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TERMOQUÍMICA. Unidad 1. Contenidos (1). 1.- Sistemas, estados y funciones de estado. 2.- Primer principio de la Termodinámica. 3.- Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante. 3.1. Relación entre ambas. 4.- Entalpía estándar de reacción.

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Termoqu mica

TERMOQUÍMICA

Unidad 1


Contenidos 1
Contenidos (1)

1.-Sistemas, estados y funciones de estado.

2.-Primer principio de la Termodinámica.

3.-Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante.

3.1.Relación entre ambas.

4.-Entalpía estándar de reacción.

4.1.Ecuaciones termoquímicas.

5.-Entalpía estándar de formación.

6.-Cálculo de las entalpías de reacción.

7.-Ley de Hess.


Contenidos 2
Contenidos (2)

8.-Energía o entalpía de enlace de enlace .

8.1. Cálculo de la energía de reacción a partir de entalpías de enlace aplicando la ley de Hess.

8.-Espontaneidad de las reacciones químicas.

9.-Entropía.

9.1. Segundo principio de la Termodinámica.

9.2. Tercer principio de la Termodinámica.

10.- Energía libre de Gibbs.

11.-Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura


Sistemas
Sistemas

  • Parte pequeña del universo que se aísla para someter a estudio.

  • El resto se denomina ENTORNO.

  • Pueden ser:

    • Abiertos (intercambia materia y energía).

    • Cerrados (no intercambia materia y sí energía).

    • Aislados (no intercambia ni materia ni energía).

  • En reacciones químicas...SISTEMAS = Sustancias químicas


Definici n de termoqu mica
Definición de Termoquímica.

  • Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.

  • Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas.

  • Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.


Variables de estado
Variables de estado

  • Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) .

  • Ejemplos:

    • Presión.

    • Temperatura.

    • Volumen.

    • Concentración.


Funciones de estado
Funciones de estado

  • Tienen un valor único para cada estado del sistema.

  • Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.

  • SÍ son: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.

  • NO son: calor, trabajo


Primer principio de la termodin mica

CALOR

Q > 0

CALOR

Q < 0

SISTEMA

TRABAJO

W < 0

TRABAJO

W > 0

Primer principio de la Termodinámica

  • ENERGÍA INTERNA (U)

    • Es la energía total del sistema, suma de energías cinéticas de vibración, etc, de todas las moléculas.

    • Es imposible medir.

    • Su variación sí se mide.

  • U = Q + W

    • Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.

  • U es función de estado.


Calor a volumen constante q v
Calor a volumen constante (Qv)

  • Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen.

  • Si V = constante, es decir, V = 0

  • W = 0 

    Qv = U


Calor a presi n constante q p
Calor a presión constante (Qp)

  • La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica.

  • Si p = cte W = – p xV

  • U = Qp – pxV

  • U2– U1= Qp – px (V2– V1)

  • Se define entalpía H como:

  • Qp + U1 + p x V1 = U2 + p x V2

  • H1 H2(entalpía)

H = U + p x V


Calor a presi n constante q p1

Reac. endotérmica

Entalpia (H)

Productos

H > 0

Reactivos

Reac. exotérmica

Reactivos

H < 0

Entalpia (H)

Productos

Calor a presión constante (Qp)

  • H1= U1 + p x V1; H2= U2 + p x V2

  • Qp + H 1 = H 2

  • Qp = H2 – H1 = H

  • H es una función de estado.


Relaci n q v con q p gases
Relación Qv con Qp (gases).

H = U + p xV

  • Aplicando la ecuación de los gases: p x V = n xRx T

  • y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: p xV = n xRx T

    H = U + nx R xT


Relaci n q v con q p s lidos y l quidos
Relación Qv con Qp(sólidos y líquidos)

  • En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y ...

