Actividad de Química

 

Universidad Marítima Internacional de Panamá Facultad de Ciencias del Mar Química II Problemas de Practica Estudiante: Gabriela Herrera

Explique qué significa proceso espontaneo. De dos ejemplos de procesos espontáneos y dos ejemplos de procesos no espontáneos.

SOLUCIÓN: Un proc pr oces esoo es espo pont ntán áneo eo,, es aque aquell que titiene ene una tenden tendenci ciaa nat natura urall a producir producirse se por sí mi mismo smo sin ningun ningunaa in inte terve rvenci nción ón externa, es decir, sin aporte de energía desde el exterior, hasta alcanzar un estado de equilibrio. En estos procesos, disminuye la energía interna y por ende la entalpía. El proceso reverso a un proceso espontáneo es un proceso no espontáneo.

Dire Direcc cció ión n es espo pont ntan anea ea cuesta cue sta abajo, abajo, pro proced cedee sin ayuda

Dirección no espontanea cuesta arriba, procede sólo si hay trabajo realizado

Ejemplos del proceso proces o espontáneo, son la evaporación del agua a temperatura ambiente y la oxidación de un clavo. Mientras que algunos ejemplos del proceso no espontáneo son, el paso de agua líquida a sólida a temperatura y presión normales es un proceso no espontáneo, y la transformación del hidrogeno y oxigeno  para formar agua.

 

¿Cuáles de los siguientes procesos son espontáneos y cuales no lo son? a) Disolver sal de me mesa sa (N (NaC aCl) l) en sopa sopa ca cali lien ente te.. b) es esca cala larr el Mo Monte nte Ev Ever eres est. t. c) Es Espa parc rcir ir una fragancia en un cuarto destapando una botella de perfume. d) separar helio y neón de una mezcla de gases

SOLUCIÓN: a) b) c) d)

Proceso espontáneo Proceso no espontáneo Proceso espontáneo Proceso no espontáneo

Con lo Con loss da dato toss de dell ap apén éndi dice ce 3, ca calc lcul ulee el ca cambi mbio o de en entr trop opía ía es está tánda ndarr pa para ra las las siguientes reacciones a 25°C a) S(s) + O2 (g) → SO2 (g)  b) MgCO3 (s) → MgO (s) + CO2 (g)

SOLUCIÓN: La variación de entropía estándar en una reacción (ΔS° REACCIÓN), es igual a la suma de las entropías estándar de los productos (ΔS°PRODUCTOS) menos la suma de las entropías estándar de los reactivos (ΔS°REACTIVOS), multiplicadas respectivamente por los coeficientes estequiométricos (n y m) que figuran en la ecuación ajustada, como se muestra a continuación: ∆ S ° REACCIÓN =∑ n∗S ° PRODUCTOS −∑ m∗S ° REACTIVOS a)

S(s) + O2 (g) → SO2 (g) 

La entropía estándar para los reactivos y productos, se reporta en la siguiente tabla:  

De esta manera:

SUSTANCIA

S° a 25°C (J/mol*K)

S(s) O2(g) SO2(g)

0 205,2 248,2

 

∆ S ° REACCIÓN =1 mol deSO2∗248,2 ∆ S ° REACCIÓN =248

(

  J    J    J  − 1 moldeS∗0 + 1 moldeO2∗205,2 mol∗ K  mol∗ K  mol∗ K 

)

  J    J  −205,2  K   K  ∆ S ° REACCIÓN =42,8

  J   K 

 b) MgCO3 (s) → MgO (s) + CO2 (g)

La entropía estándar para los reactivos y productos, se reporta en la siguiente tabla: SUSTANCIA

S° a 25°C (J/mol*K)

MgCO3(s) MgO(s) CO2(g)

65.7 27,0 213,8

De esta manera:

(

∆ S ° REACCIÓN = 1 moldeMgO∗27 ∆ S ° REACCIÓN =( 27 + 213,8 ) ∆ S ° REACCIÓN =240,8

 )

  J    J    J  + 1 moldeCO2∗213,8 −1 mo moll de Mg MgCO CO3∗65,7 mol∗ K  mol∗ K  mol∗ K 

  J    J  −65,7  K   K 

  J    J  − 65 , 7  K   K  ∆ S ° REACCIÓN =175,1

 J   K 

Diga si se espera que el signo del cambio de entropía sea positivo o negativo para cada uno de los siguientes procesos y justifique su predicción: a) PCl3 (l) + Cl2 (g) → PCl5 (s)  b) 2HgO(s) → 2Hg (l) + O2 (g)  c) H2(g) → 2H(g)  d) U(s) + 3F2 (g) → UF6 (s)

SOLUCIÓN:

 

