Bien, buenas tardes. Vamos a empezar una nueva sesión de química. En
este caso hoy vamos a trabajar termoquímica. Vamos a dar primero unos
conocimientos, fundamentos teóricos con alguna aplicación práctica y
después vamos a resolver los ejercicios que han salido en años anteriores
en PEG y en exámenes relacionados con este tema. Bueno, tenemos que saber
que se define el calor, el calor en una reacción química a presión
constante como la variación de entalpía. La variación de entalpía es el
calor intercambiado en una reacción química a presión constante. Este
calor intercambiado a presión constante es una función de estado. ¿Qué
quiere decir? Que solo depende del estado inicial y final. El final del
sistema y no del camino seguido para llegar a ese estado final a partir de
unos reactivos. La entalpía la podemos definir como U más PV, siendo U la
energía interna. P es la presión y V es el volumen. Cuando tenemos un
proceso a presión constante, el calor intercambiado es igual a la
entalpía y es una función de estado. Las reacciones químicas pueden ser
exotérmicas o endotérmicas. Una reacción química es exotérmica cuando
desprende calor, cuando libera calor. Cuando incremento de H, cuando el
calor intercambiado a presión constante es negativo. Una reacción
química diremos que es endotérmica cuando absorbe calor, cuando gana
calor el sistema. Cuando incremento de H... Es positivo. ¿Qué se entiende
por entalpía estándar de una reacción? Es el incremento entálpico de
una reacción en la cual, cuando digo incremento entálpico, quiero decir
la variación del calor. El calor intercambiado, que puede ser positivo o
negativo. Cuando, en una reacción química, cuando los reactivos y
productos están en condiciones estándar, presión en una atmósfera de
temperatura 2, 9, 8 Kelvin. Y si hay alguna disminución... Hay una
disminución 1 molar. ¿Vale? Se expresa, como veis aquí, con el cerito,
incremento de H sub cero. Y, como todo calor, en el sistema inteligencial
son julios. Lo que pasa es que habitualmente se utiliza kilojulios, porque
los valores son significativamente altos. Ahora bien, el calor
intercambiado en una reacción química depende de cómo está igualada. Es
decir, daos cuenta, aquí tenemos una reacción... Aquí tenemos moléculas
de agua. Y aquí se forma una única molécula de agua. ¿Vale? Entonces,
la pregunta es... ¿El calor es el mismo? No. No porque se forma el doble.
El calor intercambiado en la primera reacción será el doble que en la
segunda. ¿De acuerdo? Y siempre nosotros vamos a medir variaciones de
entalpía. Nunca entalpías absolutas. Es decir, calores intercambiados. El
calor que gana o que pierde nuestro sistema. Pero nunca... El valor
absoluto. Bueno, una ecuación termoquímica es aquella en la que se
expresan los reactivos de los productos con el estado físico, está
igualada y además... Y además se incluye el calor intercambiado a
presión constante. Es decir, la variación de entalpía. ¿Vale? Aquí lo
tenéis. Esta es una ecuación termoquímica donde hemos incluido el calor
intercambiado. En este caso, los 890... Julios. Desprendidos. Es por mol de
metano. Y los 241 kilojulios desprendidos es por mol de agua gaseosa
formada. Como decía, el calor de una reacción química depende del
número de moles que se forman o se producen. ¿Vale? No es lo mismo si se
forma un mol que se forman dos moles. En esta reacción, que se forman dos
moles de agua, el calor intercambiado sería 241 por 2. ¿De acuerdo?
¿Qué es la entalpía de formación? La entalpía de formación de un
compuesto es el calor intercambiado cuando se forma un mol de ese compuesto
a partir de sus elementos en condiciones estándar. Incremento de H sub F,
¿no? Sería la entalpía de formación como se representaría la entalpía
de formación de un compuesto. Es un calor molar por mol de compuesto que
se forma. Y tenemos que saber también que las entalpías de formación de
todos los elementos en condiciones estándar se toman de referencia igual a
cero. Igual a cero. Es decir, la entalpía de formación del carbono
grafito, del oxígeno gaseoso, del hidrógeno gaseoso, etc. ¿No? Todos
estos, todas estas entalpías de los elementos en condiciones estándar se
toman de referencia igual a cero. Entonces, estas entalpías que tenemos
aquí abajo de formación del CO2 nos representaría la entalpía de
formación del CO2 a partir de sus elementos y es lo que se llama el calor
intercambiado por mol de CO2 que se forma. Y en la segunda reacción, por
mol de agua líquida que se forma. ¿Vale? Ahora bien, ¿cómo podemos
calcular nosotros la entalpía de una reacción química? Hay una fórmula
recurrente que a veces se puede aplicar y no siempre, porque muchas veces
tendremos que recurrir siempre a sumar y restar ecuaciones. ¿Eh? Sumar y
restar ecuaciones y ver cómo tengo que sumarlas y restarlas para que nos
dé la ecuación de la cual yo quiero encontrar la entalpía. Lo veremos en
algunos ejemplos. Pero, de forma genérica, ¿no? La entalpía de una
reacción química nosotros la podemos expresar como sumatorio de las
entalpías de formación de productos multiplicado por los coeficientes de
la entalpía de la reacción química. Es decir, los coeficientes
estequiométricos menos el sumatorio de las entalpías de formación de los
reactivos también multiplicado por los coeficientes estequiométricos.
¿No? Y recordemos que la entalpía de formación de todos los elementos en
condiciones estándar es cero. ¿Vale? Veamos aquí un ejemplo. Aquí nos
dan las entalpías de formación del butano, del CO2, ¿no? Y del agua
líquida. Y queremos calcular la entalpía de combustión. ¿Cómo lo
hacemos? Pues escribimos... La reacción incógnita. La entalpía, la
reacción de combustión del butano. Tenemos que saber que la reacción de
combustión de todos los hidrocarburos nos da CO2 más agua, ¿eh? Hay que
saberlo. Entonces, ¿podríamos aplicar la fórmula anterior? Sí. Porque
conocemos las entalpías de formación de todos los compuestos que hay en
esta reacción química. Sería sumatorio de las entalpías de formación
de los productos, cuatro veces la entalpía de formación del CO2, más
cinco veces la entalpía de formación del agua menos la entalpía de
formación del butano. Ya no ponemos la entalpía de formación del O2,
porque la entalpía de formación del O2 es un elemento, es nula, ¿de
acuerdo? Entonces, aplicando esta fórmula, llegamos a que la entalpía de
combustión del butano vale este número que tenemos aquí. Seguimos.
