Cuestionario de Conceptos Fundamentales en Química

A continuación, se presenta una serie de afirmaciones sobre termodinámica, cinética y electroquímica. Indique si son verdaderas (V) o falsas (F) y revise las justificaciones.

1. V Una reacción que libera energía en forma de calor es exotérmica.
2. F En una reacción endotérmica, la energía en los productos es menor que la energía en los reactivos. (Justificación: En una reacción endotérmica, la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos, ya que se absorbe calor del entorno; $\Delta H > 0$).
3. F Al aumentar la cantidad de productos producidos, la entalpía se mantiene constante. (Justificación: La entalpía ($\Delta H$) es una propiedad extensiva; al aumentar la cantidad de producto, la entalpía de la reacción cambia proporcionalmente).
4. V El $\Delta H$ en una reacción es igual, pero de signo contrario, para la reacción inversa.
5. V El $\Delta H$ en una reacción es el mismo, si esa reacción se produce en un paso o en varios (Principio de la Ley de Hess).
6. F En una reacción catalítica, se modifica la velocidad de la reacción mediante el consumo de una sustancia llamada catalizador. (Justificación: Un catalizador modifica la velocidad de la reacción, pero no se consume permanentemente en el proceso global).
7. F Todos los catalizadores tienen la propiedad de aumentar la velocidad de reacción. (Justificación: No todos; algunos catalizadores, llamados inhibidores o catalizadores negativos, disminuyen la velocidad de reacción).
8. V Los catalizadores pueden sufrir envenenamiento.
9. F Si se usa un mismo catalizador pero de distinta forma física, para el mismo reactivo, se obtendrán productos distintos. (Justificación: La forma física afecta la eficiencia (área superficial), pero no la identidad química de los productos).
10. F Si se tiene un reactivo gaseoso y un catalizador sólido, corresponde a una catálisis homogénea. (Justificación: Este es el caso de la catálisis heterogénea, ya que los reactivos y el catalizador están en fases distintas).
11. F En una reacción electroquímica, la especie que cede electrones se llama agente oxidante. (Justificación: La especie que cede electrones se oxida y actúa como agente reductor).
12. F La electrólisis corresponde a una reacción electroquímica espontánea. (Justificación: La electrólisis es una reacción no espontánea que requiere la inducción de energía eléctrica externa para que ocurra).
13. F Si se tienen dos semirreacciones, se reducirá la especie que tenga menor potencial de reducción. (Justificación: Se reducirá la especie que tenga mayor potencial de reducción ($E^\circ$)).
14. V En las reacciones espontáneas (pilas galvánicas), se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química.
15. V La galvanoplastia es una aplicación de la electrólisis y consiste en recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal.
16. F Una reacción espontánea y una no espontánea tienen la misma polaridad. (Justificación: Las reacciones espontáneas tienen un potencial de celda positivo ($E^\circ > 0$), mientras que las no espontáneas tienen un potencial negativo ($E^\circ < 0$)).
17. V En una reacción química anabólica, se forman compuestos complejos a partir de compuestos sencillos.
18. F Las reacciones bioquímicas catabólicas son generalmente endergónicas. (Justificación: Las reacciones catabólicas liberan energía (son exergónicas) al descomponer moléculas complejas).
19. F La plata metálica reducirá a los iones $\text{Sn}^{+2}$. (Justificación: Para que la reacción sea espontánea, el potencial de celda ($\Delta E^\circ$) debe ser mayor que 0. Si la plata metálica ($\text{Ag}$) actúa como agente reductor, se oxida. $E^\circ_{\text{celda}} = E^\circ_{\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}} – E^\circ_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = 0.14 \text{ V} – 0.80 \text{ V} = -0.66 \text{ V}$. Como $\Delta E^\circ < 0$, la reacción no es espontánea).
20. V Al aumentar el número de carbonos en un hidrocarburo, aumenta el punto de ebullición.

Desarrollo de Problemas de Termoquímica y Electroquímica

1. Cálculo del Potencial de una Pila Galvánica (Mg/Ag)

Una pila consta de un electrodo de $\text{Mg}$ en disolución $1 \text{ M}$ de $\text{Mg}(\text{NO}_3)_2$ y un electrodo de $\text{Ag}$ en disolución $1 \text{ M}$ de $\text{AgNO}_3$.

Datos:

• $E^\circ_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \text{ V}$
• $E^\circ_{\text{Mg}^{2+}/\text{Mg}} = -2.37 \text{ V}$

a) ¿Qué especie se reduce?

