Brown
15ed. Práctica 5.10: Escribe la ecuación correspondiente a
la entalpía estándar de formación de tetracloruro de carbono líquido (CCl₄) y
busca ΔH°f para este compuesto en el Apéndice C.
15ed. Muestra 5.11: (a) Calcula el cambio de entalpía
estándar para la combustión de 1 mol de benceno, C₆H₆(l), a CO₂(g) y H₂O(l).
(b) Compara la cantidad de calor producido por la combustión de 1.00 g de
propano con la producida por 1.00 g de benceno.
15ed. Práctica 5.11: Calcula el cambio de entalpía para la
reacción: 2 H₂O₂(l) → 2 H₂O(l) + O₂(g) usando entalpías de formación: ΔH°f
[H₂O₂(l)] = -187.8 kJ/mol ΔH°f [H₂O(l)] = -285.8 kJ/mol (a) -88.0 kJ (b) -196.0
kJ (c) +88.0 kJ (d) +196.0 kJ (e) se necesita más información
15ed. Práctica 5.12: Dada la reacción 2 SO₂(g) + O₂(g) → 2 SO₃(g), ¿cuál de las siguientes ecuaciones es correcta? (a) ΔH°f [SO₃] = ΔH°rxn - ΔH°f [SO₂] (b) ΔH°f [SO₃] = ΔH°rxn + ΔH°f [SO₂] (c) 2ΔH°f [SO₃] = ΔH°rxn + 2ΔH°f [SO₂] (d) 2ΔH°f [SO₃] = ΔH°rxn - 2ΔH°f [SO₂] (e) 2ΔH°f [SO₃] = 2ΔH°f [SO₂] - ΔH°rxn [brown.15ed.p.5.12]
15ed. 5.32: La ecuación para la combustión de urea es:
(NH₂)₂CO(s) + ¹¹⁄₂ O₂(g) → CO₂(g) + N₂(g) + 2 H₂O(l) Usa ΔH°f (urea) = -333 kJ
y los valores de la Tabla 5.3 para calcular la entalpía de combustión de la
urea. (a) ΔH = -346 kJ (b) ΔH = -632 kJ (c) ΔH = -1300 kJ
15ed. 5.34: Para cada uno de los siguientes compuestos,
escribe una ecuación termoquímica balanceada que represente la formación de un
mol del compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar y luego
busca ΔH°f para cada sustancia en el Apéndice C. (a) NO₂(g) (b) SO₃(g) (c)
NaBr(s) (d) Pb(NO₃)₂(s)
15ed. 5.35: La siguiente se conoce como la reacción de la
termita: 2 Al(s) + Fe₂O₃(s) → Al₂O₃(s) + 2 Fe(s) Esta reacción altamente
exotérmica se utiliza para soldar unidades masivas, como hélices de grandes
barcos. Usando las entalpías estándar de formación del Apéndice C, calcula ΔH°
para esta reacción.
15ed. 5.36: Usando valores del Apéndice C, calcula el
cambio de entalpía estándar para cada una de las siguientes reacciones: (a) 2
SO₂(g) + O₂(g) → 2 SO₃(g) (b) Mg(OH)₂(s) → MgO(s) + H₂O(l) (c) N₂O₄(g) + 4
H₂(g) → N₂(g) + 4 H₂O(g) (d) SiCl₄(l) + 2 H₂O(l) → SiO₂(s) + 4 HCl(g)
15ed. 5.39: El etanol (C₂H₅OH) se mezcla con gasolina como
combustible para vehículos. (a) Escribe una ecuación balanceada para la
combustión de etanol líquido en el aire. (b) Calcula el cambio de entalpía
estándar para la reacción, asumiendo H₂O(g) como producto. (c) Calcula el calor
producido por litro de etanol por combustión de etanol a presión constante. El
etanol tiene una densidad de 0.789 g/mL. (d) Calcula la masa de CO₂ producida
por kJ de calor emitido.
15ed. 5.91: Escribe ecuaciones balanceadas que describan la
formación de los siguientes compuestos a partir de elementos en sus estados
estándar, y luego busca la entalpía estándar de formación para cada sustancia
en el Apéndice C: (a) CH₃OH(l) (b) CaSO₄(s) (c) NO(g) (d) P₄O₆(s)
15ed. 5.92: El acetileno (C₂H₂(g)) se usa para soldar
porque el oxiacetileno es el combustible gaseoso común que quema a mayor
temperatura. Usando entalpías estándar de formación, calcula la cantidad de
calor producido cuando 10 g de acetileno se queman completamente en aire bajo
condiciones estándar.
15ed. 5.93: Usando valores del Apéndice C, calcula el valor
de ΔH para cada una de las siguientes reacciones: (a) CaO(s) + 2 HF(g) →
CaF₂(s) + H₂O(g) (b) Fe₂O₃(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g) (c) 2 CO(g) + 2
NO(g) → N₂(s) + 2 CO₂(g) (d) 4 NH₃(g) + 5 O₂(g) → 4 NO(g) + 6 H₂O(g)
15ed. 5.96: El metanol (CH₃OH) se usa como combustible en
coches de carreras. (a) Escribe una ecuación balanceada para la combustión de
metanol líquido en el aire. (b) Calcula el cambio de entalpía estándar para la
reacción, asumiendo H₂O(g) como producto. (c) Calcula el calor producido por
combustión por litro de metanol. El metanol tiene una densidad de 0.791 g/mL.
