Termoquímica

La espontaneidad se determina mediante la energía libre de Gibbs: $\Delta G^0 = \Delta H^0 - T\Delta S^0$. En este caso, el factor entálpico es favorable ($\Delta H^0 = -241,8 \text{ kJ} \cdot \text{mol}^{-1} < 0$), mientras que el factor entrópico es desfavorable ($-T\Delta S^0 > 0$ ya que $\Delta S^0 < 0$). El proceso será espontáneo a temperaturas bajas, donde el factor entálpico predomine sobre el factor entrópico, haciendo que $\Delta G^0 < 0$.

En esta reacción, el número de moles de sustancias gaseosas pasa de 4 en los reactivos a 2 en los productos ($\Delta n_g = 2 - 4 = -2$). Al producirse una disminución en el número de partículas gaseosas, el sistema alcanza un estado de mayor orden, lo que se traduce en una disminución de entropía ($\Delta S < 0$).

Los valores de $Q_p$ y $Q_v$ coinciden cuando el término $\Delta n_g RT$ es igual a cero. Esto ocurre en reacciones donde no hay variación en el número de moles de las especies gaseosas ($\Delta n_g = 0$) o, de forma trivial, si la temperatura absoluta fuese $0 \text{ K}$.

En el estado sólido, las moléculas de agua están fijas en una estructura cristalina ordenada mediante enlaces de hidrógeno. Al fundirse, estas interacciones se debilitan y las moléculas adquieren una mayor libertad de movimiento y capacidad de adoptar múltiples microestados. Este incremento del desorden molecular implica que la entropía aumenta ($\Delta S > 0$).

Se calcula la entalpía estándar de la reacción ($\Delta H_r^\circ$) a partir de las entalpías de formación de los productos y reactivos utilizando la ley de Hess:

Se calcula la variación de entropía estándar de la reacción ($\Delta S_r^\circ$) utilizando las entropías molares de las especies involucradas:

Para determinar la espontaneidad de la reacción a $298,15 \text{ K}$, se aplica la ecuación de la energía libre de Gibbs ($\Delta G = \Delta H - T\Delta S$):

Dado que $\Delta G_r^\circ < 0$, la reacción es espontánea a $298,15 \text{ K}$. El proceso es exotérmico ($\Delta H_r^\circ < 0$), lo que significa que el factor entálpico favorece la espontaneidad. Por otro lado, hay una disminución en la entropía del sistema ($\Delta S_r^\circ < 0$), por lo que el factor entrópico se opone a la espontaneidad. La reacción es espontánea debido a la prevalencia del factor entálpico sobre el factor entrópico a esta temperatura.

Verdadero. El ion $\ce{F-}$ ($Z = 9$) y el átomo de $\ce{Ne}$ ($Z = 10$) son especies isoelectrónicas, presentando ambos la configuración electrónica $1s^2 2s^2 2p^6$. En ambas especies, los electrones de valencia se encuentran en el nivel de energía $n = 2$. Al tener el mismo número de electrones, el apantallamiento ($S$) que experimentan los electrones externos es muy similar. Sin embargo, el neón posee una mayor carga nuclear ($Z$), lo que implica una mayor carga nuclear efectiva ($Z_{ef} = Z - S$) sobre los electrones periféricos. Una mayor $Z_{ef}$ conlleva una mayor atracción electrostática del núcleo sobre la nube electrónica, provocando una contracción de la misma. Por tanto, el radio de $\ce{F-}$ es mayor que el de $\ce{Ne}$.

Falso. La espontaneidad de un proceso viene definida por la energía libre de Gibbs según la expresión $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. En este caso, el factor entálpico es favorable ($\Delta H < 0$, proceso exotérmico), pero el factor entrópico es desfavorable ($\Delta S < 0$, aumento del orden). Para que la reacción sea espontánea, debe cumplirse que $\Delta G < 0$. Esto solo ocurrirá cuando el valor absoluto del término entálpico sea superior al del término entrópico ($|\Delta H| > |T\Delta S|$), condición que se satisface únicamente a temperaturas bajas. A temperaturas elevadas, el término $-T\Delta S$ se vuelve lo suficientemente positivo como para que $\Delta G > 0$.

Verdadero. De acuerdo con la RPECV, el átomo central de berilio ($A$) posee 2 electrones de valencia en su capa más externa. El berilio forma dos pares de electrones de enlace con los átomos de cloro ($B$) y no posee pares de electrones solitarios ($E$). Por lo tanto, la molécula es del tipo $AB_2$. Para minimizar la repulsión electrostática entre los dos pares de electrones enlazantes, estos deben situarse lo más alejados posible entre sí, lo que se traduce en una disposición geométrica lineal con un ángulo de enlace de $180^\circ$.

La variación de entalpía estándar de la reacción se calcula a partir de las entalpías de formación de los productos y reactivos según la Ley de Hess:

Sustituyendo los valores para la reacción $\ce{2 CO2(g) + 4 H2(g) -> 2 CH3OH(l) + O2(g)}$:

La variación de entropía estándar se calcula de forma análoga a la entalpía:

Para determinar la espontaneidad a $500 \text{ K}$, utilizamos la ecuación de Gibbs: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. En este caso, el factor entálpico es positivo ($\Delta H > 0$), lo que desfavorece la espontaneidad. El factor entrópico ($-T\Delta S$) es también positivo puesto que $\Delta S < 0$, lo que tampoco favorece la reacción.

Al ser $\Delta G > 0$, la reacción no es espontánea a $500 \text{ K}$.

La reacción es:

Enlaces rotos en los reactivos:

Energía total para romper enlaces:

Enlaces formados en los productos:

Energía total para formar enlaces:

La entalpía de reacción estándar es:

Cálculo de la variación del número de moles de gases ($\Delta n_g$):

La temperatura es $T = 25^\circ\text{C} = 25 + 273.15 = 298.15 \text{ K}$.El valor de la constante de los gases es $R = 8.31 \text{ J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$.Cálculo de $\Delta n_g RT$:

Cálculo de la variación de energía interna ($\Delta U$):