    Qv  Qp

  • es decir:

    U  H


Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades. (Recuerda que la presión atmosférica es equivalente a la presión hidrostática de una columna de 76 cm de mercurio de d = 13546 kg x m3).

p =dx g xh

1 atm = 13546 kgx m3 x 9,8 mx s2 x 0,76 m

1 atm = 100900 kgx m1 x s2


Ejemplo:Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.

C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O (l)H = –2219,8 kJ

nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3 n = – 3

Despejando en U = H – nx R xT =

– 2219 kJ + 3 molx 8,3 Jx mol1x K1x 298 K = –2212 kJ

U =– 2212 kJ


Entalp a est ndar de la reacci n
Entalpía estándar de la reacción

  • Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M).

  • Se expresa como H0y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción.

  • Así, H0 de la reacción “2 H2 + O2  2 H2O” es el doble del de “H2 + ½ O2  H2O”.

    H0= H0productos– H0reactivos


Ecuaciones termoqu micas
Ecuaciones termoquímicas

  • Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H0).

  • Ejemplos:CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJH2(g) + ½ O2(g)  H2O(g); H0 = –241,4 kJ


Ecuaciones termoqu micas1
Ecuaciones termoquímicas

  • ¡CUIDADO!:H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2:

  • 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ; H0 = 2 x (–241,4 kJ)

  • Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones:

  • H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ; H0= –241’4 kJ


Entalp a est ndar de formaci n calor de formaci n
Entalpía estándar de formación (calor de formación).

  • Es el incremento entálpico (H) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar).

  • Se expresa como Hf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre H0 y el número de moles formados de producto.

  • Por tanto, se mide en kJ/mol.

  • Ejemplos:C(s) + O2(g)  CO2(g) Hf0 = – 393’13 kJ/molH2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hf0 = – 285’8 kJ/mol


Ley de hess
Ley de Hess

MUY IMPORTANTE

  • H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas.

  • Recuerda que H es función de estado.

  • Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular H de la reacción global combinando los H de cada una de las reacciones.


Ejemplo: Dadas las reaccionesH2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241’8 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H20 = – 285’8 kJcalcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

La reacción de vaporización es...

 H2O(l)  H2O(g) H03 = ?

 puede expresarse como  – , luego

H03= H01– H02 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ

  • H0vaporización = 44 kJ /mol


Esquema de la ley de hess
Esquema de la ley de Hess

H2(g) + ½ O2(g)

H

H10 = – 241’8 kJ

H20 = – 285’8 kJ

H2O(g)

H30 = 44 kJ

H2O(l)


Ejemplo:Calcula la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida, N2H4, a partir de las siguientes reacciones: 2 NH3(g) + 3 N2O (g) 4 N2(g) + 3 H2O (l);   N2O (g) + 3 H2(g) N2H4(l) + H2O (l)H2(g) + ½ O2(g) H2O (l);   2 NH3(g) + ½ O2(g) N2H4(l) + H2O (l); H0 (kJ) ;  = –1010;  = –317; = –285;  = –143

  • Reacción de formación: N2(g) + 2 H2(g) N2H4(l)

  • –1/4: N2(g) + 3/4 H2O (l)1/2 NH3(g) + 3/4 N2O (g)

  • Como el H2(g) aparece en las ecuaciones  y , y la N2H4(l) aparece en las ecuaciones  y , es posible que se utilicen diferentes proporciones de una u otra, por lo que procederemos a eliminar las sustancias que no aparecen en la ecuación final: H2O (l), NH3(g) y N2O (g).

  • Como el H2O (l) aparece en las ecuaciones , y , la dejaremos para el final.


9/4 H2(g)

1/4 H2(g)

  • Para eliminar 1/2 mol de NH3(g) sumaremos 1/4:

  • – 1/4 + 1/4: N2(g) + 3/4 H2O(l) + 1/2 NH3(g) + 1/8 O2(g)1/2 NH3(g) + 3/4 N2O(g) + 1/4 N2H4(l) + 1/4 H2O(l)

  • Para eliminar los 3/4 moles de N2O(g) sumaremos 3/4  :

  • – 1/4 + 1/4 + 3/4 :N2(g) + 3/4 H2O(l) + 1/8 O2(g) + 3/4 N2O(g) + 9/4 H2(g)3/4 N2O(g) + 1/4 N2H4(l) + 1/4 H2O(l) + 3/4 N2H4(l) + 3/4 H2O(l)

  • Basta ya restar 1/4 para eliminar el 1/8 O2(g) y el 1/4 H2O(l) restante, además de ajustar el 1/4 H2(g).

  • – 1/4  + 1/4  + 3/4  – 1/4 :N2(g) + 1/8 O2(g) + + 1/4 H2O (l)N2H4(l)+ 1/4 H2O(l) + + 1/8 O2(g)

  • Que es la reacción buscada: N2(g) + 2 H2(g) N2H4(l)

  • H0=– 1/4 H10 + 1/4 H40+ 3/4 H20– 1/4H30 = – 1/4 (–1010 kJ) + 1/4 (–143 kJ) + 3/4 (–317 kJ) – 1/4 (285 kJ) = 50,25 kJ

  • H0f = 50,25 kJ/mol

2 H2(g)


Ejercicio B:Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124,7, –285,8 y –393,5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.

  • Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:

  •  C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l)H0comb= ?

  • Puede obtenerse a partir de:

  • H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ; H10 = – 285,8 kJ C(s) + O2(g)  CO2(g) ; H20 = – 393,5 kJ 4 C(s) + 5 H2(g)  C4H10(g) ; H30 = – 124,7 kJ

  •  = 4 x + 5 x – 

  • 4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)

  • H40 = 4x (–393,5 kJ) + 5x (–285,8 kJ) –1 x (–124,7 kJ) = –2878,3 kJ 

H0comb(C4H10) = –2878,3 kJ/mol


Ejercicio C:Determinar Hf0del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H10 = – 285,8 kJC(s) + O2(g)  CO2(g) H20= – 393,13 kJ C2H4(g) + 3 O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l) H30 = – 1422 kJ

  • La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es:

  •  2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g)

  •  se puede expresar como 2 x + 2 x – 


Ejercicio C:Determinar Hf0del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas:

H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) ; H10 = – 285,8 kJC(s) + O2(g)  CO2(g) ; H20 = – 393,13 kJ C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l); H30 = – 1422 kJ

 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g)

2 x + 2 x – 

luego H40 = 2 x H20 + 2 x H10 – H30 == 2 x (–393,13 kJ) + 2 x (–285,8 kJ) – (–1422 kJ) = = 64,14 kJ

es decir, Hf0 (eteno) = 64,14 kJ/mol

Se trata, pues, de una reacción endotérmica.


Ejercicio D:Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH)son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermenta– ción de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la reacción?

  • Las reacciones de combustión son, respectivamente: C6H12O6 + 6 O2  6 CO2 +6 H2O ; H1 = – 2815 kJ C2H5OH + 3 O2 2 CO2 +3 H2O ; H2 = – 1372 kJ

  • La reacción de fermentación de la glucosa es:  C6H12O6 2 C2H5OH +2 CO2 H3 = ?

  •  puede expresarse como – 2 x, luegoH3 = H1– 2 xH2 = – 2815 kJ– 2 x (–1372 kJ) = –71 kJ

  • y la reacción es exotérmica.


C lculo de h 0 calor de reacci n
Cálculo de  H0 (calor de reacción)

MUY IMPORTANTE

  • Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :

    H0=  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos)

  • Recuerda que Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.


Ejemplo:Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124,7, –285,8 y –393,5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano.

  • La reacción de combustión del butano es:

  • C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l)H0comb= ?

  • H0 =  npHf0(product.) –  nrHf0(reactivos) = 4 mol(– 393,5 kJ/mol) + 5 mol(– 285,8 kJ/mol) –1 mol(– 124,7 kJ/mol) = – 2878,3 kJ

  • Luego la entalpía estándar de combustión será:

    H0combustión = – 2878,3 kJ/mol


Energ a de enlace
Energía de enlace.

