Ejercicios

¿Qué es una reacción no espontánea?

Un globo lleno de helio se desinfla espontáneamente de la noche a la mañana cuando los átomos de He se difunden a través de la pared del globo. Describa la redistribución de materia o energía que acompaña a este proceso.

En la Figura 16.8 se muestran todas las distribuciones y microestados posibles para cuatro partículas diferentes compartidas entre dos cajas. Determine el cambio de entropía, ΔS, si las partículas se distribuyen inicialmente de manera uniforme entre las dos cajas, pero al redistribuirse todas terminan en la caja (b).

¿Cómo se relaciona el proceso descrito en el punto anterior con el sistema mostrado en la Figura 16.4?

Considere el sistema mostrado en la Figura 16.9. ¿Cuál es el cambio de entropía para el proceso en el que la energía está inicialmente asociada solo a la partícula A, pero en el estado final la energía se distribuye entre dos partículas diferentes?

Ordene los siguientes conjuntos de sistemas en orden de entropía creciente. Supongamos un mol de cada sustancia y la misma temperatura para cada miembro de un conjunto.

(a) H₂(g), HBrO₄(g), HBr(g)

(b) H₂O(l), H₂O(g), H₂O(s)

(c) He(g), Cl₂(g), P₄(g)

Consideremos dos procesos: la sublimación de I₂(s) y la fusión de I₂(s) (Nota: este último proceso puede ocurrir a la misma temperatura pero a una presión algo mayor).

${\text{I}}_2(s)⟶{\text{I}}_2(g)$

${\text{I}}_2(s)⟶{\text{I}}_2(l)$

¿Es ΔS positivo o negativo en estos procesos? ¿En cuál de los procesos será mayor la magnitud del cambio de entropía?

Prediga el signo del cambio de entropía para los siguientes procesos.

(a) Se calienta un cubo de hielo hasta casi su punto de fusión.

(b) El aliento exhalado forma niebla en una mañana fría.

(c) La nieve se derrite.

Escriba la ecuación química balanceada para la combustión del metano, CH₄(g), para obtener dióxido de carbono y vapor de agua. Explique por qué es difícil predecir si el ΔS es positivo o negativo para esta reacción química.

¿Cuál es la diferencia entre ΔS y ΔS° para un cambio químico?

Determine el cambio de entropía para la combustión del etanol líquido, C₂H₅OH, en las condiciones estándar para producir dióxido de carbono gaseoso y agua líquida.

Las reacciones de "termita" se han utilizado para soldar piezas metálicas como los rieles del ferrocarril y en el refinado de metales. Una de estas reacciones de termita es ${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)+2\text{Al}(s)⟶{\text{Al}}_2{\text{O}}_3(s)+2\text{Fe}(s).$ ¿Es la reacción espontánea a temperatura ambiente en condiciones estándar? Durante la reacción, el entorno absorbe 851,8 kJ/mol de calor.

A partir de la siguiente información, determine $\text{Δ}S\text{°}$ para lo siguiente:

$\text{N}(g)+\text{O}(g)⟶\text{NO}(g)\text{Δ}S\text{°}=con\; dígito\; d?$

${\text{N}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶2\text{NO}(g)\text{Δ}S\text{°}=\text{24,8 J/K}$

${\text{N}}_2(g)⟶2\text{N}(g)\text{Δ}S\text{°}=\text{115,0 J/K}$

${\text{O}}_2(g)⟶2\text{O}(g)\text{Δ}S\text{°}=\text{117,0 J/K}$

Utilice los datos de entropía estándar del Apéndice G para determinar el cambio de entropía para cada una de las siguientes reacciones. Todos los procesos se producen en las condiciones estándar y a 25 °C.

(a) ${\text{MnO}}_2(s)⟶\text{Mn}(s)+{\text{O}}_2(g)$

(b) ${\text{H}}_2(g)+{\text{Br}}_2(l)⟶\text{2HBr}(g)$

(c) $\text{Cu}(s)+\text{S}(g)⟶\text{CuS}(s)$

(d) $\text{2LiOH}(s)+{\text{CO}}_2(g)⟶{\text{Li}}_2{\text{CO}}_3(s)+{\text{H}}_2\text{O}(g)$

(e) ${\text{CH}}_4(g)+{\text{O}}_2(g)⟶\text{C}(s,\text{grafito})+{\text{2H}}_2\text{O}(g)$

(f) ${\text{CS}}_2(g)+{\text{3Cl}}_2(g)⟶{\text{CCl}}_4(g)+{\text{S}}_2{\text{Cl}}_2(g)$

¿Cuál es la diferencia entre ΔG y ΔG° en un cambio químico?

Explique qué ocurre cuando una reacción comienza con ΔG < 0 (negativo) y llega al punto en que ΔG = 0.

Utilice los datos de energía libre estándar del Apéndice G para determinar el cambio de energía libre para cada una de las siguientes reacciones, que se llevan a cabo en condiciones de estado estándar y a 25 °C. Identifique cada una como espontánea o no espontánea en estas condiciones.

