1.
TERMOQUÍMICA. Sienko. PROBLEMAS DE QUÍMICA. CAPÍTULO 9.
335. Un pedazo de un metal X que pesa 27,3 g se calienta hasta 98,9 ºC y se sumerge
luego en 15,0 cc de H2O a 25 º C. Si la temperatura final del sistema es 29,87 º C, ¿Cuál es
el calor específico de X?
𝒎𝑿 ∗ 𝒄𝒆𝑿 ∗ (𝑻𝟏𝑿 − 𝑻𝒇) = 𝒎𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝒄𝑯𝟐𝑶 ∗ (𝑻𝒇 − 𝑻𝟏𝑯𝟐𝑶)
𝒄𝒆𝑿 =
𝒎𝑯𝟐𝑶∗𝒄𝑯𝟐𝑶∗(𝑻𝒇−𝑻𝟏𝑯𝟐𝑶)
𝒎𝑿∗(𝑻𝟏𝑿−𝑻𝒇)
=
𝟏𝟓 𝒈∗𝟏,𝟎𝟎
𝒄𝒂𝒍
𝒈 º
∗(𝟐𝟗.𝟖𝟕−𝟐𝟓)º
𝟐𝟕.𝟑 𝒈∗(𝟗𝟖.𝟗−𝟐𝟗.𝟖𝟕)º
= 𝟎.𝟎𝟑𝟖𝟖
𝒄𝒂𝒍
𝒈 º
336. Un pedazo de cinc que pesa 13,8 g y está a 99.3 º C se introduce en 15,0 cc de agua a
25,00 º C. Dado que el calor específico del cinc es 0.0925 cal/g grado. ¿Cuál será la
temperatura final del sistema?
𝒎𝒁𝒏 ∗ 𝒄𝒁𝒏 ∗ (𝑻𝟏𝒁𝒏 − 𝑻𝒇) = 𝒎𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝒄𝑯𝟐𝑶 ∗ (𝑻𝒇 − 𝑻𝟏𝑯𝟐𝑶)
𝑻𝒇 =
𝒎𝒁𝒏∗𝒄𝒁𝒏∗𝑻𝟏𝒁𝒏+𝒎𝑯𝟐𝑶∗𝒄𝑯𝟐𝑶∗𝑻𝟏𝑯𝟐𝑶
𝒎𝑯𝟐𝑶∗𝒄𝑯𝟐𝑶+𝒎𝒁𝒏∗𝒄𝒁𝒏
=
𝟏𝟑.𝟖∗𝟎.𝟎𝟗𝟐𝟓∗𝟗𝟗.𝟑+𝟏𝟓.𝟎∗𝟏∗𝟐𝟓
𝟏𝟓∗𝟏+𝟏𝟑.𝟖∗𝟎.𝟎𝟗𝟐𝟓
= 𝟑𝟎.𝟖 º 𝑪
337. El Ba SO4 un sólido insoluble, tiene un calor específico de 0,111 cal/g º. El Al2O3, otro
sólido insoluble, tiene un calor específico de 0,174 cal/gº. Una mezcla de los dos, que
pesa 1,00 g, se calienta a 100,00 º C y se sumerge luego en 15,00 g de agua a 24,78 º C. Si
la temperatura final del sistema es 25,55 º C, ¿cuál es la composición de la mezcla
original?
𝒙 𝒈 𝒅𝒆 𝑩𝒂 𝑺𝑶𝟒 ;𝒚 𝒈 𝒅𝒆 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑
𝒙 + 𝒚 = 𝟏
𝒙 ∗ 𝒄𝑩𝒂 𝑺𝑶𝟒
∗ (𝟏𝟎𝟎 − 𝟐𝟓. 𝟓𝟓) + 𝒚 ∗ 𝒄𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑
∗ (𝟏𝟎𝟎 − 𝟐𝟓. 𝟓𝟓) = 𝒎𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝒄𝑯𝟐𝑶 ∗ (𝟐𝟓. 𝟓𝟓 − 𝟐𝟒. 𝟕𝟖)
Resolviendo el sistema:
𝒙 =
𝒎𝑯𝟐𝑶∗𝒄𝑯𝟐𝑶∗(𝟐𝟒.𝟕𝟖−𝟐𝟓.𝟓𝟓)−𝟏∗𝒄𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑
∗(𝟏𝟎𝟎−𝟐𝟓.𝟓𝟓)
(𝒄𝑩𝒂 𝑺𝑶𝟒
−𝒄𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑
)∗(𝟐𝟒.𝟕𝟖−𝟐𝟓.𝟓𝟓)
𝒙 =
𝟏𝟓.𝟎𝟎∗𝟏∗(𝟐𝟓.𝟓𝟓−𝟐𝟒.𝟕𝟖)−𝟏∗𝟎.𝟏𝟕𝟒∗(𝟏𝟎𝟎−𝟐𝟓.𝟓𝟓)
(𝟎.𝟏𝟏𝟏−𝟎.𝟏𝟕𝟒)∗(𝟏𝟎𝟎−𝟐𝟒.𝟕𝟖)
= 𝟎.𝟑𝟎 𝒈 𝑩𝒂 𝑺𝑶𝟒
𝒚 = 𝟎. 𝟕𝟎 𝒈 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑
% 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑 = 𝟕𝟎 ;% 𝑩𝒂 𝑺𝑶𝟒 = 𝟑𝟎
339. ¿Cuál será el calor específico previsto del uranio?
Aplicando la ley de Dulong y Petit:
𝒄𝒆 ∗ 𝑨𝒓 = 𝟔.𝟑
𝒄𝒆 =
𝟔.𝟑
𝟐𝟑𝟖
= 𝟎.𝟎𝟐𝟕
𝒄𝒂𝒍
𝒈 º
340. Los elementos del grupo I: Li, Na, K, Rb y Cs, tienen, respectivamente, los calores
específicos 0,79, 0,295, 0.18, 0.0802 y 0.0502 cal/gº, respectivamente. Calcular la
constante de Dulong y Petit de cada uno de estos elementos.
𝑳𝒊: 𝟎.𝟕𝟗 ∗ 𝟔. 𝟗𝟒𝟏 = 𝟓.𝟓 cal/mol º
𝑵𝒂:𝟎.𝟐𝟗𝟓 ∗ 𝟐𝟑.𝟎 = 𝟔. 𝟖
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
𝑲: 𝟎.𝟏𝟖 ∗ 𝟑𝟗. 𝟏 = 𝟕.𝟎
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
𝑹𝒃:𝟎. 𝟎𝟖𝟎𝟐 ∗ 𝟖𝟓.𝟓 = 𝟔. 𝟗
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
𝑪𝒔:𝟎. 𝟎𝟓𝟎𝟐 ∗ 𝟏𝟑𝟐.𝟗 = 𝟔.𝟕
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
341. Se ha medido a distintas temperaturas el calor específico del magnesio, con los
siguientes resultados: 0,177 a -150 º C , 0,203 a -100 º C, 0,223 a – 50º C, 0,232 a 0º C,

2.
0,257 a 100º C y 0,279 a 300º C. Calcular la constante de Dulong y Petit en función de la
temperatura.
−𝟏𝟓𝟎º 𝑪:𝟎.𝟏𝟕𝟕 ∗ 𝟐𝟒.𝟑 = 𝟒.𝟑𝟎
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
−𝟏𝟎𝟎º 𝑪:𝟎.𝟎𝟐𝟑 ∗ 𝟐𝟒.𝟑 = 𝟒.𝟗𝟑
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
−𝟓𝟎º 𝑪:𝟎. 𝟐𝟐𝟑 ∗ 𝟐𝟒.𝟑 = 𝟓. 𝟒𝟐
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
𝟎º 𝑪:𝟎.𝟐𝟑𝟐 ∗ 𝟐𝟒.𝟑 = 𝟓.𝟔𝟒
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
𝟏𝟎𝟎º 𝑪:𝟎. 𝟐𝟓𝟕 ∗ 𝟐𝟒.𝟑 = 𝟔.𝟐𝟓
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
𝟑𝟎𝟎º 𝑪:𝟎. 𝟐𝟕𝟗 ∗ 𝟐𝟒.𝟑 = 𝟔.𝟕𝟖
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍º
343. El calor molar de fusión de Na Cl es 6,8 kcal/mol. ¿Cuánto calor hará falta para fundir
0,278 g de NaCl?
𝟎.𝟐𝟕𝟖 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
𝟓𝟖.𝟓 𝒈 𝑵𝒂𝑪𝒍
∗
𝟔.𝟖∗𝟏𝟎𝟑 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂𝑪𝒍
= 𝟑𝟐.𝟑 𝒄𝒂𝒍
345. Dado que el calor molar de fusión del NaCl es 6,8 kcal/mol, escribir el proceso de
fusión como una ecuación química.
𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒔) + 𝟔.𝟖
𝒌𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍
→ 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒍)
𝑵𝒂𝑪𝒍 (𝒔) → 𝑵𝒂𝑪𝒍 (𝒍) ∆𝑯 = 𝟔. 𝟖 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
346. Escribir la ecuación química de la transformación de un mol de NaCl líquido en NaCl
sólido.
𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒍) → 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒔) + 𝟔.𝟖
𝒌𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍
𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒍) → 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒔) ∆𝑯 = −𝟔. 𝟖
𝒌𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍
347. ¿Cuál es ΔH en la conversión de un mol de H2O sólida a líquida? (ver problema 342:
Para fundir 1 g de agua hacen falta 79,71 cal. ¿Cuál es el calor molar de fusión del agua?)
𝟕𝟗,𝟕𝟏 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒈 𝑯𝟐𝑶
∗
𝟏𝟖 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟏𝟒𝟑𝟓 𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
𝑯𝟐𝑶 (𝒔) → 𝑯𝟐𝑶 (𝒍) ; ∆𝑯 = 𝟏, 𝟒𝟑𝟔 𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
348. Hacen falta 11,6 cal para fundir 1 g de bromuro de plata, Ag Br. ¿Cuál es el ΔH del
proceso siguiente?
𝑨𝒈𝑩𝒓 (𝒔) → 𝑨𝒈 𝑩𝒓 (𝒍)
En el proceso se absorbe calor.
𝟏𝟏.𝟔 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒈 𝑨𝒈𝑩𝒓
∗
𝟏𝟖𝟕.𝟖 𝒈 𝑨𝒈 𝑩𝒓
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈 𝑩𝒓
= 𝟐.𝟏𝟕𝟗 𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
𝑨𝒈 𝑩𝒓 (𝒔) → 𝑨𝒈 𝑩𝒓 (𝒍); ∆𝑯 = 𝟐. 𝟏𝟖 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
349. Hacen falta 30,3 cal para fundir 1 g de benceno, C6H6. Calcular ΔH del proceso:
𝑪𝟔𝑯𝟔 (𝒍) → 𝑪𝟔𝑯𝟔 (𝒔) e indicar si en el mismo se produce o absorbe calor.
𝟑𝟎.𝟑 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒈
∗
𝟕𝟖.𝟎𝟔 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟐𝟑𝟔𝟓
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍
𝑪𝟔𝑯𝟔 (𝒍) → 𝑪𝟔𝑯𝟔 (𝒔); ∆𝑯 = − 𝟐,𝟑𝟕 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
En el proceso se desprende calor.
351. Para evaporar 1 mol de agua líquida a gas a 4,58 Torr de presión hacen falta 10,77
kcal. ¿Cuánto calor hace falta para 1,00 g?
𝟏,𝟎𝟎𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟏𝟖,𝟎 𝒈
∗
𝟏𝟎,𝟕𝟕 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟎,𝟓𝟗𝟖 𝒌𝒄𝒂𝒍

3.
353. En un experimento en el que el iodo sólido (I2) se vaporiza a 25º C y 0,31 Torr, vemos
que hacen falta 4,09 cal para vaporizar 69,7 mg de iodo. Calcular el calor molar de
sublimación en dichas condiciones.
𝟒,𝟎𝟗 𝒄𝒂𝒍
𝟔𝟗,𝟕∗𝟏𝟎−𝟑 𝒈
∗
𝟐𝟓𝟑,𝟖 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟏𝟒,𝟗 ∗ 𝟏𝟎𝟑
𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
354. Puede obtenerse azufre muy puro condensando S8 a 0,0047 Torr a 95,4 º C. Dado que
ΔH = + 3,01 kcal para
𝑺𝟖(𝒔) → 𝑺𝟖(𝒈, 𝑷 = 𝟎.𝟎𝟒𝟕 𝑻𝒐𝒓𝒓)
Calcular la cantidad de calor producida en la condensación de 0,437 g de azufre puro.
𝟎,𝟒𝟑𝟕 𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐𝟓𝟔,𝟓 𝒈
∗
𝟑,𝟎𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟓, 𝟏𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝒌𝒄𝒂𝒍
355. Una barra de hierro al rojo (600º C) con 868 g de peso, se sumerge en agua líquida a
100 º C. Dado que el calor específico del hierro es 0,13 cal/g º en dichas condiciones,
calcular cuántos gramos del vapor de agua se formarán a 1 atm. A esta presión el calor
de vaporización del agua es 9,717 kcal/mol.
𝒎𝑭𝒆 ∗ 𝒄𝑭𝒆 ∗ ∆𝑻 = 𝒎𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗ 𝒄𝑽𝒂𝒑
𝒎𝒂𝒈𝒖𝒂 =
𝒎𝑭𝒆∗𝒄𝑭𝒆∗∆𝑻
𝒄𝑽𝒂𝒑
=
𝟖𝟔𝟖∗𝟎,𝟏𝟑∗(𝟔𝟎𝟎−𝟏𝟎𝟎)
𝟗,𝟕𝟏𝟕∗𝟏𝟎𝟑 𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒐𝒍
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟏𝟖 𝒈
= 𝟏𝟎𝟓 𝒈
357. Cuando reacciona 1,00 g de Pb según la ecuación
𝟐 𝑷𝒃 (𝒔) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐 𝑷𝒃 𝑶 (𝒔)
Se producen 253 cal. ¿Cuál será el ΔH de esta reacción?
𝟎,𝟐𝟓𝟑 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟏,𝟎𝟎 𝒈 𝑷𝒃
∗
𝟐𝟎𝟕,𝟐 𝒈 𝑷𝒃
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃
∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 = 𝟎.𝟏𝟎𝟓 𝒌𝒄𝒂𝒍
Como se desprenden el signo es negativo.
∆𝑯 = −𝟎, 𝟏𝟎𝟓 𝒌𝒄𝒂𝒍
358. ¿Cuántas calorías se absorben cuando 1,00 g de Pb reacciona según la ecuación:
𝑷𝒃 (𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑷𝒃𝑶𝟐 (𝒔); ∆𝑯 = −𝟔𝟔,𝟏𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍 ?
𝟏,𝟎𝟎 𝒈 𝑷𝒃 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃
𝟐𝟎𝟕,𝟐 𝒈 𝑷𝒃
∗
𝟔𝟔,𝟏𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃
= 𝟎,𝟑𝟏𝟗 𝒌𝒄𝒂𝒍 𝒅𝒆𝒔𝒑𝒓𝒆𝒏𝒅𝒊𝒅𝒂𝒔
359. El calor de formación de KClO3 sólido es de 93,50 kcal/mol. Los estados normales de
los elementos que lo componen son K(s), Cl2 (g) y O2 (g). Escribir la ecuación de
formación de K Cl O3.
Como es calor desprendido su signo es negativo.
𝑲(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑪𝒍𝟐 (𝒈) +
𝟑
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑲 𝑪𝒍 𝑶𝟑(𝒔); ∆𝑯 = −𝟗𝟑,𝟓𝟎 𝒌𝒄𝒂𝒍
360. ¿Cuánto calor se producirá al arder 1,00 g de CH3CHO líquido según la ecuación
𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝑶 (𝒍) +
𝟓
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝟐 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 (𝒈); ∆𝑯 = −𝟐𝟕𝟗,𝟎 𝒌𝒄𝒂𝒍 ?
𝟏,𝟎𝟎 𝒈 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟒𝟒,𝟎𝟐 𝒈
∗
𝟐𝟕𝟗∗𝟏𝟎𝟑 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟔, 𝟑𝟑 𝒌𝒄𝒂𝒍
361. El calor de combustión de la sacarosa sólida C12H22O11, es 1349,6 kcal/mol. ¿Cuánto
calor se producirá al quemar un trozo de 12,0 g de sacarosa?
𝟏𝟐 𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟑𝟒𝟐,𝟏𝟐 𝒈
∗
𝟏𝟑𝟒𝟗,𝟔
𝟏 𝒎𝒐𝒍
= 𝟒𝟕,𝟑 𝒌𝒄𝒂𝒍
362. El calor de combustión de la urea sólida, (NH2)2CO, es 151,6 kcal/mol. ¿Cuál es el ΔH
de la reacción de combustión, por mol de O2 consumido?
(𝑵𝑯𝟐)𝟐𝑪𝑶 (𝒔) +
𝟑
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 (𝒍) + 𝑵𝟐(𝒈)
𝟏𝟓𝟏,𝟔 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒖𝒓𝒆𝒂
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒖𝒓𝒆𝒂
𝟏,𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐
= 𝟏𝟎𝟏,𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍
Por ser desprendido su signo es negativo.

4.
𝟐
𝟑
(𝑵𝑯𝟐)𝟐𝑪𝑶 (𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) →
𝟐
𝟑
𝑪𝑶𝟐 (𝒈) +
𝟒
𝟑
𝑯𝟐𝑶 (𝒍) +
𝟐
𝟑
𝑵𝟐(𝒈) ; ∆𝑯 = −𝟏𝟎𝟏,𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍
365. Dado que el ΔH de formación de BaSO3 (s) es -282,6 kcal/mol y que el ΔH de
formación del BaSO4 (s) es -350,2 kcal/mol, calcular el ΔH de
𝑩𝒂𝑺𝑶𝟑 +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒(𝒔)
𝑩𝒂 (𝒔) + 𝑺(𝒔) +
𝟑
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟑 (𝒔); ∆𝑯𝟏 = −𝟐𝟖𝟐,𝟔 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑩𝒂 (𝒔) + 𝑺(𝒔) + 𝟐 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 (𝒔); ∆𝑯𝟐 = −𝟑𝟓𝟎,𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍
La combinación que nos lleva a la reacción pedida es: -1+2:
∆𝑯 = −∆𝑯𝟏 + ∆𝑯𝟐 = 𝟐𝟖𝟐,𝟔 − 𝟑𝟓𝟎,𝟐 = −𝟔𝟕,𝟔 𝒌𝒄𝒂𝒍
366. Dado que el ΔH de formación de Fe O (s) es -64,04 kcal/mol y que el ΔH de formación
de Fe2O3 (s) es -196,5 kcal/mol, calcular el ΔH de la reacción:
𝟐 𝑭𝒆 𝑶(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 (𝒔)
𝑭𝒆(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑭𝒆𝑶(𝒔); ∆𝑯𝟏 = −𝟔𝟒,𝟎𝟒 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟐 𝑭𝒆(𝒔) +
𝟑
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑(𝒔); ∆𝑯𝟐 = −𝟏𝟗𝟔,𝟓 𝒌𝒄𝒂𝒍
La reacción pedida es -2*(1) + (2). Por tanto:
∆𝑯 = −𝟐 ∗ ∆𝑯𝟏 + ∆𝑯𝟐 = −𝟐 ∗ (−𝟔𝟒.𝟎𝟒) − 𝟏𝟗𝟔.𝟓 = −𝟔𝟖.𝟒 𝒌𝒄𝒂𝒍
367. El ΔH de formación de H2 O (g) es -57.798 kcal/mol y que el ΔH de formación de W O3
(s) es -200.84 kcal/mol. Calcular el ΔH de la reacción:
𝟑 𝑯𝟐(𝒈) + 𝑾𝑶𝟑(𝒔) → 𝑾(𝒔) + 𝟑 𝑯𝟐𝑶 (𝒈)
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑯𝟐𝑶 (𝒈); ∆𝑯𝟏 = −𝟓𝟕.𝟕𝟗𝟖 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑾(𝒔) +
𝟑
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑾𝑶𝟑(𝒔); ∆𝑯𝟐 = −𝟐𝟎𝟎.𝟖𝟒 𝒌𝒄𝒂𝒍
La reacción pedida se obtiene haciendo: 3 * (1)- (2):
∆𝑯 = 𝟑 ∗ ∆𝑯𝟏 − ∆𝑯𝟐 = 𝟑 ∗ (−𝟓𝟕.𝟕𝟗𝟖) − (−𝟐𝟎𝟎.𝟖𝟒) = 𝟐𝟕.𝟒𝟓 𝒌𝒄𝒂𝒍
368. El ΔH de formación de H2 O (l) es -68,317 kcal /mol; el de Ca O(s) -151,9 kcal/mol; el
de Ca (OH)2 (s) -235.8 kcal/mol. Calcular ΔH de la reacción
𝑪𝒂𝑶/𝒔) + 𝑯𝟐𝑶 (𝒍) → 𝑪𝒂(𝑶𝑯)𝟐(𝒔)
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑯𝟐𝑶 (𝒍); ∆𝑯𝟏 = −𝟔𝟖.𝟑𝟏𝟕 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑪𝒂 (𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) → 𝑪𝒂𝑶 (𝒔); ; ∆𝑯𝟐 = −𝟏𝟓𝟏.𝟗 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑪𝒂 (𝒔) + 𝑶𝟐 (𝒈) + 𝑯𝟐(𝒈) → 𝑪𝒂(𝑶𝑯)𝟐 (𝒔); ; ∆𝑯𝟑 = −𝟐𝟑𝟓.𝟖 𝒌𝒄𝒂𝒍
Obtenemos la reacción pedida haciendo - (1)- (2)+ (3).
∆𝑯 = −∆𝑯𝟏 − ∆𝑯𝟐 + ∆𝑯𝟑 = −(−𝟔𝟖.𝟑𝟏𝟕) − (−𝟏𝟓𝟏.𝟗) − 𝟐𝟑𝟓.𝟖 = −𝟏𝟓.𝟔 𝒌𝒄𝒂𝒍
369. Dado que el calor de combustión del azúcar C6H12O6 (s) es 3,74 kcal/g, el calor de
combustión del alcohol C2H5OH (l) es 7,11 kcal/g y el ΔH de formación de CO2(g) es -94,0
kcal/mol, calcular el calor producido en la reacción de fermentación
𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔(𝒔) → 𝟐 𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯(𝒍) + 𝟐 𝑪𝑶𝟐(𝒈)
Obtenemos los calores dados en kcal/g en kcal/mol:
𝟑.𝟕𝟒
𝒌𝒄𝒂𝒍
𝒈
∗
𝟏𝟖𝟎,𝟎𝟔 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔
= 𝟔𝟕𝟑.𝟒 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
𝟕.𝟏𝟏
𝒌𝒄𝒂𝒍
𝒈
∗
𝟒𝟔.𝟎𝟐 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯
= 𝟑𝟐𝟕.𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍/𝒎𝒐𝒍
𝑪𝟔𝑯𝟏𝟐𝑶𝟔 (𝒔) + 𝟔 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟔 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) + 𝟔 𝑯𝟐𝑶 (𝒍); ∆𝑯𝟏 = 𝟔𝟕𝟑.𝟒 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯 (𝒍) + 𝟑 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) + 𝟑 𝑯𝟐𝑶 (𝒍); ∆𝑯𝟐 = 𝟑𝟐𝟕.𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑪(𝒔) + 𝑶𝟐(𝒈) → 𝑪𝑶𝟐(𝒈); ∆𝑯𝟑 = −𝟗𝟒.𝟎 𝒌𝒄𝒂𝒍

5.
La reacción pedida se obtiene haciendo (1) - 2 * (2):
∆𝑯 = ∆𝑯𝟏 − 𝟐 ∗ ∆𝑯𝟐 + 𝟐 ∗ ∆𝑯𝟑 = 𝟔𝟕𝟑.𝟒 − 𝟐 ∗ (𝟑𝟐𝟕.𝟐) = 𝟏𝟗 𝒌𝒄𝒂𝒍
370. Calcular cuánto calor se produce cuando un mol de Na+
gaseoso se combina con un
mol de Cl-
gaseoso formando NaCl sólido, mediante los datos siguientes:
𝑵𝒂(𝒔) +
𝟏
𝟐
𝑪𝒍𝟐 (𝒈) → 𝑵𝒂𝑪𝒍 (𝒔); ∆𝑯 = −𝟗𝟖,𝟐𝟑 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑵𝒂(𝒔) → 𝑵𝒂(𝒈); ∆𝑯 = +𝟐𝟓,𝟗𝟖 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑵𝒂(𝒈) → 𝑵𝒂+(𝒈) + 𝒆−
; ∆𝑯 = 𝟏𝟐𝟎,𝟎 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑪𝒍𝟐 (𝒈) → 𝟐𝑪𝒍 (𝒈); ∆𝑯 = +𝟓𝟖,𝟎𝟐 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝑪𝒍−(𝒈) → 𝑪𝒍(𝒈) + 𝒆−
; ∆𝑯 = +𝟖𝟕,𝟑 𝒌𝒄𝒂𝒍
La reacción pedida es:
𝑵𝒂+(𝒈) + 𝑪𝒍−(𝒈) → 𝑵𝒂𝑪𝒍 (𝒔)
Esta reacción se obtiene de las dadas con la siguiente combinación: -(3) +(5) –(2)+(1)-
1/2*(4).
∆𝑯 = −∆𝑯𝟑 + ∆𝑯𝟓 − ∆𝑯𝟐 + ∆𝑯𝟏 −
𝟏
𝟐
∗ ∆𝑯𝟒
∆𝑯 = −𝟏𝟐𝟎 + 𝟖𝟕.𝟑 − 𝟐𝟓.𝟗𝟖 + (−𝟗𝟖.𝟐𝟑) − 𝟎.𝟓 ∗ 𝟓𝟖.𝟎𝟐 = −𝟏𝟖𝟓.𝟗 𝒌𝒄𝒂𝒍
372. El calor molar de combustión del alcohol metílico líquido es 170,9 kcal/mol. ¿Qué
aumento de temperatura tendrá lugar al quemar 3,20 g de CH3OH en un calorímetro con
18,94 kg de agua a la temperatura inicial de 25,00 º C? El calor específico del agua a
25,00 º C es 0,9983 cal/g grado.
𝒎𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗ 𝒄𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗ ∆𝑻 = 𝟑.𝟐𝟎 𝒈 𝑪𝑯𝟑𝑶𝑯 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟑𝟐,𝟎𝟏 𝒈
∗
𝟏𝟕𝟎.𝟗∗𝟏𝟎𝟑 𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍
∆𝑻 =
𝟑.𝟐𝟎∗𝟏𝟕𝟎.𝟗∗𝟏𝟎𝟑
𝟑𝟐.𝟎𝟏
∗
𝟏
𝒎𝒂𝒈𝒖𝒂∗𝒄𝒂𝒈𝒖𝒂
=
𝟑.𝟐𝟎∗𝟏𝟕𝟎.𝟗∗𝟏𝟎𝟑
𝟑𝟐.𝟎𝟏
∗
𝟏
𝟏𝟖.𝟗𝟒∗𝟏𝟎𝟑∗𝟎.𝟗𝟗𝟖𝟑
= 𝟎. 𝟗𝟎𝟑 º 𝑪
374. ¿Cuántos gramos de hielo fundirán en el calorímetro de hielo al reaccionar 1,86 g de
sodio según la ecuación
𝑵𝒂 (𝒔) + 𝑯𝟐𝑶 (𝒍) → 𝑵𝒂+ (𝒂𝒒) + 𝑶𝑯− (𝒂𝒒) +
𝟏
𝟐
𝑯𝟐 (𝒈); ∆𝑯 = −𝟒𝟑,𝟎 𝒌𝒄𝒂𝒍
Un mol de agua necesita 1,436 kcal para fundir.
El calor que se desprende durante la reacción es:
𝟏,𝟖𝟔 𝒈 𝑵𝒂 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂
𝟐𝟑 𝒈 𝑵𝒂
∗
𝟒𝟑𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒉𝒊𝒆𝒍𝒐
𝟏,𝟒𝟑𝟔 𝒌𝒄𝒂𝒍
∗
𝟏𝟖 𝒈
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒉𝒊𝒆𝒍𝒐
= 𝟒𝟒 𝒈
375. Para estudiar las disoluciones en amoníaco líquido ha sido ideado un ingenioso
calorímetro en el que se determinan los efectos caloríficos analizando la cantidad de NH3
que se evapora o condensa en el punto de ebullición normal, - 33º C. El calor de
vaporización del amoníaco líquido es 5,581 kcal/mol. Cuando un pedazo de sodio
metálico de 0.638 g de peso se añade al amoníaco líquido, condensan 140 cc de NH3 gas
a 752 Torr y – 33º C. ¿Cuál es el ΔH de la reacción siguiente?
𝑵𝒂 (𝒔) → 𝑵𝒂 ( 𝒆𝒏 𝑵𝑯𝟑 𝒍í𝒒𝒖𝒊𝒅𝒐)
𝑷 ∗ 𝑽 = 𝒏 ∗ 𝑹 ∗ 𝑻 ;𝒏 =
𝑷∗𝑽
𝑹∗𝑻
=
𝟕𝟓𝟐
𝟕𝟔𝟎
𝒂𝒕𝒎∗𝟎.𝟏𝟒𝟎 𝑳
𝟎.𝟎𝟖𝟐
𝒂𝒕𝒎 𝑳
𝑲 𝒎𝒐𝒍
∗(𝟐𝟕𝟑−𝟑𝟑)𝑲
= 𝟕. 𝟎𝟒 ∗ 𝟏𝟎−𝟑
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
La reacción es endotérmica dado que se produce condensació de amoniaco.
∆𝑯 =
𝟕.𝟎𝟒∗𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑯𝟑∗
𝟓.𝟓𝟖𝟏 𝒌𝒄𝒂𝒍
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝑯𝟑
𝟎.𝟔𝟑𝟖 𝒈 𝑵𝒂∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒂
𝟐𝟑 𝒈 𝑵𝒂
= 𝟏.𝟒 𝒌𝒄𝒂𝒍