  • “Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso”

  • En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía de disociación:

  • A—B(g) A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= Ee

  • Ejemplo: H2(g) 2 H(g)H = 436 kJ

  • Es positiva (es necesario aportar energía al sistema)

  • Es difícil de medir.

  • Se suele calcular aplicando la ley de Hess.


Ejemplo:Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente.

  • La reacción de disociación del HCl será:

  •  HCl(g) H(g) + Cl(g)H40= ?

  •  ½ H2(g) + ½ Cl2(g) HCl(g) H10 = –92,3 kJ

  •  H2(g) 2 H(g)H20 = 436,0 kJ

  •  Cl2(g) 2 Cl(g)H30 = 243,4 kJ

  •  = –  + ½  + ½ 

  • H40 = –(– 92,3 kJ ) + ½ (436,0 kJ) + ½ (243,4 kJ) =

    = 432,0 kJEe(HCl) = 432,0 kJ/mol


C lculo de h 0 a partir de las energ a de enlace disociaci n
Cálculo de H0 a partir de lasEnergía de enlace (disociación).

MUY IMPORTANTE

  • Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente fórmula:

    H0=  nix Ee(enl. rotos) – njx Ee(enl. formados)

  • en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo.


Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g) CH3–CH3(g)

En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.

H0=  nix Ee(enl. rotos) –  njx Ee(enl. formados) =

H0= 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)

H0= 1 mol x 611 kJ/mol + 1molx 436 kJ/mol – (1 molx 347 kJ/mol + 2 mol x 413 kJ/mol) = –126 kJ

H0hidrog(C2H4) = –126 kJ/mol

Ejemplo:Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436, calcular el valor de H0 de la reacción de hidrogenación del eteno.


C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

Enlaces rotos: 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O

Enlaces formados:

6 C=O y 8 O–H

H0 =  Ee(e. rotos) –  Ee(e. form.)

H0= 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]

H0= 8x413 kJ + 2x347 kJ +5x499 kJ – (6x745 kJ + 8x460 kJ) = –1657 kJ

H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol

Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla.


Entrop a s
Entropía (S)

  • Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse.

    S = Sfinal–Sinicial

  • Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias.

  • En una reacción química:

    S0 =  np x S0productos–  nrx S0reactivos

  • La entropía es una función de estado.


Ejemplo:Calcula S0para las siguientes reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g); b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g). Datos:S0 (J·mol–1x K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3

S0 =  npxS0productos–  nrxS0reactivos

a) S0 = 2 molx 210,7 J ·mol–1 ·K–1 – (191,5 JxK–1 + 205 JxK–1 ) =

b) S0 = 2 x 192,3 J x K–1 – (3 molx 130,6 J xmol–1 xK–1 + 191,5 JxK–1 ) =

–198,7 JxK–1

24,9 J x K–1


Segundo principio de la termodin mica
Segundo principio de la Termodinámica.

  • “En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre”.

    Suniverso = Ssistema + Sentorno 0

  • A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena.


Tercer principio de la termodin mica
Tercer principio de la Termodinámica

  • “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0” (máximo orden).

  • Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura.

  • ¡CUIDADO!Las S de los elementos en condiciones estándar no son 0 sino que es positiva.


  • En procesos reversibles y a temperatura constantese puede calcular S de un sistema como:

  • y si el proceso químico se produce a presión constante:

  • S0(entropía molar estándar) se mide enJ x mol–1 x K–1.

  • Sreacción se mide en JxK–1.


Energ a libre de gibbs g energ a libre o entalp a libre
Energía libre de Gibbs (G)(energía libre o entalpía libre).

  • En procesos a T constante se define como:

    G = H – Tx S

  • En condiciones estándar: G0 = H0 – T xS0

  • Suniverso = Ssistema +Sentorno > 0 (p. espontáneos)

  • Multiplicando por “–T” y como–Tx Sentorno=Hsist

  • –T x Suniverso = – T x Ssist+ Hsist = G < 0

  • En procesos espontáneos: G < 0

  • Si G > 0 la reacción no es espontánea

  • Si G = 0 el sistema está en equilibrio

G = H – T xS


Incremento de energ a libre de una reacci n g
Incremento de energía libre de una reacción (G)

  • G es una función de estado.

  • Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de Gf0 de reactivos y productos:

    G0=  np xGf0(productos)–  nr xGf0(reactivos)


Energ a libre y espontaneidad de las reacciones qu micas

Reac. espontánea

Reactivos

Productos

G < 0

Energía libre (G)

Energía libre (G)

G > 0

Productos

Reactivos

T, p = ctes.

T, p = ctes.

Energía libre y Espontaneidad de las reacciones químicas


Espontaneidad en las reacciones qu micas
Espontaneidad en las reacciones químicas.

  • No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas.

  • Hay reacciones endotérmicas espontáneas:

    • Evaporación de líquidos.

    • Disolución de sales...

  • Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:

  • NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl–(aq)H0= 14,7 kJ

  • H2O(l)  H2O(g) H0 = 44,0 kJ


Espontaneidad de las reacciones qu micas cont
Espontaneidad de las reacciones químicas (cont).

  • Una reacción es espontánea cuandoG (H – TxS) es negativo.

  • Según sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es positiva) se cumplirá que:

  • H < 0 y S > 0 G < 0 Espontánea

  • H > 0 y S < 0 G > 0 No espontánea

  • H < 0 y S < 0 G < 0 a T bajas G > 0 a T altas

  • H > 0 y S > 0 G < 0 a T altas G > 0 a T bajas


Espontaneidad de las reacciones qu micas cont1

S

H > 0S > 0Espontánea a temperaturas altas

H < 0S > 0

Espontánea a todas las temperaturas

H

H > 0S < 0No Espontánea a cualquier temperatura

H < 0S < 0Espontánea a temperaturas bajas

Espontaneidad de las reacciones químicas (cont).

MUY IMPORTANTE


Ejemplo:¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H2O2(l) 2H2O(l) + O2(g) en condiciones estándar? Datos: Hf0(kJ x mol–1) H2O(l) = –285,8; H2O2(l) = –187,8 ; S0(J x mol–1 x K–1) H2O(l) = 69,9; H2O2(l) = 109,6; O2(g) =205,0.

H0=  npHf0(productos)–  nrHf0(reactivos) =

= 2 Hf0(H2O) + Hf0(O2) – 2 Hf0(H2O2) =

2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ

S0 =  npx S0productos–  nr x S0reactivos = 2 S0(H2O) + S0(O2) – 2 S0(H2O2) =

2 mol x69,9 J x mol1x K1 + 1 mol x205,0 J x mol1x K1– 2 mol x 109,6 J x mol1x K1 = 126,0 JxK1= 0,126 kJxK1

G0 = H0 – T xS0= –196,0 kJ – 298 Kx 0,126 kJ x K1

luego será espontánea

G0 = – 233,5 kJ


Ejercicio F:En la reacción N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)calcula G y di sí tal reacción será o no espontánea en condiciones estándar. Datos: Hf0(kJ x mol–1): NH3(g) = –45,98; S0(J xmol–1 xK–1): NH3(g) = 192; N2(g) = 191; H2(g) = 131.

H0= 2 molx(–45,98 kJ/mol) = –91,96 kJ

S0 =  np x S0productos–  nr x S0reactivos

= 2 S0(NH3) – [S0(N2) + 3 S0(H2)] = 2 molx192 J x mol x K1 – (1 mol x 191 J x mol x K1 + 3 molx131 J x mol1x K1)= –200 J x K1= –0,200 kJ x K1

G0 = H0 – Tx S0= –91,96 kJ + 298 Kx 0,200 kJ xK1

G0 = –32,36 kJ luego será espontánea


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