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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:
  • Definir la energía libre de Gibbs y describir su relación con la espontaneidad
  • Calcular el cambio de energía libre de un proceso utilizando las energías libres de formación de sus reactivos y productos
  • Calcular el cambio de energía libre de un proceso utilizando las entalpías de formación y las entropías de sus reactivos y productos

Uno de los retos de utilizar la segunda ley de la termodinámica para determinar si un proceso es espontáneo es que requiere mediciones del cambio de entropía del sistema y del cambio de entropía del entorno. A finales del siglo XIX, el matemático estadounidense Josiah Willard Gibbs introdujo un enfoque alternativo que incluía una nueva propiedad termodinámica definida únicamente en términos de propiedades del sistema. Esta nueva propiedad se denomina energía libre de Gibbs (G ) (o simplemente energía libre), y se define en función de la entalpía y la entropía de un sistema de la siguiente manera:

G=HTSG=HTS

La energía libre es una función de estado, y a temperatura y presión constantes el cambio de energía libre (ΔG) puede expresarse de la siguiente manera:

ΔG=ΔHTΔSΔG=ΔHTΔS

(Para simplificar, el subíndice "sys" se omitirá en lo sucesivo).

La relación entre esta propiedad del sistema y la espontaneidad de un proceso puede entenderse recordando la expresión de la segunda ley derivada anteriormente:

ΔSuniv=ΔS+qsurrTΔSuniv=ΔS+qsurrT

La primera ley requiere que qsurr = −qsys, y a presión constante qsys = ΔH, por lo que esta expresión puede reescribirse como:

ΔSuniv=ΔSΔHTΔSuniv=ΔSΔHT

Multiplicando ambos lados de esta ecuación por −T, y reordenando se obtiene lo siguiente:

TΔSuniv=ΔHTΔSTΔSuniv=ΔHTΔS

Si se compara esta ecuación con la anterior para el cambio de energía libre, se observa la siguiente relación:

ΔG=TΔSunivΔG=TΔSuniv

El cambio de energía libre es, por tanto, un indicador fiable de la espontaneidad de un proceso, estando directamente relacionado con el indicador de espontaneidad previamente identificado, ΔSuniv. La Tabla 12.3 resume la relación entre la espontaneidad de un proceso y los signos aritméticos de estos indicadores.

Relación entre la espontaneidad del proceso y los signos de las propiedades termodinámicas
ΔSuniv > 0 ΔG < 0 espontáneo
ΔSuniv < 0 ΔG > 0 no espontáneo
ΔSuniv = 0 ΔG = 0 en equilibrio
Tabla 12.3

¿Qué tiene de "libre" el ΔG?

Además de indicar la espontaneidad, el cambio de energía libre también proporciona información sobre la cantidad de trabajo útil (w) que puede realizar un proceso espontáneo. Aunque un tratamiento riguroso de este tema está fuera del alcance de un texto de introducción a la química, una breve exposición es útil para obtener una mejor perspectiva de esta importante propiedad termodinámica.

Para ello, considere un proceso espontáneo y exotérmico que implique una disminución de la entropía. La energía libre, definida por

ΔG=ΔHTΔS ΔG=ΔHTΔS

puede interpretarse como la diferencia entre la energía producida por el proceso, ΔH, y la energía perdida en el entorno, TΔS. La diferencia entre la energía producida y la energía perdida es la energía disponible (o "libre") para realizar un trabajo útil por el proceso, ΔG. Si de alguna manera se pudiera hacer que el proceso tuviera lugar en condiciones de reversibilidad termodinámica, la cantidad de trabajo que se podría realizar sería máxima:

ΔG= w máx. ΔG= w máx.

Sin embargo, como se señaló anteriormente en este capítulo, estas condiciones no son realistas. Además, las tecnologías utilizadas para extraer trabajo de un proceso espontáneo (por ejemplo, el motor de un automóvil o una turbina de vapor) nunca son eficientes al 100 %, por lo que el trabajo realizado por estos procesos es siempre inferior al máximo teórico. Un razonamiento similar puede aplicarse a un proceso no espontáneo, para el que el cambio de energía libre representa la cantidad mínima de trabajo que debe realizarse en el sistema para llevar a cabo el proceso.

Calcular el cambio de energía libre

La energía libre es una función de estado, por lo que su valor depende únicamente de las condiciones de los estados inicial y final del sistema. Un enfoque práctico y común para el cálculo de los cambios de energía libre para las reacciones físicas y químicas es mediante el uso de compilaciones ampliamente disponibles de datos termodinámicos de estado estándar. Un método implica el uso de entalpías y entropías estándar para calcular los cambios de energía libre estándar, ΔG°, según la siguiente relación:

ΔG°=ΔH°TΔS°ΔG°=ΔH°TΔS°

Ejemplo 12.7

Uso de los cambios de entalpía y entropía estándar para calcular ΔG°

Utilice los datos de entalpía y entropía estándar del Apéndice G para calcular el cambio de energía libre estándar para la vaporización del agua a temperatura ambiente (298 K). ¿Qué dice el valor calculado en ΔG° sobre la espontaneidad de este proceso?

Solución

El proceso de interés es el siguiente:
H2O(l)H2O(g)H2O(l)H2O(g)

El cambio estándar de la energía libre puede calcularse mediante la siguiente ecuación:

ΔG°=ΔH°TΔS°ΔG°=ΔH°TΔS°

Del Apéndice G:

Sustancia ΔHf°(kJ/mol)ΔHf°(kJ/mol) S°(J/K-mol)S°(J/K-mol)
H2O(l) -286,83 70,0
H2O(g) -241,82 188,8

Al utilizar los datos del apéndice para calcular los cambios de entalpía y entropía estándar se obtiene:

Δ H ° = Δ H f ° ( H 2 O ( g ) ) Δ H f ° ( H 2 O ( l ) ) = [ -241,82 kJ/mol ( -286,83 ) ] kJ/mol = 45,01 kJ Δ H ° = Δ H f ° ( H 2 O ( g ) ) Δ H f ° ( H 2 O ( l ) ) = [ -241,82 kJ/mol ( -286,83 ) ] kJ/mol = 45,01 kJ
Δ S ° = 1 mol × S ° ( H 2 O ( g ) ) 1 mol × S ° ( H 2 O ( l ) ) = (1 mol)188,8 J/mol-K (1 mol) 70,0 J/mol K = 118,8 J/mol-K Δ S ° = 1 mol × S ° ( H 2 O ( g ) ) 1 mol × S ° ( H 2 O ( l ) ) = (1 mol)188,8 J/mol-K (1 mol) 70,0 J/mol K = 118,8 J/mol-K
ΔG°=ΔH°TΔS°ΔG°=ΔH°TΔS°

La sustitución en la ecuación estándar de la energía libre da como resultado:

ΔG°=ΔH°TΔS°=45,01 kJ(298 K×118,8J/K)×1 kJ1.000 JΔG°=ΔH°TΔS°=45,01 kJ(298 K×118,8J/K)×1 kJ1.000 J
45,01 kJ35,4 kJ=9,6 kJ45,01 kJ35,4 kJ=9,6 kJ

A 298 K (25 °C) ΔG°>0,ΔG°>0, por lo que la ebullición no es espontánea (no espontánea).

Compruebe sus conocimientos

Utilice los datos de entalpía y entropía estándar del Apéndice G para calcular el cambio de energía libre estándar en la reacción mostrada aquí (298 K). ¿Qué dice el valor calculado en ΔG° sobre la espontaneidad de este proceso?
C2H6(g)H2(g)+C2H4(g)C2H6(g)H2(g)+C2H4(g)

Respuesta:

ΔG°=102,0 kJ/mol;ΔG°=102,0 kJ/mol; la reacción no es espontánea (no espontánea) a 25 °C.

El cambio de energía libre estándar en una reacción también puede calcularse a partir de los valores de energía libre estándar de formación ΔG°f de los reactivos y productos que intervienen en la reacción. La energía libre de formación estándar es el cambio de energía libre que acompaña a la formación de un mol de una sustancia a partir de sus elementos en sus estados estándar. Similar a la entalpía de formación estándar, ΔGf°ΔGf° es por definición cero para las sustancias elementales en sus estados estándar. El enfoque utilizado para calcular ΔG°ΔG° en una reacción de ΔGf°ΔGf° es el mismo que el que demostró anteriormente en los cambios de entalpía y entropía. En la reacción

mA+nBxC+yD,mA+nBxC+yD,

el cambio de energía libre estándar a temperatura ambiente puede calcularse como

ΔG°=νΔG°(productos)νΔG°(reactivos)=[xΔGf°(C)+yΔGf°(D)][mΔGf°(A)+nΔGf°(B)].ΔG°=νΔG°(productos)νΔG°(reactivos)=[xΔGf°(C)+yΔGf°(D)][mΔGf°(A)+nΔGf°(B)].

Ejemplo 12.8

Uso de energías libres estándar de formación para calcular ΔG°

Consideremos la descomposición del óxido de mercurio (II) amarillo.
HgO(s,amarillo)Hg(l)+12O2(g)HgO(s,amarillo)Hg(l)+12O2(g)

Calcule el cambio de energía libre estándar a temperatura ambiente, ΔG°,ΔG°, utilizando (a) energías libres estándar de formación y (b) entalpías estándar de formación y entropías estándar. ¿Indican los resultados que la reacción es espontánea o no espontánea en condiciones estándar?

Solución

Los datos necesarios están disponibles en el Apéndice G y se muestran aquí.
Compuesto ΔGf°(kJ/mol)ΔGf°(kJ/mol) ΔHf°(kJ/mol)ΔHf°(kJ/mol) S°(J/K-mol)S°(J/K-mol)
HgO(s, amarillo) -58,43 -90,46 71,13
Hg(l) 0 0 75,9
O2(g) 0 0 205,2

(a) Utilizando las energías libres de formación:

ΔG°=νGf°(productos)νΔGf°(reactivos)ΔG°=νGf°(productos)νΔGf°(reactivos)
=[1ΔGf°Hg(l)+12 ΔGf°O2(g)]1ΔGf°HgO(s,amarillo)=[1ΔGf°Hg(l)+12 ΔGf°O2(g)]1ΔGf°HgO(s,amarillo)
=[1mol(0 kJ/mol)+12mol(0 kJ/mol)]1 mol(-58,43 kJ/mol)=58,43 kJ/mol=[1mol(0 kJ/mol)+12mol(0 kJ/mol)]1 mol(-58,43 kJ/mol)=58,43 kJ/mol

b) Utilizar las entalpías y entropías de formación:

ΔH°=νΔHf°(productos)νΔHf°(reactivos)ΔH°=νΔHf°(productos)νΔHf°(reactivos)
=[1ΔHf°Hg(l)+12 ΔHf°O2(g)]1ΔHf°HgO(s,amarillo)=[1ΔHf°Hg(l)+12 ΔHf°O2(g)]1ΔHf°HgO(s,amarillo)
=[1 mol(0 kJ/mol)+12mol(0 kJ/mol)]1 mol(-90,46 kJ/mol)=90,46 kJ/mol=[1 mol(0 kJ/mol)+12mol(0 kJ/mol)]1 mol(-90,46 kJ/mol)=90,46 kJ/mol
ΔS°=νΔS°(productos)νΔS°(reactivos)ΔS°=νΔS°(productos)νΔS°(reactivos)
=[1ΔS°Hg(l)+12 ΔS°O2(g)]1ΔS°HgO(s,amarillo)=[1ΔS°Hg(l)+12 ΔS°O2(g)]1ΔS°HgO(s,amarillo)
=[1 mol(75,9 J/mol K)+12mol(205,2 J/mol K)]1 mol(71,13 J/mol K)=107,4 J/mol K=[1 mol(75,9 J/mol K)+12mol(205,2 J/mol K)]1 mol(71,13 J/mol K)=107,4 J/mol K
ΔG°=ΔH°TΔS°=90,46 kJ298,15 K×107,4 J/K-mol×1 kJ1.000 JΔG°=ΔH°TΔS°=90,46 kJ298,15 K×107,4 J/K-mol×1 kJ1.000 J
ΔG°=(90,4632,01)kJ/mol=58,45 kJ/molΔG°=(90,4632,01)kJ/mol=58,45 kJ/mol

Ambas formas de calcular el cambio de energía libre estándar a 25 °C dan el mismo valor numérico (con tres cifras significativas), y ambas predicen que el proceso no es espontáneo a temperatura ambiente.

Compruebe lo aprendido

Calcule ΔG° utilizando (a) energías libres de formación y (b) entalpías de formación y entropías (Apéndice G). ¿Indican los resultados que la reacción es espontánea o no espontánea a 25 °C?
C2H4(g)H2(g)+C2H2(g)C2H4(g)H2(g)+C2H2(g)

Respuesta:

(a) 140,8 kJ/mol, no espontáneo
(b) 141,5 kJ/mol, no espontáneo

Cambios de energía libre para reacciones acopladas

El uso de las energías libres de formación para calcular los cambios de energía libre de las reacciones, como se ha descrito anteriormente, es posible porque ΔG es una función de estado, y el enfoque es análogo al uso de la Ley de Hess para calcular los cambios de entalpía (consulte el capítulo sobre termoquímica). Consideremos como ejemplo la vaporización del agua:

H 2 O(l) H 2 O(g) H 2 O(l) H 2 O(g)

Una ecuación que represente este proceso puede derivarse sumando las reacciones de formación en las dos fases del agua (invirtiendo necesariamente la reacción para la fase líquida). El cambio de energía libre para la reacción de suma es la suma de los cambios de energía libre para las dos reacciones añadidas:

H2(g)+12O2(g)H2O(g)ΔGf,gas°H2O(l)H2(g)+12O2(g)ΔGf,líquido°¯ H2O(l)H2O(g)ΔG=ΔGf,gas°ΔGf,líquido°H2(g)+12O2(g)H2O(g)ΔGf,gas°H2O(l)H2(g)+12O2(g)ΔGf,líquido°¯ H2O(l)H2O(g)ΔG=ΔGf,gas°ΔGf,líquido°

Este enfoque también puede utilizarse en los casos en los que se habilita una reacción no espontánea acoplándola a una reacción espontánea. Por ejemplo, la producción de zinc elemental a partir de sulfuro de zinc es termodinámicamente desfavorable, como indica un valor positivo de ΔG°:

ZnS(s)Zn(s)+S(s)ΔG1° =201,3kJ ZnS(s)Zn(s)+S(s)ΔG1° =201,3kJ

El proceso industrial para la producción de zinc a partir de minerales sulfídicos implica el acoplamiento de esta reacción de descomposición a la oxidación termodinámicamente favorable del azufre:

S(s)+ O 2 (g) SO 2 (g)ΔG2° =300,1kJ S(s)+ O 2 (g) SO 2 (g)ΔG2° =300,1kJ

La reacción acoplada presenta un cambio de energía libre negativo y es espontánea:

ZnS(s)+ O 2 (g)Zn(s)+SO(g)ΔG°=201,3kJ+300,1kJ=98,8kJ ZnS(s)+ O 2 (g)Zn(s)+SO(g)ΔG°=201,3kJ+300,1kJ=98,8kJ

Este proceso se lleva a cabo normalmente a temperaturas elevadas, por lo que este resultado obtenido utilizando valores estándar de energía libre es solo una estimación. Sin embargo, la esencia del cálculo se mantiene.

Ejemplo 12.9

Cálculo del cambio de energía libre de una reacción acoplada

¿Es de esperar que una reacción que acople la descomposición del ZnS a la formación de H2S sea espontánea en condiciones estándar?

Solución

Siguiendo el enfoque descrito anteriormente y utilizando los valores de energía libre del Apéndice G:
Descomposición del sulfuro de zinc: Zn(s)Zn(s)+S(s) ΔG1° =201,3kJ Formación de sulfuro de hidrógeno: S(s)+ H 2 (g) H 2 S(g) ΔG2° =-33,4kJ Reacción acoplada: ZnS(s)+ H 2 (g)Zn(s)+ H 2 S(g) ΔG°=201,3kJ+-33,4kJ=167,9kJ Descomposición del sulfuro de zinc: Zn(s)Zn(s)+S(s) ΔG1° =201,3kJ Formación de sulfuro de hidrógeno: S(s)+ H 2 (g) H 2 S(g) ΔG2° =-33,4kJ Reacción acoplada: ZnS(s)+ H 2 (g)Zn(s)+ H 2 S(g) ΔG°=201,3kJ+-33,4kJ=167,9kJ

La reacción acoplada presenta un cambio de energía libre positivo y por tanto no es espontánea.

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es el cambio de energía libre estándar para la reacción a continuación? ¿Se espera que la reacción sea espontánea en condiciones estándar?
FeS(s)+ O 2 (g)Fe(s)+ SO 2 (g) FeS(s)+ O 2 (g)Fe(s)+ SO 2 (g)

Respuesta:

-199,7 kJ; espontáneo

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