Tema 6. a) El diagrama entálpico de una reacción endotérmica es:

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1 Tema En una reacción endotérmica: a) Dibuja el diagrama entálpico de la reacción. b) Cuál es mayor, la energía de activación directa o la inversa? c) Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un catalizador? a) El diagrama entálpico de una reacción endotérmica es: b) Como se aprecia en el diagrama, la energía de activación directa, Ea, es de mayor valor que la inversa, E a. c) Los catalizadores, si son positivos, sólo actúan disminuyendo la energía de activación, por lo que, al aumentar el número de moléculas con energía cinética igual a la de activación, incrementa la velocidad de reacción. Luego, el complejo activado disminuye su energía potencial situándose más bajo en el diagrama, haciendo más pequeña tanto la energía de activación directa como la inversa. 2. Considera la reacción de hidrogenación del propino: CH 3 C CH + 2 H 2 CH 3 CH 2 CH 3. a) Calcula la entalpía de la reacción, a partir de las entalpías medias de enlace.

2 b) Determina la cantidad de energía que habrá que proporcionar a 100 g de hidrógeno molecular para disociarlo completamente en sus átomos. DATOS: ΔHC C = 347 kj mol 1 ; ΔHC C = 830 kj mol 1 ; ΔHC H = 415 kj mol 1 ; ΔH H H = 436 kj mol 1 ; Ar (H) = 1 u. a) La variación de entalpía de la reacción de hidrogenación se obtiene de la expresión: H o r = a H rotos b H formados, Se rompe 1 enlace C C y 2 enlaces H-H. Se forman 4 enlaces C-H y 1 enlace C-C H o r = ( ) ( ) = -305 kj mol 1 b) Multiplicando los gramos de H 2 por los factores de conversión mol-gramos y H(H H)-mol, se obtiene la energía a aplicar: = kj 3. Para la reacción CH 4 (g) + Cl 2 (g) CH 3 Cl (l) + HCl (g). a) Calcula la entalpía de reacción estándar a 25 ºC, a partir de las entalpías de enlace y de las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y temperatura. b) Sabiendo que el valor de ΔS o de la reacción es 1,1 J K 1 mol 1 y utilizando el valor de ΔH o de la reacción obtenido a partir de los valores de las entalpías de formación, calcula el valor de ΔG o, a 25 ºC. DATOS: ΔH o f[ch 4 (g)] = - 74,8 kj mol 1 ; ΔH o f[ch 3 Cl (l)] = - 82,0 kj mol 1 ; ΔH o f (CH 4 ) = - 74,8 kj mol 1; ΔH o f[hcl (g)] = -92,3 kj mol 1 ; ΔH(C H) = 414 kj mol 1 ; ΔH(Cl Cl) = 243 kj mol 1 ; ΔH(C Cl) = 339 kj mol 1 ; ΔH(H Cl) = 432 kj mol 1. a) La entalpía de reacción estándar a partir de las entalpías de enlaces se determina a partir de la expresión: H o r = a H rotos b H formados Se rompe 1 enlace C-H y 1 enlaces Cl-Cl. Se forman 1 enlace C-Cl y 1 enlace H-Cl H o r = ( ) = -114 kj mol 1 Su cálculo a partir de las entalpías estándar de formación de las sustancias que intervienen en la reacción, se obtiene de la expresión: ΔH o r = Σ a ΔH o f productos Σ b ΔH o f reactivos = =ΔH o f [CH3Cl (l)] + ΔH o f [HCl (g)] ΔH o f [CH4 (g)] ΔH o f [Cl2 (g)] = = (82,0 kj mol ,3 kj mol 1 ) ( 74,8 kj mol 1 ) = 99,5 kj mol 1. Se aprecia una diferencia de 14 kj mol 1 entre ambas formas de cálculo.