Para la siguiente reacción: PCl3 (l) + Cl2 (g) → PCl5 (s): La entropía del sistema disminuye ya que aumenta el orden molecular, es decir ΔS°REA REACCIÓ CCIÓN N < 0, lo que nos indica que el signo del cambio de entropía es negativo. Los reactivos son especies con un alto nivel de desorden y el producto presenta una estructura ordenada, lo que indica una disminución del desorden molecular. b) Para la siguiente reacción: 2HgO (s) → 2Hg (l) + O2 (g): La entropía del sistema aumenta ya que disminuye el orden molecular, es decir ΔS°REA REACCIÓ CCIÓN N > 0, lo que nos indica que el signo del cambio de entropía es  positivo. El reactivo es una es especie pecie que pres presenta enta una estructura ordenada y los productos son especies con a)

un alto nivel de desorden, lo que indica un aumento del desorden molecular. c) Para la siguiente reacción: H2(g) → 2H (g): La entropía entropía del sistema aumenta ya que la reacción origina origina un aumento en el número de moles del gas, ya que tanto el reactivo como el producto presentan un alto nivel de desorden, entonces ΔS°REACCIÓN > 0, lo que nos indica que el signo del cambio de entropía es positivo. d) Para la siguiente reacción: U (s) + 3F2 (g) → UF 6 (s): La entropía del sistema disminuye ya que aumenta el orden molecular, es decir ΔS° REAC REACCIÓN CIÓN < 0, lo que nos indica que el signo del cambio de entropía es negativo. Un reactivo solido (bajo nivel de desorden) con un reactivo gaseoso (alto nivel de desorden)  producen una especie sólida con un bajo nivel de desorden lo que indica una disminución del desorden molecular.

Calcule G° para las siguientes reacciones a 25°C: a) N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g)  b) H2O(l) → H2O(g) c) 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l)  (Sugerencia: Busque las energías libres estándar de formación de los reactivos y productos en el apéndice 3)

SOLUCIÓN: La energía libre de Gibbs estándar de una reacción ( ΔG°REACCIÓN), es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar, cuando los reactivos en su estado estándar  (ΔGf °REACTIVOS) se co conv nvie iert rten en en pr prod oduc ucttos en su est stad adoo est stán ánda darr (ΔGf °PRODUCTOS), multiplic multiplicadas adas respectivamen respect ivamente te por los coeficien coeficientes tes estequiomé estequiométricos tricos (n y m) que figuran en la ecuación ajustada, como se muestra a continuación: G ° REACCIÓN =∑ n∗∆ G f  ° PRODUCTOS−∑ m∗∆ G f ° REACTIVOS

El término ΔGf ° es la energía libre estándar de formación de un compuesto, es decir, el cambio de energía libre que se presenta cuando se sintetiza 1 mol del compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar. a)  N2 (g) + O2 (g) → 2NO(g)

La energía libre estándar de formación para los reactivos y productos, se reporta en la siguiente tabla: SUSTANCIA

 

ΔGf °

a 25°C (kJ/mol)

 

 N2(g) O2(g)  NO(g)

0 0 87,6

De esta manera:   k J    k J    k J  G ° REACCIÓN =2 moldeNO∗86,6 mol − 1 moldeN 2∗0 mol + 1 moldeO2∗0 mol

(

G ° REACCIÓN =175,2 kJ −0

)

G ° REACCIÓN =175,2 kJ 

b) H2O(l) → H2O(g)

La energía libre estándar de formación para los reactivos y productos, se reporta en la siguiente tabla:

SUSTANCIA

 

ΔGf °

H2O(l) H2O(g)

a 25°C (kJ/mol)

-237,1 -228,6

De esta manera:

(

G ° REACCIÓN =1 moldeH 2 O∗ −228,6

)

(

  k J    k J  −1 moldeH 2 O ∗ −237,1 mol mol

)

G ° REACCIÓN =−228,6 kJ + 237,1 kJ  G ° REACCIÓN =8,5 kJ 

c) 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l) 

La energía libre estándar de formación para los reactivos y productos, se reporta en la siguiente tabla: SUSTANCIA

 

ΔGf °

a 25°C (kJ/mol)

C2H2(g)

209,9

O2(g) CO2(g)

0 -394,4

 

H2O(l)

-237,1

De esta manera:

[

(

G ° REACCIÓN = 4 mol mol deCO2∗ −394,4

)

(

)] (

  kJ    kJ    kJ  + 2 moldeH 2 O∗ −237,1 − 2 moldeC 2 H 2∗209,9 + 5 moldeO 2 mol mol mol

G ° REACCIÓN =(−1577,6 −474,2 ) kJ − 419,8 kJ  G ° REACCIÓN =−2051,8 kJ − 419,8 kJ  G ° REACCIÓN =−2471,6 kJ 

 

