ENERGIA Y LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA: TERMOQUIMICA CAPITULO Vll CASTELLAN- FISICOQUIMICA 7.1Un mol de un gas ideal se somete a varios cambios de estado CV =12,47 J/K mol. ¿Cuál será el cambio de temperatura en cada cambio? a) El sistema cede 512 J de calor, se destruyen 134 J de trabajo b) El sistema absorbe 500 J de calor, se producen 500 J de trabajo c) No hay transferencia de calor, se destruyen 126 J de trabajo 7.2En un cambio de estado dado, se destruyen 44 J de trabajo y la energía interna aumenta en 170 J Si la temperatura del sistema aumenta en 10 K ¿Cuál es la capacidad calorífica del sistema? 7.3Tres moles de un gas ideal experimentan una expansión isotérmica contra una presión de oposición constante de 100 kPa desde 20 dm3 hasta 60 dm3 Calcúlese Q, W, ΔU, ΔH
ͶLa expansión es isotérmica por lo que ΔH=0 ; ΔU=0 Ͷ W = P*ΔV = P*(V2-V1) W = 100kPa*(60dm3-20dm3) Q=W 7.4 Tres moles de un gas ideal a 27°C tienen una expansión isotérmica reversible desde 20 dm3 hasta 60 dm3 calcúlese Q, W, ΔU y ΔH W= ∫
=
nRT∫
= nRT
W = 3mol ( R ) (300.15K)
sustituyendo valores en la ecuacion =
a) Calcúlese Q, W, ΔU y ΔH si es el mismo gas a 27®C tiene una compresión isotérmica reversible desde 60 dm3 hasta 20 dm3 7.5
Tres moles de un gas ideal experimentan una compresión isotérmica desde 60 L hasta 20 L utilizando una presión constante de 5 atm Calcúlese Q, W, ΔU y ΔH.
7.6 Desarróllese una ecuación para el trabajo producido en la expansión isotérmica reversible desde V1 hasta V2 de un gas con la ecuación de estado PV= RT+ (bRT-a)
7.7 Un mol de un gas de van der Waals a 300 K tiene una expansión isotérmica reversible desde 20 dm3 hasta 60 dm3 (a= 0,556 m6 Pa mol-2 ; b= 0,064 dm3 /mol) Para el gas de van der Waals ( U/𝛛V) T = a/V2 Calcúlese W, Q, ΔU y ΔH para la transformación. Usando la ecuación de Van der Waals: W=∫
dV =
W = RT∫
- a∫
=
W = RT
|
–a( )|
= RT
sustituyendo
W=
7.8 Un mol de gas ideal está confinado bajo una presión constante Pop = p = 200kPa La temperatura se cambia de 100®C a 25®C CV= R Calcúlese W, Q, ΔU y ΔH Para calcular V1, V2 V= Sustituyendo:
Y para W W = P—∆V = ∆U=Cv∆T Q=∆U+W A presión constante ∆H=Q 7.9 Un mol de un gas ideal, CV = 20,8 J/K mol, se transforma a volumen constante desde 0®C hasta 75®C Calcúlese Q, W, ΔU y ΔH. 7.10 Calcúlese ΔU y ΔH para la transformación de un mol de un gas ideal desde 27®C y 1 atm hasta 327®C y 17 atm CP= 20,9+0,042 T J/K mol 7.11 Si un gas sufre una expansión reversible poli trópica, se cumple la relación pVn= C; C y n son constantes con n>1 a) Calcúlese W, para tal expansión si un mol del gas se expande desde V1 a V2 y si T1= 300 K, T2 = 200 K y n = 2 W=∫ W=
= C∫ = P1V1-P2V2
P1V1=nRT1 P2V2=nRT2
b) Si CV= R, Calcúlese Q, ΔU y ΔH ∆U=nCv∆T La primera ley de termodinámica nos dice que Q = ∆U+W ∆H = Cp∆T Cp = Cv+R 7.12 A 25®C, el coeficiente de expansión térmica para el agua es α= 2,07 x 10-4 K-1 y su densidad es 0,9970 g /cm3 Si se eleva la temperatura de 200 g de agua desde 25®C hasta 50®C bajo una presión constante de 101kPa a) calcúlese W
b) si CP/ (J/K mol) = 75,30 Calcúlese Q, ΔU y ΔH 7.13 Un mol de un gas ideal experimenta una compresión adiabática en una sola etapa con una presión de oposición constante igual a 1,00MPa Calcúlese la temperatura final del gas, Q, W, ΔU y ΔH Hágase esto para dos casos: Caso 1. Gas monoatómico CV= R V1 = ∆U = -NCv(T2-T1) ∆U = -Pop(V2-V1) = -W P2V2 = nRT2 Entonces: W = P∆V ∆U = -W ∆H = Cp∆T
Cp = R+Cv = R
Caso 2. Gas diatomico CV= R
7.14 Un mol de un gas ideal a 27®C y a 0,100 MPa se comprime adiabática y reversiblemente hasta una presión final de 1,00 MPa Calcúlense la temperatura final Q, W, ΔU y ΔH para los dos casos del problema 7.13 T1 7.15 Un mol de un gas ideal a 27®C y 1,00MPa de presión, se expande adiabáticamente hasta una presión final de 0,100MPa contra una presión de oposición constante de 0,100MPa Calcúlese la temperatura final Q, W, ΔU y ΔH para los dos casos CV= R y CV= R
7-11 7.16 Un mol de un gas ideal a 27®C y 1,0MPa de presión tiene una expansión adiabática reversible hasta una presión de 0,100MPa Calcúlese la temperatura final, Q, W, ΔU y ΔH para los dos casos CV= R y CV= R 7.17 En una expansión adiabática de un mol de un gas ideal desde una temperatura inicial de 25®C el trabajo producido es 1200 J Si CV= R Calcúlese la temperatura final, Q, W, ΔU y ΔH 7.18 Si un mol de un gas ideal CV= R se expande adiabáticamente hasta que la temperatura disminuye de 20®C a 10®C calcúlese Q, W, ΔU y ΔH 7.19 Una rueda de automóvil contiene aire a una presión total de 320 kPa y 20®C. Se retira la válvula y se permite que el aire se expanda adiabáticamente contra una presión externa constante de 100kPa hasta que la presión dentro y fuera de la rueda es la misma. La capacidad calorífica molar del aire es CV= R El aire puede considerarse como un gas ideal. Calcúlese la temperatura final del gas en la rueda, Q, W, ΔU y ΔH por mol de gas en la rueda. 7.20 Un recipiente a 21,0°C contiene un gas ideal a una presión de 126,4 kPa. Se quita el tapón de goma que cierra el recipiente y el gas se expande adiabáticamente contra la presión atmosférica constante 101,9 kPa. Como es evidente, sale cierta cantidad de gas del recipiente. Cuando la presión en el recipiente es de 101,9 kPa, se pone de nuevo rápidamente el tapón. El gas que se enfrió en la expansión adiabática, se calienta poco a poco hasta que su temperatura es otra vez 21,0°C ¿Cuál es la presión final en el recipiente? a) Si el gas es monoatómico CV/R = b) Si el gas es diatomico CV/R= 7.21 El método descrito en el problema 7.20 es el de Clement-Desormes para determinar Y, la razón de las capacidades caloríficas. En un experimento, un gas se sometió inicialmente a una presión p1= 151.2 kPa. La presión ambiente, p2= 100,8kPa, y la presión final después de haberse
establecido el equilibrio térmico es p3= 116,3 kPa. Calcúlese Y para este gas. Supóngase al gas ideal. 7.22 Cuando un mol de un gas ideal, CV= R se comprime adiabáticamente, la temperatura se eleva desde 20°C hasta 50°C. Calcúlese Q, W, ΔU y ΔH. 7.23 Un mol de gas ideal con CV= R, inicialmente a 25°C y 100kPa, se comprime adiabáticamente contra una presión constante igual a la presión final hasta que la temperatura del gas asciende a 325°C. Calcúlese la presión final, Q, W, ΔU y ΔH para esta transformación. 7.24 Un mol de un gas ideal CV= R inicialmente a 20°C y 1,0MPa