La especie que se reduce es la que tiene el mayor potencial de reducción; en este caso, es la Plata ($ ext{Ag}^{+}$).

b) Calcule el voltaje de la pila ($E^\circ_{\text{celda}}$)

La reacción espontánea es:

• Cátodo (Reducción): $\text{Ag}^{+} + 1e^{-} \to \text{Ag}$
• Ánodo (Oxidación): $\text{Mg} \to \text{Mg}^{2+} + 2e^{-}$

$$E^\circ_{\text{celda}} = E^\circ_{\text{cátodo}} – E^\circ_{\text{ánodo}}$$

$$E^\circ_{\text{celda}} = (+0.80 \text{ V}) – (-2.37 \text{ V}) = \mathbf{3.17 \text{ V}}$$

2. Cálculo del Calor Desprendido en la Recuperación de Zinc

El primer paso en la recuperación de zinc es la tostación del mineral sulfuro de zinc ($\text{ZnS}$) para convertirlo en óxido de zinc ($\text{ZnO}$).

$$\mathbf{2 \text{ ZnS} + 3 \text{ O}_2 \to 2 \text{ ZnO} + 2 \text{ SO}_2}$$

Datos de Entalpía de Formación ($\Delta H_f^\circ$ en $\text{kJ/mol}$):

• $\text{ZnS} = -202.9$
• $\text{ZnO} = -348.0$
• $\text{SO}_2 = -296.1$
• $\text{O}_2 = 0$

a) Calcular el calor desprendido por la reacción ($\Delta H^\circ_{\text{rxn}}$)

$$\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = \sum n \Delta H_f^\circ (\text{productos}) – \sum m \Delta H_f^\circ (\text{reactivos})$$

$$\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = [2 \cdot (-348.0) + 2 \cdot (-296.1)] – [2 \cdot (-202.9) + 3 \cdot (0)]$$

$$\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = [-696.0 – 592.2] – [-405.8]$$

$$\Delta H^\circ_{\text{rxn}} = -1288.2 + 405.8 = \mathbf{-882.4 \text{ kJ}}$$

b) Calcular el calor desprendido por gramo de $\text{ZnS}$

Masa Molar de $\text{ZnS}$: $\text{PA}(\text{Zn}) \approx 65.4 \text{ g/mol}$, $\text{PA}(\text{S}) \approx 32.1 \text{ g/mol}$.

$$\text{MM}(\text{ZnS}) = 65.4 + 32.1 = 97.5 \text{ g/mol}$$

La reacción consume 2 moles de $\text{ZnS}$. Masa total de $\text{ZnS} = 2 \cdot 97.5 \text{ g} = 195.0 \text{ g}$.

$$\text{Calor por gramo} = \frac{-882.4 \text{ kJ}}{195.0 \text{ g}} \approx \mathbf{-4.525 \text{ kJ/g}}$$

3. Cálculo de la Masa de Cobre Producida por Electrólisis

Calcule la masa de cobre producida por la reducción de iones cobre (II) durante 45 minutos a una corriente de $2.50 \text{ A}$.

$$\mathbf{\text{Cu}^{2+} + 2e^{-} \to \text{Cu}}$$

Cálculo de la Carga ($Q$)

• Tiempo ($t$): $45 \text{ min} \cdot 60 \text{ s/min} = 2700 \text{ s}$
• Corriente ($I$): $2.50 \text{ A}$

$$Q = I \cdot t = 2.50 \text{ A} \cdot 2700 \text{ s} = \mathbf{6750 \text{ C (Coulombs)}}$$

Cálculo de la Masa ($m$)

Utilizando la Ley de Faraday: $m = \frac{Q \cdot \text{MM}}{n \cdot F}$

• Masa Atómica ($\text{PA}$) de $\text{Cu} = 63.5 \text{ g/mol}$
• Electrones transferidos ($n$) = 2
• Constante de Faraday ($F$) $\approx 96500 \text{ C/mol}$

$$m(\text{g}) = \frac{6750 \cdot 63.5}{2 \cdot 96500}$$

$$m(\text{g}) = \frac{6750 \cdot 31.75}{96500} = \frac{214312.5}{96500} \approx \mathbf{2.22 \text{ g}}$$

4. Determinación de la Entalpía de Formación del Óxido Nítrico ($\text{NO}$)

Encuentre la entalpía de formación de $80 \text{ g}$ de óxido nítrico ($\text{NO}$) a partir de nitrógeno y oxígeno usando la siguiente información:

Reacciones dadas:

1. $\text{N}_2 + 2 \text{ O}_2 \to 2 \text{ NO}_2 \quad \Delta H_1 = -16.180 \text{ Kcal}$
2. $2 \text{ NO} + \text{ O}_2 \to 2 \text{ NO}_2 \quad \Delta H_2 = +27.02 \text{ Kcal}$

Reacción Objetivo (Formación de $\text{NO}$):

$$\frac{1}{2} \text{ N}_2 + \frac{1}{2} \text{ O}_2 \to \text{ NO} \quad \Delta H_f^\circ (\text{NO}) = ?$$

Aplicación de la Ley de Hess:

1. Mantener Reacción 1: $\text{N}_2 + 2 \text{ O}_2 \to 2 \text{ NO}_2 \quad \Delta H_1 = -16.180 \text{ Kcal}$
2. Invertir Reacción 2: $2 \text{ NO}_2 \to 2 \text{ NO} + \text{ O}_2 \quad \Delta H_{2′} = -27.02 \text{ Kcal}$

Suma de Reacciones:

$$\text{N}_2 + \text{O}_2 \to 2 \text{ NO}$$

$$\Delta H_{\text{total}} = -16.180 \text{ Kcal} – 27.02 \text{ Kcal} = -43.20 \text{ Kcal}$$

Entalpía de Formación Molar ($\Delta H_f^\circ$):

La reacción anterior produce 2 moles de $\text{NO}$.

$$\Delta H_f^\circ (\text{NO}) = \frac{-43.20 \text{ Kcal}}{2 \text{ mol}} = \mathbf{-21.6 \text{ Kcal/mol}}$$

Entalpía para $80 \text{ g}$ de $\text{NO}$:

• Masa Molar ($\text{PM}$) de $\text{NO} = 14 + 16 = 30 \text{ g/mol}$

Si $30 \text{ g}$ de $\text{NO}$ corresponden a $-21.6 \text{ Kcal}$, entonces $80 \text{ g}$ corresponden a $X$:

$$X = \frac{80 \text{ g}}{30 \text{ g/mol}} \cdot (-21.6 \text{ Kcal/mol}) = \mathbf{-57.6 \text{ Kcal}}$$

5. Cálculo de la Electricidad Requerida para Depositar Plata

Calcule la cantidad de electricidad ($Q$) que se requiere para depositar $1.95 \text{ g}$ de plata ($\text{PA} = 107.9$) a partir de una disolución de $\text{AgNO}_3$.

Reacción:

$$\text{Ag}^{+} + 1e^{-} \to \text{Ag} \quad (n=1)$$

Cálculo de la Carga ($Q$):

$$Q = \frac{m \cdot n \cdot F}{\text{MM}}$$

$$Q = \frac{1.95 \text{ g} \cdot 1 \cdot 96500 \text{ C/mol}}{107.9 \text{ g/mol}}$$

$$Q = \frac{188175}{107.9} \approx \mathbf{1743.98 \text{ C (Coulombs)}}$$

6. Cálculo de la Entalpía de la Reacción Aluminotérmica

Conociendo los siguientes datos, calcule la entalpía de la reacción:

$$\mathbf{\text{Fe}_2\text{O}_3 + 2\text{Al} \to \text{Al}_2\text{O}_3 + 2\text{Fe}}$$

Datos de Reacciones (Asumiendo $\text{Fe}_2\text{O}_3$ y $\text{Al}_2\text{O}_3$):

1. $4 \text{ Fe} + 3 \text{ O}_2 \to 2 \text{ Fe}_2\text{O}_3 \quad \Delta H_1 = -398 \text{ Kcal}$
2. $4 \text{ Al} + 3 \text{ O}_2 \to 2 \text{ Al}_2\text{O}_3 \quad \Delta H_2 = -798 \text{ Kcal}$

Aplicación de la Ley de Hess:

1. Invertir y dividir R1 por 2: $\text{Fe}_2\text{O}_3 \to 2 \text{ Fe} + \frac{3}{2} \text{ O}_2 \quad \Delta H_{1′} = +199 \text{ Kcal}$
2. Dividir R2 por 2: $2 \text{ Al} + \frac{3}{2} \text{ O}_2 \to \text{ Al}_2\text{O}_3 \quad \Delta H_{2»} = -399 \text{ Kcal}$

Suma de Entalpías:

$$\Delta H_{\text{rxn}} = \Delta H_{1′} + \Delta H_{2»} = 199 \text{ Kcal} + (-399 \text{ Kcal}) = \mathbf{-200 \text{ Kcal}}$$

7. Determinación de la Espontaneidad de una Reacción Redox

Diga, justificando, si la siguiente reacción redox es espontánea:

$$\mathbf{\text{Cl}_2 + 2\text{I}^{-} \to 2\text{Cl}^{-} + \text{I}_2}$$

Datos de Potenciales de Reducción ($E^\circ$):

1. $\text{Cl}_2 + 2 e^{-} \to 2\text{Cl}^{-} \quad E^\circ = 1.36 \text{ V}$ (Reducción)
2. $\text{I}_2 + 2 e^{-} \to 2\text{I}^{-} \quad E^\circ = 0.53 \text{ V}$ (Oxidación, reacción inversa)

Cálculo del Potencial de Celda ($\Delta E^\circ$):

$$\Delta E^\circ = E^\circ_{\text{cátodo}} – E^\circ_{\text{ánodo}}$$

$$\Delta E^\circ = 1.36 \text{ V} – 0.53 \text{ V} = \mathbf{0.83 \text{ V}}$$

Conclusión:

Dado que el $\Delta E^\circ$ es mayor que 0 ($0.83 \text{ V} > 0$), la reacción es espontánea.