Con La Muerte Hice Un Pacto: Yo No Huyo Ni La Persigo A Ella Y Ella No Me Persigue A mí. Simplemente Sabemos Algún día Nos Encontraremos.

1.- Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se desprenden 296,8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno 560 kJ. Con estos datos determine la variación de entalpía que se produce en el proceso:

2 H2S(g) + SO2(g)  2 H2O(l) + 3 S(s).

(1) S (s) + O2 (g) SO2 (g); H = –296,9 kJ

(2) H2S (g) + 3/2 O2 (g) SO2 (g) + H2O (l) ; H = –560 kJ

La reacción: 2 H2S (g) + SO2 (g) 2 H2O (l) + 3 S (s)

Puede considerarse como: 2•(2) – 3•(1)

Por lo que: H = 2•(–560 kJ) – 3•(–296,9 kJ) = –229,3 kJ

2.- Para la fabricación industrial de ácido nítrico, la reacción de partida es la oxidación del amoniaco: 4 NH3(g) + 5 O2(g)  6 H2O(g) + 4 NO(g). Calcular Hºreacción.

Considere los siguientes datos: Hºf (kJ/mol): NH3: -46.2; H2O: -241.8; NO: 90.4

DH = S np•DHf(prod) – S nr•DHf(react) = 6•(–241,8 kJ) + 4•90,4 kJ – 4•(–46,2 kJ)

DH = –904,4 kJ

3.- De acuerdo a la reacción de formación del etanol, dada en la siguiente ecuación:

2 C(s) + ½ O2(g) + 3 H2(g)  C2H5OH(l)

Calcule la entalpía de formación del etanol en condiciones estándar, sabiendo que la entalpía de combustión del etanol es -29.69 kJ/g, la entalpía de formación del dióxido de carbono es -393.34 kJ/mol y la entalpía de formación del agua líquida es -285 kJ/mol, además, interprete el resultado numérico obtenido en cuanto a su signo. Masas atómicas proporcionadas: C=12, H=1, O=16.

a) (1) 2 C(s) + ½ O2(g) + 3 H2(g)® C2H5OH(l); DHf = ?

b) (2) C2H5OH(l) + 3 O2(g)® 2 CO2(g) + 3 H2O(l); DH = –1366 kJ (29,69kJ/g x 46 g/mol)

(3) C(s) + O2(g) ® CO2(g); DH = –393,34 kJ

(4) H2(g) + ½ O2(g) ® H2O(l); DH = –285 kJ

(1) = 2•(3) + 3•(4) – (2)

DHf = 2•(–393,34 kJ) + 3•(–285 kJ) –(–1366 kJ) = –275,7 kJ

c) Al ser negativo el calor de formación, dicha reacción es exotérmica.

4.- A partir de las energías de enlace (Ee): (C H)=415.3 kJ/mol; (Cl Cl) = 243.8 kJ/mol; (C Cl) = 327.8 kJ/mol; y (Cl H) = 432.4 kJ/mol; determinar la entalpía normal de reacción del proceso: CH4(g) + Cl2(g)  CH3Cl(g) + HCl(g). Considere las siguientes Ee.

Energías medias de enlace (kJ/mol)

Enlace Energía Enlace Energía

H–H 436 C=C 610

C–H 415 C=N 615

C–C 347 C–N 285

C–O 352 O=O 494

H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) =

1•Ee(C–H) + 1•Ee(Cl–Cl) – 1•Ee(C–Cl) – 1•Ee(Cl–H) =

415,3 kJ + 243,8 kJ – 327,8 kJ – 432,4 kJ = –101,1 kJ

5.- Determine la variación de entropía en la reacción: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l).

Datos proporcionados: Sº[H2(g)] = 130.7 J/ mol K; Sº [O2(g)] = 204.8 J/molK; Sº[H2O(l)] = 69.8 J/molK.

La ecuacion de la formacion del agua a partir de sus elementos

es: H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)

Como la entropia es funcion de estado, la variacion de entropía de ese proceso se puede calcular a partir de la ecuacion:

ΔS.R = Σ S. (productos) − Σ S. (reactivos)

Que en este caso toma los siguientes valores:

∆S_R^0 = (69,8)-(130,7+ 204.8/2)→∆S_R^0= -163,3 J/(mol K)

Es lógico que el valor de ΔS.R sea negativo, ya que la entropía del producto (liquido) es más ordenada que la de los reactivos (gases).

6.- De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atm de presión, decida: a) Las que son espontáneas a todas las temperaturas. b) Las que son espontáneas a bajas temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas. c) Las que son espontáneas a altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas

No. Reacciones H (kJ) S (kJ/K)

(1) ½ H2(g) + ½ I2(s)  HI(g) 25.94 34.63 X10-2

(2) 2 NO2(g)  N2O4 –58.16 –73.77 X10-2

(3) S(s) + H2(g)  H2S –16.73 18.19 X 10-2

Sólo la reacción (3) es espontánea a todas las temperaturas pues tanto “H” como “–T•S” son negativos, y por tanto, G = H –T•S es también negativo.

La reacción (2) es espontánea a “T” bajas, siempre que |H| > |–T•S| con lo que G<0.