Bueno. Bueno, todo esto se basa en la ley de Hess. Y es importante que lo
tengamos presente. Incremento de H, el calor intercambiado, una reacción
química a presión constante, ¿eh? A presión constante, que es la
entalpía, ¿no? El calor intercambiado a presión constante es la
entalpía. Es un valor constante con independencia de que la reacción se
produzca en una o más etapas. ¿Por qué? Porque recordemos que... La
entalpía es una función de estado. Solo depende del estado inicial y
final, si esta reacción tiene lugar en una etapa o en una secuencia de
etapas. Es decir, si una reacción química se puede expresar como
combinación lineal de otras, podremos igualar la misma combinación lineal
de las entalpías para determinar la entalpía de nuestra reacción
incógnita. En definitiva, es lo que hemos hecho antes. Fijaos en aquí.
Nos piden la entalpía de vaporización del agua. ¿Qué es la entalpía de
vaporización del agua? El tránsito de agua líquida. El tránsito de agua
líquida, agua gaseosa. Y nos dan estas dos reacciones. Claro, yo puedo
aplicar la fórmula de antes, sí, porque la entalpía... ¿No? A ver...
Nosotros podríamos poner que... Perdón. La entalpía de esta reacción
sería... La entalpía de formación del agua gaseosa... Menos... La
entalpía de formación del agua líquida. ¿Vale? Y esto sale 44
kilojoules sustituyendo. O me fijo en esta primera reacción y veo que el
compuesto se repite la incógnita. Fijaos, el agua gaseosa. ¿Está al
mismo lado? Sí. ¿Eh? ¿Tiene el mismo coeficiente? Sí. O sea, esta la
multiplicamos por uno. El agua líquida. H2O. Es el que se repite. ¿Está
al mismo lado? No. ¿Está al otro lado? ¿Tiene el mismo coeficiente? Sí.
O sea, esta la multiplicamos por menos uno. Si nosotros la primera
ecuación le sumamos la segunda dándole la vuelta, nos aparecerá la
tercera. Simplificando. ¿Eh? De acuerdo. Aquí tenemos otro. Dice,
¿conocía las entalpías de formación? Bueno, es parecido a la anterior,
¿no? ¿Sí? ¿Verdad? Las entalpías de formación, ¿no? Y queremos saber
las entalpías de combustión del butano, ¿no? Un momento. Permítanme.
Bueno. Aquí lo que pasa es que lo hacemos, sí. Aquí lo podemos hacer de
dos maneras el ejercicio. Al final nos pide lo mismo que en el anterior.
Antes hemos aplicado una fórmula. Pero ahora decimos, no, mira. Voy a
escribir las tres reacciones cuyas entalpías me dan. ¿Vale? Entonces,
este método que os comento ahora siempre se podrá utilizar. Pero tiene la
pega de que hay que escribir las reacciones. Muchas veces me las dan, lo
que veis en los ejercicios. ¿No? Y una vez escritas las reacciones cuyas
entalpías me dan, es la formación del butano a partir de carbono e
hidrógeno, del CO2 a partir de carbono y oxígeno, del agua a partir de
hidrógeno y oxígeno, ¿no? Si nosotros calculamos, si nosotros escribimos
estas reacciones, entonces nosotros nos tenemos que preocupar, que la
combinación lineal de esas tres reacciones nos genere esta, esta
reacción. Entonces tenemos que ver cómo vamos a combinar la primera, la
segunda y la tercera. ¿No? Para que nos dé la de arriba. La primera, que
es el agua, ¿no? El agua es el que se repite. ¿Está al mismo lado? Sí.
¿Tiene un coeficiente? No. Hay que multiplicarla por 5, toda la ecuación.
La segunda, el CO2, ¿está al mismo lado? Sí. ¿Tiene un coeficiente? No.
Tiene un 4. La multiplicamos por 4. El butano, C4H10, ¿está al mismo
lado? No. Está al otro lado. Hay que cambiar de lado. ¿Tiene un
coeficiente? Por menos 1. ¿Tiene un coeficiente? Sí. Pues basta
multiplicar por menos 1. Si es la primera, la multiplicamos por 5. La
segunda, por 4. Y la tercera, le damos la vuelta y sumamos. Tendremos todo
lo que tenemos aquí abajo. ¿No? Y nosotros podemos ir simplificando los
carbonos con los carbonos, los hidrógenos con los hidrógenos, ¿vale?
Sumamos los 4 oxígenos con los 5 medios y nos quedarán 13 medios. Y a
partir de aquí, ¿no? Con la misma combinación que hemos hecho de las
ecuaciones, tenemos que aplicar con las entalpías. De manera que la
primera la multiplicamos por 5, la segunda por 4 y la tercera por menos 1.
Bueno. Vamos con aquí con otro ejemplo. Determina el incremento de H de
formación del eteno, ¿no? A partir de los calores de estas reacciones
químicas. Aquí tenemos 1, 2 y 3. Ay, perdona. Esta ha quedado corta.
¿Vale? ¿Y qué queremos? Queremos calcular nosotros la entalpía de esta
reacción de formación del eteno. Siempre la formación de un compuesto a
partir de sus elementos. A partir de sus elementos. ¿De acuerdo? Entonces,
decimos, bueno, ¿qué podemos hacer? Vamos a ver cómo se repite cada...
El que se repite cada compuesto en las ecuaciones que nos dan las
entalpías es la ecuación incógnita. El carbono, ¿dónde está? ¿Dónde
está? En la segunda ecuación. ¿Está al mismo lado? Sí. Lo tiene un 2.
Luego multiplicaremos por 2. El hidrógeno, ¿está al mismo lado? Sí. Lo
tiene un 2. Multiplicaremos por 2. El CO2 es igual a... ¿Está al mismo
lado? No, está al otro lado. ¿Tiene un mismo coeficiente? Sí. Pues basta
multiplicar por menos 1. Si nosotros multiplicamos la primera por 2, la
segunda por 2 y la tercera le damos la vuelta, nos dará esta última
ecuación. Probadlo, por favor, hacedlo. ¿Eh? Os dará esta ecuación. Y
por lo tanto, simplificando, como antes, la entalpía de esta reacción
química la podremos expresar como 2 veces la primera más 2 veces la
segunda menos la tercera. Aquí lo tenéis. ¿Vale? Y saldría positiva,
luego es una reacción endotérmica. Bueno, aquí tenéis otro ejemplo
más. ¿No? Nos dan las entalpías de combustible. De combustión, de la
glucosa y del etanol. De la glucosa y el etanol. Y queremos determinar la
entalpía de la reacción de fermentación de la glucosa. La entalpía de
fermentación de la glucosa. ¿Vale? Entonces, la primera reacción que
tenemos que hacer. ¿Está a mismo lado de la glucosa? Sí. ¿Tiene un
mismo coeficiente? Sí. Pues por 1. La segunda, el etanol. ¿Está a mismo
lado? No. Está al otro lado. Hay que darle la vuelta. Pero además tiene
un 2. Luego, hay que multiplicar por menos 2. Hay que multiplicar por menos
2. ¿Vale? Multiplicamos por menos 2. Si nosotros copiamos estas
ecuaciones, la primera la dejamos igual y la segunda multiplicamos por
menos 2, es decir, le damos la vuelta, nos aparece esta ecuación
incógnita. Y por lo tanto, la entalpía de la reacción resultante sería
la primera. La primera por 1 y la segunda por menos 2. Como sale negativo,
diremos que la reacción es exotérmica. ¿Qué es la energía de enlace?
Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en
estado gaseoso. En el caso de las moléculas diatómicas, es la energía de
disociación, energía que se requiere para romper la molécula. Esa es la
energía de enlace. Eso. Pues está claro que es una energía que hay que
aportar a la molécula para romperla. Como es una energía que hay que
aportar a la molécula, esto es un proceso endotérmico. Estas energías de
enlace no son fáciles de obtener y se suele utilizar aplicando su cálculo
a partir de la ley de Hess. ¿Vale? ¿Y cómo se calcularía? Pues en una
molécula determinada... Pues mira, la entalpía de una reacción química
sería sumatorio de los enlaces rotos multiplicado por el número de
enlaces rotos que tengamos de los reactivos, bueno, digamos, enlaces rotos
menos enlaces formados multiplicado por el número, ¿no? El número de
enlaces rotos de cada tipo. De acuerdo. Aquí tenemos, por ejemplo, aquí
la reacción de hidrogenación del eteno para dar etano. En este proceso,
¿qué ocurre? Se rompe un doble enlace carbono-carbono. Se rompe un enlace
hidrógeno-hidrógeno. ¿Y qué se forman? Se forman enlaces
carbono-hidrógeno y carbono-carbono, es decir, partimos, aquí está, ¿de
acuerdo? Entonces se rompe un doble enlace y se forma un enlace sencillo y
además se forman dos enlaces más carbono-hidrógeno y se rompe el enlace
hidrógeno-hidrógeno. Bueno, esto en resumen es lo que tenéis aquí
indicado. Los enlaces rotos menos los enlaces formados y, en este caso, el
proceso es exotérmico negativo. Seguimos. La entropía. La entropía es
otra magnitud termodinámica, también es una función de estado y nos mide
el grado de desorden del sistema. ¿Qué quiere decir esto? Que cuando un
sistema se ordena. Disminuye su entropía. Cuando un sistema se desordena,
aumenta su entropía. Pero fijaos, ¿qué supone ordenar o desordenarse en
un sistema químico? Por ejemplo, cuando se forman moléculas gaseosas a
partir de líquidas o aumenta el número de moléculas gaseosas, como las
gaseosas están más libres, menos interacciones, el sistema se desordena y
aumenta la entropía. ¿Qué quiere decir esto? Que cuando una molécula se
extiende en dos moléculas más pequeñas, el sistema se desordena. Se
produce una variación de entropía positiva. Y viceversa, si tenemos una
molécula en estado gaseoso, que al final da lugar a moléculas en estado
líquido y sólido, es decir, el sistema se ordena, variación de entropía
negativa. Y si dos moléculas se unen, pequeñas, dos moléculas pequeñas
se unen para formar una más grande, también el sistema se ordena, ¿no?
Un sistema se desordena, se aumenta el número de moléculas y por otra
parte se pasan moléculas de estado líquido, de sólido a líquido, el
líquido a gas, ¿vale? Bueno, cualitativamente vemos lo que es. Bueno,
aquí hemos visto la fórmula, que es muy similar. Aquí sí que hablamos
de entropías absolutas. Tenemos las entropías absolutas de productos
irreactivos, ¿no? Aquí hay que tomar referencia, ¿no?, de ningún valor
de cero, aunque las entropías de formación de los elementos es muy
pequeña, ¿eh? Pero bueno, me lo tienen que dar de dato en el iniciado,
¿eh? Entonces, la variación de entropía de cualquier reacción química,
yo lo puedo expresar como la entropía de formación de productos
multiplicado por los coeficientes estequiométricos menos la entropía de
formación de reactivos también multiplicado por los coeficientes
estequiométricos. Nos pide ahora que calculemos la variación de entropía
de estas reacciones. Esta y esta. A ver, cualitativamente, las primeras dos
moléculas me dan dos. Y además son diferentes los átomos, tendrían que
tener una pequeña variación positiva de entropía. Entonces sería dos
veces la entropía de formación del NO menos la entropía de formación
del nitrógeno y del oxígeno. Y sale positiva. 24,9. ¿Vale? ¿Y qué
sería la segunda reacción B? La segunda reacción B sería dos veces la
entropía de formación del amoníaco menos tres veces la entropía de
formación del nitrógeno y menos una vez la entropía de formación del
nitrógeno. Es decir, dos veces la deformación del amoníaco menos tres
veces del hidrógeno y menos una vez la del nitrógeno. Que es lo que
tenemos aquí. Fijaos cómo sale negativa. Lógico, porque cuatro
moléculas gaseosas nos dan dos moléculas gaseosas. Dos moléculas
gaseosas. Segundo principio de la termodinámica. En cualquier proceso
espontáneo, la entropía total del universo siempre tiende a aumentar.
