Análisis de Reacciones Químicas y Termodinámica

Reacción de SO₂ con O₂

Considerando la reacción 2 SO₂ (g) + O₂ (g) ⇆ 2 SO₃ (g), razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

1. a) Un aumento de la presión conduce a una mayor producción de SO₃.
2. b) Una vez alcanzado el equilibrio, dejan de reaccionar las moléculas de SO₂ y O₂ entre sí.
3. c) El valor de K_p es superior al de K_c, a temperatura ambiente.
4. d) La expresión de la constante de equilibrio en función de las presiones parciales es: K_p = p²(SO₂) · p(O₂) / p²(SO₃) DATO: R = 0,082 atm · L · mol⁻¹ · K⁻¹.

Solución:

1. a) Verdadera. Un aumento de la presión provoca una disminución del volumen del recipiente, y esta disminución de capacidad hace que el equilibrio se desplace en el sentido en el que aparece un menor número de moles, hacia la derecha, lo que provoca un aumento de la producción de SO₃.
2. b) Falsa. El equilibrio que se obtiene es dinámico, por lo que siguen reaccionando SO₂ y O₂ para dar SO₃, y descomponiéndose, a la misma velocidad, moléculas de SO₃ para producir SO₂ y O₂.
3. c) Falsa. La relación entre K_p y K_c es: K_p = K_c · (R·T)^Δn, y como Δn = moles de productos – moles de reactivos = 2 – 3 = −1, resulta para la relación anterior: K_p = K_c / (R·T), de donde se deduce claramente que al ser R · T > 1, K_p será siempre inferior a K_c a temperatura ambiente.
4. d) Falsa. La constante de equilibrio en función de las presiones parciales se obtiene siempre dividiendo las presiones parciales de los productos entre las de los reactivos, permaneciendo constante mientras no cambie la temperatura. La relación de la constante de equilibrio K_p con las presiones parciales de productos y reactivos es: K_p = p²(SO₃) / (p²(SO₂) · p(O₂)). La propuesta es la constante de equilibrio K_p para la reacción inversa.

Geometría Molecular

Aplicando la teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, indique razonadamente, la geometría de las moléculas siguientes:

1. a) NF₃
2. b) BF₃

Solución:

La teoría de repulsión de los electrones de valencia dice que los pares de enlace σ y los pares no enlazantes se disponen alrededor de un átomo de forma que la repulsión entre ellos sea mínima. La forma de la molécula se determina de la posición de los átomos (sin tener en cuenta los pares no enlazantes). En la molécula de trifluoruro de nitrógeno (NF₃), el átomo de nitrógeno está en el centro de un tetraedro y los tres átomos de flúor en tres vértices, pero en el cuarto vértice está un par no enlazante. En la molécula de trifluoruro de boro (BF₃), no existe ese par no enlazante y, por tanto, la molécula es triangular plana.

Reacción de Fe₂O₃ con Al

Para el proceso Fe₂O₃ (s) + 2 Al (s) → Al₂O₃ (s) + 2 Fe (s), calcula:

1. a) La entalpía de reacción en condiciones estándar.
2. b) La cantidad de calor que se desprende al reaccionar 16 g de Fe₂O₃ con la cantidad suficiente de Al.
3. c) La masa de óxido de aluminio que se obtiene en el apartado anterior.

DATOS: A_r (Fe) = 56u; A_r (O) = 16u; A_r (Al) = 27u; ΔH_f^o (2Al + 3/2O₂ → Al₂O₃) = –1.662 kJ · mol^–1; ΔH_f^o (2Fe + 3/2O₂ → Fe₂O₃) = –836 kJ · mol^–1.

Solución:

M(Fe₂O₃) = 160 g · mol^–1; M(Al₂O₃) = 102 g · mol^–1.

1. a) Teniendo presente que la entalpía de los elementos químicos es cero, la variación de entalpía de la reacción se halla de la expresión: ΔH^o_r = Σ a · ΔH_f^o(productos) − Σ a · ΔH_f^o(reactivos) = ΔH_f^o(Al₂O₃) − ΔH_f^o(Fe₂O₃) ⇒ ΔH^o_r = –1.662 kJ · mol⁻¹ − (–836) kJ · mol⁻¹ = –826 kJ · mol⁻¹.
2. b) Si por cada mol de Fe₂O₃ se desprende 826 kJ de energía, multiplicando los 16 g de Fe₂O₃ por el factor de conversión mol-gramo de Fe₂O₃ y por la relación ΔH^o_r-mol, se obtiene el valor del calor que se desprende: 16 g Fe₂O₃ · (1 mol Fe₂O₃/160 g Fe₂O₃) · (–826 kJ/1 mol Fe₂O₃) = –82,6 kJ
3. c) Si un mol de Fe₂O₃ produce un mol de Al₂O₃, los moles de Fe₂O₃ del apartado anterior (0.1 mol) son los moles de Al₂O₃ que se obtienen, es decir, 0.1 mol Al₂O₃ · (102 g Al₂O₃/1 mol Al₂O₃) = 10,2 g Al₂O₃.

Resultado:

a) ΔH^o_r = –826 kJ · mol^–1; b) Q = –82,6 kJ; c) 10,2 g Al₂O₃.