprendida ou absorbida cando reaccionan 4´62 g de Ag2O a 25ºC. entalpía estandar de formación do Ag2O(s) = - 30´6 kJ.mol-1 2 Ag(s) + ½ O2(g) Ag2O(s) ΔH = - 30´6 kJ.mol-1 2 Ag2O(s) 4 Ag(s) + O2(g) ΔH = - 2( - 30´6 kJ) = 61´2 kJ Ag2O(s) 2 Ag(s) +1/2 O2(g) ΔH = 30´6 kJ.mol-1 2.10-2 mol de Ag2O . 30´6 kJ.mol-1 = 0´61kJ É a calor absorbida ao reaccionar 4´62g ou 0´02 moles de Ag2O

8-Calcular a variación de entalpía e a de enerxía interna da seguinte reacción: CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) Datos : As entalpía de formación do metano, dióxido de carbono e auga son respectivamente -74´8; -393´5 ; e -258´8 kJ.mol-1. ΔH = ΔHf (CO2) + 2ΔHf (H2 O) - ΔHf (CH4) = - 836´3 kJ.mol-1 ΔE =Δ H - Δ (PV) = Δ H – RTΔn =Δ H + 2 RT xa que Δn = 1 – 3 = -2 ΔE = - 836´3kJ.mol-1 + 2 . 8´3 .10-3kJ.mol-1 K-1 . 298 K ΔE = - 831´3kJ.mol-1

9-Escribe a ecuación de combustión do butano, e razoa se, á mesma temperatura, a calor desprendida a volume constante é maior, igual ou menor que a desprendida a presión constante. C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(g) qp = qv+RTΔn onde R >0 T >0 Δn = 9 – (1 + 13/2) >0 resultando qp > qv

10-Calcular o valor aproximado da entalpía de reacción do proceso CH3-CH2-COH + ½ O2 CH3-CH2-COOH Datos das enerxías de enlace en kJ,mol-1: C-H = 414, C-O = 355 , O=O = 497 , O-H = 464 O O R – C + ½ O O R - C H O -H Fórmanse un enlace C-O e outro O-H e rómpense un enlace C-H e medio enlace O=O Onde a variación de entalpía da reacción é a variación de entalpía dos enlaces rotos menos a dos enlaces formados. resultando Δ H = 414+ ½ 497 - (355+464) = -156kJ.mol-1

11.-A reacción 2 H 2 (g)+ O2 (g) 2 H2O (g) transcorre espontaneamente a pesar de que hai un aumento da orde do sistema. ¿Como pode ser esto? Δ G = ΔH – T ΔS Se é espontánea Δ G é negativo, así que ΔH – T ΔS é negativo polo tanto ΔH é menor que T ΔS A enerxía que se desprende por ser exotérmica é máis ( son cantidades negativas) que a que se precisa para aumentar a orde do sistema

12.-¿Cal é o aumento de entropía dun sistema que absorbe 1kJ de calor ás seguintes temperaturas? a) 5K b) 500K c) 5000K A menor temperatura máis aumenta a desorde

13.-Deduce o signo de Δ S en cada unha das seguintes reaccións. Ca(s) + ½ O 2(g) CaO (s) b) N2(g) + 2 O 2(g) 2 NO 2(g) En ambas reaccións aumenta o orde, por desaparecer gases. Nos dous casos o incremento de entropía é negativo.

14.-Calcula cuantitativamente os valores de Δ S das reaccións anteriores. Busca os valores nunha táboa. Ca(s) + ½ O 2(g) CaO (s) ∆Go = -603´5 kJ.mol-1 ∆Ho = -635´1 kJ.mol-1 b) N2 (g) + 2O2 (g) → 2NO2 (g) Necesitamos os datos de ∆So para productos e reactivos, e a lei de Hess ou ben os de T, ∆G e ∆H para aplicar a fórmula ∆G = ∆H -T ∆S