3 b) La variación de energía libre, ΔG o, se obtiene de la expresión: ΔG o = ΔH o T ΔS o, y sustituyendo las variables conocidas por sus valores se tiene: ΔG o = 99,5 kj mol K 1, kj K 1 mol 1 = 99,17 kj mol 1. La reacción es espontánea. 4. Calcula: a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, sabiendo que se forman CO 2 (g) y H 2 O (g) b) La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 L de octano por cada 100 km. DATOS: ΔH o f(h 2 O g) = 241,8 kj mol 1 ; ΔH o f (CO 2 g) = 393,5 kj mol 1 ; ΔH o f (C 8 H 18 l) = 250,0 kj mol 1 ; densidad octano líquido = 0,8 kg L 1 ; A r (C) = 12 u; A r (H) = 1 u. a) La ecuación de la combustión del octano es:, y su entalpía viene dada por la expresión: ΔH o r = Σ a ΔH o f productos Σ b ΔH o f reactivos, por lo que desarrollándola, sustituyendo las variables conocidas por sus valores, recordando que es cero la entalpía de formación de los elementos simples, y operando sale: ΔH o r =8ΔH o f [CO 2 (g)] + 9ΔH o f [H 2 O (g)] ΔH o f [C 8 H 18 (l)] 25/2ΔH o f [O 2 (g)] = (8 393,5 kj mol ,8 kj mol 1 ) ( 250,0kJ mol 1 ) - 0 = 5.074,2 kj mol 1 b) Los litros que por cada kilómetro consume el automóvil son: Calculamos la masa que tienen 5L m = d V= 0,8 kg L 1 0,05 L = 0,04 kg = 40 g La energía que consume el automóvil por cada kilómetro será: 5. Para la obtención del tetracloruro de carbono según: CS 2 (l) + 3 Cl 2 (g) CCl 4 (l) + S 2 Cl 2 (l). a) Calcula el calor de reacción a presión constante, a 25 ºC y en condiciones estándar. b) Cuál es la energía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones, cuando se forma un litro de CCl 4 cuya densidad es 1,4 g ml 1?

4 DATOS: H o f (CS 2 ) = 98,70 kj mol 1 ; H o f (CCl 4 ) = 135,40 kj mol 1 ; H o f (S 2 Cl 2 ) = 59,80 kj mol 1 ; A r (C) = 12 u; A r (S) = 32 u. Solución: a) Teniendo presente que la entalpía de los elementos químicos es cero, la variación de entalpía de la reacción se halla de la expresión: ΔH o r = Σ a ΔH o f productos Σ b ΔH o f reactivos ΔH o r = ΔH o f (CCl 4 ) + ΔH o f (S 2 Cl 2 ) - ΔH o f (CS 2 ) ΔH o r = 135,40 kj mol 1 59,80 kj mol 1 98,70 kj mol 1 = 293,9 kj mol 1. b) Multiplicando los moles de compuesto contenidos en 1 L por la entalpía de reacción se obtiene la energía intercambiada: 6. En la reacción del oxígeno molecular con el cobre para formar óxido de cobre (II) se desprenden 2,30 kj por cada gramo de cobre que reacciona, a 298 K y 760 mm Hg. Calcula: a) La entalpía de formación del óxido de cobre (II). b) El calor desprendido a presión constante cuando reaccionan 100 L de oxígeno medidos, a 1,5 atm y 27 ºC. DATOS: R = 0,082 atm L mol 1 K 1 ; Ar (Cu) = 63,5 u. a) La reacción que se produce es: Cu + ½ O 2 CuO Si por cada gramo de cobre que reacciona se desprenden 2,30 kj, por los 63,5 g de cobre se desprenderán: que con signo menos es la entalpía de formación del CuO, es decir, Hº = 146,05 kj mol 1. b) De la ecuación de estado de los gases ideales, despejando los moles, sustituyendo valores y operando, se obtienen los moles de oxígeno que reaccionan:, y como por cada medio mol de oxígeno se desprenden 146,05 kj, la energía que se desprende de estos moles es:

5 7. La combustión, a presión atmosférica de 1 g de metano con formación de dióxido de carbono y agua, ambos en estado gas, libera 50 KJ, a) Cuál es el valor de la variación de entalpía para la reacción: CH 4 ( g) 2O 2 (g) CO 2 (g) 2 H 2 O (g). b) Si la entalpía normal de formación de dióxido de carbono gas es de -395 kj/mol y la del agua es -242 kj/mol, determina la entalpía normal de formación del metano. Nos dan el dato del calor que se produce al quemar 1 g de metano a presión constante, por lo tanto nos están dando el calor a presión constante, que expresaremos como: Q p = -50 kj Le ponemos un signo menos, ya que, el enunciado nos dice que es un calor liberado, con lo cual, se trata de una reacción exotérmica, la cual tiene asignados calores negativos. Para poder calcular el valor de la entalpía de la reacción, tendremos que dividir este calor entre el número de moles de la sustancia quemada, para ello, a partir del dato de la masa de metano, calcularemos en número de moles del mismo: La variación de entalpía para la reacción del enunciado será: b) Para calcular la entalpía de formación del metano, vamos a la reacción de combustión y aplicamos la ley de Hess para el cálculo de la entalpía de formación según la cual: CH 4 ( g) 2O 2 (g) CO 2 (g) 2 H 2 O (g). ΔH o r = Σ a ΔH o f productos Σ b ΔH o f reactivos = = ΔH o f [CO 2 (g)] + 2 ΔH o f [H 2 O (g)] ΔH o f [CH 4 (g)] 2 ΔH o f [O 2 (g)] = -800 kj [(-394) + 2 (-242)] ΔH o f [C 2 H 2 (g)] 0 = -800 kj ΔH o f [C 2 H 2 (g)] = -78 kj/mol 8. En la combustión del C2H6 g y del C2 H 4 g, se desprenden kcal/mol y kcal/mol respectivamente. Calcular la variación de la entalpía de la reacción: C2H 4 (g) H 2 (g) C2H6 (g) Si la entalpía de formación del agua es de kcal/mol

6 Planteamos las reacciones de combustión de los compuestos orgánicos que nos da el problema y la entalpía de formación del agua: Vamos a combinar las reacciones anteriores, multiplicándolas por los coeficientes adecuados para obtener la reacción que estamos buscando, para ello, la primera reacción, nos va a proporcionar el C 2 H 6 (g), como lo tenemos en diferente lado de la ecuación, tenemos que multiplicar la reacción por un -1 ( que es equivalente a darle la vuelta a la ecuación). Por otro lado, de la segunda, vamos a sacar el C 2 H 4 (g), que ya está en el miembro que nos interesa y con el mismo c oeficiente, por lo que a esa reacción no le tocamos, con la reacción de formación del agua, vamos a obtener el hidrógeno que está en el miembro adecuado y con el coeficiente buscado, por lo tanto, tampoco le vamos a tocar: [C2H6 (g) + 7/2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) ΔH o r = -372,9 kcal/mol] * (-1) [C2H 4 (g) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔH o r = -337,3 kcal/mol] * (1) [H 2(g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) ΔH o r = -68,3 kcal/mol] * (1) Después de haber multiplicado las reacciones, nos queda sumando: 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) C2H6 (g) + 7/2 O 2 (g) ΔH o r = 372,9 kcal/mol C2H 4 (g) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔH o r = -337,3 kcal/mol H 2(g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) ΔH o r = -68,3 kcal/mol C2H 4 (g) H 2 (g) C2H6 (g) ΔH o r = -32,7 kcal/mol 9. Calcular H a 25 ºC para la siguiente reacción: 2H 2 S (g) TeO 2 ( s) Te (s) 2S (s) 2H 2 O ( l) A partir de las siguientes reacciones: S (s) O 2 (g) SO 2 (g) Te(s) O 2 (g) TeO 2 (s) 2H 2 S (g) + 3 O 2 (g) SO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔH o r = -70,96 kcal ΔH o r = -77,69 kcal ΔH o r = -268,92 kcal Para obtener la entalpía de la reacción del enunciado, debemos combinar las reacciones que nos dan, para ello, de la primera, vamos a sacar el azufre sólido,

