1. Durante la reacción
siguiente llevada a presión constante: P4(s) + 6 Cl2(g) à 4PCl3 (l), el
calor puesto en juego es - 1279 KJ/mol.
a. Dibuja el diagrama
entálpico e indica si se trata de una reacción endotérmica o exotérmica. [1
punto]
b. ¿Qué cantidad de calor de
reacción tendría lugar si en la reacción participaran 22 g de P4?
c. Si el proceso tuvo lugar a
temperatura constante, ¿cuál es el trabajo del sistema? [1 punto]
Pero claro, la cantidad
anterior de clor es la que entra en juego si entra en juego 1 mol de fósforo.
Calculemos para 22 gramos el número moles de fósforo:
n=m/M=22g/(4·31g/mol)=0´177
moles
Q=n·∆H=0’177 moles·(-1279KJ/mol)=-226’9 KJ
(c ) Para
calcular el trabajo realizado por el sistema, tengamos en cuenta que al
mantenerse la temperatura constante podemos asumir que la energía interna no
cambia, entonces aplicando el primer principio de la termodinámica:
2. ¿Calcula la variación de energía
interna y el calor de reacción cuando sea menester en las siguientes
situaciones: [2 puntos todo bien; 1 un fallo, 0 otros casos].
a. Proceso isotérmico en el que sólo
intervienen gases, el sistema hace un trabajo de 100 J.
b. Proceso adiabático, el sistema hace
un trabajo de 200 J.
c. No hay cambios de volumen apreciable
en el sistema, se produce una absorción de calor de 200 J.
d. El sistema realiza un trabajo de 100
J y absorbe calor por 300 J.
Aplicamos
reiteradamente el primer principio de la termodinámica una otra vez a cada caso.
(a) Al ser un proceso isotérmico, ∆U=0, entonces ∆U=Q+W=0, despejamos Q=-W=-100J
(b) Al ser un proceso adiabático, Q=0J,
aplicamos el primer principio: ∆U=Q+W=0+W=-200J. El trabajo es
negativo porque es el sistema el que hace el trabajo según el enunciado.
(c) Si no hay cambios de volumen podemos asumir
que el trabajo es cero. Por tanto ∆U=Q+W=Q+0=+200J
(d) Aplicamos directamente el primer
principio: ∆U=Q+W=300J-100J=+200
3.
Predecir la espontaneidad de la
siguiente reacción a 87ºC . Busca matemáticamente si siempre es o no
espontánea, y en caso de que no sea siempre, indica a partir de que temperatura
cambia la situación y cómo. [0’5 cálculo adecuado; 0’5 con el anterior
justifica predicción; 1 punto segunda cuestión]
Ag2O
(s) à 2Ag(s)
+ 1/2 O2 (g)
∆Hf0
= -31’1 kJ/mol
Sº = 121’3 J/molK 42’55
J/molK 205’14 J/molK
Para predecir la espontaneidad debemos calcular la energía libre de
Gibbs, y para ello primero debemos calcular la variación de entalpía del
proceso y la variación de entropía. Para ello conocemos las cantidades
correspondientes a cada sustancia. Subrayemos que la entalpía de formación de
las sustancias elementales es cero, y por ello no figuran en la tabla.
∆HR=0-(∆H0f)Ag2O = + 31’1 KJ/mol
∆SR=(2SAg+ ½ So2)-(SAg2O)=(2·42’55J/molK+1/2·205’14
J/molK)-121’3 J/molK=66’4J/molK
∆GR=∆HR-T∆SR=(+31’1KJ/mol)-360(0’0664KJ/molK)=+8.06
/mol
Al ser una cantidad positiva es una reacción no espontánea.
Podemos deducir fácilmente que la situación anterior no se producirá en
todas las circunstancias, analizamos el signo de ∆G.
∆GR=∆HR-T∆SR
+
- (+)
Por tanto estamos sumando un número positivo con un número negativo, que
al estar influenciado por la temperatura puede ser en valor absoluto mayor o
menor que el positivo. A altas temperaturas, será el número negativo el que
predomine, y el que defina el signo de ∆G. Calculemos a partir de
qué temperatura ocurre eso, para ello ∆GR=∆HR-T∆SR=0, despejamos la temperatura:
T=∆HR /∆SR=31’1KJ/mol/0’0664KJ/molK=468 K
Por encima de esos 468 K, conocida como temperatura de equilibrio, el
término entrópico predomina y ∆G<0, por debajo de esa temperatura
la reacción no es espontánea al ser ∆G>0
4. Calcula la entalpia estándar de la
reacción de formación del disulfuro de carbono, CS2 (l), a partir de sus
elementos, C (s), y azufre, S (s), a partir de estos datos:[ 1 punto aplica
correctamente; 1 solución correcta]
C (s) + O2
(g) → CO2 (g) ΔH0= - 393,5 kJ
S (s) + O2
(g) → SO2 (g) ΔH0 = -296,1 kJ
CS2 (l) + 3
O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔH0 = - 1072 kJ
0,5 unidades en todo el examen + 0,5 plantea ecuaciones y
despeja antes de sustituir los datos numéricos.
La reacción de formación pedida
es la siguiente: C(s) + 2S(s) à
CS2(l), y la tengo que reconstruir con las tres ecuaciones que
dispongo. Primero busco el carbono que está en la (1), como sólo hay un carbono
no hay que multiplicar por ningún factor. Hago lo mismo con el azufre, lo
encuentro en la ecuación (2), pero en esta ocasión sólo hay una molécula de
azufre, S(s), por lo que habrá que multiplicar por dos la ecuación (2). Para el
CS2 lo encuentro en la ecuación (3), pero en reactivos por lo que
tengo que darla la vuelta, lo que se traduce en hacer una resta:
(1)+2·(2)-(3) = C (s) + O2 (g)+ 2 S (s) + 2O2 (g) + CO2
(g) + 2 SO2 (g) à CO2(g) + 2SO2(g) +CS2(l)
+ 3O 2(g)
Eliminamos los términos comunes en ambos lados de la reacción
C (s) + O2 (g)+ 2 S (s) + 2O2
(g) + CO2 (g) + 2 SO2 (g) à CO2(g) + 2SO2(g) +CS2(l)
+ 3O 2(g)
Y obtenemos la ecuación deseada. Por tanto la misma relación
existirá entre las variaciones de entalpía
∆Hr=∆H1 + 2·∆H2-∆H3 =(-393’5-2·296’1-(1072))KJ/mol=+ 86’3 KJ/mol
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