J2006B2-Redox, espontaneidad y estequiometría

En la oxidación de agua oxigenada con 0,2moles de permanganato, realizada en medio ácido a 25ºC y 1atm de presión, se producen 2L de O2 y cierta cantidad de Mn2+ y agua.
a) Escribe la reacción iónica ajustada que tiene lugar.
b) Justifica, empleando los potenciales de reducción, si es una reacción espontánea en condiciones estándar
c) Determina los gramos de agua oxigenada necesarios para que tenga lugar la reacción.
d) Calcula cuántos moles de permanganato se han añadido en exceso.
Datos: R=0,082atm.L/K.mol; Eº(MnO4 -/Mn2+)=1,51V; Eº(O2/H2O2)=0,68V; O=16; H=1

Solución:

a) Para ajustar la reacción utilizaremos el método del ion-electrón, puesto que es necesario recordar que una reacción REDOX es una reacción de transferencia de electrones, de modo que los mismos electrones que pierde la sustancia que se oxida, debe ganarlos la sustancia que se reduce, además de que los átomos estén ajustados.
H2O2 + MnO4- + H+→ O2 + Mn2+

El oxígeno del agua oxigenada pasa de número de oxidación -1 a 0 en el oxígeno; aumenta su número de oxidación → se oxida

El manganeso pasa de +7 a +2; disminuye su número de oxidación → se reduce

Escribimos las semirreacciones de oxidación y reducción:

s. oxidación: H2O2 → O2 + 2H+ + 2e
s. reducción: MnO4- + 8H++ 5e →  Mn2+ + 4 H2O

Puesto que tiene que haber el mismo número de electrones en s.ox. que en s. red., multiplicamos la primera por 5 y la segunda por 2 y luego sumamos:

5H2O2 + 2MnO4- + 16H++ 10e → 5O2 + 10H+ + 10e + 2Mn2+ + 8 H2O
5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn2+ + 8 H2O

b) Para saber si la reacción es espontánea, debemos calcular el potencial de pila: Epila=Eox + Er. Existe una relación entre el potencial de pila y la variación de energía libre de Gibbs de una reacción, que es la que determina la espontaneidad de una reacción:
si  Epila < 0 → ΔG > 0 → Reacción no espontánea
si  Epila > 0 → ΔG < 0 → Reacción  espontánea

Epila = Eox + Er = -0,68 + 1,51 = 0,83V > 0 → Reacción espontánea

c) Nos dan los productos de la reacción: 2L de oxígeno en condiciones estándar. Utilizando la estequiometría de la reacción, veremos la cantidad de reactivos que ha reaccionado.

Utilizando la ecuación de los gases ideales: pV=nRT; n = pV/RT=1.2/0,082.298=8,18.10-2 moles.

Si 5moles de H2O2 producen 5 moles de O2 → 8,18.10-2 moles de oxígeno serán producidos por 8,18.10-2 moles de agua oxigenada que habrán reaccionado.

PM(H2O2) = 34 g/mol → m=8,18.10-2 moles.34 g/mol=2,78g

d) Volvemos a utilizar la estequiometría de la reacción:

Si 5moles de H2O2 reaccionan con 2 moles KMnO4 → 8,18.10-2 moles reaccionarán con 3,27.10-2 moles de KMnO4

En el enunciado nos dicen que se han introducido 0,2 moles:

exceso = 0,2 – 3,27.10-2 = 0,167 moles de KMnO4 sobrarán.

J2007C4-Redox y espontaneidad

En una disolución en medio ácido, el ion MnO4 - oxida al agua oxigenada, obteniéndose Mn2+, oxígeno gaseoso y agua.
a) Nombra todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos
b) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido.
c) Ajusta la reacción global
d) Justifica, en función de los potenciales dados, si la reacción es espontánea o no en condiciones estándar.
Datos: Eº (MnO4 - /Mn2+ = 1,51V; Eº(O2/H2O2)=0,70V

Examen 1Ev2009P5-J2000C4

Los siguientes datos describen 4 reacciones químicas del tipo A + B → C + D

Energía de activación (kJ/mol) ΔG(kJ/mol) ΔH(kJ/mol)
Reacción 1 1 -2 0,2
Reacción 2 0,5 5 -0,8
Reacción 3 0,7 0,7 0,6
Reacción 4 1,5 -0,5 -0,3

Se desea saber:
a) ¿Cuál es la reacción más rápida?
b) ¿Cuál o cuáles de estas reacciones son espontáneas?
c) ¿Cuál es la reacción más exotérmica?
d) ¿Qué valores de la tabla podrían modificarse por la presencia de un catalizador en cualquiera de las situaciones anteriores?
Justifica las respuestas:

Solución:

a) Reacción 2.- La velocidad de reacción sólo depende de la Ea. Puesto que la dependencia de la velocidad con Ea está incluida en k=A.e(-Ea/R.T),vemos que a menor Ea, mayor k y por lo tanto mayor v.

b) Reacciones 1 y 4.- La espontaneidad de una reacción se calcula a partir de la energía libre de Gibbs. Una reacción es espontánea si ΔG<0

c) Reacción 2.- Una reacción es exotérmica cuando libera calor al entorno, es decir cuando pierde entalpía, ΔH<0. Cuanto más energía pierda, mas calor libera al entorno y más exotérmica será.

d) Energía de ionización.- Un catalizador es una sustancia que sin modificar el estado inicial y final de la reacción, es capaz de cambiar el mecanismo de reacción, puediendo modificar la velocidad de esta. Por lo tanto, puesto que no afecta a la situación inicial y final, no puede alterar ninguna función de estado (ΔG o ΔH) y solo podrá modificar Ea.

Examen 1Ev2009P2- J2002B1

La descomposición del tetraóxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno, ocurre espontaneamente a temperaturas altas. Para dicha reacción, determina:

a) Variación de entalpía y de entropía para la reacción
b) Variación de energía interna
c) Si la reacción será espontánea a 298K
d) Temperatura a partir de la cual el proceso es espontáneo

Datos: R=0,082atm.L/K.mol=8,31J/mol.K

Compuesto ΔHfº(kJ/mol) Sº(J/K.mol)
tetraóxido de dinitrógeno 9,2 304
dióxido de nitrógeno 33,2 240

Solución:

a) Escribimos la reacción  ajustada:

N2O4 (g)  → 2NO2 (g)

La entalpía de la reacción la podemos calcular como:
ΔHR = ΣΔHp +ΣΔHr=2.ΔH(NO2)  – ΔH(N2O4) =2(33,2) – 9,2 = 57,2kJ > 0 → reacción ENDOTÉRMICA

Para calcular la entropía de la reacción:

ΔSR = ΣSp +ΣSr=2.S(NO2)  – S(N2O4) =2(240) – 304 = 176 J/K

b) Para calcular la variación de energía interna de la reacción utilizamos la relación: ΔH=ΔU + p.ΔV=ΔU + Δn.R.T

IMPORTANTE: Δn solo tiene que tener encuenta los moles gaseosos puesto que son los que suponen una variación apreciable de volumen en la reacción: Δn=2-1=1
ΔU=ΔH-ΔnRT= -57,2kJ – (1).8,31.10-3.298 =54,72kJ

c) Para estudiar la espontaneidad de una reacción tenemos que calcular la energía libre de Gibbs: ΔH=ΔH – T.ΔS = 57,2 – 298.0,176=4,75 > 0 → La reacción será no espontánea a 298K

d) En la energía libre de Gibbs hay que tener en cuenta dos términos: uno energético y otro entrópico. En este caso, el término  energético dificulta la espontaneidad de la reacción puesto que es positivo, mientras que el término entrópico, favorece la espontaneidad de la reacción, puesto que aumenta el desorden. Por lo tanto, existirá una cierta temperatura a partir de la cual la reacción pasa de ser no espontánea a ser espontánea:

ΔG < 0 → reacción espontánea
Suponiendo que ΔH e ΔS no varían con la temperatura:
ΔH – T.ΔS < 0 → 57,2 – T.0,176 < 0 → 57,2 < T.0,176 → 57,2/0,176 < T → T > 325K

Termoquímica-J2002BP1

La descomposición del tetraóxido de dinitrógeno N2O4(g) ↔ 2NO2(g), ocurre espontáneamente a temperaturas altas. Los datos termodinámicos, a 298K, se incluyen en la tabla adjunta. Determina para dicha reacción:

a) ΔHº e ΔSº a 298K
b) La variación de energía interna a 298K
c) Si la reacción es espontánea a 298K en condiciones normales
d) La temperatura a partir de la cual el proceso es espontáneo ( considera que  ΔHº e ΔSº son independientes de la temperatura)

Datos: R=8,31 J/K.mol

Compuesto ΔHº(kJ/mol) Sº ( J/K.mol )
N2O4 9,2 304
NO2 33,2 240

Solución

a) ΔHR= 57,2 kJ –> la reacción es endotérmica
ΔSR=176 J/K –> el desorden aumenta

b) ΔH = ΔU + Δn.R.T –> ΔU = ΔH – ΔnRT = 57,2 – 1.8,31.10-3.298 = 54,7kJ

c) Para el estudio de la espontaneidad trabajamos con ΔG = ΔH – TΔS –> ΔG=4,75kJ > 0 –> reacción no espontánea

d) La reacción será espontánea si ΔG < 0 –> 57,2 – T.0,176 < 0 –> 57,2 < T.0,176 –> T > 57,2/0,176 –> T>325K

Termoquímica-J1999A1

Detemine la energía libre de Gibbs a 25ºC para la reacción de combustión de 1 mol de monóxido de carbono, e indique si es o no un proceso espontáneo.
Datos: ΔHfºCO2(g) = -393,5 kJ/mol
ΔHfºCO(g) =-110,5 kJ/mol
Sº CO2(g) = 213,6 J/(mol·K)
Sº CO(g) = 197,9 J/(mol·K)
Sº O2 (g) = 205,0 J/(mol.K)

Solución

La reacción propuesta es:
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g)
Una vez ajustada, tendremos que calcular ΔHR y ΔSR para conocer la Energía libre de Gibbs de la reacción: ΔGR = ΔHR – t.ΔSR
Si ΔGR < 0 → La reacción será espontánea

ΔHRº = ∑ ΔHfºproductos – ∑ ΔHfºreactivos
ΔHRº = (ΔHfº CO2) – (ΔHfº CO + 1/2·ΔHfºO2) = (-393,5) – (-110,5 + 1/2.0) = -283 kJ
ΔSRº = ∑ ΔSfºproductos – ∑ ΔSfºreactivos
ΔSRº = (Sº CO2) – (Sº CO + ½ Sº O2) = (213,6) – (197,9 + 1/2·205) = -86 J/K = -0,086 kJ/K

Como ΔGR = ΔHR – t.ΔSR = -283 – 298·(-0,086) = -257,4 kJ

Solución: Puesto que ΔGR < 0, la reacción es espontánea a 25ºC

Termoquímica-S1999C3

Consultando una tabla de datos termodinámicos a 298 K, encontramos los
siguientes valores:

  ΔHfº(kJ/mol) ΔGfº(kJ/mol)
NO(g) 90,25 86,57
NO2(g) 33,18 51,30

Justifique si para dicha temperatura las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas:
a) La formación de NO a partir de nitrógeno y oxígeno, en condiciones estándar, es un proceso endotérmico.
b) El NO es una sustancia más estable que el NO2.
c) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO2 es exotérmica.
d) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO2 es espontánea.

Solución

a) Verdadera. La formación de NO a partir de sus elementos es una reacción endotérmica puesto que en ella se produce una absorción de calor ya que ΔHfº > 0
b) Falsa. Cuanto mayor sea el valor relativo de la entalpía de formación del compuesto, menos espontánea es su formación y más inestable es dicha sustancia. Por tanto, el NO2 es más estable que el NO.
c) Verdadera. La reacción propuesta será la siguiente:
NO + ½ O2 → NO2
El calor de esta reacción se puede calcular aplicando la ley de Hess:
ΔHRº = ΔHfºNO2 – ΔHfºNO = 33,18 – 90,25 = – 57,07 KJ
Así, esta reacción será exotérmica porque ΔHRº < 0.
d) No podemos asegurar si la reacción será o no espontánea. Probablemente, dependerá de la temperatura.
Para que una reacción sea espontánea tiene que cumplirse que ΔGRº < 0.
La reacción vuelve a ser: NO + ½ O2 → NO2
La energía libre de Gibbs:
ΔGRº = ΔGRºNO2 – ΔGRºNO – 1/2ΔGRºO2

Puesto que no disponemos del dato de ΔGRºO2, no podemos conocer el resultado.
Cualitativamente, en los reactivos hay mas moles gaseosas que en los productos, de modo que podemos pensar que ΔSR < 0, lo cual dificulta la espontaneidad de la reacción. Sin embargo, el término entálpico ΔHRº < 0, favorece la espontaneidad.
Como ΔGRº = ΔHRº – tΔHSº, la espontaneidad o no de la reacción dependerá de la T.
Por tanto la reacción será espontánea.

Termoquímica-J2002BP1

Termoquímica-J2002BP1

La descomposición del tetraóxido de dinitrógeno para dar lugar a dióxido de nitrogeno ocurre espontáneamente a temperaturas altas. Los datos termodinámicos a 298K se incluyen en la tabla adjunta. Determina pra dicha reacción.
a) ΔH0 e ΔS0 a 298ºK
b) Variación de energía interna a 298K
c) Si la reacción es espontánea a 298K en condiciones normales
d) La temperatura a partir de la cual el proceso es espontáneo ( considera que ΔH0 e ΔS0 son independientes de la temperatura )

Datos: R=8,31 J/K.mol

Compuesto ΔH0f (kJ/mol) S0 (J/K.mol)
tetraóxido de dinitrógeno 9,2 304
dióxido de nitrógeno 33,2 240

Termoquímica-J2008C2

Considera la reacción química siguiente: 2Cl(g) → Cl2(g)
Contesta de forma razonada:
a) ¿Qué signo tiene la variación de entalpía de dicha reacción?
b) ¿Qué signo tiene la variación de entropía de esta reacción?
c) ¿La reacción será espontánea a temperaturas altas o bajas?
d) ¿Cuánto vale ΔH de la reacción, si la energía de enlace Cl-Cl es 243kJ/mol?

Termoquímica-J2008AP1

Sea la reacción CH3- CH = CH2 + HBr(g) → Producto(g)
a) Completa la reacción e indica el nombre de los reactivos y del producto mayoritario
b) Calcula ΔH de la reacción
c) Calcula la temperatura a la que la reacción será espontánea.
Datos: ΔSreacción=-114,5J/K.mol; ΔHf(propeno)=20,4kJ/mol; ΔH(ac. bromhídrico)=-36,4kJ/mol; ΔHf(producto mayoritario)=-95,6kJ/mol