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: