1.- Factibilidad termodinámica de las reacciones químicas

La factibilidad de una reacción se puede medir si se mira el delta G (energía de gibbs) que genera la reacción, esto nos va a definir si las reacciones serán espontanea o no espontanea.

1.1) Proceso espontaneo y no espontaneo.

Problema 1

Vamos a considerar que una reacción  A+B ⟶2C, que reacciona a 298K, con un un ∆H_f^0=90.13 KJ/molK, S^0 [A]=191.15 J/molK, S^0 [B]=205 J/molK, y S^0 [C]=210.6 J/molK  es considerada reacción espontánea, sea correcto esta afirmación?

La entropía seria:

Cumpliendo con la fórmula:

Por lo tanto la reacción no es espontánea a 298K:

Problema 2

Para cierto proceso tenemos los siguientes valores:∆H=-240 KJ y ∆S=-110J/K. Suponiendo que, aproximadamente, los valores de ∆H y ∆S no varían con la temperatura, ¿a qué temperatura alcanzará el equilibrio del sistema? ¿A qué temperatura es espontánea? 

Equilibrio→∆G=∆H-T∙∆S=0

∆T=∆H/∆S

∆T=(-240,000J)/(-110J/K)=2.181K

Al ser ∆H<0 y ∆S<0, esta temperatura marca el limite en el cual la reacción deja de ser espontanea, la reacción será espontanea siempre y cuando la temperatura sea inferior a la calculada.

1.2) Constante de equilibrio en función de temperatura, presión y avance de reacción.

La constante de equilibrio es la relación entre las proporciones molares de reactivos y productos, estas son afectadas si una de las variables (temperatura, presión y avance de reacción), las reglas generales de criterios de equilibrio son: 

∆G>0	Reacción no espontanea	K < 1	La mezcla será principalmente reactivo
∆G<0	Reacción espontanea	K > 1	La mezcla será principalmente producto
∆G=0	Reacción en equilibrio	K = 1	La reacción alcanzara equilibrio a cierta mezcla intermedia.

Reacción endotermica	∆H > 0	La K aumenta y se desplaza hacia la derecha
Reacción exotermica	∆ H < 0	La K disminuye y se desplaza hacia la izquierda

Problema 3

Se realizaron varias pruebas para una reacción  N₂O₄↔2NO₂ con distintas cantidades a 134 °C. Una vez alcanzando el equilibrio las concentraciones de las dos substancias en cada muestra fueron:

Muestra	1	2	3
[N2O4]/moles	0.29	0.05	-
[NO2]/moles	0.74	-	0.3

Para este problema nos podemos ayudar con la Kc que es la constante de equilibrio en funcion de las concentraciones molares.

Kc se determina con el producto de las concentraciones molares elevadas a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos.

Por lo tanto substituiremos los valores y despejaremos para las concentraciones correspondientes para completar los datos de la tabla.

Problema 4

A 327ºC la Kc = 77 M^-2   para el proceso: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ ,hallar la Kp a esa misma temperatura, para: 4NH₃ ↔ 2N₂ + 6H_{2Sea Kc1 la correspondiente al primer proceso y Kc2 al segundo proceso sus expresiones de equilibrio son:
Por lo tanto:} 

Problema 5

El carbonato amónico se descompone térmicamente a 500°C según la reacción de equilibrio:

(NH₄)2CO₃ ↔ 2NH₃(g) + CO₂(g) + H₂O(g)

Encontremos la  Kp, a esa temperatura, si la presión total en el equilibrio es de 2,8 atm

El sistema esta en un equilibrio heterogéneo, por lo tanto no podemos apoyar con la constante de equilibrio en función de la presión, que en este caso solo dependerá de la presiones parciales de los componentes.

 Kp= P_CO2 ∙P_H20 ∙ P²_NH3

_{De la ecuación de gases ideales PV = nRT podemos deducir la pesión de un gas y el n° de moles del mismo, ya que son directamente proporcionales en las mismas condiciones por lo tanto:}

_Kp=PP(CO_{2)X PP(}H₂O)X PP(2NH₃

_{PP= Presión parcial}

Y la presión parcial es la suma de las presiones parciales de los componentes

Pt=p+p+2p=4p → 2.8=4p → p=0.7atm→ Kp= 4( 0.7⁴) = 0.96atm4 

Problema 6

Para: N₂O₄(g) ⇔ 2NO₂(g). Se ponen n moles de N₂O₄ en un reactor y se alcanza el equilibrio a 134ºC y 1 atm de presión. Hallar el grado de disociación del N₂O₄ cuando tienen un Kp de 66 atm

N₂O₄ ⇔ 2NO₂.

Una manera de resolver este problema es mediante, el balance de materia, los moles totales de la reacción serian n= n-nα+2nα = n+nα = n(1+α)

Problema 7

La Kc= 4,1·10-2 moles/l, para: PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. En un reactor se pone PCl5.. Al llegar al equilibrio hay 0,53 moles de Cl2 y 0,32 moles de PCl5. Si se reduce a la mitad el volumen ¿cuál es la composición del gas en equilibrio?

Primero necesitamos sacar el volumen del reactor:

   

Para obtener las composiciones nos podemos apoyar en el principio de Le Chatelier, una disminución del volumen a una temperatura cte, hará que el proceso evolucione aumentando el número de moles estequiométricos.

    PCl5 ↔ PCl3 + Cl2

N0) 0.32       0.53     0.53

Δn)   -x              x          x

Eq)0.32-x     0.53+x   0.53+x

Por lo tanto:

Moles de PCL5= 0.32+0.1=0.42

Moles de Cl2 =moles de PCl3 = 0.53-0.1= 0.43

Problema 8

A 500 K el PCl₅ se descompone en un 14% según la ecuación PCl₅ (g) ↔  PCl₃(g) + Cl₂(g). Si en un recipiente de 2 litros ponemos 2 moles de pentacloruro de fósforo y calentamos hasta 500ºC Hallar Kc para la reacción a esa temperatura

Para poder encontrar la constante de equilibrio a esta temperatura primero necesitamos saber el grado de descomposición, “α” este te lo dan en el problema 14% significa que:

       PCl₅ ↔  PCl₃ +   Cl₂

N0) 2                -           -

Δn)-20.14      20.14  20.14

Eq)2(1-0.14)  20.14  20.14