🔥 Termoquímica y termodinámica química

1. Cuando una reacción química se lleva a cabo a presión constante, el calor intercambiado entre el sistema y su entorno es numéricamente igual a:

1. El cambio de entalpía del sistema (ΔH)
2. El cambio de energía interna del sistema (ΔU)
3. El trabajo realizado sobre el sistema (w)
4. El cambio de entropía del sistema (ΔS)

Por definición H = U + PV, de modo que a presión constante ΔH = q_p; ΔU corresponde al calor sólo si el proceso ocurre a volumen constante. (IUPAC Gold Book (enthalpy); Chang, Química, cap. Termoquímica)

2. Una reacción libera calor hacia el entorno mientras el contenido calorífico del sistema disminuye a presión constante. Esta reacción se clasifica como:

1. Endotérmica, con ΔH positivo
2. Exotérmica, con ΔH negativo
3. Exotérmica, con ΔH positivo
4. Endotérmica, con ΔH negativo

Si el sistema libera calor y su entalpía disminuye, el proceso es exotérmico y ΔH < 0, por convención de signos de la termoquímica. (Chang, Química, cap. Termoquímica (convención de signos de ΔH))

3. La ley de Hess permite obtener el ΔH de una reacción global sumando los ΔH de reacciones intermedias que se combinan para producirla. Esto es válido porque la entalpía es:

1. Una función de trayectoria, dependiente del mecanismo de reacción
2. Una propiedad que sólo puede definirse para gases ideales
3. Una función de estado, independiente de la trayectoria seguida
4. Una magnitud que depende únicamente de la velocidad de reacción

H es una función de estado, por lo que ΔH_global = ΣΔH_etapas sin importar el camino o el número de pasos utilizados para llegar a los productos. (Chang, Química (Ley de Hess); Atkins, Química Física)

4. Con las reacciones y entalpías siguientes a 25 °C: (1) C(grafito) + O2(g) → CO2(g), ΔH1 = −393.5 kJ/mol; (2) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l), ΔH2 = −285.8 kJ/mol; (3) C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l), ΔH3 = −1299.6 kJ/mol. Aplicando la ley de Hess, calcule ΔH para: 2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g).

1. −226.8 kJ/mol
2. +620.3 kJ/mol
3. +113.4 kJ/mol
4. +226.8 kJ/mol

ΔH = 2ΔH1 + ΔH2 − ΔH3 = 2(−393.5) + (−285.8) − (−1299.6) = +226.8 kJ/mol; invertir el signo final o no duplicar ΔH1 producen los otros resultados. (Chang, Química (Ley de Hess); valores tabulados de ΔH°f y ΔH°combustión)

5. De acuerdo con la convención usada para tabular entalpías estándar de formación, el valor de ΔH°f para O2(g) a 25 °C y 1 bar es:

1. 0 kJ/mol, porque es un elemento en su forma más estable
2. Un valor distinto de cero, que depende de la temperatura de referencia
3. −393.5 kJ/mol, el mismo valor que el de la combustión del carbono
4. Un valor positivo, porque se requiere energía para formar la molécula de O2

Por definición, ΔH°f de un elemento en su forma alotrópica más estable a condiciones estándar es cero, pues no hay reacción neta de formación; no es un valor positivo ni depende de la temperatura de referencia. (IUPAC Gold Book (standard enthalpy of formation); Chang, Química)

6. Para la reacción CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l), con ΔH°f[CH4(g)] = −74.8 kJ/mol, ΔH°f[CO2(g)] = −393.5 kJ/mol, ΔH°f[H2O(l)] = −285.8 kJ/mol y ΔH°f[O2(g)] = 0 kJ/mol, calcule el ΔH° de la reacción.

