Calcula la entalpía estándar de la reacción de oxidación del cinc.

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1 Ejer: n 1 de la libreta Calcula la entalpía estándar de la reacción de oxidación del cinc. Zn(s) + O 2 (g) ZnO(s) Sabiendo: H 2 SO 4 (aq) + Zn(s) ZnSO 4 (aq) + H 2 (s) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) H 2 SO 4 (aq) + ZnO(s) ZnSO 4 (aq) + H 2 O(l) H o = - 335'1 KJ H o = -517'6 KJ H o = -211'4 KJ Diagrama de Hess H 2 SO 4 (aq) + Zn(s) ZnSO 4 (aq) + H 2 (s)] ½*(2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) ) ZnSO 4 (aq) + H 2 O(l) H 2 SO 4 (aq) + ZnO(s) H o = - 335'1 KJ H o = +211'4 KJ H o = -285,8 KJ Zn(s) O 2(g) ZnO(s) H o = 211, ,8 H o = 49,5 KJ

2 Ejercicio n 47) Calcula a que temperatura es termodinámicamente posible que el carbono reduzca al óxido de hierro (III) mediante la reacción. DATOS: H f Fe 2 O 3 = 824 4, 2 o H f CO 2 = 393 3, 5 KJ o S m Fe = 27, 3 S m o Fe 2 O 3 = 87, 4 2FeFe 2 O 3 (s) + 3C(s) 4Fee(s) + 3CO 2 (g) KJ J Kx = 27, 3 x 1 3 KJ Kx J Kx = 87 87, 4 x 1 3 KJ Kx J KJ o S m C = 5, 7 = 5, 7 x 1 3 Kx Kx S m o J CO 2 = 213, 7 Kx = 213, 7 x 1 3 KJ Kx DESARROLLO: G = H T s H T S < G < T S < H H r = T > H S H f (productos productos) H r (reactivos reactivos) H r = 3 ( 393,5) 2 ( 824,2) = 467,9 KJ S = S Productos S reactivos S = (4(273,3 x 1 3 ) + 3(213,7 x 1 3 )) (2(87,4 x 1 3 ) + 3(5,7 x 1 3 )) KJ Kx S =,5575 KJ T = H S ; T = 839 K = 566C

3 Ejercicio 15, Página 151 Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenización del acetileno (C2H2) para formar etano: a) A partir de las energías medias de enlace: a. H-C = 415 kj/ b. C C = 825 kj/ c. H-H = 436 kj/ d. C-H = 415 kj/ e. C-C= 35 kj/ b) A partir de las entalpías estándar de formación del etano (-85 kj/) y del acetileno (227 kj/) C 2 H H 2 C 2 H 6 HC CH H H H C C H H H a) H r = Σ H Enlaces rotos Σ H Enlaces formados H r = [2 ( H H C ) + ( H C C ) + 2( H H H )] [6 ( H C H ) + ( H C C )] = H r = ( ) ( )= H r = 313 kj/ b) H r = Σ H fp Σ H fr H r = H + 2 H fc 2H2 f H H 2 f = C 2H6 H r = ( ) (227) = H r = 312 kj/ Laura Fernández Pérez N 1; 2 Bachillerato A

4 Ejercicios Dictados 2.- Calcula la entalpía estándar de la síntesis del disulfuro de carbono CS 2 (l) a partir de sus elementos: Carbono C(s) y Azufre S (s). Sabiendo: H fco2(g) = 393, 5 Kj H fso2(g) = 296, 1 Kj CS 2 (l) + 3O 2 (g) CO 2 (g) + 2SO 2 (g) H = 172 Kj La reacción de síntesis de cualquier compuesto es la reacción de formación: C(s) +2 S(s) CS 2 (l) En relación a los datos conocidos, para la resolución este problema podemos aplicar la Ley de Hess, o usar la ecuación de la entalpía estándar de una reacción, ya que tenemos como datos las entalpías de formación del CO 2 y del SO 2. Además al ser la entalpía de la reacción negativa, se está desprendiendo energía, siendo así una reacción exotérmica. A continuación resolveré el problema aplicando la segunda opción: CS 2 (l) + 3O 2 (g) CO 2 (g) + 2SO 2 (g) H = 172 Kj H fso2(g) = 296,1 Kj H fco2(g) = 393,5 Kj H CS2 =?? H r = H productos H reactivos H r = (2 H SO2 + H CO2 ) ( H CS2 + 3 H O2 ) 172 = 2 ( 296,1) + ( 393,5) (X + 3 ()) 172 = 985,7 X ,7 = X 86,3 = X X = 86,3 Kj OK

5 Ejercicio 33 pág. 153 Calcula las entalpías estándar de las siguientes reacciones a partir de las entalpías de formación de reactivos y productos. DATOS : H o f (CO) = - 11,5 KJ/ ; H o f (CH 3 OH ) = - 238,9 KJ/ ; H o f (NH 3 ) = - 46,1 KJ/ ; H o f (HCl) = - 92,3 KJ/ ; H o f (NH 4 Cl) = - 315,4 KJ/ ; H o f (H 2 ) = - 285,8 KJ/ ; H o f (CO 2 ) = -393 KJ/ aa + bb cc + dd H o = H o f productos - H o f reactivos H o = (c H o f C + d H o f D) (a H o f A + b H o f B) a) CO (g) + 2H 2 (g) CH 3 OH (l) H o = (c H o f C) (a H o f A + b H o f B) H o = (1 H o f CH3OH ) (1 H o f CO+ 2 H o f H2) H o = (1 (-238,9)) (1 (-11,5) + 2 ) SOLUCIÓN H o = -128,4 KJ/ b) NH 3 (g) + HCl (g) NH 4 Cl (s) H o = (c H o f C) (a H o f A + b H o f B) H o = (1 H o f NH4Cl) (1 H o f NH3+ 1 H o f HCl) Saque la entalpía de formación del NH 4 Cl (s) de internet, porque no salía en los datos del libro. H o = ( 1 (-315,4 ) (1 (-46,1) + 1 (-92,3)) SOLUCIÓN H o = -177 KJ/ c) CO (g) + H 2 O (l) CO 2 (g) + H 2 (g) H o = (c H o f C + d H o f D) (a H o f A + b H o f B) H o = (1 H o f CO2 + 1 H o f H2) (1 H o f CO + 1 H o f H2) H o = ( 1 ( - 393,5) + 2 ) ( 1 (-11,5) + 1 (-285,8)) SOLUCIÓN H o = 2,8 KJ/

6 Ejercicio 42 página 154. Química La formación del formaldehido H 2 (g) + CO (g) > HCHO (g) transcurre con ΔH= 1,96 kj/ y ΔSm= -19,6 J/K. Calcula el cambio de entropía del entorno y el cambio de entropía total a 25 grados centígrados, y predice la espontaneidad de la reacción a esta temperatura. H2 (g) + CO (g) > HCHO (g) ΔH= 1,96 kj/ ΔSm= -19,6 J/K ΔSe= -(-1,96)/298=,658 KJ/K 1= 6,58 J/K ΔSt= -19,6 + 6,58 = -13 J/K Al ser la ΔH positiva al igual que la T, pero siendo la ΔSs negativa la ΔG va a ser positiva de manera que la reacción no será espontánea. (Una reacción que absorbe energía y se ordena nunca será espontánea)

7 Ejercicios dictados el día 17/1/11: 4. En la reacción de tostación del sulfuro de mercurio (II): HgS (s) + O 2 Hg (l) + SO 2 (g), se sabe que H = KJ y S = 36 7 J/K. A partir de qué temperatura la reacción es espontánea? H = KJ S = 36 7 J K = KJ K HgS (s) + O 2 Hg (l) + SO 2 (g) Una reacción es espontánea si la energía libre de Gibbs es negativa, por tanto si tomamos como G el, la temperatura obtenida será el umbral a partir del cual la reacción será espontánea. G = H T S = T( ) T = T = 651 K Este resultado no tiene sentido puesto que el cero absoluto es un límite físico (no existen temperaturas absolutas negativas). Si analizamos los datos que se nos dan, observamos que es una reacción exotérmica H < y que se desordena S >, las cuales son las condiciones necesarias para que una reacción siempre sea espontánea. Por tanto se concluye que esta reacción será espontánea para cualquier temperatura.

8 N3 (ejercicios pizarra): Calcula la entalpía estándar de formación del acetileno, C 2 H 2 (g), sabiendo que la de combustión de dicho gas es c = Kg/ y se produce agua líquida. Realiza también, un diagrama de entalpías. Datos: f (CO2 (g)) = Kg/ f(h2o (l)) = Kg/ Partiendo de la reacción de combustión del acetileno, C 2 H 2 (g): C 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2CO(g) + H 2 O(g); y de las de formación del CO 2 : 2C (grafito)+ 2O 2 (g) 2CO 2 (g); y H 2 O: H 2 (g) + O 2 (g) H 2 O(l); podremos aplicar la Ley de Hess de tal forma que: 2CO (g)+ H 2 O (g) C 2 H 2 (g) + O 2 (g) c (C2H2(g))= kj/ 2C (grafito)+ 2O 2 (g) 2CO 2 (g) f (CO2 (g)) = kj/ x 2 H 2 (g)+ O 2 (g) H 2 O (l) f(h2o (l)) = kj/ C 2 + H 2 C 2 H 2 f (C2H2(g)) = kj/ También podríamos hacerlo: f (C2H2(g)) = 2 f (CO2 (g)) + f(h2o (l)) - c (C2H2(g)) f (C2H2(g)) = 2 (-393 5) + (-285 8) ( ) = kj/ Diagrama entálpico H C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) kj/ C(s)+H 2 (g)+o 2 (g) c (C2H2(g)) = kj/ kj/ 2CO 2 + H 2 O Reacción

9 Carmen Megías Bringas n 21 Página 155, ejercicios 6 y 7. -6) Las entalpías estándar de formación a 25 C del bromuro de hidrógeno y del vapor de agua son -36,4 kj -1 y -242 kj -1, respectivamente. La variación estándar de la entalpía de la reacción: 4HBr (g) + O 2 (g) 2Br 2 (l) + 2 H 2 O (g) A 25 C será: a) -338,4 kj -1 c) -383,2 kj -1 b) -833,1 kj -1 d) -138 kj -1 H f ( HBr ) = -36,4 kj-1 H f( H2) = -242 kj -1 H reacción? 4HBr (g) + O 2 (g) 2Br 2 (l) + 2 H 2 O (g) H reacción = H f ( productos) - H f ( reactivos) H r = (2 x H f ( Br2) + 2 x H f ( H 2) ) (4 x H f ( HBr) + H f (2) ) H r = (2 x (-242)) (4 x (-36.4)) H r = -338,4 kj -1 (respuesta a) -7) Si las entalpías de combustión estándar a 25C del carbono, del hidrógeno y del etano son -394 kj -1, -286 kj -1 y -156 kj.1, respectivamente, la entalpía de formación estándar del etano a 25C será: a) -326 kj -1 c) -86 kj -1 b) kj -1 d) -224 kj -1 H combustión( C) = -394 kj -1 H combustión( H 2) = -286 kj -1 H combustión( C H ) = -156 kj H f CH 2 6 ( )?

10 2C + 3 H 2 C 2 H 6 C + O 2 CO 2 H combustión( C) = -394 kj -1 1 H 2 + O2 H 2 O H combustión( H 2) = -286 kj C 2 H 6 + O2 2CO2 + 3 H 2 O H combustión( C2H 6) = -156 kj C + 2 O 2 2 CO 2 H r = 2 x (-394) kj H 2 + O2 3 H 2 O H r = 3 x (-286) kj CO H 2 O C 2 H 6 + O2 H r = 156 kj C + 3 H 2 C 2 H 6 H f = -86 kj -1 (respuesta c) ( C 2 H 6 ) Tienes que editar mejor los trabajos

11 Pág. 154 Ejercicio 41 Calcula las entropías ares estándar de las reacciones del ejercicio 4, y comprueba las predicciones hechas. DATOS: S [NH 4 Cl (s)] = 94,6 JK -1-1 ; S [NH 3 (g)] = 192,4 JK -1-1 ; S [HCl (g)] = 186,8 JK -1-1 ; S [CH 4 (g)] = 187,9 JK -1-1 ; S [O 2 (g)] = 25,1 JK -1-1 ; S [CO 2 (g)] = 213,7 JK -1-1 ; S [H 2 O (g)] = 188,8 JK -1-1 ; S [C 3 H 8 (g)] = 269,9 JK -1-1 ; S [H 2 (g)] = 13,7 JK -1-1 ; S [I 2 (g)] = 26,6 JK -1-1 ; S [HI (g)] = 26,6 JK -1-1 a) NH 4 Cl (s) NH 3 (g) + HCl (g) b) CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g) c) C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O (g) d) H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) S reaccion = S productos S reactivos a) b) c) S S S = (192, ,8) (94,6) = 284,6JK 1 = (213,7 + (2 188,8) (187, ,1) = 6,8JK = (4 188, ,7) (269, ,1) = 1,9JK d) S = (2 26,6) (13,7 + 26,6) = 21,9 JK 1 1

12 Página 151 ejercicio El carbono reacciona con el vapor de agua para producir monóxido de carbono e hidrógeno, ambos gaseosos. Las entalpías estándar de formación del monóxido de carbono gaseoso y del vapor de agua son, respectivamente 11,52 kj 1 y 241,82 kj 1. Las entropías estándar del hidrógeno gas, monóxido de carbono gas, carbono grafito y agua vapor son, respectivamente, 13,68 J 1 K 1 ; 197,67 J 1 K 1 ; 574 J 1 K 1 ; 188,82 J 1 K 1. Con estos datos: a) Calcula H m y S m para la reacción citada. b) Calcula G m a 25 C e indica si la reacción será o no espontánea en condiciones estándar y a esa temperatura. c) A partir de qué temperatura es espontánea la reacción? SOLUCIÓN: a) Reacción: C(grafito) + H 2 O(g) CO(g) + H 2 (g) H m = Σ H f [productos] Σ H f [reactivos] H m = ( H f [CO] + H f [H 2 ] ) ( H f [C] + H f [H 2 O] ) *Tanto la entalpía de formación del H 2 como del C(grafito) valen. H m = 11, ,82 H m = 131,3 kj 1 S m = ΣΔS[productos] ΣΔS[reactivos] S m o = (S m [CO] + S m [H 2 ] ) (S m [C] + S m [H 2 O] ) S m o = (197, ,68) ( ,82) S m o = 434,47 J 1 K 1 =,43447 k J 1 K 1 b) G m a 298 K G m = H m T S m o G m = 131,3 298 (,43447) G m = 26, 77 k J 1 G > por lo que la reacción no será espontánea en las condiciones descritas c) G m = H m T S m o H m T S m o = 131,3 (.43447) T = T = 32,2 K Este resultado no tiene sentido puesto que el cero absoluto es un límite físico (no existen temperaturas absolutas negativas). Si analizamos los datos que se nos dan, observamos que es una reacción endotérmica H > y que se ordena S <, las cuales son las condiciones necesarias para que una reacción siempre sea NO espontánea. Por tanto se concluye que esta reacción NO será espontánea para ninguna temperatura. Como bien hiciste el libro presenta un significativo error de cálculo en la entropía de la reacción

13 Página 136, ejercicio número 8: La entalpía estándar de formación del etano, CH3CH3 (g), es kj/. a.) Escribe la ecuación de la reacción de formación del etano a partir de sus elementos. b.) Representa, en un diagrama de niveles de entalpía, la entalpía de formación del etano. a.) 2C + 3H 2 CH 3 CH 3 H= 226,9 kj/ b.) H CH 3 CH 3 H > (reacción endotérmica). 2C + 3H 2 Reacción

14 Página 15, ejercicio En algunos países, se utiliza el etanol como alternativa a la gasolina en los motores de los automóviles. Suponiendo que la gasolina es un octano puro: a) Escribe, las reacciones de combustión ajustadas, de ambas sustancias. b) Determina qué combustible tiene mayor poder calorífico (calor producido por cada kg quemado). Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12 y O =16. Etanol (l) Octano (l) Dióxido de carbono (g) Agua (l) H f (Kj 1 ) M r (etanol) = 46,1 ; M r (octano) = 114,2 a) Las ecuaciones de las reacciones de combustión son: Etanol: Gasolina (octano): CH 3 CH 2 OH(l) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O(l) C 8 H 18 (l) O 2 (g) 8CO 2 (g) + 9H 2 O(l) b) Qué combustible tiene mayor poder calorífico? - Para hallar el poder calorífico de cada uno, para después compararlos, utilizamos la siguiente fórmula: Poder calorífico = H c Mm Poder calorífico del etanol: - Para hallar el poder calorífico necesito la H c del etanol: H C = H fp H fr H c(ch 3 CH 2 OH(l )) = (2 H f (CO2 (g)) + 3 H f ( H 2 O(l )) = (3. 286) + (2. 394) = 1368Kj 1 - M r (etanol) = 46,1 ) ( H f (CH 3 CH 2 OH(l ))) = Poder calorífico = H c Mm = ( 1368) = 29,7Kjg 1 29,7.1 3 KjKg 1 46,1

15 Poder calorífico de la gasolina (octano): - Para hallar el poder calorífico necesito la H c de la gasolina (octano): H C = H fp H c(c8 H 18 (l )) H fr = (8 H f (CO2 (g)) + 9 H f ( H 2 O(l )) = (8. 394) + (9. 286) + 28 = 5518Kj 1 - M r de la gasolina (octano) = 114,2 ) ( H f (C8 H 18 (l ))) = Poder calorífico = H c Mm = ( 5518) = 48,3Kjg 1 48,3.1 3 KjKg 1 114,2 SOLUCIÓN: - Poder calorífico del etanol: 29, Kj/Kg - Poder calorífico de la gasolina (octano): 48, Kj/Kg El poder calorífico de la gasolina (octano) es mayor que el del etanol.

16 Elena Domínguez Guerra n8 2BACH A Página 153 ejercicio n3. El etanol (CH 3 CH 2 OH (l)) no se puede preparar directamente a partir de sus elementos; por tanto, su entalpía estándar de formación se ha de obtener indirectamente a través de las entalpías de combustión del etanol y de sus elementos constituyentes. Datos: Hᵒc (C (s)) = -393 KJ Hᵒc (H2 (g)) = -286 KJ Hᵒc (C2 H6 O (l)) = KJ a) Escribe la ecuación de la reacción de formación del etanol. 2C (s) + 3H 2 (g) O 2 (g) C 2 H 6 O (l) b) Dibuja el diagrama de niveles de entalpía que muestre cómo se puede obtener la entalpía de formación del etanol a partir de las entalpías de combustión. H C (s) + H 2 (g) + O 2 (g) -276 kj/ kj/ Hᵒf (C2 H6 O) C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) Hᵒc (C) Hᵒc (H2) Hᵒc (C2 H6 O) kj/ 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) c) Calcula la entalpía estándar de formación del etanol. C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) Hᵒc (C2 H6 O) = KJ C (s) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) Hᵒc (C) = -393 KJ H 2 (g) + 1 O 2 (g) H 2 O (l) Hᵒc (H2) = -286 KJ 2 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) C 2 H 6 O (l) + 3 O 2 (g) Hᵒc (C2 H6 O) = 1368 KJ 2C (s) + 2O 2 (g) 2 CO 2 (g) Hᵒc (C) = 2 (-393)= -786 KJ 3H 2 (g) + 3 O 2 (g) 3H 2 O (l) Hᵒc (H2) = 3 (-286) = -858 KJ 2 2C (s) + 3H 2 (g) + 1 O 2 (g) C 2 H 6 O (l) Hᵒf (C2 H6 O) = -276 KJ 2

