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Química· Energía y equilibrio

Ejercicios resueltos de termoquímica, entropía, equilibrio químico y cinética

Actualizado el 5 min de lectura 16 ejercicios resueltos

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Ejercicios de la unidad 4 del curso de química: energía, equilibrio y cinética química. Cada respuesta incluye el procedimiento. Resuelve cada ejercicio y después da clic en «Ver respuesta».

Energía y entalpía

1.- Clasifica como exotérmico o endotérmico: a) la combustión de la madera; b) la evaporación del alcohol; c) la fotosíntesis; d) la neutralización de un ácido con una base.

1. Respuesta
  • a) Exotérmico: libera calor y luz.
  • b) Endotérmico: el alcohol absorbe calor (por eso se siente frío en la piel).
  • c) Endotérmico: las plantas absorben la energía de la luz.
  • d) Exotérmico: la mezcla se calienta.

2.- Un sistema libera 250 J de calor y los alrededores realizan sobre él un trabajo de 100 J. ¿Cuál es el cambio de energía interna?

2. Respuesta

El calor sale del sistema: q=−250q = -250 J. El trabajo lo hacen los alrededores sobre el sistema, así que con la convención ΔE=q−w\Delta E = q - w, el trabajo realizado por el sistema es w=−100w = -100 J.

ΔE=−250−(−100)=−150 J\Delta E = -250 - (-100) = -150 \text{ J}

La energía interna disminuye 150 J.

3.- Calcula el calor de reacción y di si es exotérmica o endotérmica:

PClX5(g)+HX2O(g)→POClX3(g)+2 HCl(g)\ce{PCl5(g) + H2O(g) -> POCl3(g) + 2HCl(g)}

SustanciaΔHf\Delta H_f (kcal/mol)
PClX5(g)\ce{PCl5(g)}−95.4
HX2O(g)\ce{H2O(g)}−57.8
POClX3(g)\ce{POCl3(g)}−141.5
HCl(g)\ce{HCl(g)}−22.1
3. Respuesta

ΔHR=[(−141.5)+2(−22.1)]−[(−95.4)+(−57.8)]\Delta H_R = [(-141.5) + 2(-22.1)] - [(-95.4) + (-57.8)]

ΔHR=−185.7−(−153.2)=−32.5 kcal\Delta H_R = -185.7 - (-153.2) = -32.5 \text{ kcal}

Es negativo: la reacción es exotérmica.

4.- Calcula el calor de combustión del etanol con los calores de formación: CX2HX5OH(l)\ce{C2H5OH(l)} = −277.7 kJ/mol, COX2(g)\ce{CO2(g)} = −393.5 kJ/mol, HX2O(l)\ce{H2O(l)} = −285.8 kJ/mol.

CX2HX5OH(l)+3 OX2(g)→2 COX2(g)+3 HX2O(l)\ce{C2H5OH(l) + 3O2(g) -> 2CO2(g) + 3H2O(l)}

4. Respuesta

ΔHR=[2(−393.5)+3(−285.8)]−[(−277.7)+3(0)]\Delta H_R = [2(-393.5) + 3(-285.8)] - [(-277.7) + 3(0)]

ΔHR=(−787.0−857.4)+277.7=−1 644.4+277.7=−1 366.7 kJ\Delta H_R = (-787.0 - 857.4) + 277.7 = -1\,644.4 + 277.7 = -1\,366.7 \text{ kJ}

5.- Con la ley de Hess, calcula el ΔH\Delta H de C(s)+12 OX2(g)→CO(g)\ce{C(s) + 1/2O2(g) -> CO(g)} a partir de:

C(s)+OX2(g)→COX2(g)ΔH1=−393.5 kJ\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)} \qquad \Delta H_1 = -393.5 \text{ kJ}

CO(g)+12 OX2(g)→COX2(g)ΔH2=−283.0 kJ\ce{CO(g) + 1/2O2(g) -> CO2(g)} \qquad \Delta H_2 = -283.0 \text{ kJ}

5. Respuesta

Se conserva la primera ecuación y se invierte la segunda (su ΔH\Delta H cambia de signo):

C(s)+OX2(g)→COX2(g)−393.5 kJ\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)} \qquad -393.5 \text{ kJ}

COX2(g)→CO(g)+12 OX2(g)+283.0 kJ\ce{CO2(g) -> CO(g) + 1/2O2(g)} \qquad +283.0 \text{ kJ}

Al sumar, se cancelan el COX2\ce{CO2} y medio OX2\ce{O2}:

C(s)+12 OX2(g)→CO(g)ΔH=−393.5+283.0=−110.5 kJ\ce{C(s) + 1/2O2(g) -> CO(g)} \qquad \Delta H = -393.5 + 283.0 = -110.5 \text{ kJ}

Entropía y energía libre

6.- Se tiene ΔH\Delta H negativa y ΔG\Delta G negativa. ¿Qué ocurre en el sistema?

  • a) Una reacción endotérmica y espontánea
  • b) Una reacción endotérmica y no espontánea
  • c) Una reacción exotérmica y espontánea
  • d) Una reacción exotérmica y no espontánea
6. Respuesta

La respuesta correcta es c. ΔH<0\Delta H < 0 indica que libera calor (exotérmica) y ΔG<0\Delta G < 0, que es espontánea.

7.- Indica si la entropía aumenta o disminuye: a) HX2O(l)→HX2O(g)\ce{H2O(l) -> H2O(g)}; b) 2 HX2(g)+OX2(g)→2 HX2O(l)\ce{2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)}; c) disolver sal en agua.