Tiende a aumentar siempre. El incremento desde el universo siempre tiende a
aumentar. Esto no quiere decir que la variación de entropía de nuestro
sistema siempre tenga que ser mayor que cero. No. En el proceso espontáneo
lo que estamos diciendo es que la variación de entropía del universo es
mayor o igual que cero. Pero la del sistema y la del entorno tendrán un
signo tal y un valor cual que haga que la suma sea mayor o igual que cero.
¿Vale? Mayor o igual que cero. Entonces, hay veces donde el sistema
perderá entropía. Pero esto es porque el entorno gana entropía más que
la que pierde el sistema y viceversa. En estos casos... Ojo, esto está
mal. Si el sistema pierde entropía, se ordena. Recordémoslo. Si el
sistema pierde entropía, se ordena. Si gana entropía, se desordena. Bien.
Ahora definimos otra magnitud termodinámica que también es función de
estado. Que se define como la energía libre de Gibbs. Que es GH-3. T
incremento de S. Y esta energía libre de Gibbs... La variación de
energía libre de Gibbs de una reacción química sería esta de aquí.
Incremento de G igual a incremento de H menos T incremento de S. ¿Vale? De
manera que en condiciones estándar tendríamos el cerito correspondiente.
¿Sí? Bien. Entonces, tenemos que saber que la variación de entropía del
universo... Es igual a la variación de entropía del sistema más la
variación de entropía del entorno. De los procesos espontáneos, esto ha
de ser mayor que cero. Si esta desigualdad la multiplicamos por menos T.
Por menos T. Fijaos. Esto por menos T. Menos T incremento de S. Ah, claro.
Aquí lo que tenemos es menos T por incremento de S. Pero es que... Menos
T... Por incremento de S del entorno es la variación de entropía del
sistema. Es decir, la variación de entropía del sistema es... Ay,
perdonad. La variación de entropía del sistema es... Bueno. Estoy en el
entorno. La variación de entropía del entorno es igual a menos el
incremento de H del sistema partido la temperatura absoluta. Esto no... No
lo vamos a utilizar esta ecuación. No os preocupéis. Pero es bueno que
nos demos cuenta que todo esto es incremento de H del sistema. Y entonces,
incremento de H menos T incremento de S. Menos T incremento de S es
incremento de G. Es incremento de G. ¿De acuerdo? Y ha de ser menor que
cero. En definitiva, olvidándonos de esta demostración. Tenemos que
sabernos. Hay que memorizar. No lo veis tranquilamente en esta
demostración. No hay ningún problema. Que en un proceso será espontáneo
si incremento de G es negativo. Un proceso será no espontáneo si
incremento de G es mayor que cero. Y diremos que un sistema está en
equilibrio si incremento de G es igual a cero. G es una función de estado.
Y al igual que incremento de H e incremento de S, se puede calcular
aplicando la ley de G. ¿Qué es? Entonces, nosotros podemos... Podemos
decir que el incremento de G de una reacción química se puede expresar
como sumatorio de incrementos de G de formación de productos multiplicados
por los coeficientes estequiométricos menos el sumatorio de incremento de
G de formación de reactivos multiplicado también por los coeficientes
estequiométricos. Las mismas fórmulas que hemos utilizado hasta ahora.
¿Bien? Bueno, aquí tenéis un diagrama de la energía libre de Gibbs.
¿No? Que es la energía intercambiada a temperatura y presión constante.
En el primer caso, a la izquierda, tenéis un incremento de G positivo,
mayor que cero. ¿Y qué quiere decir esto? Que el proceso es no
espontáneo. Toda reacción química cuyo incremento de G sea positiva es
no espontánea. Ojo, que yo no estoy diciendo que incremento de H sea
positivo. Incremento de G. Incremento de G sea positivo será no
espontánea. Mientras que en la derecha tenemos que los reactivos de los
productos... Los productos tienen menos contenido de energía libre de
Gibbs, incremento de G es negativo y estos procesos sí que son
espontáneos, porque tienen incremento de G negativo. Ahora bien, no
debemos pensar que todas las reacciones exotérmicas son espontáneas, ni
tampoco tenemos que pensar que todas las reacciones endotérmicas son no
espontáneas. ¿No? Que es lo que nos favorece o desfavorece. Y la
variación de entropía está claro que es lo que nos favorece. Para que la
reacción química sea positiva. Para que la reacción química sea
espontánea. ¿No? Si nosotros queremos que esto sea negativo, nos interesa
que incremento de H sea negativo. Pero el incremento de S nos interesa que
sea positivo, que se desordene el sistema. ¿No? Bien. Entonces, pero no
pensemos que todas las reacciones con variación de entropía positiva son
espontáneas. Sino que el criterio de espontaneidad viene condicionado por
el valor de incremento de G. Esto de aquí. ¿Vale? Que es incremento de H
menos T incremento de G. Incremento de S. ¿De acuerdo? Aquí abajo tenéis
reacciones endotérmicas que son espontáneas. Como la disolución del
cloruro de amonio. ¿No? O la vaporización del agua. Bien. ¿Qué puede
pasar aquí según el signo de incremento de H o incremento de S? Bueno,
nos podemos encontrar con el caso de que incremento de H sea negativo e
incremento de S positivo. Es el caso más favorable. El que siempre será.
A cualquier temperatura, espontáneo. A cualquier temperatura. Pero otro
caso opuesto sería que incremento de H sea positivo e incremento de S
negativo. Entonces, estamos en el caso de que la reacción siempre será no
espontánea. La reacción siempre será no espontánea. ¿Pero qué pasa
cuando incremento de H es negativo e incremento de S es negativo? Es decir,
incremento de H me favorece pero el incremento de S no me favorece. Pues,
tan sencillo como decir que diremos que si T, valor absoluto de incremento
de S, es menor que el valor absoluto de incremento de H, la reacción será
espontánea. Eso tiene lugar a temperaturas bajas. Pero, si T, valor
absoluto de incremento de S, es mayor que incremento de H, la reacción no
será no espontánea. Y eso tendrá lugar a temperaturas altas. Tenemos un
cuarto caso, que los dos son positivos. Claro, si la entalpía es positiva
no me favorece, pero si la entropía es positiva sí que me favorece.
Entonces, ¿qué pasa? A temperaturas altas, si T, incremento de S, es
mayor que incremento de H, ya no pongo valores absolutos. ¿Por qué no
pongo valores absolutos? Porque aquí todo es positivo. Antes sí. Si T,
incremento de S, es mayor que incremento de H. Es decir, temperaturas
altas, el proceso será espontáneo. Pero, si T, incremento de S, es menor
que incremento de H, ¿no? Si T, incremento de S, es menor que incremento
de H, ¿no? Que incremento de H, entonces, predomina el término
entálpico, que es endotérmico, y el proceso será no espontáneo. ¿De
acuerdo? Bueno. Aquí tenemos un diagrama donde hemos dicho lo mismo. Lo
mismo que hemos formulado antes, lo vemos. Cuando S no es espontáneo a
cualquier temperatura, es espontáneo a cualquiera. Y cuando es espontáneo
a temperaturas altas o a temperaturas bajas. Cuando es incremento de S
positivo, me interesará que gane el término entrópico. Y por tanto, a
temperaturas altas. Cuando incremento de S es negativo, me interesará que
gane incremento de H, que es negativo, a temperaturas bajas. Porque el
término entrópico está multiplicado por la temperatura. Bueno, aquí
tenemos un ejemplo que dice si será o no espontánea la siguiente
reacción. Bueno, me da el incremento de H de cada uno de los compuestos y
también las entropías. ¿Cómo puedo saber si es espontánea o no esta
reacción química? Pues calculando incremento de G de la reacción. El
incremento de G de la reacción es incremento de H menos T incremento de S.
Esto es el incremento de G de la reacción. Entonces, ¿qué podemos hacer?
Pues calcular el incremento de H de esta reacción química. ¿Cómo? Pues
aplicando la ley de Hess, sumatorio de entropías de formación de
productos multiplicado por coeficientes estequiométricos menos sumatorio
de las entropías de formación de reactivos multiplicado también por
coeficientes estequiométricos. ¿Vale? Todo esto nos lleva a tener esta
entropía que es negativa. Menos 196 kilojoules. Y. La variación de
entropía de esta reacción química es sumatorio de las entropías de
formación de productos multiplicado por los coeficientes estequiométricos
menos el sumatorio de las entropías de formación de reactivos también
multiplicado por los coeficientes estequiométricos. Vemos que la
variación de entropía de esta reacción es positiva. ¿Vale? Eso quiere
decir que nos va a salir un proceso espontáneo. Porque si incremento de H
es negativo e incremento de S es positivo, siempre nos va a dar
espontáneo. Solo un detalle muy importante. Lo más importante en los
problemas a hacer los cálculos es que las entropías nos las dan siempre
en joules y las entropías en kilojoules. Entonces no nos tenemos que
olvidar de transformar los joules de las entropías a kilojoules para
poderlos sumar con las entropías o viceversa. Pasarlo todo a joules, como
queráis, porque si no lo haremos mal y estará mal el ejercicio, ¿eh?
Bueno, por último, ¿qué relación existe entre la energía libre de
Gibbs y la constante de Kirchner? Incremento de G es igual a incremento de
G sub cero RT logaritmo neperiano de Q. Acordaos del tema de equilibrio,
que esto era el cociente de reacción. Hemos dicho que el sistema se
encuentra en equilibrio si incremento de G es igual a cero. ¿Vale?
Igualando esto a cero y despejando, ¿no? Pues se despeja con una cierta
facilidad. Menos incremento de G partido RT es igual al neperiano de K sub
p. ¿Vale? Luego K sub p despejando será elevado a menos incremento de G
partido RT. ¿De acuerdo? Bien, vamos ya con ejercicios. ¿Os parece?
Mirad. Vamos a empezar aquí unos ejercicios que son problemas que han
caído, que están mezclados con cuestiones de termodinámica y equilibrio
químico. Acordaos. La sesión anterior estuvimos hablando... De este
hecho, ¿no? Que se mezclaban contenidos de distintos temas. Vamos a ver
este ejercicio. Dicen... Se hace pasar dióxido de carbono sobre grafito,
¿no? Para producir monóxido de carbono. ¿Vale? Aquí abajo tenéis la
reacción escrita. ¿De acuerdo? E igualada. Nos piden la temperatura a
partir de la cual esta reacción es espontánea. ¿Qué tengo que hacer
para determinar si esta reacción es espontánea? Calcular incremento de G.
Como no me dan incremento de G de reactivos y productos, sino incremento de
H y las S, lo que hacemos en primer lugar es calcular la variación de
entalpía de esta reacción. Aplicando sumatorio de entalpías de
formación de productos menos reactivos multiplicado por los coeficientes
tequiométricos. Y después también la variación de entropía de la
reacción como sumatorio de entropías de formación de productos menos
reactivos también multiplicado por coeficientes. Una vez que tenemos los
dos datos, y en este caso hemos transformado los kilojulios a julios y
queremos que esto sea menor que cero, nos queda que la temperatura ha de
ser mayor a 977 Kelvin. Habríamos contestado a la primera pregunta. ¿Qué
más nos piden los valores de Kp y Kc a 1.100? Vamos allá. A 1.100 si
queremos calcular Kp y Kc tengo que calcular lo que vale incremento de G.
Suponemos que incremento de H e incremento de S, no varían con la
temperatura. Y tendremos los valores que hemos tenido en su momento. Aquí
tenemos un signo menos, porque era... A ver, un momentito... Ah, positivo,
va bien. Bien. Entonces, tenemos calculado a esa temperatura como es mayor
de la que hemos calculado previamente, será espontánea el proceso.
Fijaos, sale menos 21.600 julios. ¿Sí? Entonces, ¿cómo calculo la Kp?
Pues ya sabéis, lo hemos contado al final de la sesión, de la parte
teórica. Aquí tenemos la expresión de Kp. Entonces, cuidado, como el
incremento de G está en julios, la R la tenemos que poner en julios,
porque los exponentes, cuidado, los exponentes de cualquier expresión
física o química, los exponentes tienen que ser adimensionales. Entonces,
si arriba tenemos julios y Kelvin, abajo tengo que tener los julios partido
por more Kelvin, ¿no? Evidentemente. Para que sea adimensional. Y las
unidades que nos saldrán serán atmósferas. ¿Por qué atmósferas?
