Termoquímica

La espontaneidad de un proceso se determina mediante la Energía Libre de Gibbs: $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. Un proceso es espontáneo cuando $\Delta G < 0$. Para analizar cada caso, es necesario determinar el signo de $\Delta S$ a partir de los cambios en el estado de agregación y el número de moles de gas, y luego estudiar la prevalencia del factor entálpico y el factor entrópico según la temperatura.

En esta reacción se produce un mol de gas a partir de un sólido, lo que supone un aumento del desorden del sistema: $\Delta S > 0$. Con $\Delta H > 0$ y $\Delta S > 0$, la expresión de Gibbs queda $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. A temperaturas bajas, el factor entálpico ($\Delta H > 0$) domina sobre el factor entrópico ($T\Delta S$), resultando $\Delta G > 0$ y el proceso no es espontáneo. A temperaturas altas, el factor entrópico ($T\Delta S > 0$) llega a superar al factor entálpico, haciendo $\Delta G < 0$, por lo que el proceso es espontáneo solo a temperaturas altas.

Se pasa de 2 moles de gas a 3 moles de gas, aumentando el desorden: $\Delta S > 0$. Con $\Delta H < 0$ y $\Delta S > 0$, se tiene $\Delta G = \Delta H - T\Delta S < 0$ a cualquier temperatura, ya que ambos términos contribuyen negativamente a $\Delta G$. El factor entálpico favorece la espontaneidad y el factor entrópico también la favorece. El proceso es espontáneo a cualquier temperatura.

Se genera un mol de gas ($\ce{H2}$) a partir de reactivos sólidos y en disolución, por lo que el desorden aumenta: $\Delta S > 0$. Con $\Delta H < 0$ y $\Delta S > 0$, la expresión $\Delta G = \Delta H - T\Delta S < 0$ se cumple a cualquier temperatura, puesto que el factor entálpico y el factor entrópico favorecen simultáneamente la espontaneidad. El proceso es espontáneo a cualquier temperatura.

Se pasa de 2 moles de gas a 1 mol de gas, disminuyendo el desorden del sistema: $\Delta S < 0$. Con $\Delta H > 0$ y $\Delta S < 0$, la expresión $\Delta G = \Delta H - T\Delta S > 0$ a cualquier temperatura, ya que el factor entálpico desfavorece la espontaneidad y el factor entrópico también la desfavorece (al restar $T\Delta S$ con $\Delta S < 0$, se suma un término positivo). El proceso no es espontáneo a ninguna temperatura.

La variación de entropía es negativa, lo que es coherente con la disminución del número de moles de gas en la reacción (pasan de 3 moles de gas a 2 moles de gas).

Para que la reacción sea espontánea se debe cumplir $\Delta G < 0$. Aplicando la ecuación de Gibbs:

Dado que el factor entálpico ($\Delta H^0 = -1367{,}1 \; \text{kJ} \cdot \text{mol}^{-1}$) es negativo y el factor entrópico ($\Delta S^0 = -137{,}9 \; \text{J} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$) es también negativo, el término $-T\Delta S$ es positivo y crece con la temperatura, oponiéndose a la espontaneidad. La reacción será espontánea cuando el factor entálpico predomine sobre el factor entrópico, es decir, a temperaturas suficientemente bajas. La condición límite ($\Delta G = 0$) permite calcular la temperatura máxima por encima de la cual la reacción deja de ser espontánea:

La reacción es espontánea ($\Delta G < 0$) para temperaturas inferiores a $9914 \; \text{K}$, lo que en condiciones normales significa que la combustión del etanol es siempre espontánea.

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 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 ($\Delta S > 0$).

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 ($\Delta U$):