1. −604.5 kJ/mol
2. −890.3 kJ/mol
3. +890.3 kJ/mol
4. −965.1 kJ/mol

ΔH°rxn = [ΔH°f(CO2) + 2ΔH°f(H2O)] − ΔH°f(CH4) = (−393.5 − 571.6) − (−74.8) = −890.3 kJ/mol; omitir el término de los reactivos o el coeficiente 2 del agua da los otros valores. (Chang, Química (ΔH°rxn a partir de ΔH°f); valores tabulados de entalpías de formación)

7. Una reacción se realiza en un recipiente rígido y cerrado, de modo que el volumen del sistema permanece constante durante todo el proceso. En estas condiciones, el calor medido experimentalmente corresponde directamente a:

1. ΔG de la reacción
2. ΔS de la reacción
3. ΔU de la reacción
4. ΔH de la reacción

De la primera ley, ΔU = q + w; a volumen constante no hay trabajo de expansión (w = 0), por lo que q_v = ΔU, a diferencia de ΔH que corresponde al calor a presión constante. (IUPAC Gold Book (internal energy); Atkins, Química Física, 1.ª ley)

8. Se conoce que ΔH°f[CO2(g), a partir de grafito] = −393.5 kJ/mol y que la entalpía de sublimación del carbono es ΔH_sub[C(grafito) → C(g)] = +716.7 kJ/mol. Utilizando la ley de Hess, calcule ΔH para la reacción: C(g) + O2(g) → CO2(g).

1. +323.2 kJ/mol
2. −716.7 kJ/mol
3. +1110.2 kJ/mol
4. −1110.2 kJ/mol

El ciclo requiere invertir la sublimación: ΔH = ΔH°f(CO2) − ΔH_sub = −393.5 − 716.7 = −1110.2 kJ/mol; sumar en vez de restar o no invertir el signo produce los otros resultados. (Chang, Química (Ley de Hess, ciclos termoquímicos); Atkins, Química Física)

9. En una práctica de calorimetría a presión constante, un estudiante disuelve dos reactivos en el agua del calorímetro y observa que la temperatura del agua AUMENTA conforme avanza la reacción. Con base en esta observación, el signo de ΔH de la reacción y su clasificación son, respectivamente:

1. Negativo; el proceso es exotérmico
2. Positivo; el proceso es endotérmico
3. Positivo; el proceso es exotérmico
4. Negativo; el proceso es endotérmico

Si la temperatura del agua (entorno) aumenta, el sistema liberó calor hacia ella; el proceso es exotérmico y ΔH < 0, sin importar que la temperatura del sistema mismo haya subido. (Chang, Química, cap. Termoquímica (calorimetría a presión constante))

10. A temperatura y presión constantes, un sistema químico se encuentra en equilibrio cuando el valor de la energía libre de Gibbs de reacción es:

1. Mayor que cero (ΔG > 0)
2. Igual a cero (ΔG = 0)
3. Igual a la constante de equilibrio (ΔG = K)
4. Menor que cero (ΔG < 0)

El criterio termodinámico de espontaneidad establece que ΔG = 0 corresponde al equilibrio, ΔG < 0 a un proceso espontáneo y ΔG > 0 a uno no espontáneo en el sentido directo. (Atkins, Química Física (criterio de espontaneidad); Chang, Química)

11. Para una reacción química, ΔG° > 0 a una temperatura dada. En condiciones estándar, esto indica que la reacción:

1. Es espontánea en ambos sentidos, directo e inverso
2. No es espontánea en ningún sentido, ni directo ni inverso
3. No es espontánea en el sentido directo, pero sí lo es en el sentido inverso
4. Es espontánea únicamente si se incrementa la presión total del sistema

Si ΔG°(directa) > 0, entonces ΔG°(inversa) = −ΔG°(directa) < 0, por lo que la reacción inversa sí es espontánea en condiciones estándar. (Atkins, Química Física (criterio de espontaneidad); Chang, Química)

12. Una reacción tiene ΔH° < 0 (exotérmica) y ΔS° < 0 (disminuye el desorden del sistema). De acuerdo con ΔG° = ΔH° − TΔS°, esta reacción será espontánea en condiciones estándar:

1. A cualquier temperatura, sin excepción
2. Sólo a temperaturas suficientemente altas
3. Únicamente si se emplea un catalizador adecuado
4. Sólo a temperaturas suficientemente bajas

Con ΔH°<0 y ΔS°<0, el término −TΔS° es positivo y crece con T; a T baja predomina ΔH° negativo y ΔG°<0, pero a T alta el término positivo domina y ΔG°>0. (Chang, Química (tabla de signos ΔH, ΔS, ΔG); Atkins, Química Física)

13. Para una reacción, ΔH° = −178 kJ/mol y ΔS° = −160 J/(mol·K), valores considerados constantes con la temperatura. Calcule ΔG° a 298 K y determine si la reacción es espontánea en condiciones estándar a esa temperatura.

1. −130.3 kJ/mol; espontánea
2. +47.7 kJ/mol; no espontánea
3. −225.7 kJ/mol; espontánea
4. −178.0 kJ/mol; espontánea

ΔG° = ΔH° − TΔS° = −178 − 298(−0.160) = −130.3 kJ/mol < 0, por lo que la reacción es espontánea; ignorar el término TΔS° o sumarlo con signo equivocado da los otros valores. (Atkins, Química Física; Chang, Química (ΔG° = ΔH° − TΔS°))

14. De acuerdo con la tercera ley de la termodinámica, la entropía de un cristal perfecto a la temperatura del cero absoluto (0 K) es:

1. Máxima, ya que a esa temperatura el desorden molecular es total
2. Igual a cero
3. Igual numéricamente a la constante de los gases R
4. Indeterminada, pues no puede calcularse por métodos experimentales

La tercera ley establece que S = 0 para un cristal perfecto a 0 K, precisamente porque a esa temperatura no existe desorden molecular, lo contrario de lo que plantea el primer distractor. (IUPAC Gold Book (third law); Levine, Fisicoquímica)

15. Para una reacción a 298 K se determinó experimentalmente K = 1.5 × 10². Con R = 8.314 J/(mol·K), calcule ΔG° de la reacción.

1. −12,414.7 kJ/mol
2. +12.4 kJ/mol
3. −12.4 kJ/mol
4. −5.4 kJ/mol

ΔG° = −RT ln K = −(8.314)(298)ln(150) ≈ −12.4 kJ/mol; usar log10 sin el factor 2.303, invertir el signo, u olvidar convertir de J a kJ producen los otros valores. (Atkins, Química Física; Chang, Química (relación ΔG°–K))

16. A partir de la ecuación ΔG = ΔG° + RT ln Q, al imponer la condición de equilibrio (ΔG = 0 y Q = K) se obtiene la relación fundamental entre la energía libre estándar de reacción y la constante de equilibrio, que es:

1. ΔG° = −RT ln K
2. ΔG° = +RT ln K
3. ΔG° = −RT / ln K
4. ΔG° = −RT ln K, sólo si ΔG° = 0

En el equilibrio ΔG = 0 y Q = K; sustituyendo en ΔG = ΔG° + RT ln Q se obtiene 0 = ΔG° + RT ln K, de donde ΔG° = −RT ln K. El signo positivo o dividir entre ln K son errores algebraicos frecuentes. (Atkins, Química Física (isoterma de reacción); relación ΔG°–K)

17. Una reacción tiene ΔH° > 0 (endotérmica) y ΔS° > 0, ambos considerados constantes con la temperatura. Si se incrementa la temperatura del sistema, ¿qué ocurre con la constante de equilibrio K y con ΔG° a la nueva temperatura?