(a) $\text{C}(s\text{, grafito})+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{CO}}_2(g)$

(b) ${\text{O}}_2(g)+{\text{N}}_2(g)⟶\text{2NO}(g)$

(c) $\text{2Cu}(s)+\text{S}(g)⟶{\text{Cu}}_2\text{S}(s)$

(d) $\text{CaO}(s)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶\text{Ca}{(\text{OH})}_2(s)$

(e) ${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)+\text{3CO}(g)⟶\text{2Fe}(s)+{\text{3CO}}_2(g)$

(f) ${\text{CaSO}}_4\text{·}{\text{2H}}_2\text{O}(s)⟶{\text{CaSO}}_4(s)+{\text{2H}}_2\text{O}(g)$

¿Es la formación de ozono (O₃(g)) a partir de oxígeno (O₂(g)) espontánea a temperatura ambiente en condiciones de estado estándar?

Entre otras cosas, un combustible ideal para los propulsores de control de un vehículo espacial debe descomponerse en una reacción exotérmica espontánea cuando se expone al catalizador apropiado. Evalúe las siguientes sustancias en condiciones de estado estándar como candidatas adecuadas para los combustibles.

(a) Amoníaco: ${\text{2NH}}_3(g)⟶{\text{N}}_2(g)+{\text{3H}}_2(g)$

(b) Diborano: ${\text{B}}_2{\text{H}}_6(g)⟶\text{2B}(g)+{\text{3H}}_2(g)$

(c) Hidracina: ${\text{N}}_2{\text{H}}_4(g)⟶{\text{N}}_2(g)+{\text{2H}}_2(g)$

d) Peróxido de hidrógeno: ${\text{H}}_2{\text{O}}_2(l)⟶{\text{H}}_2\text{O}(g)+\frac{1}{2}{\text{O}}_2(g)$

Calcule ΔG° en cada una de las siguientes reacciones a partir de la constante de equilibrio a la temperatura dada.

(a) ${\text{Cl}}_2(g)+{\text{Br}}_2(g)⟶\text{2BrCl}(g)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=\mathrm{4,7}\times {10}^{\text{-2}}$

(b) ${\text{2SO}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)\rightleftharpoons {\text{2SO}}_3(g)\text{T}=500\text{°C}{K}_p=\mathrm{48,2}$

(c) ${\text{H}}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons {\text{H}}_2\text{O}(g)\text{T}=60\text{°C}{K}_p=\text{0,196}$

(d) $\text{CoO}(s)+\text{CO}(g)\rightleftharpoons \text{Co}(s)+{\text{CO}}_2(g)\text{T}=550\text{°C}{K}_p=\mathrm{4,90}\times {10}^2$

(e) ${\text{CH}}_3{\text{NH}}_2(aq)+{\text{H}}_2\text{O}(l)⟶{\text{CH}}_3{\text{NH}}_3{}^{\text{+}}(aq)+{\text{OH}}^{\text{–}}(aq)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=\mathrm{4,4}\times {10}^{\text{-4}}$

(f) ${\text{PbI}}_2(s)⟶{\text{Pb}}^{\mathrm{2+}}(aq)+{\text{2I}}^{\text{–}}(aq)\text{T}=25\text{°C}{K}_p=\mathrm{8,7}\times {10}^{\text{-9}}$

Calcule la constante de equilibrio a 25 °C para cada una de las siguientes reacciones a partir del valor de ΔG° dado.

(a) ${\text{I}}_2(s)+{\text{Cl}}_2(g)⟶\text{2ICl}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{-10,88 kJ}$

(b) ${\text{H}}_2(g)+{\text{I}}_2(s)⟶\text{2HI}(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{3,4 kJ}$

(c) ${\text{CS}}_2(g)+{\text{3Cl}}_2(g)⟶{\text{CCl}}_4(g)+{\text{S}}_2{\text{Cl}}_2(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{-39 kJ}$

(d) ${\text{2SO}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{2SO}}_3(g)\text{Δ}G\text{°}=\text{-141,82 kJ}$

(e) ${\text{CS}}_2(g)⟶{\text{CS}}_2(l)\text{Δ}G\text{°}=\text{-1,88 kJ}$

Calcule la constante de equilibrio a la temperatura dada.

(a) ${\text{I}}_2(s)+{\text{Cl}}_2(g)⟶\text{2ICl}(g)(\text{T}=100\text{°C})$

(b) ${\text{H}}_2(g)+{\text{I}}_2(s)⟶\text{2HI}(g)(\text{T}=\mathrm{0,0}\text{°C})$

(c) ${\text{CS}}_2(g)+{\text{3Cl}}_2(g)⟶{\text{CCl}}_4(g)+{\text{S}}_2{\text{Cl}}_2(g)(\text{T}=125\text{°C})$

(d) ${\text{2SO}}_2(g)+{\text{O}}_2(g)⟶{\text{2SO}}_3(g)(\text{T}=675\text{°C})$

(e) ${\text{CS}}_2(g)⟶{\text{CS}}_2(l)(\text{T}=90\text{°C})$

Determine el punto de ebullición normal (en kelvin) del diclorometano, CH₂Cl₂. Encuentre el punto de ebullición real utilizando Internet o alguna otra fuente, y calcule el porcentaje de error en la temperatura. Explique las diferencias, si las hay, entre ambos valores.