15.-Calcula o valor de Δ G0 das reaccións CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) ∆Go = ∆Gof (CO2(g)) + ∆Gof (CaO(s)) - ∆Gof (CaCO3(s)) ∆Go = -394.4 kJ.mol-1 – 603.5 kJ.mol-1 - (-1128.8 kJ.mol-1) =130.9 kJ.mol-1 b) CH4 (g) + 2H2O (g) → 4H2 (g) + CO2 (g) ∆Go = ∆Gof (CO2(g)) + 4 ∆Gof (H2(g)) - ∆Gof (CH4(g)) - 2 ∆Gof (H 2O(g)) ∆Go = - 394.4 kJ.mol-1 + 4 . 0 – (-50.8 kJ.mol-1 ) - 2. (-228.6 kJ.mol-1) ∆Go = 113´6 kJ.mol-1

15.- Se fixeramos este exercicio utilizando datos de entalpía e de entropía, sería: CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) ∆So = So (CO2(g)) + So(CaO(s)) - So (CaCO3(s)) ∆So = 213.8 J.mol-1K-1 + 39.7 J.mol-1K-1 - (92.9 J.mol-1K-1) =160.6 J.mol-1 K-1 ∆Ho = ∆Hof (CO2(g)) + ∆Hof (CaO(s)) - ∆Hof (CaCO3(s)) ∆Ho = -393.5 kJ.mol-1 – 635.1 kJ.mol-1 - (-1206.7 kJ.mol-1) = 178.1 kJ.mol-1 ∆Go = ∆Ho - T ∆So ∆Go = 178,1 kJ.mol-1 - 298 K . 160,6 . 10-3k J.mol-1 K-1 = 130,24 kJmol-1 b) CH4 (g) + 2H2O (g) → 4H2 (g) + CO2 (g) ∆So = So(CO2 (g)) + 4. So(H2 (g)) - So (CH4 (g)) - 2. So (H2O (g)) ∆So =213,8J.mol-1K-1 + 4 .130,70 J.mol-1K-1 - 186,0 J.mol-1 K-1 - 2. (188,7 J.mol-1K-1) ∆So = 173,2 J.mol-1 K-1 ∆Ho = ∆Hof (CO2(g)) + 4. ∆Hof (H2(g)) - ∆Hof (CH4(g)) - 2. ∆Hof (H2O(g)) ∆Ho = -393,5 kJ.mol-1 + 4 . 0 kJ.mol-1 – (-74,9 kJ.mol-1 ) - 2. (-241,8 kJ.mol-1) ∆Ho = 165 kJ.mol-1 ∆Go = ∆Ho - T ∆So ∆Go = 165 kJ.mol-1 - 298 K . 173,2 . 10-3kJ.mol-1 K-1 = 114,1 kJmol-1

∆Go = 114,1 kJmol-1 positiva, a reacción non é espontánea a esta T 16.-Determina se as reaccións do exercicio anterior son espontáneas á temperatura de 298K e se non o son, calcula a que temperatura o serán. Supoñemos que os valores de ∆H e ∆ S non varían apreciablemente coa T. CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) ∆Go = 130,24 kJmol-1 positiva, a reacción non é espontánea a esta T Para ser espontánea ∆Ho - T ∆So < 0 , por tanto ∆Ho < T ∆So b) CH4 (g) + 2H2O (g) → 4H2 (g) + CO2 (g) ∆Go = 114,1 kJmol-1 positiva, a reacción non é espontánea a esta T

∆Ho = -74,8 kJ/mol-1 - 2 . 0 kJ/mol-1 - 0 kJ/mol-1 = - 74,8 kJ/mol-1 17.- Para a reacción química C (grafito) + 2H2 (g) → CH4 (g) dispós dos seguintes datos a 298 K. A partir destes datos, determina ∆Ho, ∆So, ∆Go para esta reacción. ¿Que che suxire o valor obtido para esta última magnitude? C (grafito) H2 (g) CH4 (g) ∆Hof (kJ/mol) -74´8 S0 (J/mol ºK) 5´74 130´7 186´9 ∆Ho = -74,8 kJ/mol-1 - 2 . 0 kJ/mol-1 - 0 kJ/mol-1 = - 74,8 kJ/mol-1 ∆So = 186,9Jmol-1 K-1- 2 .130,7Jmol-1 K-1 - 5,74Jmol-1 K-1 = - 80,24Jmol-1 K-1 ∆Go = ∆Ho - T ∆So ∆Go = -74,8 kJ.mol-1 - 298 K . ( – 80,24) . 10-3k J.mol-1 K-1 = - 50,9 kJmol-1 Por ser negativo o valor da entalpía libre de Gibbs, sabemos que o grafito en contacto con hidróxeno gas, a 25ºC, forma gas metano espontaneamente.