7 como lo tenemos cambiado de miembro y con un coeficiente 2 en la reacción que estamos buscando, tenemos que multiplicar esta primera reacción por 2, de la segunda, sacamos el Te, como está en un miembro diferente a la reacción objetivo, multiplicamos esta reacción por -1, por último, de la última sacamos el sulfuro de hidrógeno que está en el miso miembro y con el mismo coeficiente, por lo que a esta reacción no le tenemos que hacer nada, es decir, multiplicarla por 1: [S (s) O 2 (g) SO 2 (g) ΔH o r = -70,96 kcal] * (-2) [Te(s) O 2 (g) TeO 2 (s) ΔH o r = -77,69 kcal] * (-1) [2H 2 S (g) + 3 O 2 (g) SO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔH o r = -268,92 kcal] * 1 Después de haber multiplicado por los coeficientes adecuados, nos queda, después de haber sumado todas las reacciones, la reacción objetivo con su entalpía de reacción: 2 SO 2 (g) 2 S (s) 2 O 2 (g) ΔH o r = 141,92 kcal TeO 2 (s) Te(s) O 2 (g) ΔH o r = 77,69 kcal 2H 2 S (g) + 3 O 2 (g) SO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔH o r = -268,92 kcal 2H 2 S (g) TeO 2 ( s) Te (s) 2S (s) 2H 2 O ( l) ΔH o r = -49,31 kcal 10. Calcular H 0 a 25ºC correspondiente a la reacción: C 2 H 2 (g) + H 2 O (l) C 2 H 4 O (g) A partir de los siguientes datos: H 0 f (H 2 O) = 68.4 kcal /mol H 0 f (CO 2 )= 97 kcal /mol H 0 f (C 2 H 2 )=47.8 kcal /mol Sabiendo además que en la combustión de C 2 H 4 O se desprenden 282 kcal. Su cálculo a partir de las entalpías estándar de formación de las sustancias que intervienen en la reacción, se obtiene de la expresión: ΔH o r = Σ a ΔH o f productos Σ b ΔH o f reactivos = =ΔH o f [C 2 H 4 O (g)] ΔH o f [C 2 H 2 (g) ] ΔH o f [H 2 O (l)] = En esta reacción disponemos de todos los datos, excepto del de la entalpía de formación del C 2 H 4 O, para obtener dicho dato, recurrimos a la reacción de combustión de este compuesto, y aplicamos la expresión del cálculo de la entalpía de una rección a partir de las entalpías de formación de reactivos y productos: C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)

8 ΔH o r = Σ a ΔH o f productos Σ b ΔH o f reactivos = = 2 ΔH o f [CO 2 (g)] + 2 ΔH o f [H 2 O (l) ] ΔH o f [C 2 H 2 (g)] 5/2 ΔH o f [O 2 (g)] = -282 kcal (2 mol -97 kcal mol 1 + 2mol -68,4 kcal mol 1 ) ΔH o f [C 2 H 2 (g)] = 282 kcal ΔH o f [C 2 H 2 (g)] = -48,8 kcal/mol Ahora que tenemos calculada la entalpía de formación del C 2 H 4 O, podemos ir a la reacción del problema y aplicar la ecuación que nos había quedado pendiente: ΔH o r = ΔH o f [C 2 H 4 O (g)] ΔH o f [C 2 H 2 (g) ] ΔH o f [H 2 O (l)] ΔH o r = [-46,8 ] [ (. 68,4) + ( 47,8) ] = -28,2 kcal/mol 11. Sabiendo que la combustión de 1 kg de TNT libera 4600 kj y teniendo en cuenta los datos que se adjuntan, calcule: a) La entalpía estándar de combustión del metano. b) El volumen de metano medido a 25 C y 1 atm de presión que es necesario para producir la misma energía que 1 kg de TNT. Datos: H f (kj/mol): CH 4 ( g ) = -75; CO 2 ( g ) = -394; H 2 O ( g ) = a) Reacción de combustión del metano: CH 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) CO 2 ( g ) + 2 H 2 O (g ) ΔH r = Σ (n p ΔH f p) - Σ (n r ΔH fr) ΔH r = 1 mol ΔH f (CO 2 ( g ) + 2 mol ΔH f (H 2 O (g )) - (1mol ΔH f (CH 4 ( g )+ 2 mol ΔH f O 2 ( g )) ΔH = (1 mol -394 kj/mol - 2 mol (-242 kj/mol)) - (1 mol (-75 kj/mol)+ 2 (0)) ΔH = -803 kj b) Teniendo en cuenta que en la combustión de 1 mol de metano se liberan 803 kj, para que se liberen 4600 kj serán necesarios 4600/803 = 5,7 mol de metano. A partir de la ecuación de los gases ideales se obtiene el volumen que corresponde a los 5,7 mol de metano:

9 12. En la obtención de CaO, a partir de la descomposición del carbonato cálcico, se necesitan 179 kj/mol de CaO. Si se utiliza gas propano como combustible y el rendimiento del proceso es del 75 %, qué cantidad de propano se consume en la obtención de 1 tonelada de CaO? Datos (kj/mol): ΔHº f CO 2 (g) = 393,5; ΔHº f H 2 O (l) = 285,8 ; ΔHº f C 3 H 8 (g) = 103,8. La ecuación de combustión del propano es: C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O (l) ΔH r = Σ (n p ΔH f productos) - Σ (n r ΔH f reactivos) ΔH r = [3 mol ΔH f (CO 2 ( g ) + 4mol ΔH f (H 2 O (l )] [(1mol ΔH f C 3 H 8 (g) + 5 mol ΔH f O 2 ( g )] ΔH r = [ 3 ( -393, 5 ) + 4 (- 285, 8 )] - [(-103,8) + 5(0)] = kj Por otro lado: CaCO 3 (s) 4 CaO (s) + CO 2 (g); ΔH 0 r = 179 kj se necesitan 13. Las entalpías de combustión del propano y el butano, a 25 C y 1 atm, son kj/mol y kj/mol, respectivamente. a) Calcula la diferencia de calor desprendido al quemar 10 gramos de cada uno de estos gases. b) Calcula la diferencia de calor desprendido al quemar 10 litros de cada uno de estos gases, medidos a 25 C y 1 atm. a) Calor de combustión al quemar 10 g de propano y 10 g de butano: Para el C 3 H 8 : Para el C 4 H 10 : Por tanto: ΔQ = Q 1 - Q 2 = 504,5 kj - 458,3 kj = 46,2 kj

10 El propano libera más cantidad de calor, siendo la diferencia de energía calorífica de 46,2 kj. b) A partir de la ecuación general de los gases ideales se obtienen los moles de gas contenidos en los 10 litros a 25 C y 1 atm: Calor de combustión para 0,41 mol de combustible. Para el C 3 H 8 : Para el C 4 H 10 : Por tanto: ΔQ = Q 2 - Q 1 = 1089,8 kj - 910,2 kj = 179,6 kj El butano libera más cantidad de calor. La diferencia de calor entre ambos es de 179,6 kj. 14. Escribe ajustada la reacción de combustión del butano y dibuja el diagrama entálpico. Calcula el calor desprendido en la combustión de una bombona que contiene 3 kg de butano. Datos: H f (kj/mol): CO 2 ( g ) = 393,5; H 2 O (l) = -285,5; C 4 H 10 ( g ) = -126,1. Ecuación de combustión del butano: C 4 H 10 ( g ) + 13/2 O 2 ( g ) 4 CO 2 ( g ) + 5 H 2 O (l ) ΔH c = [(5 mol ΔH f H 2 O (l ) + 4 mol ΔH f CO 2 ( g ) ] - (ΔH f C 4 H 10 ) = = (-285,5 kj/mol 5 mol - 393,5 kj/mol 4 mol) - - (-126,1 kj/mol 1 mol) ΔH c = -2875,4 kj/mol

11 En 3 kg de butano se encuentran 51,7 mol de butano: Por tanto, en la combustión de dichos moles se desprenderán: = ,6 kj 15. Calcula la variación de energía interna que tiene lugar en la combustión de 50 g de ciclohexano (l) si el proceso tiene lugar en condiciones estándar. Datos (kj/mol): ΔHº f C 6 H 12 (l) = 62; ΔHº f CO 2 (g) = = 393,5; ΔHº f H 2 O (l) = 285,8. Ecuación de combustión del ciclohexano: C 6 H 12 ( g ) + 9 O 2 ( g ) 6 CO 2 ( g ) + 6 H 2 O (l ) ΔH r = Σ (n p ΔH f productos) - Σ (n r ΔH f reactivos) ΔH r = [6 mol ΔH f (CO 2 ( g ) + 6mol ΔH f (H 2 O (l )] [(1mol ΔH f C 3 H 8 (g) + 9 mol ΔH f O 2 ( g )] ΔH r = [6 (-393,5) + 6 (- 285,8)] - [(-62) + 9 (0)] = kj Sabiendo que: ΔH = ΔU + ΔnRT ΔU = ΔH ΔnRT ΔnRT = J ΔnRT = - 7,4 kj ΔU = kj - (-7,4) kj; ΔU = kj/mol Por 50 g de ciclohexano (l) Para la vaporización del agua: H 2 O (l) H 2 O (g) se sabe que: ΔH = 44,3 kj/mol y ΔS = 119 J/mol K. Determina la espontaneidad, o no, de dicho proceso a las temperaturas de 50, 100 y 200 C. A partir de la ecuacibn de Gibbs: ΔG 0 = ΔH 0 - T ΔSº y utilizando los datos del enunciado: a) Para 50 C ΔG 0 = (44,3)kJ/mol K (0,119)kJ/mol K ; ΔG 0 = 5,9 kj (no espontáneo) b) Para 100 C

12 ΔG 0 = (44,3)kJ/mol K (0,119)kJ/mol K ; ΔG 0 = 0 kj (en equilibrio) c) Para 200 C ΔG 0 = (44,3)kJ/mol K (0,119)kJ/mol K ; ΔG 0 = 12 kj (espontáneo) 45. Determina a partir de qué temperatura la combustión del etanol es espontánea: Sustancia Sº (J K 1 mol 1 ) ΔHºf (kj mol -1 C 2 H 5 OH (l) 160,7 277,6 O 2 (g) 205 0,0 H 2 O (l) 70,0 285,8 CO 2 (g) 213,6 393,5 La combustión del etanol se puede expresar mediante la ecuación: CH 3 CH 2 OH (l) + 3 O 2 (g) 3 H 2 O (l) + 2 CO 2 (g) Utilizando la ecuación: ΔH r = Σ (n p ΔH f productos) - Σ (n r ΔH f reactivos) ΔH r = [2 mol ΔH f (CO 2 ( g ) + 3 mol ΔH f (H 2 O (l )] [(1mol ΔH f C 3 H 8 (g) + 3 mol ΔH f O 2 ( g )] ΔH r = [2 (-393,5) + 3 (-285,8)] - [(-277,6)] ΔH r = kj De idéntica manera: ΔS r = Σ (n p ΔS f productos) - Σ (n r ΔS f reactivos) ΔS r = [2 mol ΔS f (CO 2 ( g ) + 3 mol ΔS f (H 2 O (l )] [(1mol ΔS f C 3 H 8 (g) + 3 mol ΔS f O 2 ( g )] ΔS r = [2 (213,6) + 3 (70,0)] - [(160,7) + 3 (205 )] ΔS r = -138,5 Jk -1 Aplicando la ecuación de Gibbs: ΔG 0 = ΔH 0 - T ΔS 0, calculamos a qué temperatura se establecería un equilibrio (ΔG 0 = 0). 0 = ΔH 0 - T ΔS 0 En la fabricación del ácido sulfúrico mediante el método de contacto, a 400 C se produce la oxidación: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g), ΔH R = 198,2 kj

13 a) Si el proceso se realiza a volumen constante, qué calor se desprende en la oxidación de 96 g de SO 2? b) Justifica por qué la disminución de la temperatura favorece la espontaneidad de dicho proceso. La ecuación de oxidación: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g), ΔH R = 198,2 kj Sabiendo que: Q P = Q V + ΔnRT Q V = Q P ΔnRT ΔnRT = (2-3)mol 8,31J /mol K 673 K; ΔnRT = J ΔnRT = -5,6 kj Como Q P = ΔH 0 R, tendremos: Q V = (-198,2) kj - (-5,6) kj Q V = -192,6 kj A partir de la masa molar del SO 2 (64 g/mol), vemos los moles que se oxidan y la energía que se desprende: