ESTEQUIOMETRIA

Ejemplo 9.14
Calcule el cambio de energía libre estándar,∆G°, para formación de metano a 298 K:
 
 ∆H°ƒ(kj/mol)
 S°(kj● mol)

C(grafito)
0
5.6

H2(g)
0
130.7

CH4(g)
-74.9
186.3

∆H°rxn = ∆H°ƒ [CH4(9) ] – {∆H°ƒ[C(grafito)]}+ 2 ∆H°ƒ [H2(g)]}
= – 74.9kj – (0 + 0)
= – 74.9kj
∆S°rxm = S°[CH4(g)]– {S°[C(grafito)] + 2 S°[H2(g)]}

= 186.3 J/K K mol
– [1 mol (5.6 J/ K mol) + 2 mol(130.7 J/K mol
●

●

●●

= – 80.7 J/K
∆G°rxm = ∆H°rxm – T ∆S°rxm
= – 74.9 KJ – (298 K) –(80 J/K)(1 KJ / 1000 J)
= – 74.9 KJ – (-24.0 KJ)
= – 50 KJ

∆G°rxm es negativo a 298 K, de modo que predecimos que la reaccion sera espontanea.

Ejemplo 19.5
Calcule el cambio de energía libre estándar para la combustión de 1.0 mol de metano a partir de
las energías libres estándar de formación de los productos y reactivos.
CH4(g)+ 2 O2 (g)
∆G°ƒ

-50.9

0

2H2O(g) + CO2(g)
-228.6

-394.4

(KJ/mol)

∆G°rxm = 2∆G°ƒ [H (g)] +∆G°ƒ [CO (g)]
2
2
– {∆G°ƒ [CH4(g)] + 2∆G°ƒ [O2(g)]}
= 2 mol (–228.6 Kj/mol) + 2 mol (0 kJ 7 mol)
= –800.7 kJ
El gran valor negativo de ∆G°rxm indica que la reacción es espontánea en condiciones estandar.

Ejemplo 19.6
Use los parámetros termodinámicos para estimar el punto de ebullición del metanol.∆G°rxm + 3.8 kJ, ∆H°rxn = +37.4 kJ y ∆S°rxn =112.7 J/K.
∆G° = ∆H° – T∆S°
= + 37 400 J – [T (+122.7J/K)]
0
T= 332K (o 59 °c)

Ejemplo 19.7
Determine el cambio de energía libre estándar, ∆G°rxm, para la forma 1.00 mol de amoniaco
A partir de nitrógeno e hidrogeno, y emplee este valor para calcular la constante de equilibrio
Para esta reacción a 25 °C.
½ N2(g)+ ⅔H2(g) NH3(g)
∆G° = –RT ln K
–16 370 J/mol =– (8.3145) mol) (298.15 k) ln kp
ln kp = 6.604
kp = 7.38 x 102

Ejemplo 19.8
El valor de kps para AgCl(s) a 25 °C es 1.8 x 10-10 . Use este valor en la ecuación 19.8 para
determinar el valor de ∆G° del progreso Ag+ (ac) + Cl- (ac)
AgCl(s) a 25 °C

Para Ag+(ac)+ Cl-(ac)

AgCl(s),

1
1
K= =
= 5.6 x 109
Kps 1.8x10-10
∆G° = –RT ln K
= – (8.3145 J/K● mol) (298.15 K) ln(5.6x109)
= – 56 kJ/mol (parados figuras significativas)

Primera ley: La ene4rgia total del universo es constante
Segunda ley: La entorpía total del universo siempre va en aumento
Tercera ley: La entorpía de una sustancia cristalina pura perfectamente formada a 0 K es igual a c

Ejercicio 20.1
El aluminio reacciona con ácidos no oxidantes para dar Al 3+(cl) y H2(g). La ecuación sin
balancear es:
Al(s) + H+(ac)

Al3+(ac) +H2(g)

Escriba las semirreacciones balanceadas y la ecuación iónica neta balanceada. Identifique el
agente oxidante, el agente reductor, la sustancia que oxida y la sustancia que reduce.

Ejercicio 20.2
El ion de dioxivanido (v) de color amarillo, VO2 + (ac) es reducido por cinc metalico en tres
pasos. En el primero paso se reduce a VO2 + (ac) de color azul (ejemplo 20.2) y despues se
reduce a V3+(ac) de color verde en el segundo paso. En el tercer pasio, el V3+ puede reducirse a
V2+ (ac) de color violeta. En cada paso el cinc se oxida a Zn2+ (ac). Escriba las ecuaciones en el
enfoque del capitulo.

Ejercicio 20.3
El ion permanganato, MnO4- , es un agente oxidante. Un análisis de laboratorio común para el
hierro consiste en titular el ion acuoso de hierro (II) con una solución depermanganato de
potasio cuya concentración se conoce de manera precisam. Emplee el método dela
semirreacciones para escribir la ecuación iónica neta balanceada para la reacción de solución
ácida.
MnO4- (ac)+ Fe2+ (ac)

Mn2+ (ac)+Fe2+ (ac)

Ejercicio 20.4
Se están desarrollando celdas voltaicas que se basan en la oxidación del azufre. En una celda
de este tipo, el azufre reacciona con aluminio encondiciones básicas.

Al(s) + S(s)

Al(OH)4(s)+ HS- (ac)

A) Balancee esta ecuación mostrando cada semireacción balanceada.
B) Identifique los agentes oxidante y reductor, la sustancia que se oxida y la sustancia que se
reduce.

Las dos semiceldas están conectadas por un Puente salino que permite que los cationes y
aniones de desplacen entreas
En todas las celdas químicas de anion es el electrodo...