29 de Noviembre de 2012, Ana Ostolaza.

Hoy nos hemos pasado la hora de la clase de química realizando un examen de termoquímica y de cinética química, la clase caía a última hora, lo cual es importante señalar. A la mayoría de los alumnos, especialmente a cuatro, yo incluida, no nos ha dado tiempo a acabarle, por lo cual hemos salido algo molestos del tiempo que nuestro profesor Jose nos ha permitido, ya que el examen era largo. El examen en general no era muy fácil, el ejercicio 1 y el 4, sinceramente y creo hablar de parte de la mayoría, eran ejercicios fáciles, realizados en clase, y por supuesto, ejercicios esperados por los alumnos. En cambio, los ejercicios 2 y 3, nos han resultado algo difíciles, ya que no pedían cosas que o no hemos dado en clase y es la primera vez que lo vemos, o no nos acordamos de hacerlo, por lo cual no creemos que se vea un buen resultado en este examen. Tres cuartos del examen han sido para recuperar el anterior, el tema de termoquímica, que no hubo buenas notas, pero en mi opinión, en este examen tampoco creo que las hayas, espero equivocarme. Igual nuestro profesor Jose se enfada por este comentario pero yo por lo menos, no he salido muy contenta del examen, espero que los demás hayan salido bien y que el examen no les haya parecido tan difícil como yo hablo de él aquí. Los resultados del examen son los siguientes: 

EJERCICIO 1:
a) Ea= energía de activación // X= reactivos // Y= productos // AH= entalpía // Reaction path= paso o camino transcurrido de la reacción.
b) La causa puede ser que en la curva 1 la reacción no está catalizada y en la 2 está catalizada, Ea > Ea’
c) La reacción transcurre a mayor velocidad para la curva 2, ya que los reactivos han de superar una
energía de activación menor.
d) Al aumentar la temperatura, las constantes de velocidad aumentan ya que según la ecuación de
Arrhenius k = A·exp(–Ea/RT).
(También puede razonarse por la teoría cinética de los gases, al aumentar la temperatura, aumentan la velocidad
y la energía media de las moléculas, por tanto la reacción es más rápida y la constante de velocidad más alta).
e) El estado energético de las productos B y C es más bajo que el del reactivo A, por tanto el cambio de
entalpía de reacción es negativo y la reacción es exotérmica.
[ Las soluciones B, C, D y E están sacadas del siguiente enlace: http://www.mipaginapersonal.movistar.es/web3/oscar/documentos/selectividad/quimica/sep07_08.pdf ]

EJERCICIO 2:
a) AH formación C3H8 = 580Kj/mol
b) No se realizar este apartado.

EJERCICIO 3:
a) AH enlace de combustión del C3H8 = -1650,5 Kj/mol
b y c) No se realizar estos apartados.

EJERCICIO 4:
1) v = k [A] [B] // el orden de [A] es 2 y el de [B] es 1, el orden total es 3.
2) 5,5 x10^-3 L/mol*s
3) 1,76 x10^-4

Y estos son los resultados de la mayoría del examen hecho hoy. Espero que Jose nos apruebe a la mayoría, y que en los próximos examenes no vuelva a haber problemas de tiempo ni de dificultad. 

El Gran discurso...

Hola amigos,
Hoy Don Jose nos ha dado un breve discurso sobre nuestra forma de estudiar, según él no sabemos estudiar bien porque no dedicamos las suficientes horas a cada asignatura, con lo que cuando hay examen solo nos centramos en eso y no prestamos atención en las demás clases debido a que no estudiamos antes. Luego Don Jose nos propuso que a partir de ahora sus clases serian de mandar muchos ejercicios para hacer y estar todo el rato escribiendo sin hablar y distraernos. Así que chicos ya sabéis, hay que dedicar todos los días a estudiar las cosas nuevas que demos para luego no estar apretados en las vísperas del examen.
Después de ese gran debate que todavía nos nos quedo muy claro, seguimos repasando equilibrio de las reacciones y también acabamos de ver el Principio de Chatelier. Con esto concluye el día tan magnifico de hoy en el que Don Jose nos ha recomendado que después de comer echemos una larga, intensa y pacifica siesta.