1. K aumenta, porque ΔG° disminuye al aumentar T
2. K disminuye, porque ΔG° aumenta al aumentar T
3. K permanece constante, porque sólo depende de ΔH°
4. K aumenta, aunque ΔG° también aumenta en la misma proporción

Con ΔH°>0 y ΔS°>0, ΔG° = ΔH° − TΔS° disminuye al aumentar T; como ΔG° = −RT ln K, una disminución de ΔG° implica un aumento de ln K y, por tanto, de K. (Atkins, Química Física (dependencia de ΔG° y K con T); Chang, Química)

18. Un ingeniero evalúa una reacción con ΔH° = +90 kJ/mol y ΔS° = +250 J/(mol·K), considerados constantes con la temperatura. Para que la reacción sea termodinámicamente espontánea en condiciones estándar, el reactor debe operarse a una temperatura:

1. Exactamente igual a 250 K
2. Superior a 360 K
3. Inferior a 360 K
4. Superior a 90 K

La reacción se vuelve espontánea cuando ΔG° = ΔH° − TΔS° < 0, es decir, cuando T > ΔH°/ΔS° = 90,000/250 = 360 K. (Chang, Química (dependencia de ΔG° con la temperatura))

19. La relación termodinámica que vincula la energía libre estándar de una celda electroquímica con su potencial estándar de celda es:

1. ΔG° = −RT ln E°
2. ΔG° = nFE°/T
3. ΔG° = −nFE°
4. ΔG° = −F/(nE°)

El trabajo eléctrico máximo de una celda relaciona ΔG° con el número de electrones transferidos (n), la constante de Faraday (F) y el potencial estándar (E°) mediante ΔG° = −nFE°. (Atkins, Química Física (electroquímica); Chang, Química)

20. La constante de Faraday (F ≈ 96,485 C/mol) representa físicamente:

1. El número de electrones contenidos en un culombio de carga
2. La energía liberada por un mol de electrones al pasar por un circuito
3. La carga de un mol de protones dividida entre su masa molar
4. La carga eléctrica transportada por un mol de electrones

Por definición, F es la carga eléctrica de un mol de electrones (F = N_A·e) y funciona como factor de conversión en las ecuaciones electroquímicas. (CODATA 2018; IUPAC Gold Book (Faraday constant))

21. Una celda galvánica presenta E°celda = +0.46 V. Con base en la relación ΔG° = −nFE°, en condiciones estándar la reacción de la celda es:

1. Espontánea, con ΔG° negativo
2. No espontánea, con ΔG° positivo
3. Espontánea, con ΔG° positivo
4. No espontánea, con ΔG° negativo

Como n y F son positivos, un E°celda positivo hace que ΔG° = −nFE° resulte negativo, lo que corresponde a una reacción espontánea en condiciones estándar. (Chang, Química (potenciales de electrodo); Atkins, Química Física)

22. Para una celda con n = 2 electrones transferidos por mol de reacción y E°celda = +1.10 V, calcule ΔG° usando F = 96,485 C/mol.

1. +212.3 kJ/mol
2. −212.3 kJ/mol
3. −106.1 kJ/mol
4. −212,267 kJ/mol

ΔG° = −nFE° = −(2)(96,485)(1.10) = −212,267 J/mol = −212.3 kJ/mol; olvidar el factor n, invertir el signo o no convertir de J a kJ producen los otros resultados. (Atkins, Química Física (electroquímica); Chang, Química)

23. Una celda tiene E° = +0.80 V y transfiere n = 1 electrón por mol de reacción. Si el cociente de reacción es Q = 1.0 × 10⁻² a 25 °C, calcule el potencial de celda E utilizando la ecuación de Nernst en su forma logarítmica decimal (0.0592/n).

1. +0.68 V
2. +2.80 V
3. +0.92 V
4. +0.80 V

E = E° − (0.0592/1)·log(0.01) = 0.80 − 0.0592(−2) = +0.92 V; invertir el signo del logaritmo, omitir la corrección de Q, o no aplicar el factor 0.0592 producen los otros valores. (Atkins, Química Física (ecuación de Nernst); Chang, Química)

24. El potencial estándar de una celda electroquímica se calcula, de acuerdo con la convención de electrodos, como:

1. E°celda = E°ánodo − E°cátodo
2. E°celda = (E°cátodo + E°ánodo)/2
3. E°celda = E°cátodo + E°ánodo
4. E°celda = E°cátodo − E°ánodo