A temperatura ambiente, la constante de equilibrio (K_w) para la autoionización del agua es de 1,00 $\times$ 10⁻¹⁴. Utilizando esta información, calcule el cambio de energía libre estándar para la reacción acuosa del ion de hidrógeno con el ion de hidróxido para producir agua. (Pista: la reacción es la inversa de la reacción de autoionización).

Considere la descomposición del CaCO₃(s) en CaO(s) y CO₂(g). ¿Cuál es la presión parcial de equilibrio del CO₂ a temperatura ambiente?

El benceno puede prepararse a partir del acetileno. ${\text{3C}}_2{\text{H}}_2(g)\rightleftharpoons {\text{C}}_6{\text{H}}_6(g).$ Determine la constante de equilibrio a 25 °C y a 850 °C. ¿Es la reacción espontánea a cualquiera de estas temperaturas? ¿Por qué no se encuentra todo el acetileno como benceno?

El tetracloruro de carbono, un importante disolvente industrial, se prepara mediante la cloración del metano a 850 K.
${\text{CH}}_4(g)+{\text{4Cl}}_2(g)⟶{\text{CCl}}_4(g)+\text{4HCl}(g)$

¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción a 850 K? ¿Habría que calentar o enfriar el recipiente de reacción para mantener constante la temperatura de la reacción?

Dado que el $\text{Δ}{G}_{\text{f}}^{°}$ para Pb²⁺(aq) y Cl^-(aq) es de -24,3 kJ/mol y -131,2 kJ/mol respectivamente, determine el producto de solubilidad, K_sp, para PbCl₂(s).

Determine el cambio de entalpía estándar, el cambio de entropía y el cambio de energía libre para la conversión del diamante en grafito. Discuta la espontaneidad de la conversión con respecto a los cambios de entalpía y entropía. Explique por qué no se observa que el diamante se transforme espontáneamente en grafito.

En la glucólisis, la reacción de la glucosa (Glu) para formar glucosa-6-fosfato (G6P) requiere la presencia del trifosfato de adenosina (ATP), tal como se describe en la siguiente ecuación
$\text{Glu}+\text{ATP}⟶\text{G6P}+\text{ADP}\text{Δ}G\text{°}=\text{-17 kJ}$

En este proceso, el ATP se convierte en difosfato de adenosina (ADP) resumido en la siguiente ecuación
$\text{ATP}⟶\text{ADP}\text{Δ}G\text{°}=\text{-30 kJ}$

Determine el cambio de energía libre estándar para la siguiente reacción y explique por qué el ATP es necesario para impulsar este proceso
$\text{Glu}⟶\text{G6P}\text{Δ}G\text{°}=con\; dígito\; d?$

Sin hacer un cálculo numérico, determine cuál de los siguientes elementos reducirá el cambio de energía libre para la reacción, es decir, lo hará menos positivo o más negativo, cuando se aumente la temperatura. Explique.

(a) ${\text{N}}_2(g)+{\text{3H}}_2(g)⟶{\text{2NH}}_3(g)$

(b) $\text{HCl}(g)+{\text{NH}}_3(g)⟶{\text{NH}}_4\text{Cl}(s)$

(c) ${({\text{NH}}_4)}_2{\text{Cr}}_2{\text{O}}_7(s)⟶{\text{Cr}}_2{\text{O}}_3(s)+{\text{4H}}_2\text{O}(g)+{\text{N}}_2(g)$

(d) $\text{2Fe}(s)+{\text{3O}}_2(g)⟶{\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)$

Una fuente importante de cobre es el mineral de cobre, la calcocita, una forma de sulfuro de cobre(I). Cuando se calienta, el Cu₂S se descompone para formar cobre y azufre descrito por la siguiente ecuación:
${\text{Cu}}_2\text{S}(s)⟶\text{Cu}(s)+\text{S}(s)$

(a) Determine $\text{Δ}G\text{°}$ para la descomposición del Cu₂S(s).

(b) La reacción del azufre con el oxígeno produce dióxido de azufre como único producto. Escriba una ecuación que describa esta reacción y determine $\text{Δ}G\text{°}$ para el proceso.

(c) La producción de cobre a partir de la calcosina se realiza mediante la tostación del Cu₂S en aire para producir el Cu. Combinando las ecuaciones de las partes (a) y (b), escriba la ecuación que describe la tostación de la calcocita, y explique por qué el acoplamiento de estas reacciones permite un proceso más eficiente para la producción del cobre.