He aquí nuestro guiador numero uno.

P.D: Mañana tenemos examen de termoquimica y cinética  Don Jose va a poner un examen fácil y todo el mundo sacaremos de un 10 para arriba.

                                                                                       Publicado por: Javier Ostolaza

Le Chatelier. Factores que modifican el equilibrio.

Podemos consultar esta página para estudiar si no queremos el libro.

 Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

O O bien consultar este vídeo:

Podemos hacer estos ejercicios (tomados de ejercicios-fyq.com ) para practicar:

1.       Supón el siguiente sistema en equilibrio: . Explica hacia dónde se desplaza el equilibrio

UO₂ (s) + 4HF(g) ↔ UF₄ (g) + 2H₂O (g)

 cuando:

a) Se adiciona UO₂ al sistema. b) Se elimina HF(g).

c) Se aumenta la capacidad del recipiente de reacción.

2.       La descomposición del pentaóxido de dinitrógeno se puede describir

N₂ O₅ (g) ↔ NO₂ (g) + O₂ (g)

como: 

a) Escribe las expresiones de  Kc y Kp.

b) ¿Explica cómo evoluciona el equilibrio si se aumenta la presión del sistema?

c) ¿Cómo afectaría al equilibrio un aumento de la concentración de oxígeno? ¿Y al valor de Kc?

3. En un matraz de 20 L, a 25 ºC, se encuentran en equilibrio 2,14 moles de N₂O₄ y 0,50 moles de NO₂ según: N₂ O₄ (g) ↔ 2NO₂ (g)

a) Calcule el valor de las constantes Kc  y Kp a esa temperatura.

b) ¿Cuál es la concentración de  NO₂ cuando se restablece el equilibrio después de introducir dos moles adicionales de N₂O₄ , a la misma temperatura?

Dato: R = 0,082 atm.L/ºK.mol

4. En condiciones estándar la descomposición del dióxido de nitrógeno (en nitrógeno y oxígeno) es endotérmica. Responde razonadamente a las siguientes cuestiones: 

a) ¿Variará la constante de equilibrio si se aumenta la concentración de oxígeno en el equilibrio?

b) ¿Será iguales los valores de Kc y Kp  en esas condiciones?

c) ¿Hacia dónde evoluciona el equilibrio si se produce un descenso en la presión del sistema?

5. Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono, se produce monóxido de carbono y pentaóxido de diyodo:  I₂ (g) + 5CO₂(g) ↔  5CO(g) + I₂ O₅ (g) ∆H=1175KJ

Justifique el efecto que tendrán los cambios que se proponen:

a) Disminución del volumen sobre el valor de la constante Kc

b) Adición de I₂  sobre la cantidad de CO

c) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de CO₂

Clase del Viernes. José Palacios.

c) Indica dos factores que modifiquen la velocidad de la reacción química.

Hoy hemos querido repasar el exámen del martes. Buscamos una página de Internet con un exámen de termoquímica y cinética y comenzamos a resolverlo.

2. Justifica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Si sobre un sistema se realiza trabajo se produce una disminución de su energía interna. 
Al realizar una trabajo sobre  el sistema aumenta la energía interna lo mismo que al recibir calor del exterior (endotérmico). 
b) En los procesos isobáricos el calor del sistema se denomina variación de entalpía.  Si la presión es constante el calor del sistema recibe el nombre de variación de entalpía. Se puede calcular como  U - p v
c) En un proceso exotérmico, la entalpía de los reactivos es menor que la entalpía de los productos. Si se desprende calor la variación de entalpía es negativa  y por tanto el final es menor que la inicial.

. Dada la reacción endotérmica 2A (g) + B (s) → 3C (g) + D (g), contesta:
a) Si es de orden 1 respecto del reactivo A y de orden 2 respecto del reactivo B, escribe la ecuación de velocidad

correspondiente e indica el orden global de la reacción. 

v=  k . (A) . (B)2     orden total 3.

 

b) Deduce las unidades de la constante de velocidad. 

 k= v/(A).(B)2 =  L/mol.s

La concentración de A y B modifica la velocidad. La temeperatura aumenta el valor de K y por tanto aumenta la velocidad. Los catalizadores, el grado de división y el estado físico.

 d) Representa el diagrama entálpico de dicha reacción. Representa sobre el diagrama anterior la misma reacción pero en presencia de un inhibidor.

 e) Justifica el signo que tendrá la variación de entropía para la reacción. f) Justifica en qué condiciones de temperatura será espontánea la reacción.

En los productos tengo 4 partículas y en los reactivos solo 3, todo son gases, el desorden es mayor en los productos. La variación de entalpía es positiva.

∆G = ∆H - T∆S  tenemos dos casos:

Si ∆H<0, entonces ∆G= negativo-positivo= más negativo   la reacción será siempre espontánea

S Si ∆H>0, entonces ∆G= positivo-positivo=  puede ser negativo (espontánea) si la temperatura es alta o positivo (no espontánea) si la temperatura es baja. Hay una temperatura límite en la que se igualan los dos factores.

4. La tostación de la pirita se produce según la reacción:

4 FeS2 (s) + 11 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 8 SO2(g)

Calcula: a) La entalpía estándar de la reacción. b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g de pirita del 80 % de riqueza en masa.

Datos: entalpías de formación del FeS;  Fe2O3 y SO2 son respectivamente -177,5 KJ/mol,  -822,2 KJ/mol y  -296,8 KJ/mol. M[S] = 32, M[Fe] = 55,8.

Escribimos las reacciones de formación de esos tres compuestos químicos:

(Fe+2S  →  FeS2)  x -4

(2Fe+ 1,5O2 → Fe2O3) X 2

(S + O2 → SO2)  x 8       de estos valores comprobados se obtiene que la entalpía de la primera reacción es -4(-177,5) + 2. (-822,2) + 8. (-296,8) = -3308 KJ

Con 4 moles de FeS2 se desprenden 3308KJ,   con el 80% de 25g se desprenderán= 137,8 KJ 

5. A partir de los siguientes datos correspondientes a energías de enlace, calcula la entalpía de formación del agua en estado gaseoso.
Energía de enlace (kJ/mol) H-H 436 O=O 494 O-H 460

                H₂  (g)   +   ½ O₂ (g)   ----- H₂O (g)

Para romper los enlaces de los reactivos necesito  + 436 + 494/2  = + 683 KJ

Ahora para formar el agua necesito formar dos enlaces OH. Se desprende una energía (será negativa)  -2.460= -920

El proceso completo será: +683-920 = -237 kJ/mol

6. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
 N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g) ΔHo= -67,78 KJ

2NO (g) + O2→ 2NO2(g) ΔHo= -112,92 KJ
a) Calcula la entalpía de formación del monóxido de nitrógeno, en las mismas condiciones de presión y temperatura. b) Calcula la cantidad de calor, a presión constante, que se desprende en la combustión de 90 g de monóxido de nitrógeno, en las mismas condiciones. Datos: M[N] = 14, M[O] = 16.

Formación del monóxido de nitrógeno    ½ N₂   + ½ O₂   → NO

Para obtener esta reacción debo multiplicar la primera por ½  y la segunda por -1/2. Puedo comprobar  como  el resto de reactivos también están bien.

∆H= ½ . (-67,78)  +  (-1/2). (-112,92) = 22,57 KJ

Para el segundo apartado escojo la segunda reacción de combustión. En ella vemos que al quemar 2 moles de NO se desprenden 112,92. Al quemar 90g se desprenderán  169,38 KJ. Puedo escribir un signo menos ya que se desprende.

Más ejercicios y cuestiones de cinética aquí

Más ejercicios de termoquímica aquí.

Y un poco de relax con Sheldon Cooper nuestro gran físico teórico: