Ejercicios resueltos de termodinámica para 2° de bachillerato pdf

La termodinámica es una rama fundamental de la física y la química que estudia las relaciones entre el calor, el trabajo y la energía. En el contexto del segundo año de bachillerato, los estudiantes se adentran en conceptos complejos que son cruciales para comprender cómo funcionan los procesos energéticos en la naturaleza. Si te enfrentas a un examen de termodinámica, este artículo es tu aliado para dominar los ejercicios más comunes y entender los principios que los rigen.

A continuación, encontrarás una serie de ejercicios resueltos que te ayudarán a consolidar tus conocimientos en temas como la termoquímica, la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs. Cada sección incluye ejemplos prácticos y explicaciones detalladas para que puedas aplicar lo aprendido en tus evaluaciones.

Ejercicios de termodinámica 2 bachillerato resueltos

Los ejercicios de termodinámica que se abordan en el bachillerato pueden parecer desafiantes al principio, pero con la práctica adecuada y una buena comprensión de los conceptos, te convertirás en un experto. Aquí te presentamos algunos problemas resueltos que te ayudarán a entender mejor las aplicaciones de la termodinámica en contextos reales.

Ecuaciones termoquímicas: ejercicios resueltos

Ejercicio 01

Consideremos la siguiente ecuación termoquímica:

2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O₂ (g) ΔH_R= + 181,6 kJ

a) Calcula el calor necesario para descomponer 50 g de HgO.

Para resolver este ejercicio, primero necesitas calcular cuántos moles de HgO hay en 50 g. La masa molar de HgO se calcula como:

• Hg: 200,6 g/mol
• O: 16 g/mol
• Masa molar de HgO = 200,6 + 16 = 216,6 g/mol

Ahora, calculamos los moles:

n = masa / masa molar = 50 g / 216,6 g/mol = 0,231 moles

Luego, utilizando la ecuación de la termoquímica:

Calor necesario = n × ΔH_R = 0,231 moles × 181,6 kJ/mol = 42,0 kJ

b) Determina el volumen de oxígeno producido al suministrar 418 kJ al óxido de mercurio.

Sabemos que la reacción produce 1 mol de O₂ por cada 2 moles de HgO. Así que, primero calculamos cuántos moles de HgO se descomponen al aportar 418 kJ:

n = 418 kJ / 181,6 kJ/mol = 2,303 moles de HgO

Esto significa que se producirán 1,1515 moles de O₂. Usando la ecuación de estado de los gases ideales (PV=nRT), y considerando que T=298 K y P=1 atm, podemos encontrar el volumen:

V = nRT/P = (1,1515 moles × 0,0821 L·atm/(mol·K) × 298 K) / 1 atm = 28,2 L

Ejercicio 02

La combustión del carbono en forma de grafito, a la presión de 1 atm y a 25 ºC, tiene un calor de reacción de –390 kJ/mol. ¿Cuánta cantidad de oxígeno se necesita para obtener 525 kJ?

Usamos la relación de la ecuación de la reacción:

1 mol de carbono + 1 mol de O₂ → CO₂ (g)

La razón de la energía liberada nos permite calcular los moles de oxígeno requeridos:

n = 525 kJ / 390 kJ/mol = 1,346 moles de O₂

Ejercicios de entropía resueltos

La entropía es una medida del desorden en un sistema. Entender cómo calcularla y aplicar las variaciones de entropía en diferentes procesos es fundamental en termodinámica. Aquí algunos ejercicios prácticos.

Ejercicio 01

Para el proceso N₂O (g) + 3/2 O₂ (g) → 2 NO₂ (g) a 298 K, calcula la entropía de reacción.

Los datos son:

• Sº (N₂O) = 220,1 J/mol·K
• Sº (NO₂) = 240,1 J/mol·K
• Sº (O₂) = 205,2 J/mol·K

La entropía de reacción se calcula como:

ΔS_r = ΣSº(productos) - ΣSº(reactivos)

ΔS_r = [2 × 240,1] - [1 × 220,1 + 3/2 × 205,2]

ΔS_r = 480,2 - (220,1 + 307,8) = -47,7 J/mol·K

Ejercicio 02

Predice si en las siguientes reacciones hay una variación positiva o negativa de la entropía:

1. 2 KClO₄ (s) → 2 KClO₃ (s) + O₂ (g) (↑ Entropía positiva)
2. H₂O (g) → H₂O (l) (↓ Entropía negativa)
3. N₂ (g) → 2N (g) (↑ Entropía positiva)

Energía libre de Gibbs: ejercicios resueltos

La energía libre de Gibbs permite determinar la espontaneidad de una reacción química. Un conocimiento profundo de este concepto es esencial para los estudiantes de bachillerato. Aquí te ofrecemos ejercicios resueltos.

Ejercicio 01

Calcular la variación de energía libre de Gibbs para la reacción CH₄ (g) + O₂ (g) → CO₂ (g) + H₂O (l).

Los datos son:

• ΔG⁰ (CO₂) = –394,4 kJ/mol
• ΔG⁰ (H₂O (l)) = –237,2 kJ/mol
• ΔG⁰ (CH₄) = –50,8 kJ/mol

Usamos la ecuación:

ΔG_r = ΣΔG⁰(productos) - ΣΔG⁰(reactivos)

ΔG_r = [–394,4 + (–237,2)] - [(–50,8)] = –580,6 + 50,8 = –529,8 kJ/mol

Ya que ΔG_r < 0, la reacción es espontánea.

Ejercicios de energía libre de Gibbs resueltos

Utilizando los valores que aparecen en la tabla, todos obtenidos a la temperatura de 25ºC, y considerando la reacción CO(g) + Cl₂(g) → COCl₂(g):

Para resolver, debes calcular ΔS⁰, ΔH⁰ y finalmente ΔG⁰ de la reacción.

Ejercicios de entalpía de reacción resueltos

La entalpía de reacción es uno de los conceptos más importantes en la termodinámica. A continuación, algunos ejemplos que ilustran cómo calcularla.

Ejercicio 01

Las entalpías estándar de formación del CH₄ (g), CO₂ (g) y H₂O (l) son, respectivamente, -74,9 kJ/mol; -393,5 kJ/mol y -285,8 kJ/mol. Calcula la entalpía estándar de combustión del metano.

Usamos la ecuación similar a la anterior:

ΔH_r = ΣΔH⁰(productos) - ΣΔH⁰(reactivos)

ΔH_r = [–393,5 + (–285,8)] - [–74,9] = –678,2 + 74,9 = –603,3 kJ/mol

Ejercicio 02

La entalpía de combustión del benceno líquido (C₆H₆) es –3.267,4 kJ/mol. Calcula:

• a) El valor de la entalpía de formación del benceno líquido.
• b) La energía implicada en la combustión de 100 g de benceno líquido.

Datos: DH⁰f [CO₂ (g)] = –393,5 kJ/mol; DH⁰f [H₂O (l)] = –285,8 kJ/mol.

Masas atómicas C=12; H=1.

Estos ejercicios son solo una pequeña muestra de los tipos de problemas que puedes encontrar en el examen de termodinámica. Con práctica y dedicación, dominarás los conceptos y podrás enfrentarte a cualquier desafío que se presente. ¡Buena suerte!

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