Reacciones Químicas: Descomposición del Bicarbonato de Sodio y Síntesis del Amoníaco

Descomposición del Bicarbonato de Sodio

La siguiente descomposición: 2 NaHCO₃ (s) ⇄ Na₂CO₃ (s) + CO₂ (g) + H₂O (g) es un proceso endotérmico.

Apartado A: Constante de Equilibrio Kp

Escribe la expresión para la constante de equilibrio K_p de la reacción indicada.

Solución:

Para el equilibrio propuesto (heterogéneo), la constante de equilibrio sólo depende de las especies gaseosas, por lo que K_p = P (CO₂) · P (H₂O).

Apartado B: Efecto de la Temperatura

Razona cómo afecta al equilibrio un aumento de temperatura.

Solución:

Si se incrementa la temperatura, se suministra calor al sistema, éste reacciona absorbiendo el calor suministrado, por lo que realiza la reacción endotérmica, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Por depender la constante de equilibrio de la temperatura, su valor también se encuentra afectado al variar la temperatura, produciéndose en este supuesto un aumento de su valor.

Apartado C: Efecto de la Cantidad de NaHCO₃

Razona cómo afecta a la cantidad de CO₂ desprendido un aumento de la cantidad de NaHCO₃.

Solución:

La cantidad de sólido no afecta al equilibrio, por lo que la cantidad de CO₂ no sufre variación alguna al incrementar la cantidad de NaHCO₃.

Apartado D: Efecto de la Eliminación de CO₂

Justifica cómo afecta al equilibrio la eliminación de CO₂ del medio.

Solución:

Si se retira CO₂ del medio de reacción, el sistema responde descomponiendo más NaHCO₃ para producir Na₂CO₃ (s), CO₂ (g) y H₂O (g) a fin de restablecer el equilibrio alterado por la retirada del CO₂.

Combustión del Etanol

El etanol se utiliza como alternativa a la gasolina en algunos motores de vehículos.

Apartado A: Ecuación de Combustión y Cálculo de Energía

Escribe la ecuación correspondiente a la reacción de combustión del etanol y calcula la energía liberada en la combustión.

Solución:

La ecuación correspondiente a la reacción de combustión del etanol es: C₂H₅OH (l) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (l).

El valor de la entalpía de la reacción se obtiene de la expresión: ΔH^o_c = Σ n · ΔH^o_f productos - Σ m · ΔH^o_f reactivos = 2· (- 393,5) kJ · mol^-1 + 3· ( 285,8) kJ · mol^-1 - (- 277,6)kJ · mol^-1 = - 1366,8 kJ · mol^-1.

De la ecuación de estado de los gases ideales se despejan los moles, se sustituyen las variables conocidas por sus valores y se opera, obteniéndose para los moles el valor: P · V = n · R · T ; n=4,1 moles de CO₂

De la estequiometría de la ecuación se deduce que un mol de etanol reacciona con 3 moles de oxígeno para producir 2 moles de dióxido de carbono y 3 moles de agua, desprendiendo en la combustión 1.366,8 kJ de energía calorífica. Luego, multiplicando los 4,1 moles de CO₂ por la relación molar C₂H₅OH/CO₂ (1 a 2) y por la relación ΔH^o_c/mol C₂H₅OH se tiene la energía liberada para producir el volumen de CO₂ propuesto: -2.740,44 kJ.

Apartado B: Energía de Enlace

Considerando un mol de etanol, calcula la energía de enlace promedio.

Solución:

La ruptura de todos sus enlaces requiere la suma de todas las energías necesarias para romper cada uno de los distintos tipos de enlaces. Luego: ΔH_rotos = 5 · DH_C-H + DH_C-C + DH_C-O + DH_O-H = (5·414 + 347 + 351 + 460) kJ · mol^-1 = 3.228 kJ · mol^-1, y como un mol de etanol contiene el número de Avogadro de moléculas, multiplicando la energía por mol por la energía por molécula y transformando el valor kJ a eV, se tiene: 3,349· 10⁹ eV · molécula^-1.

Síntesis del Amoníaco

2.- La síntesis del amoníaco según la reacción en fase gaseosa N₂ + 3 H₂ ⇄ 2 NH₃.

Apartado A: Entalpía de la Reacción

Solución:

ΔH^o_r = Σa · ΔH^o_f productos - Σb · ΔH^o_f reactivos, y por ser 0 la entalpía de formación de los elementos simples, como el N₂ y el H₂, la entalpía de la reacción es la entalpía de formación del NH₃, de donde se deduce, que por ser la entalpía de formación del amoníaco negativa, ΔH^o_f (NH₃) < 0, la entalpía de la reacción también lo es, por lo que la reacción es exotérmica.

Apartado B: Efecto de la Temperatura en el Equilibrio

Solución:

Por ser la reacción exotérmica, desprende calor, si se aumenta la temperatura (se comunica calor al sistema), el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consume el calor aportado, es decir, se realiza, preferentemente la reacción endotérmica, la de descomposición del amoníaco, mientras que si se disminuye la temperatura (se retira calor del sistema), el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se realiza la reacción exotérmica, la de síntesis, lo que pone de manifiesto que la disminución de temperatura favorece la reacción propuesta.

Apartado C: Efecto de la Temperatura en la Velocidad de Reacción

Solución:

La velocidad de reacción es directamente proporcional a la constante de velocidad k, y dicha constante varía con la temperatura según indica la expresión de Arrhenius k = A · e^-Ea/RT, y se comprueba, que si se aumenta la temperatura, el exponente aumenta, lo que indica que la potencia también aumenta y por consiguiente k también se incrementa con la temperatura, lo que pone de manifiesto que la velocidad de la reacción aumenta con la temperatura.

Apartado D: Kp en Función de la Presión Total

Solución:

La expresión de K_p en función de la presión total exige la introducción de las fracciones molares de cada uno de los gases. La expresión es: K_p = P²_NH3 / (P_N2 · P³_H2).