Explique la diferencia entre G y G°

SOLUCIÓN: Como se explicó anteriormente, G° (energía libre de Gibbs estándar de una reacción), es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar, mientras que G  (energía libre de Gibbs) es la energía libre cuando se lleva a cabo en condiciones diferentes a las normales, y se utiliza para hallar la espontaneidad de una reacción. Tan pronto se inicie la reacción la condición estándar  deja de existir, duran únicamente un instante, pues los reactivos van a ir disminuyendo, variando su concentración, a medida que se van formando los productos; por lo tanto, el cálculo de la energía libre de Gibbs a condición estándar ya no sería el adecuado y no se podría predecir el sentido de la reacción. La energía libre de Gibbs, es la variación total de energía que es capaz de efectuar trabajo a medida que el sistema tiende a equilibrio, para un proceso a presión y temperatura constante. Para la auto ionización del agua a 25 °C.

H2O(l)

H+(ac) + OH – (ac)

K w es 1.0 x 1014. ¿Cuál es el valor de ΔG° para este proceso?

SOLUCIÓN: En un sistema ΔG° y ΔG se relacionan según la siguiente ecuación: ∆ G =∆ G ° + RTln ( K w )

 

Sabiendo que para un sistema en equilibrio ΔG=0, se obtiene ∆ G ° + RTln ( K w )=0

Despejando ΔG°: ∆ G ° =− RTln ( K w ) Donde: R  es la constante de los gases expresada en términos de energía (8,314 J/mol*K) T es la temperatura de la reacción, en grados Kelvin (K) K w es la constante de equilibrio en función de las presiones parciales a una temperatura dada

De esta manera:

[

∆ G ° =−

8,314

  J  ∗( 25 + 273,15 ) K ∗ln (1∗1014 ) mol∗ K 

]

∆ G ° =−79907,69

  J  mol

Calcule G° y K P para la siguiente reacción en equilibrio a 25°C:

2H2O(g) → 2H2 (g) + O2 (g) SOLUCIÓN: Para calcular la energía libre estándar, se utiliza la ecuación descrita anteriormente: G ° REACCIÓN =∑ n∗∆ G f  ° PRODUCTOS−∑ m∗∆ G f ° REACTIVOS

De esta manera, la energía libre estándar de formación para los productos y reactivos, se reporta en la siguiente tabla: SUSTANCIA

H2(g) O2(g) H2O(g) De esta manera:

(

G ° REACCIÓN =0 − −228,6 0 228,6

G ° REACCIÓN = +

  k J  mol

  kJ  mol

)

 

ΔGf °

a 25°C (kJ/mol)

0 0 -228,6

 

kJ  ∗1 J  mol G ° REACCIÓN =228,6 0 , 001 kJ  G ° REACCIÓN =228600

  J  mol

Por otro lado para determinar la constante de equilibrio K P, se despeja la siguiente ecuación: ∆ G ° =− RTln ( K   PP ) ln ( K  P )=

 K  P=e

−∆ G °  RT 

−∆ G °  RT 

Sustituyendo: −228600   J  mol   J  8,314 ∗298,15 K  mol∗ K 

 K  P=e  K   PP=e−92,22  K  P P=8,899∗10− 41

La constante de equilibrio K P para la reacción:

CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g) Es de 5,62 x 1035 a 25°C. Calcule Gf ° para el COCl2 a 25°C.

SOLUCIÓN: Como se explicó anteriormente para calcular ΔG°, se utiliza la siguiente ecuación: ∆ G ° =− RTln ( K w ) De esta manera:   J  ∆ G ° =− 8,314 ∗( 25 + 273,15 ) K ∗ln (5,62∗1035 ) mol∗ K 

[

]

∆ G ° =−204048,48

  J  mol

Por otro lado para determinar ΔG f ° para el COCl2, se despeja la siguiente ecuación:

 

G ° REACCIÓN = ∆ G f  ° COCl −( ∆ G f ° CO + ∆ G f ° Cl ) 2

2

La energía libre estándar de formación para los reactivos, se reporta en la siguiente tabla: SUSTANCIA

 

ΔGf °

CO(g) Cl2(g)

a 25°C (kJ/mol)

-137,2 0

Finalmente: ∆ G f ° COCl = G ° REACCIÓN + ( ∆ Gf  ° CO + ∆ G f  ° Cl ) 2

2

∆ G f ° COCl =−204048,48 2

  J    J  + ( 0 −137,2 ) mol mol

∆ G f ° COCl =−204185,68 2

  J  mol

Considere la siguiente reacción ácido-base de Brønsted a 25°C:

HF(ac) + Cl – (ac)

HCl(ac) + F – (ac)

a) Prediga si la K será mayor o menor que la unidad. b) ¿Cuál de los dos, S° o H°, tendrá mayor contribución para el valor de G°? c) ¿Se espera que H ° sea positivo o negativo?

SOLUCIÓN: Para la reacción K será menor que la unidad (K 0 y S°