La reacción (1) es espontánea a “T” altas, siempre que | T•S| sea mayor que |H| con lo que G<0.

7.- Determine la energía libre de Gibbs a 25ºC para la reacción de combustión de1 mol de monóxido de carbono, e indique si es o no un proceso espontáneo.

DHºf (kJ•mol–1) Sº(J•mol–1•K–1)

CO2(g) -393.5 213.6

CO(g) -110.5 197.9

O2(g) 205.0

La reacción propuesta es:

CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)

Una vez ajustada, tendremos que calcular ΔHR y ΔSR para conocer la Energía libre de Gibbs de la reacción: ΔGR = ΔHR – t.ΔSR

Si ΔGR < 0 → La reacción será espontánea

ΔHRº = ∑ ΔHfºproductos – ∑ ΔHfºreactivos

ΔHRº = (ΔHfº CO2) – (ΔHfº CO + 1/2•ΔHfºO2) = (-393,5) – (-110,5 + 1/2.0) = -283 kJ

ΔSRº = ∑ ΔSfºproductos – ∑ ΔSfºreactivos

ΔSRº = (Sº CO2) – (Sº CO + ½ Sº O2) = (213,6) – (197,9 + 1/2•205) = -86 J/K = -0,086 kJ/K

Como ΔGR = ΔHR – t.ΔSR = -283 – 298•(-0,086) = -257,4 kJ

Solución: Puesto que ΔGR < 0, la reacción es espontánea a 25ºC

8.- Si tenemos en un comienzo de reacción 0,2 moles de A, 0,4 moles de B y 0,6 moles de C en un volumen de 4 litros. Averiguar hacia donde se direcciona la reacción, calculando el cociente de reacción (Qc).

Qc = [C] / ( [A] . [B]2 )

Primero calculamos las molaridades de cada especie:

[C] = 0,6moles/4lts. = 0,15M

[B] = 0,4moles/4lts. = 0,10M

[A] = 0,2moles/4lts- = 0,05M

Qc = 0,15 M / [0,05 M . (0,10 M)2]

Qc = 300

Concluimos que este valor es muy superior a la Kc. Por lo tanto la reacción tenderá fuertemente hacia la izquierda. O sea, hacia la foramación de los reactivos.

9.- Una mezcla de hidrogeno y nitrógeno reaccionan hasta alcanzar el equilibrio a 472°C, Al analizar la mezcla de gases en equilibrio se encuentra que la presión ejercida por el hidrogeno es de 7.38 atm, la de nitrógeno es de 2.46 atm y la del amoniaco de 0.166 atm.

Calcular el valor de la constante de equilibrio de acuerdo a la siguiente reacción:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Keq = Kp = (Pc)c(Pd)d/(Pa)a(Pb)b

Keq = Kp = (NH3)2/(N2)(H2)3=(0.166)2/(2.46)(7.38)3

Keq = Kp = 2.79 x 10-5

Como el valor de K < 1, a 472 0C la concentración de los reactivos es mayor.

10.- Calcular la variación de la energía libre a 25 0C y a 1 atmósfera de presión para la siguiente reacción:

CH4(g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(l)

Establezca si la reacción es o no espontánea. Considere los siguientes datos: ∆G0 = -32.89 kJ/mol + ∆G0 = 0 ∆G0 = -394.4 kJ/mol + ∆G0 = -237.2 kJ/mol

εn∆G^0 reactivos=1mol∙-32.89 kj/mol+2mol∙0= -32.89 kj

εn∆G^0 reactivos=1mol∙-394.4 kj/mol+2mol∙-237.2 kj/mol= -868.8 kj

∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos – ∑n ∆G0 reactivos

∆G0 reacción = -868.8 kJ – (-32.89 kJ)

∆G0 reacción = -835.91 kJ

∆G0 reacción < 0 Reacción espontánea

Si la reacción se lleva a cabo a otra temperatura, es necesario hacer una corrección y se utiliza:

∆G0 reacción = ∆H0 reacción – T∆S0 reacción

Si la reacción se realiza a 400 K, se calcula:

∆H0 reacción = -890.4 kJ

∆S^0 reaccion=1mol∙186.19 kj/mol+2mol∙0 kj/mol= 189.19 j/k

∆S^0 reaccion=1mol∙213.6 kj/mol+2mol∙69.9 kj/mol= 353.4 j/k

∆S0 reacción = 353.4 J/K – 186.19 J/K =167.21 J/K

Nota: El valor de S0 por ser pequeño está reportado en J/K mol

∆G0 reacción = ∆H0 reacción – T∆S0 reacción

∆S^0 reaccion=1mol∙186.19 kj/mol+2mol∙0 kj/mol= 189.19 j/k

∆G^0 reaccion=-890.4 kj-400K ∙167.21 j/k∙1 kj/(1000j )

G0 reacción = -957.28 Reacción espontánea

11.- De la siguiente reacción: CO(g) + Cl(g)  COCl2(g); Calcule Hr y la Sr.

Consiere los siguientes datos: ΔH=CO: -111 KJ/mol; ΔH= COCl2: -223 KJ/mol; ΔS=CO: 198 J/mol.K; ΔS=Cl: 223 J/mol.K; ΔS= COCl2: 289 J/mol K; T=298°K

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