relación de equilibrio químico y de termodinámica

RELACIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO Y DE TERMODINÁMICA
1. En el equilibrio: C(s) + 2H2 (g) ) ƒ CH4 (g) Hº = - 75 kJ . Prediga, razonadamente, cómo se
modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios: a) Una disminución de la temperatura.
b) La adición de C(s). c) Una disminución de la presión de H2 , manteniendo la temperatura constante.
Sol:
El Principio de Le Châtelier, establece que “si un sistema en equilibrio es perturbado mediante una acción
exterior, este sistema evoluciona para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de
equilibrio”. Basándonos en él:
a) La disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica, luego, el equilibrio se desplaza hacia
la derecha. b) La adición de C(s) no tiene efecto sobre el equilibrio, ya que la concentración de los sólidos
permanece constante. c) Si disminuye la presión, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda porque el
número de moles gaseosos es mayor.
2. Dada la reacción: 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) ƒ 2N2 (g) + 6H2O(l) H = - 80'4 kJ . Razone:
a) Cómo tendría que modificarse la temperatura para aumentar la proporción de nitrógeno molecular en la
mezcla. b) Cómo influiría en el equilibrio la inyección de oxígeno molecular en el reactor en el que se
encuentra la mezcla. c) Cómo tendría que modificarse la presión para aumentar la cantidad de NH3en la
mezcla.
Sol:
El Principio de Le Chatelier dice que si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores
externos (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el
sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. Atendiendo a él, se pueden razonar las tres cuestiones
anteriores:
a) Una disminución de la temperatura favorece el sentido exotérmico de la reacción, ya que el sistema
tenderá a generar calor para contrarrestar la bajada de temperatura. Por lo tanto, si disminuye la
temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha y aumenta la proporción de nitrógeno.
b) Si añadimos oxígeno estamos aumentando la presión con lo cual el volumen debe disminuir y el
equilibrio se desplaza hacia la derecha donde el número de moles gaseosos es menor. c) Si queremos
aumentar la cantidad de amoniaco, la presión debe de disminuir para que aumente el volumen, y asi el
equilibrio se desplazaría hacia la izquierda porque el número de moles gaseoso es mayor.
3. En una cámara de vacío y a 448ºC se hacen reaccionar 0,5 mol de 2 I2 (g) y 0,5 mol de H2 (g) . Si la
capacidad de la cámara es de 10 litros y el valor de Kc a dicha temperatura es de 50, determine para la
reacción: H2 (g) + I2 (g) ƒ 2HI(g)
a) El valor de K p . b) Presión total y presiones parciales de cada gas en el interior de la cámara, una vez
alcanzado el equilibrio.
Dato: R = 0'082 atm L / mol K
Sol: a) 50; b) 5,91 atm, 0, 65 atm y 4,61 atm
4. a) La entalpía de formación del NH3 (g) a 298 K es Hfº = - 46'11 kJ / mol . Escriba la ecuación química
a la que se refiere este valor. b) ¿Cuál es la variación de energía interna (U ) de un sistema si absorbe un
calor de 67 J y realiza un trabajo de 67 J? Razone la respuesta. c) ¿Puede una reacción exotérmica no ser
espontánea? Razone la respuesta.
Sol: b) U = 0; c) Una reacción química es espontánea cuando G 0 y una reacción química exotérmica
puede no ser espontánea si S  0 y la temperatura es alta, ya que G =  H - T S sería mayor que 0.
5. Tanto el etanol ( C2H5 OH ) como la gasolina (supuestamente octano puro) se usan como combustibles
para automóviles.
a) Escriba las reacciones de combustión de ambos compuestos y calcule las entalpías de combustión
estándar del etanol y de la gasolina.
b) ¿Qué volumen de etanol es necesario para producir la misma energía que 1 L de octano?
Datos: Densidades (g/mL) etanol = 0,7894; octano = 0,7025.
Hfº (kJ / mol) :etanol = - 277'0; octano = - 249'9 ; CO2 = - 393'5 2 ; H2O = - 285'8 2 .
Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.
Sol: a) – 1367,4 kJ / mol y – 5470,3 kJ / mol ; b) 1436,53 ml = 1,44 l
6. Cuando se quema 1 g de gas propano en presencia de un exceso de oxígeno en un calorímetro
manteniendo constante el volumen a 25°C, se desprenden 52,50 kJ de calor y se produce gas CO2 y agua
en estado líquido. Calcule:
a) El calor de la reacción a volumen constante.
b) El calor de la reacción a presión constante.
Datos: R = 8'31 J / K mol . Masas atómicas: C = 12; H = 1.
Sol: a) Qv = U = - 2310 kJ ; b) Qp = H = U + n R T = - 2.310 -3 · 8'31·10-3 · 298 = - 2.317.42 kJ
7. Para la reacción siguiente: 2 C2H6 (g) + 7O2 (g)  4CO2 (g) + 6H2O(g) H 0
Razone: a) Si a una misma temperatura, el calor desprendido a volumen constante es mayor, menor o
igual que el desprendido si la reacción tuviera lugar a presión constante. b) Si la entropía en la reacción
anterior aumenta o disminuye. c) Si la reacción será espontánea a cualquier temperatura.
Sol: a) Como Qp = Qv +n R T e n = 0 porque no hay variación en el número de moles gaseosos entre
productos y reactivos. En nuestro caso el número de moles aumenta, luego, el calor a volumen constante
es menor que el calor a presión constante. b) Aumenta, ya que el número de moles gaseosos en los
productos es mayor que en los reactivos, por lo que aumenta el desorden.
c) Verdadero. Una reacción química es espontánea siempre que G 0 . En nuestro caso H  0 e
S0, por lo tanto: G =  H - T · S  0 a cualquier temperatura.
8. En una reacción endotérmica: a) Dibuja el diagrama entálpico de la reacción. b) ¿Cuál es mayor, la
energía de activación directa o la inversa? c) ¿Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un
catalizador?
9. La reacción de hidrogenación del buta-1,3-dieno para dar butano es:
C4 H6 (g) + 2H2 (g)  C4 H10 (g)
Calcule la entalpía de la reacción a 25ºC y en condiciones estándar:
a) A partir de la entalpía de formación del agua y de las entalpías de combustión del buta-1,3- dieno y del
butano.
b) A partir de las entalpías de enlace.
Datos: HCº [ C4 H6 (g)] = - 2540'2 kJ / mol; HCº[C4H10 (g)] = - 2877'6 kJ / mol;Hfº [H2O(l)] = - 285'6 kJ / mol
Entalpías de enlace en kJ/mol:
(C-C) = 348'2 ; (C=C) = 612'9; (C-H) = 415'3; (H-H) = 436'4
Sol: - 233,8 kJ/mol y – 259 kJ/mol
10. Para la reacción: CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O(l)
a) Calcule la variación de entalpía y de la entropía de la reacción en condiciones estándar a 25 ºC.
b) Indique razonadamente si el proceso es espontáneo a 100 ºC.
Datos: Hfº [CH4(g)] = - 74,8 kJ /mol; Hfº [ CO2(g) ] = - 393,5 kJ /mol; Hfº [ H2O(l)] = -285,5 kJ /mol
Sº [CH4(g)] = 186,3 J / k · mol; Sº [ O2(g) ] = 205,1 J / k · mol; Sº [ CO2(g) ] = 213,7 J / k · mol;
Sº [ H2O(l)] = 69,9 J / k · mol
Sol: a) - 889 kJ y – 0,243 kJ / k ; b) – 799,06 kJ / mol