Porque la Kp... ¿A qué será igual la Kp? La Kp será la presión parcial
del CO2 partido de la presión parcial del CO2. Por tanto, esto será
atmósferas. ¿Mmm? ¿Cómo calculamos la Kc? Pues a partir de la Kp. Aquí
lo tenemos. ¿No? Kc sería igual a Kp dividido Rt elevado al incremento de
n. ¿Qué vale el incremento de n? 2 menos 1, 1. ¿Vale? Entonces tendremos
este valor. ¿Sí? Será el valor de Kc molar o moles dito a la menos uno.
Ahora dice, si en un recipiente de 1 litro de capacidad que contiene 21
gramos de carbono y 27 gramos de dióxido de carbono y 21 gramos de
monóxido se calienta ¿en qué sentido tiene lugar la reacción? ¿Cuál
será la presión parcial de cada uno de los gases? ¿No? ¿Y cuál será
la cantidad de carbono que se alcanza en el equilibrio? Bueno, vamos allá.
Esto ya es del tema anterior pero ya que estamos lo revisamos. ¿Eh? Hemos
introducido estas cantidades de CO2, C y CO2. Lo hemos convertido a moles.
Entonces, ahora calculamos Q que es el cociente de reacción. Acordaos, en
este caso lo estamos poniendo con moles y concentraciones. Nos sale este
valor de Q. ¿Qué pasa con este valor de Q? Que Q es mayor que la Kc. A
ver... La Kc es 0,11 ¿no? Exactamente. Cuidado que he puesto Kp. Es Kc,
¿eh? ¿Vale? Kc. El sistema no está en equilibrio y evolucionará hacia
la izquierda para establecer el equilibrio. Entonces llamamos... 2X a los
moles de CO2 que reaccionan me quedarán 0,75-2X 1,75 más X 0,673 más X
El sistema evoluciona hacia la izquierda. Bueno, pues si trabajamos esto
operamos, ¿no? Y sabemos que no nos pueden quedar moles negativos. Nos da
como única solución siempre si las dos son positivas normalmente el
resultado correcto siempre es el más pequeño. Aquí tendremos las
concentraciones de ambos en el equilibrio. ¿Vale? Y si queremos saber las
presiones parciales con estos moles aquí los tendremos. Las presiones
parciales de cada una de ellas en el equilibrio. ¿Y qué cantidad de
carbono queda en el equilibrio? ¿No? Pues los moles iniciales más X por
lo tanto estos moles y los gramos de carbono será multiplicado por 12.
¿De acuerdo? Bueno, estoy recordando el tema de equilibrio. Vamos a ver
este otro ejercicio ¿no? Dice el hidrógeno sulfuro de amonio es un
compuesto sólido inestable que se descompone con facilidad la temperatura
ambiente en amoníaco y sulfuro de hidrógeno. Bueno, nos piden si el
proceso es endotérmico o exotérmico espontáneo o no espontáneo. ¿Vale?
Y razonar por qué el grado de desorden aumenta o disminuye. Todo esto nos
piden. Y después calcular K sub P y después ya el C ya es una cuestión
de equilibrio químico puramente. ¿Vale? ¿No? Bien, pues vamos a hacerlo.
¿Cómo calculamos? ¿Cómo podemos saber si es exotérmico o endotérmico?
Pues tenemos la reacción esquita calculamos la entalpía de la reacción
aplicando la ley de Hess y vemos que la entalpía sale positiva sumatorio
de entalpías de formación de productos menos reactivos los coeficientes
son 1 endotérmica. ¿Y la entropía? Pues lo mismo entropía de formación
de productos menos reactivos multiplicado por los coeficientes. ¿Vale? Y
nos sale positiva. ¿Y por qué sale positiva? ¿Por qué se desordena el
sistema? Porque una vez una entropía positiva quiere decir que se
desordena. ¿Y cómo lo justificamos este desorden? Pues lo justificamos
porque a partir de una molécula en estado sólido se forman dos moléculas
en estado gaseoso. Es decir, aumenta el desorden ¿por qué? Porque una
molécula se extiende en dos. Y además una molécula sólida da lugar a la
formación de dos gaseosos. Aumenta el desorden por cambio de estado
físico y por el número de moléculas. Bien, para calcular vamos a ver si
a esa temperatura el proceso es espontáneo. ¿No? Vemos que a esa
temperatura incremento de g no sale positivo luego el proceso es no
espontáneo. ¿De acuerdo? ¿Qué va a dar la constante de equilibrio? Pues
aproximadamente este valor 0,1 la Kp atmósferas al cuadrado. ¿Por qué
atmósferas al cuadrado? Porque la Kp de esta reacción si uno tiene en
cuenta las especies químicas gaseosas es H2S y amoníaco. Sería la
presión parcial del amoníaco con la presión parcial del H2S. Atmosferas
por atmósferas atmósferas al cuadrado. Ya sabéis que la concentración
de sólidos va incluido dentro de la constante. Lo vimos en otro tema.
¿Cómo podemos saber la presión total? ¿No? Si sabemos la Kp sabemos la
Kp del H2S de amoníaco. La acabamos de calcular. ¿Vale? Bueno, la
teníamos en otras condiciones. A ver... Nos dice la presión en un
recipiente a 25 tras depositar un mol de hidrógeno a 25 grados. ¿No?
Bueno, la raíz cuadrada de 0,1 sale de 0,314 y la presión total sería la
suma de las presiones parciales de ambos gases. Como por cada mol de
hidrógeno sulfuro de amonio por cada mol me genera el mismo número de
moles de amoníaco y de sulfuro de hidrógeno la presión parcial de cada
uno de ellos será la misma y por lo tanto sería la raíz cuadrada de Kp.
¿Vale? Bueno, la presión total sería dos veces la presión parcial del
amoníaco. ¿Vale? O del H2S. Venga, aquí tenemos un tercer ejercicio que
dice mediante la descomposición térmica del bicarbonato de sodio o
hidrocarbonato de sodio se obtiene carbonato sódico y dióxido de carbono
y agua. Calcular la entalpía de la reacción y la temperatura a partir de
la reacción a partir de la cual sea espontánea fijaos como se reitera en
este tipo de ejercicios calcular los valores de Kp y Kc después en un
recipiente de un volumen se calienta a una temperatura 90 gramos de
hidrocarburo de hidrogenocarbonato de sodio, perdón y cuando se alcance el
equilibrio me piden las presiones parciales y la presión total ¿Y
cuántos gramos de hidrogenocarbonato de sodio se descompone? ¿Y cuántos
quedarán sin descomponer? ¿Vale? Recordad que siempre los compuestos
sólidos los sólidos no intervienen en las expresiones de las constantes
de equilibrio pero sí que son necesarios para que tenga lugar la reacción
evidentemente. Pues el procedimiento será lo mismo que hemos hecho en los
dos últimos casos esta es la reacción química calculamos la entalpía de
la reacción como sumatorio de entalpía de formación de productos menos
reactivos y vemos que el proceso es endotérmico igualmente calculo la
entropía de la reacción a partir de la entropía de formación de
productos y reactivos productos menos reactivos multiplicados por los
coeficientes estequiométricos todos estos datos me los da el enunciado no
tiene que ser un problema ojo con las unidades que la entalpía sale en
kilojulios y la entropía en julios ¿Vale? Calculamos a qué temperatura
este proceso sería espontáneo y es a partir de 386 Kelvin a partir de 386
Kelvin el proceso sería espontáneo ¿De acuerdo? Entonces el incremento
de G sabemos que en el equilibrio es menos RT logaritmo vperiano de Kp y a
partir de aquí nosotros a esta temperatura podemos calcular la Kp ¿No?
Podemos calcular la Kp a partir del incremento de G a 298 Kelvin ¿Cuánto
es el incremento de G? Fijaos es un número positivo 29538 julios entonces
la Kp es menos el incremento de G a partir de RT insisto, la R en julios
por lo tanto, cuidado nos sale un valor muy pequeño, pues un proceso no
espontáneo tiene que darnos una constante de equilibrio muy pequeña el
sistema está desplazado hacia la izquierda ¿No? Y si queremos calcular la
Kc también un valor muy pequeño donde el incremento de N es 2-0 aquí hay
un 1 y aquí hay un 1, 1 más 1 es 2 menos 0, pues 2 ¿Vale? Para seguir
haciendo el ejercicio necesito conocer Kp a 130 grados voy a calcular
incremento de G a 130 grados que ya sabemos que va a ser negativo porque
está superior a la temperatura a partir de la cual era espontánea la
reacción ¿No? calculamos esta Kp como sabemos que la presión parcial del
CO2 y del agua es la misma ¿No? si falta el cuadrado sabemos que la
presión parcial de CO2 es raíz cuadrada de Kp ¿Vale? entonces la
presión total es suma de la presión parcial del CO2 más la presión
parcial del agua y es idéntica para ambos si queremos saber los moles de
CO2 por ejemplo que tenemos en el equilibrio como sabemos el volumen y la
temperatura ¿No? podemos determinar el número de moles y a partir de
estos moles nosotros podemos determinar cuantos moles de bicarbonato han
reaccionado porque las relaciones estequiométricas es uno es a uno una vez
que se los gramos de bicarbonato de sodio que han reaccionado ¿No? y como
se los que tenía inicialmente ¿No? eran 90 menos los que han reaccionado
serán los que me quedan de acuerdo bien vamos a ir al otro documento
tenemos más ejercicios de exámenes bueno ya veis cuantas hay bastantes
dice el gas de síntesis se obtiene por reacción entre metano con vapor de
agua dice escribir la reacción ajustada de su obtención y calcular la
entalpía de esta reacción nos dan las entalpías de formación de todos
los compuestos quizás la dificultad sea escribir la reacción hay que
saber lo que es el gas de síntesis el gas de síntesis esto lo veréis en
los temas siguientes ¿No? es CO más hidrógeno ¿De acuerdo? entonces a
partir de metano y vapor de agua se obtiene el gas de síntesis CO más
hidrógeno es uno de los métodos hay más entonces esta reacción igualada
si yo quiero calcular la entalpía de esta reacción aquí la dificultad
inicial está en escribir la reacción primero acordarse lo que es el gas
de síntesis que es CO más hidrógeno el 3 viene de la igualación en este
caso a partir de metano y agua vapor de agua entonces la variación de
entalpía de la reacción viene dada por esta ecuación veis que nos queda
un proceso endotérmico hay que aportar energía para que tenga lugar otro
fijaos para una determinada reacción química se sabe que el incremento de
H es positivo y el incremento de S también es positivo y nos dicen si a 25
grados esta reacción es endotérmica, espontánea, sí, no vamos a ver la
espontaneidad ya hemos dicho que viene dada por el incremento de G que es
incremento de H menos T incremento de S vale la reacción es endotérmica
porque el incremento de H es positivo el incremento de S vemos que es
positivo, que nos favorece entonces hay que calcular si esta reacción
incremento de G que vale cuidado con las unidades vemos que el incremento
de G si transformamos la entropía en kilojulios nos sale positiva
incremento de G me sale positiva esta temperatura 298 Kelvin por lo tanto
si el incremento de G sale positiva diremos que es no espontánea por lo
tanto la solución correcta es endotérmica y no espontánea aquí este
ejercicio tiene su cierta dificultad porque dice aquí que con todos estos
datos determinar la entropía de formación del ácido nitroso este es de
estos ejercicios en los cuales yo no puedo aplicar aplicar la fórmula esta
de sumatoria de entropía de formación de productos menos reactivos porque
me piden la entropía de formación de un compuesto a partir de sus
elementos y por lo tanto si me piden la entropía de formación de un
compuesto a partir de sus elementos nosotros tenemos que ver cómo jugamos
con estas cinco ecuaciones para que me dé la de arriba no haría nada
fácil bueno lo que hay que hacer cuando tenemos todo esto es ver en qué
ecuación aparece los compuestos que hay en la ecuación incógnita y sólo
una vez y si no es sólo una vez si aparecen más de una pues ver cómo lo
podemos combinar bien pues lo que tenemos es aquí por ejemplo el ácido
nitroso acuoso lo vemos que está a la izquierda en la segunda reacción
pero creemos que está a la derecha por lo tanto esta reacción habrá que
multiplicarla por menos uno por menos uno ya sabemos esto más cosas el
oxígeno el oxígeno está a la izquierda aquí tiene un medio y aquí
tiene que tener un dos la ecuación D habrá que multiplicarla por dos por
el oxígeno el oxígeno es un medio hay que multiplicarla por dos la D por
dos bien pero al multiplicar la D por dos cuántos hidrógenos estamos
teniendo a la izquierda dos hidrógenos y sin embargo queremos tener sólo
medio pero fijaos que aquí tengo tres medios de hidrógeno a la izquierda
y aquí tendré dos dos menos tres medio es un medio luego habrá que darle
la vuelta ¿para qué? para que el hidrógeno esté a la derecha y tenga
que restar dos menos un medio y me queden tres medios ya me queda menos
¿qué más? la del nitrógeno el nitrógeno fijaos tengo que tener un
medio a la izquierda la E como le he dado a la vuelta tengo un medio a la
derecha y si a la primera le doy la vuelta tendré uno a la izquierda de
nitrógeno y uno menos un medio será un medio ay perdonadme lo que tengo
que poner es darle la vuelta sólo sólo darle la vuelta y por último nos
quedará la C queremos que se simplifique el NH4NO2 como ya le hemos dado
la vuelta a la derecha bastará que se quede aquí a la izquierda y
bastaría por uno bueno, hay que reconocer que lleva su trabajo hacer esto
cuando son tantas ecuaciones hay que fijarse bastante no es inmediato bien,
aquí tenemos el triclorometano que se puede obtener junto con cloruro de
hidrógeno mediante la reacción de metano y cloro calcula la variación de
entalpía asociada al proceso ¿no? bueno pues aquí tenemos la reacción
esta es la reacción que se forma ¿vale? entonces aquí ¿qué nos dan de
datos? pues nos dan las entalpías ¿no? de combustión del metano ¿no? de
formación del dióxido de carbono de formación del cloroformo, del agua
etcétera y se trata a través de combinar las ecuaciones ¿no? por ejemplo
la primera ¿el CH3 está en el mismo lado? sí ¿tiene un mismo
coeficiente? sí, pues por uno se repite a ver el CH4 ¿dónde está el
CH4? aquí ¿no? está a la izquierda aquí está a la izquierda en la e
solo aparece en una. ¿Está al mismo lado? Sí, pero tiene un 3. O sea,
hay que multiplicar todo por 3. ¿Vale? El cloro. A ver. El cloro ya lo
teníamos ahí con otros. ¿No? A ver, a ver. Ya aparecen la 1 y la 3. No
la podemos mirar. Ahora, por ejemplo, ¿qué nos queda? El CO2. El CO2
tiene que desaparecer. No podemos tener el CO2. Entonces, si aquí tengo la
E, tengo CO2 a la derecha, tengo que dejar el CO2, esta multiplicada por
menos 1, la C, para que esté a la izquierda. ¿Vale? ¿Y la D? La D es la
formación del agua líquida a partir de hidrógeno. ¿Cuál es el
compuesto que está ahí que tiene que simplificarse? ¿Eh? Bueno, podemos
mirar el agua líquida fijaos el agua líquida, por ejemplo. El agua
líquida tiene que desaparecer. En la E tiene un 2 y aquí está a la
derecha. Tengo que conseguir que esté a la izquierda y con un 2, pues
tengo que multiplicar por menos 2. Bueno, como veis, todo lleva ¿Eh? Aquí
tenemos más. Este es más fácil. Me pide la deformación del del óxido
de zinc ¿No? A partir de estas tres reacciones. Claro, aquí la primera la
ZNO está a la izquierda y quiero que esté a la derecha. Pues la primera
vez que he multiplicado por menos 1. Por menos 1. La segunda, el oxígeno
es el que se repite. Está mismo la 2, sí. Con el mismo coeficiente, sí.
Lo dejo igual. La tercera, ¿cuál se repite? El zinc. Está mismo la 2,
sí. Con el mismo coeficiente, sí. Pues la primera por menos 1, la segunda
por 2 y la tercera por 3. Y nos saldrá la incógnita. ¿Eh? Sí. Por 1 por
menos 1 por 1 y por 1. Bueno, aquí tenemos otra más. Esto salió en la
PEC del año pasado. Dada las siguientes ecuaciones termoquímicas razonar
si la reacción de formación del PCl3 ¿No? Es una reacción exotérmica o
o endotérmica. ¿No? Bueno, nosotros queremos determinar la entalpía. De
esta reacción, ¿no? A partir de las entalpías de estas dos reacciones.
¿Cómo las combinamos? Hay que ver qué compuesto se repite. El P4. ¿El
P4 está al mismo lado? Sí. ¿El mismo coeficiente? Sí. Pues por 1. A
ver, el PCl3. ¿Está al mismo lado? Sí. ¿El mismo coeficiente? Sí. Pues
entonces las sumamos directamente a las ecuaciones. No hace falta mirar.
Solo hay que mirar el que aparece solo una vez. Si sumamos las dos
ecuaciones, ¿qué da la ecuación de arriba? Pues simplemente... Ah,
bueno. Perdonadme. Aquí la he multiplicado por 4, la segunda. Si aquí ya
me lo he encontrado multiplicado por 4. ¿Qué es? Las dos ecuaciones son
estas. ¿No? Entonces, efectivamente, la del PCl5 con el cloro, la de ver,
con el PCl3, esta, tiene que tener 4 PCl3. ¿Está al mismo lado? Sí.
Luego a esta, la primera. Lo que hemos hecho ha sido multiplicarla por 1. Y
la segunda por 4. ¿Eh? Para que al sumarlas nos dé la ecuación
incógnita. ¿De acuerdo? Bueno. Hay más ejercicios. Os aconsejo que los
miréis. Sobre todo también los que hay en el final de este documento, que
son daños recientes. Para que vayáis practicando. ¿Vale? Venga, pues
muchas gracias y hasta la próxima. Nos vemos.