de presión, sufre una
transformación de dos etapas. Para cada etapa y para el cambio total calculese Q, W, ΔU y ΔH. a) Etapa I: Expansión isotérmica reversible hasta dos veces el volumen inicial b) Etapa II: Empezando en el estado final de la etapa I y manteniendo el volumen constante, se eleva la temperatura a 80°C 7.25 Un mol de un gas ideal CV= R se somete a dos cambios de estado sucesivos. a) Desde 25°C y 100kPa de presión, el gas se expande isotérmicamente contra una presión constante de 20 kPa hasta dos veces su volumen inicial b) Después de sufrir el cambio en a), el gas se enfría a volumen constante desde 25°C hasta -25°C Calcúlese Q, W, ΔU y ΔH para los cambios en a) y b) y para el cambio total a) + b) 7.26 a) Un gas ideal sufre una expansión en una sola etapa contra una presión de oposición constante desde T, p1, V1 a T, p2, V2. ¿Cuál es la masa más grande M que puede levantarse en una distancia h en esta expansión? b) El sistema de a) regresa a su estado inicial por medio de una compresión en una sola etapa. ¿Cuál es la masa M’ más pequeña que debe descender la altura h para restablecer las condiciones del sistema? c) ¿Cuál es la masa neta que ha bajado la altura h en la transformación cíclica en a) y b)? d) Si h= 10cm, p1= 1,0MPa p2= 0,50MPa T= 300K y n= 1 mol, calcúlese los valores de las masas de a), b) y c)
7-1 7.27 Un mol de un gas ideal se expande desde T, p1, V1 hasta T, p2, V2 en dos etapas
----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Presión de oposición
Cambio de volumen
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Primera Etapa
P’ (constante)
V1 a V’
Segunda Etapa
p2 (constante)
V’
a V2
Especificamos que en el punto P’, V’ se encuentra sobre la isoterma a la temperatura T. a) Formúlese la expresión para el trabajo producido en esta expansión en función T, p1, p2 y P’ b) ¿Para qué valor de P’ tiene el trabajo en esta expansión en dos etapas su valor máximo? c) ¿Cuál es el valor máximo de trabajo producido?
7-2 7.28 La capacidad calorífica el oxido de plomo solido, PbO, está dada por: CP/ (J/K mol)= 44,35 + 1,67 x 10-3 T. Calcúlese el cambio de entalpia de PbO si se enfría a presión constante desde 550K hasta 300K. 7.29 Con el valor del CP dado en la tabla 7.1 para el oxigeno, calcúlese Q, W, ΔU y ΔH por mol de oxigeno para los cambios de estado: a) p= constante, 100°C a 300°C, b) V= constante 100°C a 300°C 7.30 El coeficiente de Joule-Thomson para un gas de van der Waals está dado por µJT= [(2a/RT)b]/CP Calcúlese el valor de ΔH para la compresión isotérmica, a 300K, de un mol de nitrógeno desde 1atm a 500atm: a = 0,136 m6 Pa mol-2, b = 0,0391 dm3/mol
7-13 7.31 El punto de ebullición del nitrógeno es -196°C y su CP= R. Las constantes de van der Waals y µJT se proporcionan en el problema 7.30. ¿Cuál debe ser la presión inicial si en la expansión en una etapa de Joule-Thomson el nitrógeno debe experimentar una caída de temperatura desde 25°C hasta la temperatura de ebullición? (la presión final debe ser 1 atm)
7-14 7.32 Repítase el cálculo del problema 7.31 para el amoniaco: punto de ebullición = -34°C, CP= 35,6 J/K mol, a= 0,423 m6 Pa/mol2, b= 0,037 dm3/mol.
7-15
7.33 Puede demostrarse que para un gas de van der Waals(
T=
a/V2. Un mol de un gas de van
der Waals tiene una expansión adiabática reversible desde 20,0 dm3 hasta 60,0 dm3 CV= 4,79R; a= 0,556 m6 Pa mol-2, b= 64 x 10-6 m3/mol. Calcúlese Q, W, ΔU y ΔH. 7.34 Si un mol de un gas de van der Waals, para el cual puede demostrarse que (
) T = a/V2, se
expande isotérmicamente desde un volumen igual a b, el volumen del liquido, a un volumen de 20,0 L, calcúlese el ΔU para la transformación: a= 0,136 m6 Pa mol-2, b= 0,0391 dm3/mol. 7.35 A partir de los datos de la tabla A-V, calculese los valores de ΔH°298 para las reacciones siguientes: a) 2O3 (g) 3O2 (g) b) H2S (g) + O2 (g) H2O (l) + SO2 (g) c) TiO2 (s) + 2CL2 (g) TiCl4 (l) + O2 (g) d) C (grafito) + CO2 (g) 2CO (g) e) CO (g) + 2H2 (g) CH3OH (l) f) Fe2O3 (s) + 2Al (s) Al2O3 (s) + 2Fe (s) g) NaOH (s) + HCL (g) NaCl (s) + H2O (l) h) CaC2 (s) + 2H2O (l) Ca (OH)2 (s) + C2H2 (g) i) CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g)
7-17 7.36 Suponiendo que los gases son ideales, calcúlese ΔU°298 para cada uno de las reacciones del problema 7.35
7-18 7.37 A 25°C y 1 atm de presión se tienen los datos: Sustancia ΔH°combustion / (kJ/mol)
H2 (g) -285,83
C (grafito)
C6H6 (l)
C2H2 (g)
-393,51
-3267,62
-1299,58
a) Calcúlese el ΔH° de formación del benceno líquido b) Calcúlese ΔH° para la reacción 3C2H2 (g) C6H6 (l) 7.38 Para la siguiente reacciones a 25°C
ΔH°/ (kJ/mol) CaC2 (s) + 2H2O (l) Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g) Ca (s) +
-127,9;
O2 (g) CaO (s)
-635,1;
CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s)
- 65,2
El calor de combustión del grafito es -393,51 kJ/mol, y el del C2H2 (g), -1299,58 kJ/mol. Calcúlese el calor de formación del CaC2 (s) a 25°C 7.39 Una muestra de sacarosa, C12H22O11, que pesa 0,1265 g se quema en un calorímetro de bomba. Acabada la reacción, se encuentra que para producir eléctricamente un incremento de temperatura igual hay que consumir 2082,3 J a) Calcúlese el calor de combustión de la sacarosa b) A partir del calor de combustión y los datos apropiados de la tabla A-V, calcúlese el calor de formación de la sacarosa c) Si el incremento de temperatura en el experimento es 1,743°C, ¿Cuál es la capacidad calorífica del calorímetro y su contenido? 7.40 Si se queman completamente 3,0538 g de alcohol etílico liquido, C2H5OH, a 25°C en un calorímetro de bomba, el calor desprendido es 90,447 kJ a) Calcúlese el ΔH° molar de combustión para el alcohol etílico a 25°C b) Si el Δ°f del CO2 (g) y del H2O (l) son -393,51 kJ/mol y -285,83 kJ/mol, respectivamente, calcúlese el ΔH°f del alcohol etílico 7.41 A partir de los datos a 25°C Fe2O3 (s) + 3C (grafito) 2Fe (s) + 3CO (g)
ΔH° = 492,6 kJ/mol;
FeO (s) + C (grafito) Fe (s) + CO (g)
ΔH° = 155,8 kJ/mol;
C (grafito) + O2 (g) CO2 (g)
ΔH° = -393,51 kJ/mol;
CO (g) +
O2 (g) CO2 (g)
ΔH° = -282,98 kJ/mol
Calcúlese los calores estándar de formación del FeO (s) y del Fe2O3 (s) 7.42 A partir de los datos a 25°C: O2 (g) 2O (g)
ΔH° = 498,34 kJ/mol;
Fe (s) Fe (g)
ΔH° = 416,3 kJ/mol
Y ΔH°f(FeO, s) = -272 kJ/mol a) Calculese ΔH° a 25°C para la reacción Fe (g) + O (g) FeO (s) b) Suponiendo que los gases son ideales, calculese ΔU° para esta reacción (el negativo de esta cantidad, +933 kJ/mol, es la energía cohesiva del crisal).
7-21 7.43 Los siguientes datos son las entalpias de formación a 25°C: Compuesto
SO2 (g)
H2O (l)
ΔH°f/(kJ/mol)
-296,81
-285,83
Para las reacciones a 25°C: 2H2S (g) + Fe (s) FeS2 (s) + 2H2 (g)
ΔH° = -137,0 kJ/mol;
H2S (g) + O2 (g) H2O (l) + SO2 (g)
ΔH° = -562,0 kJ/mol
Calcúlese los calores de formación del H2S (g) y del FeS2 (s) 7.44 A 25°C: Sustancia
Fe (s)
FeS2 (s)
ΔH°f/(kJ/mol)
Fe2O3 (s)
S (rómbico)
-824,2
CP/R
3,02
7,48
SO2 (g) -296,81
2,72
Para la reacción: 2FeS2 (s) +
O2 (g) Fe2O3 (s) + 4SO2 (g)
ΔH° = -1655 kJ/mol
Calcúlese el ΔH°f del FeS2 (s) a 300°C 7.45 a) A partir de los datos de la tabla A-V, calcúlese el valor de vaporización del agua a 25°C b) Calcúlese el trabajo producido en la vaporización de un mol de agua a 25°C con una presión constante de 1 atm c) Calcúlese el ΔU de vaporización del agua a 25°C
d) Los valores de CP/(J/K mol) son: vapor de agua, 33,577, y agua líquida 75,291. Calcúlese el calor de vaporización a 100°C 7.46 A partir de los datos a 1000K: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
ΔH° = -123,77 kJ/mol
Sustancia
N2
H2
NH3
CP/R
3,502
3,466
4,217
Calcules el calor de formación del NH3 a 300K 7.47 Para la reacción: C (grafito) + H2O (g) CO (g) + H2 (g)
ΔH°298 = 131,28 kJ/mol
Los valores de CP/(J/K mol) son: grafito, 8,53; H2O (g), 33,58; CO (g), 29,12 y H2 (g), 28,82 Calcúlese los valores de ΔH° a 125°C
7-19 7.48 A partir de los datos en las tablas A-V y 7.1 calcúlese el ΔH°1000 para la reacción: 2C (grafito) + O2 (g) 2CO (g)
7-25 7.49 A partir de los valores de CP dados 7.1 y de los datos: H2 (g) +
Br2 (l) HBr (g), Br2 (l) Br2 (g)
ΔH°298 = -36,38 kJ/mol ΔH°298 = 30,91 kJ/mol
Calcúlese el ΔH°1000 para la reacción: H2 (g) +
Br2 (g)
HBr (g)
7-24 7.50 Empleando los datos del apéndice V y la tabla 7.1, calcúlense ΔH°298 y ΔH°1000 para la reacción: C2H2 (g) +
O2 (g) 2CO2 (g) + H2O (g)
7.51 Partiendo de los datos siguientes: CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2H2O (l)
ΔH°298 = -871,5 kJ/mol;
H2O (l) H2O (g)
ΔH°373.15 = 40,656 kJ/mol;
CH3COOH (l) CH3COOH (g)
ΔH°391.4 = 24,4 kJ/mol
Sustancia
CH3COOH (l)
CP/R
14,9
O2 (g)
CO2 (g)
H2O (l)
H2O (g)
3,53
4,46
9,055
4,038
Calcúlese ΔH°391.4 para la reacción: CH3COOH (g) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2H2O (g) 7.52 Dados los siguientes datos a 25°C: Compuesto
TiO2 (s)
ΔH°f/(kJ/mol)
-945
CP°/(J/K mol)
55,06
Cl2 (g)
C (grafito)
CO (g)
TiCl4 (l)
-110,5 33,91
8,53
29,12
145,2
Para la reacción: TiO2 (s) + 2C (grafito) + 2Cl2 (g) 2CO (g) + TiCl4 (l),
ΔH°298 = -80 kJ/mol.