17 Pág Para calcular la entalpía del enlace P-H en el PH 3 (g) hay que conocer la entalpía de atomización del PH 3 (g). Datos: H o fp(g) = 314,5 KJ/, H o fh(g) = 217,9 KJ/, H o f PH3(g) = - 9,2 KJ/. a) Escribe la ecuación de la reacción de atomización del PH 3 (g). PH 3 (g) P (g) + 3H (g) b) Dibuja el diagrama de niveles de entalpía que permita calcular la entalpía de atomización del PH 3 (g) a partir de ese diagrama. 968,2 P (g) + 3H (g) P(s)+ H 2 977,4 kj/ -9,2 PH 3 (g) c) Calcula la entalpía de atomización del PH 3 (g) a partir de las H o f de cada sustancia. H o R = H o fp H o fr H o R = (314, ,9) ( 9,2) = 977,4 KJ/ d) Calcula la entalpía estándar de disociación del enlace P-H. H o P-H? H o R = H o e.rotos H o e.formados 977,4 = 3 H o P-H H o P-H = 325,8 KJ/

18 43. Calcula la energía libre de Gibbs estándar de la reacción: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2NH 3 (g) Teniendo en cuenta que ΔH o m=-92, kj -1 y ΔS o m = -198,7 J -1 K -1 a 25 o C. Predice si la reacción será espontánea a 25 o C en condiciones estándar. Una introducción al ejercicio hubiera venido bien. El cambio de unidades, etc ΔG= ΔH TΔS ΔG = 92 ( ) = kj -1

19 Página 155 número 4 y 5 4) Indica la relación entre la variación de entalpía, ΔH, y la variación de la energía interna, ΔU, de la reacción: a) ΔH= ΔU + RT b) Son iguales c) ΔH= ΔU-2RT d) ΔH= ΔU+2RT N 2 (g) + 3H 2 (g) > 2NH 3 (g) ΔH = ΔU + ΔnRT Δn= -2 c) ΔH = ΔU -2RT Ya que la variación de los es es -2 5) Cuál de las siguientes reacciones no es una reacción de formación? a) 2C (grafito) + 3H 2 (g) > C 2 H 6 (g) b) 2C (grafito) + H 2 (g) > C 2 H 2 (g) c) C 2 H 2 (g) + H 2 (g) > C 2 H 4 (g) d) 2C (g) + 2H 2 (g) > C 2 H 4 (g) c) C 2 H 2 (g) + H 2 (g) > C 2 H 4 (G) Ya que las reacciones de formación presentan los elementos primarios en los reactivos a partir de los cuáles se forma el compuesto o producto final.

20 Página 155, ejercicio número 17 Cuáles de las siguientes reacciones serán espontáneas en condiciones estándar a 298 K? I. Mg (g) + O 2 (g) 2 MgO(s) II. 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) III. NaClO 3 (s) 2 NaCl (s) + 3 O 2 (g) IV. F e 2 O 3 (s) + 3 C (grafito) 4 Fe (s) + 3 CO 2 Solución: a) I y III b) I y IV c) II y III d) III y IV Resolución del ejercicio: *Serán espontáneas aquellas en las que el resultado sea negativo. Se calcula mediante la ecuación de energía libre de Gibbs: G = H - T S I. Mg (g) + O 2 (g) 2 MgO(s) ( H = 123,4 kj/ S = 216,4 J/K 21 6,4 1-3 kj/k) G = H - T S G= ( 123,4) (298 ( 216,4 1-3 )) G = 1138,9 kj/ La reacción es espontánea II. 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) ( H = 92,2 kj/ S = 198,7 J/K 198,7 1-3 kj/k) G = H - T S G = (92,2) ( ,7 1-3 ) G = 32,9 kj/ La reacción NO es espontánea

21 III. NaClO 3 (s) 2 NaCl (s) + 3 O 2 (g) ( H = 9,8 kj/ S = 512,9 J/K 512,9 1-3 kj/k) G = H - T S G= ( 9,8) ( ,9 1-3 ) G = 24,6 kj/ La reacción es espontánea IV. F e 2 O 3 (s) + 3 C (grafito) 4 Fe (s) + 3 CO 2 ( H = 467,9 kj/ S = 56,3 J/K 56,3 1-3 kj/k) G = H - T S G= (467,9) (298 56,3 1-3 ) G = 33, 9 kj/ La reacción NO es espontánea La solución correcta es la: a) I y III

22 Página 154; 44 ) Calcula la energía libre de Gibbs estándar de las siguientes reacciones a 25 C a partir de las energías libres estándar de formación y, predice si serán o no espontáneas: a) C(s) + O₂ CO₂ b) N₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g) c) 2SO₂(g) + O₂(g) 2SO₃(g) d) 6CO₂(g) + 6H₂O (l) C₆H₁₂O₆ (s) + 6 O₂ (g) Datos: G [CO₂ (g)]= KJ/ G [NH₃ (g)]= 16 7 KJ/ G [SO₃ (g)] = 37,4 KJ/ G [CO₂ (g)] = 3,4 KJ/ G [H₂o (l)] = 237,2 KJ/ G [C₆H₁₂O₆ (g)] = 91 KJ/ a) C(s) + O₂ CO₂ G = G p G r G = ( G CO₂ ) - ( G c + G O₂ ) G = KJ/ b) N₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g) G = ( 2 G NH₃ ) ( G N₂ + G H₂ ) G = ( ) = 33 4 KJ/ c) 2SO₂(g) + O₂(g) 2SO₃(g) = ( 37,4 2) ( 3,4 2) = 74,8 6,8 = 14 KJ/ G = 14 KJ/ d) 6CO₂(g) + 6H₂(l) C₆ H₁₂ O₆ (s) + 6O₂(g) G = G p G r = = [(6 394,4) + (6 237,2)] ( 91) = = 2789 G =2789 KJ/

23 Pág. 155(ejercicio 16) En cuál de las siguientes reacciones se cumple siempre G > ( no espontanea ), independientemente de la temperatura? a) 2 NH 3 (g) N 2 (g)+ 3H 2 (g) H = 92,2 KJ/ El número de es gaseosos de los productos es mayor que el de los reactivos, por tanto la entropía aumenta ( S o >). Si la entalpia es positiva y la entropía aumenta, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura b) N 2 (g) + 2O 2 (g) 2NO 2 (g) H =67,6 KJ/ El número de es gaseosos de los productos es menor que el de los reactivos, por tanto la entropía bajara ( S o <). Si la entalpia es positiva y la entropía baja, G > y siempre será no espontánea. c) 2Na(s) +Cl 2 (g) 2NaCl(s) H =-822, KJ/ Los reactivos son gaseosos (y tienen mayor número de es) y el producto solido, por tanto la entropía desciende ( S o <), si la entalpia es negativa y la entropía desciende, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura d) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) H =-571,6 KJ/ Los reactivos son gaseosos y el producto es líquido (y tiene menor número de es), por tanto la entropía desciende ( S o <), si la entalpia es negativa y la entropía desciende, la espontaneidad o no dependerá de la temperatura Solución: apartado b