El estudio de las reacciones químicas no solo tiene interés por averiguar formas eficientes de obtención de productos económicamente rentables, sino también por la posibilidad de generar energía en forma de calor, electricidad etc.
La Termodinámica es la ciencia que estudia los cambios energéticos que se dan en diversos procesos, entre ellos, las reacciones químicas. En este tema vamos a estudiar esa energía asociada a los procesos químicos y a averiguar además si esos procesos se llevarán a cabo de forma espontánea o no, lo que no vamos a aprender en este tema es a qué velocidad se llevarán a cabo los procesos químicos.
La Termodinámica es la ciencia que estudia los cambios energéticos que se dan en diversos procesos, entre ellos, las reacciones químicas. En este tema vamos a estudiar esa energía asociada a los procesos químicos y a averiguar además si esos procesos se llevarán a cabo de forma espontánea o no, lo que no vamos a aprender en este tema es a qué velocidad se llevarán a cabo los procesos químicos.
Complementos: tablas de constantes termodinámicas
Consulta este apéndice.
Problemas
"Calcular la variación de energía interna experimentada por un sistema que cede 24J en forma de calor y realiza sobre el entorno un trabajo de 60J"
Según el 1º principio de Termodinámica: DU = Q + W = -24J – 60J = -84J
recuerda que según el criterio de signos, tanto el calor cedido como el trabajo realizado por el sistema al entorno tienen signo negativo.
SOLUCIÓN: -84J
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"Calcula la cantidad de calor necesaria que hay que comunicar a 2 moles de agua líquida para elevar en 30ºC su temperatura."
Utilizando el dato de la capacidad calorífica molar del agua líquida: cm(H2O)(liq) = 75,3 J/molK: Q = cm·n·DT = 75,3J/molK · 2mol · 30K = 4,52KJ
recuerda que un incremento de 30ºC es exactamente igual a un incremento de 30K
SOLUCIÓN: hay que aportar 4,52KJ
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"La reacción entre 1,21g de magnesio y una disolución de 50ml de ácido clorhídrico 2M para dar cloruro de magnesio e hidrógeno gas se lleva a cabo en un erlenmeyer cerrado conectado a un pistón que puede moverse libremente. Bajo condiciones normales, calcular el trabajo de expansión que realiza el pistón por la generación de hidrógeno, la variación de entalpía y la variación de energía interna si la reacción libera un calor de 23,3KJ"
Escribimos en primer lugar la ecuación termodinámica ajustada:
Mg(s) + 2HCl(aq) →
MgCl2(s)
+ H2(g)
hemos de calcular a continuación, cuál es el reactivo limitante de nuestra reacción, usando los pesos moleculares y concentración de disolución:
puesto que la estequiometría de la reacción es 1:2, no existe reactivo limitante, pues ambos reactivos se han añadido en cantidades molares exactas.
Para calcular el trabajo de expansión debido a la generación de H2, usamos la expresión W = -P·DV puesto que estamos bajo una presión constante, sin embargo, aún desconocemos esa variación de volumen, debida únicamente a la formación de H2 gas. Volviendo a la estequiometría, observamos que 0,05 moles de Mg generarán igualmente 0,05 moles de H2, que usando la ley de los gases ideales ocupará el siguiente volumen:
obsérvense las correctas unidades de P y la constante R en términos energéticos. Ahora que ya conocemos la variación de volumen, la sustituimos en la expresión del trabajo, prestando especial atención al signo negativo:
W = -P·DV = -101300Pa · 1,22·10-3
m3 = -123,6J
SOLUCIÓN: la reacción empuja al pistón a realizar un trabajo al entorno de 123,6J
reiterando que la reacción se lleva a cabo a presión constante: Qp
= DH = -23,3KJ, dato dado por el enunciado y con signo negativo, pues es un calor que se cede al sistema.
SOLUCIÓN: la variación de entalpía que experimenta la reacción es de -23,3KJ
por último, calculamos la variación de energía interna como DU
= Q + W = -23,3KJ - 0,123KJ = -23,4KJ, obsérvese que los dos sumandos deben ir en las mismas unidades.
SOLUCIÓN: la variación de energía interna que experimenta la reacción es de -23,4KJ
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"Calcula la entalpía estándar de formación de la reacción: 4NH3(g)
+ 5O2(g) →
6H2O(l)
+ 4NO(g) conociendo las entalpías estándar de formación de amoníaco, agua y monóxido de nitrógeno en sus respectivas fases."
= 6 · (-285,8) + 4 · 90,3 - 4 · (-46,1) - 5 · 0 = -1169KJ
todos los valores deben escribirse en las mismas unidades, prestar atención al uso correcto de signos, y señalar también que la entalpía de formación de un elemento en su forma más estables es nula, como es el caso del O2.
SOLUCIÓN: la entalpía estándar de la reacción es de -1169KJ, ó -292,25KJ/mol de amoníaco
los -1169KJ que obtenemos es la entalpía de la reacción tal y como está escrita, pero si nos pidieran la entalpía de combustión del NH3, tendríamos que expresar en unidades de KJ/mol, puesto que en la reacción nos aparecen 4 moles de NH3, dividiríamos por 4 la entalpía general y obtendríamos los -292KJ/mol de NH3.
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"La entalpía estándar de atomización del agua es de 926KJ/mol. Calcula la entalpía del enlace O-H"
una reacción de atomización supone la disgregación de una molécula en sus componentes en forma monoatómica:
puesto que en este proceso se rompen dos enlaces O-H, la energía de un único enlace será la mitad de la entalpía de esa reacción:
SOLUCIÓN: la entalpía del enlace O-H en el agua es de 463KJ/mol
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"Calcular la entalpía de formación del monóxido de nitrógeno a partir de las entalpías de las siguientes reacciones:
(a) N2 + 3H2
→
2NH3 DHa
= -92,2 KJ
(b) 2H2
+ O2
→ 2H2O DHb
= -571 KJ
(c) 2NH3
+ 5/2O2
→ 2NO + 3H2O DHc
= -584,8 KJ "
La reacción de formación del NO es la siguiente: N2 + O2
→
2NO
utilizando la ley de Hess, vamos a combinar aritméticamente las reacciones (a), (b) y (c) de tal manera que el resultado final nos quede la reacción de formación que nos preguntan. En primer lugar vamos a sumar (a) + (c) para que se nos vayan las dos moléculas de NH3:
N2 + 3H2 → 2NH3
2NH3 + 5/2O2 → 2NO + 3H2O
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N2 + 5/2O2 + 3H2 → 2NO + 3H2O
y a continuación vamos a restar la reacción (b) multiplicada por 3/2: 3/2 [ 2H2O → 2H2 + O2 ]
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resultando finalmente la reacción de formación del NO: N2 + O2 → 2NO
utilizando la ley de Hess, hemos conseguido expresar la formación del NO mediante esta expresión aritmética: (a) - 3/2(b) + (c)
por tanto, la entalpía de formación de NO será:
el valor obtenido de 179,5KJ está referido a nuestra reacción original donde se forman 2 moles de NO, si queremos dar el resultado por mol de NO formado, tendrémos que dividir por 2:
SOLUCIÓN: la entalpía de formación del NO es de 89,75KJ/mol
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"El carbonato de magnesio se descompone al calentarse en óxido de magnesio y dióxido de carbono. Sabiendo que a 298K la entalpía de esta reacción es de 100,3KJ/mol y la entropía estándar es de 174,8J/molK, calcula su energía libre de Gibbs a esa temperatura, predice si la reacción será o no espontánea, y calcula la temperatura de equilibrio termodinámico."
En primer lugar, escribimos la reacción química:
para calcular la energía libre de Gibbs, utilizamos su expresión matemática genérica y sustituimos los datos manteniendo las mismas unidades:
puesto que esta energía libre es mayor que 0, la reacción no es espontánea.
SOLUCIÓN: la reacción no es espontánea, pues su energía libre de Gibbs es de +48,21KJ
el equilibrio termodinámico se alcanzará cuando la energía libre sea nula, de la expresión genérica podemos despejar T y calcularla sustituyendo nuevamente los valores:
SOLUCIÓN: la reacción será espontánea a 574K ó superior
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