a) Calcúlese ΔH° para esta reacción a 135,8°C, el punto de ebullición del TiCl4 b) Calcúlese ΔH°f para TiCl4 (l) a 25°C 7.53 A partir de los calores de solución a 25°C: HCl (g) + 100Aq HCl•100Aq
ΔH° = -73,61 kJ/mol;
NaOH (s) + 100Aq NaOH•100Aq
ΔH° = -44,04 kJ/mol;
NaCl (s) + 200Aq NaCl•00Aq
ΔH° = +4,23 kJ/mol;
Y de los calores de formación del HCl (g),NaOH (s), NaCl (s) y H2O (l) de la tabla A-V, calcular ΔH° para la reacción: HCl•100Aq + NaOH•100Aq NaCl•200Aq + H2O (l)
7-27 7.54
A
Solución ΔH°/(kJ/mol)
partir
de
los
H2SO4•600Aq -890,98
Calcules ΔH° para las reacciones
calores KOH•200Aq -481,74
de
formación
a
25°C:
KHSO4•800Aq K2SO4•1000Aq -1148,8 -1412,98
H2SO4•600Aq + KOH•200Aq KHSO4•800Aq KHSO4•800Aq + KOH•200Aq K2SO4•1000Aq + H2O (l)
+
H2O
(l)
Utilícese la tabla A-V para el calor de formación del H2O (l)
7-28 7.55 A partir de los calores de formación 25°C: -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Solución ΔH°/(kJ/mol) Solución ΔH°/(kJ/mol) -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------H2SO4 (l) -813,99 H 2SO4•10Aq -880,53 H2SO4•1Aq -841,79 H 2SO4•20Aq -884,92 H2SO4•2Aq -855,44 H 2SO4•100Aq -887,64 H2SO4•4Aq -867,88 H 2SO4•∞Aq -909,27 -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Calcúlese el calor de la solución del acido sulfúrico para las diversas soluciones y grafíquese ΔH, contra la fracción mol de agua en cada solución.
7-29 7.56 A partir de los datos a 25°C: H2 (g) +
O2 (g) OH (g)
ΔH° = 38,95 kJ/mol;
H2 (g) +
O2 (g) H2O (g)
ΔH° = -241,814 kJ/mol;
H2 (g) 2H (g) O2 (g) 2O (g)
ΔH° = 435,994 kJ/mol; ΔH° = 498,34 kJ/mol
Calcúlese los ΔH° para: a) OH (g) H (g) + O (g) b) H2O (g) 2H (g) + O (g) c) H2O (g) H (g) + OH (g) d) suponiendo que los gases son ideales, calcúlese los valores de ΔU° para las reacciones a),b) y c) Nota: El cambio de energía para a) se llama energía de enlace del radical OH, un medio del cambio de energía en b) es la energía de enlace promedio del OH en H2O. El cambio de energía para c) es la energía de disociación del enlace OH en H2O.