7. Respuesta
  • a) Aumenta: el líquido pasa a gas.
  • b) Disminuye: 3 moles de gas se convierten en un líquido.
  • c) Aumenta: los iones del cristal se dispersan en el agua.

8.- Una reacción tiene ΔH=+30\Delta H = +30 kJ y ΔS=+0.12\Delta S = +0.12 kJ/K. ¿Es espontánea a 25 °C? ¿Y a 400 K?

8. Respuesta

A 298 K:

ΔG=30−298(0.12)=30−35.8=−5.8 kJ(espontaˊnea)\Delta G = 30 - 298(0.12) = 30 - 35.8 = -5.8 \text{ kJ} \quad \text{(espontánea)}

A 400 K:

ΔG=30−400(0.12)=30−48=−18 kJ(espontaˊnea y maˊs favorecida)\Delta G = 30 - 400(0.12) = 30 - 48 = -18 \text{ kJ} \quad \text{(espontánea y más favorecida)}

Será espontánea por encima de T=300.12=250T = \dfrac{30}{0.12} = 250 K.

Equilibrio químico

9.- Escribe la expresión de KeqK_{eq} para 2 NO(g)+OX2(g)⇌2 NOX2(g)\ce{2NO(g) + O2(g) <=> 2NO2(g)}.

9. Respuesta

Keq=[NOX2]2[NO]2 [OX2]K_{eq} = \frac{[\ce{NO2}]^2}{[\ce{NO}]^2\,[\ce{O2}]}

10.- En el equilibrio PClX5(g)⇌PClX3(g)+ClX2(g)\ce{PCl5(g) <=> PCl3(g) + Cl2(g)}, a cierta temperatura, [PClX5]=0.40[\ce{PCl5}] = 0.40 M, [PClX3]=0.20[\ce{PCl3}] = 0.20 M y [ClX2]=0.20[\ce{Cl2}] = 0.20 M. Calcula KeqK_{eq}.

10. Respuesta

Keq=[PClX3][ClX2][PClX5]=(0.20)(0.20)0.40=0.10K_{eq} = \frac{[\ce{PCl3}][\ce{Cl2}]}{[\ce{PCl5}]} = \frac{(0.20)(0.20)}{0.40} = 0.10

11.- Para 2 SOX2(g)+OX2(g)⇌2 SOX3(g)\ce{2SO2(g) + O2(g) <=> 2SO3(g)}, con ΔH=−198\Delta H = -198 kJ, indica hacia dónde se desplaza el equilibrio si: a) se agrega OX2\ce{O2}; b) se aumenta la temperatura; c) se aumenta la presión; d) se agrega un catalizador.

11. Respuesta
  • a) Hacia la derecha (los productos), para consumir el OX2\ce{O2} agregado.
  • b) Hacia la izquierda: al calentar se favorece el sentido endotérmico, que es el inverso.
  • c) Hacia la derecha: hay 3 moles de gas a la izquierda y 2 a la derecha.
  • d) No se desplaza; solo se alcanza antes el equilibrio.

12.- ¿Cuál de los siguientes enunciados es falso?

  • a) Agregar un reactivo desplaza el equilibrio hacia los productos
  • b) Retirar un producto desplaza el equilibrio hacia los productos
  • c) Los catalizadores no cambian la posición del equilibrio
  • d) La temperatura no afecta la velocidad de reacción ni desplaza el equilibrio
12. Respuesta

La respuesta correcta es d: la temperatura sí cambia la velocidad de reacción, desplaza el equilibrio y hasta cambia el valor de K.

Velocidad de reacción

13.- La concentración de un reactivo baja de 0.80 M a 0.50 M en 60 s. ¿Cuál es la velocidad media de reacción?

13. Respuesta

v=−Δ[reactivo]Δt=−0.50−0.8060=0.3060=0.005 mol/(L⋅s)v = -\frac{\Delta[\text{reactivo}]}{\Delta t} = -\frac{0.50 - 0.80}{60} = \frac{0.30}{60} = 0.005 \text{ mol/(L·s)}

14.- Un factor que afecta directamente la velocidad de una reacción es:

  • a) La densidad de los reactivos
  • b) El punto de fusión de los reactivos
  • c) La concentración de los reactivos
  • d) El punto de ebullición de los reactivos
14. Respuesta

La respuesta correcta es c: a mayor concentración, más colisiones entre las partículas y mayor velocidad.

15.- ¿Por qué una reacción que es espontánea puede no ocurrir de forma perceptible? Da un ejemplo.

15. Respuesta

Porque la espontaneidad (ΔG<0\Delta G < 0) no dice nada de la velocidad. Si la energía de activación es muy alta, la reacción es lentísima. Ejemplo: la transformación del diamante en grafito es espontánea, pero a temperatura ambiente tardaría millones de años; o la combustión de un papel, que necesita una chispa para empezar.

16.- Las sustancias que aumentan la velocidad de una reacción sin consumirse y sin cambiar los productos son:

  • a) Catalizadores
  • b) Ácidos
  • c) Reactivos
  • d) Cetonas
16. Respuesta

La respuesta correcta es a. Los catalizadores reducen la energía de activación; las enzimas son catalizadores biológicos.

Si tuviste dificultades, repasa las clases de termoquímica, energía libre de Gibbs, equilibrio químico y velocidad de reacción.

Referencias

  • Chang, R. y Goldsby, K. A. (2017). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.
  • Colegio Nacional de Matemáticas. Guía práctica para el examen de ingreso a la universidad. Pearson Educación (temario de referencia).

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