Por convención, el potencial estándar de la celda se obtiene restando el potencial estándar del ánodo al del cátodo: E°celda = E°cátodo − E°ánodo. (Chang, Química (potenciales de electrodo); Atkins, Química Física)

25. En una celda electrolítica se hace pasar una corriente constante de 2.00 A durante 3.00 horas para depositar cobre a partir de una disolución de Cu²⁺ (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu; masa molar del Cu = 63.5 g/mol). Con F = 96,485 C/mol, calcule la masa de cobre depositada.

1. 7.11 g
2. 0.0020 g
3. 14.22 g
4. 3.55 g

Q = It = (2.00)(10,800 s) = 21,600 C; mol e⁻ = 21,600/96,485 = 0.2239; mol Cu = 0.2239/2 = 0.1119; masa = 0.1119 × 63.5 = 7.11 g. No dividir entre n=2, dividir de más, u olvidar convertir horas a segundos producen los otros valores. (Chang, Química (leyes de Faraday de la electrólisis))

26. Un técnico debe depositar níquel (Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni) sobre una pieza metálica en una celda electrolítica. Si desea DUPLICAR la masa de níquel depositada manteniendo la misma corriente aplicada, de acuerdo con las leyes de Faraday de la electrólisis debe:

1. Reducir a la mitad la corriente aplicada
2. Duplicar el tiempo de electrólisis
3. Duplicar el número de electrones transferidos por ion (n)
4. Duplicar la masa molar del metal utilizado

Según las leyes de Faraday, la masa depositada es proporcional a la carga Q = I·t; si la corriente I se mantiene constante, duplicar el tiempo t duplica la masa depositada. (Chang, Química (leyes de Faraday de la electrólisis))

27. De acuerdo con la convención IUPAC utilizada en fisicoquímica, ¿cuál es la expresión correcta de la primera ley de la termodinámica para un sistema cerrado?

1. ΔU = q − w (donde w es el trabajo hecho por el sistema)
2. ΔU = q + w (donde w es el trabajo hecho sobre el sistema)
3. ΔU = −q + w
4. ΔU = −q − w

Según la convención IUPAC, ΔU = q + w, donde w es el trabajo hecho sobre el sistema; la opción con signo negativo en w corresponde a la convención de ingeniería (trabajo hecho por el sistema), no a la IUPAC. (IUPAC Gold Book (internal energy); Atkins, Química Física, 1.ª ley)

28. Cuando un proceso químico se lleva a cabo a presión constante, el calor intercambiado entre el sistema y su entorno es igual a...

1. el cambio de energía interna (ΔU) del sistema
2. el trabajo realizado sobre el sistema (w)
3. el cambio de entalpía (ΔH) del sistema
4. el producto de la temperatura por el cambio de entropía (TΔS)

Por definición H = U + PV, y a presión constante ΔH = qp; ΔU corresponde al calor a volumen constante y TΔS forma parte de la energía de Gibbs, no del calor a presión constante. (IUPAC Gold Book (enthalpy); Chang, Química, cap. Termoquímica)

29. Un estudiante coloca una muestra de combustible en una bomba calorimétrica de volumen constante y mide el calor liberado durante la combustión. El valor de calor medido en este experimento corresponde directamente a...

1. el cambio de entalpía (ΔH) de la reacción
2. el cambio de energía interna (ΔU) de la reacción
3. el cambio de energía de Gibbs (ΔG) de la reacción
4. el cambio de entropía (ΔS) de la reacción

En un proceso a volumen constante, el calor intercambiado es igual a ΔU (qv = ΔU); suponer que la bomba calorimétrica da directamente ΔH es un error común, ya que ΔH corresponde a procesos a presión constante. (Chang, Química, cap. Termoquímica (calorimetría a volumen y presión constante); IUPAC Gold Book (enthalpy))

30. La entalpía estándar de formación de un elemento en su forma más estable, en condiciones estándar (25 °C, 1 bar), tiene...

1. un valor positivo
2. un valor negativo
3. un valor de cero
4. un valor indeterminado

Por definición, ΔH°f de un elemento en su forma más estable a condiciones estándar es cero; no es positivo ni negativo, y su valor sí está determinado por convención, no es indeterminado. (IUPAC Gold Book (standard enthalpy of formation); Chang, Química)

31. De las siguientes especies en condiciones estándar (25 °C, 1 bar), ¿cuál tiene una entalpía estándar de formación distinta de cero?

1. O2(g)
2. O3(g) (ozono)
3. H2(g)
4. C(grafito)

El ozono (O3) es un alótropo del oxígeno pero no su forma más estable; solo la forma más estable de cada elemento (O2, H2, grafito) tiene ΔH°f = 0, por lo que el O3 tiene una entalpía de formación distinta de cero. (IUPAC Gold Book (standard enthalpy of formation, reference state); Chang, Química)

32. Se conocen las siguientes entalpías estándar de reacción a 25 °C: C(grafito) + O2(g) → CO2(g), ΔH1 = −393.5 kJ/mol; CO(g) + ½O2(g) → CO2(g), ΔH2 = −283.0 kJ/mol. Aplicando la ley de Hess, ¿cuál es el valor de ΔH para la reacción C(grafito) + ½O2(g) → CO(g)?

1. −676.5 kJ/mol
2. +110.5 kJ/mol
3. −110.5 kJ/mol
4. −393.5 kJ/mol

Invirtiendo la segunda reacción y sumándola a la primera, ΔH = ΔH1 − ΔH2 = −393.5 − (−283.0) = −110.5 kJ/mol; sumar ambas entalpías sin invertir la segunda, invertir el signo o usar solo ΔH1 da los valores erróneos. (Chang, Química (Ley de Hess, ejemplo de combustión de carbono); Atkins, Química Física)

33. Para la reacción CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) se dan las siguientes entalpías estándar de formación: ΔH°f[CH4(g)] = −74.8 kJ/mol; ΔH°f[CO2(g)] = −393.5 kJ/mol; ΔH°f[H2O(l)] = −285.8 kJ/mol; ΔH°f[O2(g)] = 0 kJ/mol. ¿Cuál es el valor de ΔH° de esta reacción?

1. −604.5 kJ/mol
2. −890.3 kJ/mol
3. +890.3 kJ/mol
4. −1039.9 kJ/mol

ΔH°rxn = [(−393.5) + 2(−285.8)] − [(−74.8) + 2(0)] = −890.3 kJ/mol; olvidar el coeficiente 2 del agua, invertir el signo o sumar en vez de restar produce los demás valores. (Chang, Química (ΔH°rxn a partir de entalpías de formación); Atkins, Química Física)

34. La ley de Hess establece que el cambio de entalpía de una reacción global es igual a...

1. la suma de los cambios de entalpía de las etapas de la reacción
2. el producto de las entalpías de formación de reactivos y productos
3. la diferencia entre la entropía y la energía libre de la reacción
4. el promedio de las entalpías de combustión de reactivos y productos

La ley de Hess se basa en que la entalpía es una función de estado, por lo que ΔH_global = Σ ΔH_etapas, independientemente de la trayectoria seguida. (Chang, Química (Ley de Hess); Atkins, Química Física)

35. La ley de Hess es válida porque la entalpía es una función de estado, lo cual significa que su valor depende únicamente de...

1. el mecanismo detallado por el cual ocurre la reacción
2. la rapidez con la que se lleva a cabo la reacción
3. los estados inicial y final del sistema
4. el catalizador empleado durante el proceso

Las funciones de estado, como la entalpía, dependen solo de los estados inicial y final del sistema, no de la trayectoria; el mecanismo, la rapidez y el catalizador son conceptos de cinética química, no de termodinámica. (Atkins, Química Física (funciones de estado); Chang, Química (Ley de Hess))