7-22 7.57 A partir de los datos de la tabla A-V y los calores de formación a 25°C de los compuestos gaseosos:
Compuesto ΔH°f / (kJ/mol)
SiF 4 -1614,9 -657,0
SiCl4 CF4 -925 -125 -22
NF3 -271
OF2
HF
Calcúlense las energías de enlace sencillas: Si-F, Si-Cl, C-F, N-F, O-F, H-F
7-33 7.58 A partir de los datos de la tabla A-V, calcúlese la entalpia de enlace del a) enlace b) enlace c) doble d) triple enlace C=-C en C2H2
C-H sencillo enlace
en C-C C=C
en en
CH4 C2H6 C2H4
7-34 7.59 Usando los datos de la tabla A-V, calcúlese la entalpia de enlace promedio del enlace O-O en ozono 7.60 La temperatura de llama adiabática es la temperatura final alcanzada por el sistema si se quema adiabáticamente un mol de sustancia bajo las condiciones especificadas. Usando los valores de CP derivados de los CP de la tabla 4.3 y los datos de la tabla A-V, calcúlese la temperatura de llama adiabática del hidrogeno quemado en presencia de a) oxigeno, b) aire, c) supóngase que el vapor de agua CP/R = 4,0 + f (θ1/T) + f (θ2/T) + f (θ3/T), donde f (θ/T) es la función de Einstein [(Ec. 4.88)], y los valores de θ1,θ2, θ3 se encuentran en la tabla 4.4. Calcúlese la temperatura de llama adiabática en oxigeno utilizando esta expresión para el CP y compare este resultado con a). 7.61 El calor de combustión del glicógeno es de unos 476 kJ/mol de carbono. Supóngase que la tasa promedio de pérdida de un hombre adulto es de 150 W. En el supuesto de que todo esto procede de la oxidación del glicógeno ¿Cuántas unidades de glicógeno (1 mol de carbón por unidad) deben oxidarse por día para satisfacer esta pérdida de calor? 7.62 Considérese un aula de aproximadamente 5m x 10m x 3m. En principio t = 20°C y p = 1atm. Hay 50 personas en el aula, cada una cedió energía al salón a una tasa promedio de 150W. Supóngase que las paredes, el techo, el piso y los muebles son aislantes perfectos y no absorben calor. ¿Cuánto durara el examen de fisicoquímica si el profesor a aceptado el disparate de terminarlo cuando la temperatura en el aire del salón alcance la temperatura del cuerpo, 37°C? Para el aire, CP = R. La perdida de aire hacia el exterior con el aumento de temperatura puede despreciarse. 7.63 Estímese el cambio de entalpia para agua líquida, V = 18,0 cm3/mol, si la presión se aumenta a 10 atmosferas a temperatura constante. Compárese esto con el cambio de entalpia producido por un aumento de temperatura de 10°C a presión constante, CP = 75,3 J/K mol.
7.64 Calcúlese la temperatura final del sistema si se agregan 20g de hielo a -5°C a 100g de agua líquida a 21°C en un frasco Dewar (un frasco aislado); para la trasformación H2O (s) H2O (l) ΔH° = 6009 J/mol. CP (H2O, s)/ (J/K mol) = 37,7
CP (H2O, l)/ (J/K mol) = 75,3
7.65 A partir del principio de equiparticion y la primera ley, calcúlese y para un gas ideal que es a) monoatómico b) diatomico y c) triatómico no lineal; d) compárese los valores predichos por el principio de equiparticion con los valores de la tabla 4.3 para a) Ar, b) N2 e I2 y c) H2O. e) ¿Cuál es el valor limite de y, suponiendo equiparticion, a medida que el numero de átomos en la molécula se hace muy grande? 7.66 Utilizando la ecuación (7.45) y la ley de Joule, muéstrese que pare el gas ideal (
) T = 0.
7-30 7.67 A partir de la ley del gas ideal y la ecuación (7.57), obténgase las ecuaciones (7.58) y (7.59)
7-31 7.68 Aplicando la ecuación (7.44) a una transformación a volumen constante, muestre que CP – CV = [V – (
7-32
T]
(
V