(d) Calcula la masa de CO₂ producida por kJ de calor emitido.
Chang
10ed. Ejemplo 6.10: La reacción de la termita involucra aluminio y óxido de hierro(III): 2 Al(s) + Fe₂O₃(s) → Al₂O₃(s) + 2 Fe(l) Esta reacción es altamente exotérmica y el hierro líquido formado se utiliza para soldar metales. Calcula el calor liberado en kilojulios por gramo de Al reaccionado con Fe₂O₃. El ΔH°f para Fe(l) es 12.40 kJ/mol. [chang.10ed.e.6.10]
10ed. Práctica 6.10: El benceno (C₆H₆) arde en el aire para
producir dióxido de carbono y agua líquida. Calcula el calor liberado (en
kilojulios) por gramo del compuesto reaccionado con oxígeno. La entalpía
estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol.
10ed. 6.45: ¿Cuál de los siguientes valores de entalpía
estándar de formación no es cero a 25°C? Na(s), Ne(g), CH₄(g), S₈(s), Hg(l),
H(g).
10ed. 6.46: Los valores de ΔH°f de los dos alótropos del
oxígeno, O₂ y O₃, son 0 y 142.2 kJ/mol, respectivamente, a 25°C. ¿Cuál es la
forma más estable a esta temperatura?
10ed. 6.47: ¿Cuál es la cantidad más negativa a 25°C: ΔH°f
para H₂O(l) o ΔH°f para H₂O(g)?
10ed. 6.48: Predice el valor de ΔH°f (mayor que, menor que
o igual a cero) para estos elementos a 25°C: (a) Br₂(g); Br₂(l), (b) I₂(g);
I₂(s).
10ed. 6.49: En general, los compuestos con valores de ΔH°f
negativos son más estables que aquellos con valores de ΔH°f positivos. El
H₂O₂(l) tiene un ΔH°f negativo (ver Tabla 6.4). ¿Por qué, entonces, el H₂O₂(l)
tiende a descomponerse en H₂O(l) y O₂(g)?
10ed. 6.50: Sugiere formas (con ecuaciones apropiadas) que
te permitirían medir los valores de ΔH°f de Ag₂O(s) y CaCl₂(s) a partir de sus
elementos. No son necesarios cálculos.
10ed. 6.51: Calcula el calor de descomposición para este
proceso a presión constante y 25°C: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) (Busca la
entalpía estándar de formación del reactivo y los productos en la Tabla 6.4.)
10ed. 6.53: Calcula los calores de combustión para las siguientes reacciones a partir de las entalpías estándar de formación listadas en el Apéndice 3: (a) 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l) (b) 2 C₂H₂(g) + 5 O₂(g) → 4 CO₂(g) + 2 H₂O(l) [chang.10ed.6.53]
10ed. 6.54: Calcula los calores de combustión para las
siguientes reacciones a partir de las entalpías estándar de formación listadas
en el Apéndice 3: (a) C₂H₄(g) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(l) (b) 2 H₂S(g) + 3
O₂(g) → 2 H₂O(l) + 2 SO₂(g)
10ed. 6.55: Metanol, etanol y n-propanol son tres alcoholes comunes. Cuando 1.00 g de cada uno de estos alcoholes se quema en el aire, se libera calor como muestran los siguientes datos: (a) metanol (CH₃OH), 22.6 kJ; (b) etanol (C₂H₅OH), 29.7 kJ; (c) n-propanol (C₃H₇OH), 33.4 kJ. Calcula los calores de combustión de estos alcoholes en kJ/mol. [chang.10ed.6.55]
10ed. 6.57: A partir de las entalpías estándar de
formación, calcula ΔH°rxn para la reacción: C₆H₁₂(l) + 9 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6
H₂O(l) Para C₆H₁₂(l), ΔH°f = -151.9 kJ/mol.
10ed. 6.58: El pentaborano-9, B₅H₉, es un líquido incoloro,
altamente reactivo, que arderá en llamas al exponerse al oxígeno. La reacción
es: 2 B₅H₉(l) + 12 O₂(g) → 5 B₂O₃(s) + 9 H₂O(l) Calcula los kilojulios de calor
liberados por gramo del compuesto reaccionado con oxígeno. La entalpía estándar
de formación de B₅H₉ es 73.2 kJ/mol.
10ed. 6.59: Determina la cantidad de calor (en kJ) liberado
cuando 1.26 × 10⁴ g de amoníaco son producidos según la ecuación: N₂(g) + 3
H₂(g) → 2 NH₃(g) ΔH°rxn = -92.6 kJ/mol Asume que la reacción tiene lugar bajo
condiciones de estado estándar a 25°C.
10ed. 6.60: A 850°C, el CaCO₃ sufre una descomposición sustancial para producir CaO y CO₂. Asumiendo que los valores de ΔH°f de los reactantes y productos son los mismos a 850°C que a 25°C, calcula el cambio de entalpía (en kJ) si 66.8 g de CO₂ son producidos en una reacción. [chang.10ed.6.60]
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