A combustión do acetileno (C2H2(g)) produce dióxido de carbono e auga A combustión do acetileno (C2H2(g)) produce dióxido de carbono e auga. (a) Escriba a ecuación química correspondente ao proceso. (b) Calcule a calor molar de combustión do acetileno e a calor producida ao queimar 1,00kg de acetileno. Datos: ∆Hfo = (C2H2(g))=+223,75kJ/mol; ∆Hfo = (CO2(g)) =-393,5kJ/mol ∆Hfo = (H2O (g))=-241,8kJ/mol C2H2(g) + O2(g) 2CO2(g) + H2O(g) 2C(s) + H2(g) C2H2(g) ∆Ho = 223´75kJ/mol C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Ho =-393,5kJ/mol ½ O(s) + H2(g) H2O(g) ∆Ho =-241,8kJ/mol ∆Ho = -241,8kJ/mol-1+ 2 .(-393,5 kJ/mol-1) -223,75 kJ/mol-1= - 1252,5 kJ/mol-1 Ao queimar 1,00kg de acetileno estanse a queimar 38,46 moles de acetileno e a calor producida será: 38,46mol . 1252,5kJ/mol = 48173kJ.

A entalpía de combustión do propano gas é -546,3Kcal A entalpía de combustión do propano gas é -546,3Kcal. Sabendo que ∆Hfo = (CO2(g))=-94,03kcal/mol e ∆Hfo = (H2O (l))=-68,30kcal/mol. Calcular: (a) Entalpía de formación do propano. (b) Os quilogramos de carbón que será preciso queimar ( cun rendemento do 80%) para producir a mesma cantidade de enerxía ca obtida na combustión de 1kg de propano Dato: Entalpía de combustión do carbón 5Kcal/g C3H8 + O2 3CO2 + 4H2O ∆Ho = -546,3 kcal/mol C(s) + O2(g) CO2(g) ∆Hfo =-94,3kcal/mol ½ O(s) + H2(g) H2O(l) ∆Hfo =-68,3kcal/mol 3 C(s) + 4 H2(g) C3H8 ∆Hfo =?? Entendendo que a auga formada na combustión está en fase líquida: ∆Ho =546,3Kcal.mol-1 -3 .94,3Kcal.mol-1-4 .68,3Kcal.mol-1= -9,8Kcalmol-1 Un kg de propano son 22,7 mol polo tanto desprende 22,7 . 546,3= 12417,39 Kcal o que equivalería a queimar 2483,1g de carbón nunha combustión ao 100%, e 3103,9 g, se o rendemento é do 80%, como aquí se plantea.

∆Ho = -61,1 kJ ∆So = -132,1 J/K T= 298K P= 1 atm Na reacción 4Ag(s) + O2(g) 2Ag2O(s) a variación de entalpía e a variación de entropía a 25ºC e 1 atm valen -61,1kJ e ´-132,1J/K respectivamente. Supoñendo que estes valores son independentes da temperatura, determinar, previo cálculo: (a) En que sentido é espontánea a reacción nestas condicións.(b)O sentido no que a reacción é espontánea a 500ºC. (c) A temperatura á que se acada o equilibrio químico ∆Ho = -61,1 kJ ∆So = -132,1 J/K T= 298K P= 1 atm ∆Go = ∆Ho - T ∆So ∆Go = -61,1 kJ - 298 K . ( – 132,1) . 10-3k J K-1 = - 21,7kJ Un kg de propano son 22,7 mol polo tanto desprende 22,7 . 546,3= 12417,39 Kcal o que equivalería a queimar 2483,1kg de carbón nunha combustión ao 100%, e 3103,9kg, se o rendemento é do 80%, como aquí se plantea.