Práctico Termodinámica File

Curso: Química I
PRÁCTICO DE TEMA 13
TERMODINÁMICA
Entropía y 2ª ley termodinámica
1- ¿Cómo cambia la entropía del sistema al ocurrir lo siguiente?
a- Un sólido se funde
b- Un líquido se vaporiza
c- un sólido se disuelve en agua
d- un gas se licua
2- El punto de ebullición normal del metanol (CH3OH) es de 64.7°C, y su entalpía molar
de vaporización es ΔHvap= 71.8 kJ/mol.
a- Cuando el CH3OH(l) hierve en su punto de ebullición normal, ¿aumenta o disminuye su
entropía?
b- Calcule el valor de ΔS cuando se vaporiza 1.00 mol de CH3OH(l) a 64.7°C.
3- El elemento cesio (Cs) se congela a 28.4°C, y su entalpía molar de fusión es
ΔHfus=2.09 kJ/mol.
a- Cuando el cesio fundido se solidifica a Cs(s) en su punto de fusión normal, ¿es positivo
o negativo el ΔS?
b- Calcule el valor de ΔS cuando 15.0 g de Cs(l) se solidifican a 28.4°C.
4- a- Exprese en palabras la segunda ley de la termodinámica.
b- Si la entropía del sistema aumenta durante un proceso reversible, ¿qué se puede
afirmar acerca del cambio de entropía del entorno?
c- En cierto proceso espontáneo el sistema sufre un cambio de entropía: ΔS = 42 J/K.
¿Qué se concluye acerca del ΔS del entorno?
5- De cada una de las parejas siguientes, elija la sustancia con más entropía por mol a
una temperatura dada y explique su elección:
a- Ar(l) o Ar(g)
b- He(g) a 3 atm o He(g) a 1.5 atm
c- 1 mol de Ne(g) en 15.0 L o 1 mol de Ne(g) en 1.50 L
d- CO2(g) o CO2(s)
6-Prediga el signo del cambio de entropía del sistema en las reacciones siguientes:
a- CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(l)
b- Ba(OH)2(s) → BaO(s) + H2O(g)
c- 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
d- FeCl2(s) + H2(g) → Fe(s) + 2HCl(g)
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7- Calcule los valores de ΔS° de las reacciones siguientes a partir de valores tabulados
de S°. Explique en cada caso el signo de ΔS°.
Datos en J/mol.K: S°(C2H4(g))=219.4; S°(C2H6(g))=229.5; S°(H2(g))=130.58;
S°(N2O4(g))=304.3; S°(NO2(g))=240.45; S°(CH3OH(g))=237.6; S°(O2(g))=205.0;
S°(H2O(g))= 188.83; S°(CO2(g))=213.6
a) C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g)
b) N2O4(g) → 2NO2(g)
c) 2CH3OH(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g)
Energía libre de Gibbs
8- a- Con respecto a un proceso que se lleva a cabo a temperatura constante, exprese
el cambio de energía libre de Gibbs en términos de los cambios de entalpía y entropía
del sistema.
b- En cierto proceso que se lleva a cabo a T y P constantes, el valor de ΔG es positivo.
¿Qué se concluye?
c- ¿Cuál es la relación entre el ΔG de un proceso y la velocidad a la que se lleva a cabo?
9- En cierta reacción química, ΔH° =-35.4 kJ y ΔS°=-85.5 J/K.
a- ¿Es exotérmica o endotérmica la reacción?
b- ¿Provoca la reacción un aumento o una disminución del desorden del sistema?
c- Calcule la ΔG° de la reacción a 298 K.
d- ¿Es espontánea la reacción a 298 K?
10- Indique en qué intervalo de temperatura las siguientes reacciones son espontáneas o
no:
a) N2(g) + 3F2(g) →2NF3(g) ΔH° = -249 kJ; ΔS° = -278 J/K
b) N2(g) + 3Cl2(g) → 2NCl3(g) ΔH° = 460 kJ; ΔS° = -275 J/K
c) N2F4(g) → 2NF2(g) ΔH° = 85 kJ; ΔS° = 198 J/K
11- Cierta reacción es espontánea a 450 K. El cambio de entalpía de la reacción es
+34.5 kJ. ¿Qué se concluye acerca del signo y la magnitud del ΔS de la reacción?
12- En una reacción en particular, ΔH=- 32 kJ y ΔS=-98 J/K. Suponga que ΔH y ΔS no
varían con la temperatura.
a- ¿A qué temperatura tendrá la reacción un ΔG= 0?
b- Si se aumenta T con respecto al apartado (a), ¿será espontánea o no espontánea la
reacción?
Energía Libre y equilibrio
13- Explique cualitativamente cómo cambia el ΔG y la espontaneidad de las reacciones
siguientes conforme aumenta la presión parcial de O2
a- 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)
b- 2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)
c- 2KClO3(s) → 2KCl (s) + 3O2(g)
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14- Considere la reacción 2NO2(g) → N2O4(g).
a- Calcule ΔG° a 298 K con los siguientes datos: ΔGf°(N2O4(g))=98.28 KJ/mol;
ΔGf°(NO2(g))=51.84 KJ/mol
b- Calcule ΔG a 298 K si las presiones parciales de NO 2 y N2O4 son de 0.40 atm y
1.60 atm, respectivamente.
Termodinámica
15- Calcule la Keq de las reacciones siguientes a 298 K con base a los siguientes datos
en KJ/mol: ΔGf°(H2(g))=0; ΔGf °(I2(g))=19.37; ΔGf°(HI(g))=1.30; ΔGf°(C2H5OH(g))=-168.5;
ΔGf°(C2H4(g))=68.11; ΔGf°(H2O(g))=-228.57; ΔGf°(C2H2(g))=209.2; ΔGf°(C6H6(g))=129.7
a- H2(g) + I2(g) → 2HI(g)
b- C2H5OH(g) → C2H4(g) + H2O(g)
c- 3C2H2(g) → C6H6(g)
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