Esercizio Keq

Altro esercizio di simulazione esame, cui chiedo ai più esperti di dare un'occhiata per vedere se la risposta è giusta.

(il professore ci ha lasciato la traccia ma non le risposte esatte)

In una reazione chimica vengono misurati i seguenti valori della costante di equilibrio, Keq, al variare della temperatura:

T               Keq

1) 300 K    0,1

2) 400 K     0,02

3) 500 K    0.006

Possiamo affermare che

A)
ΔG è negativo.

B) La reazione non può avvenire.

C) La reazione è endotermica.

D) La reazione è esotermica.

E) L’entropia diminuisce.

Ho utilizzato la forumla per il ΔG = -RT In Keq per tutte le tre misure con i seguenti risultati:

1) ΔG=-0,082*300*(-2,3)= + 56.6

2) ΔG=-0,082*400*(-3,9)= + 128,3

3) ΔG=-0,082*500*(-5,1)= + 209,7

Ora, sapendo che i risultati danno tutti una ΔG positiva, so che non è spontanea per cui dovrebbe essere endotermica di conseguenza opterei per la risposta C.

Confermate?

ΔG = ΔH - TΔS

Si possono verificare diverse possibilità:

a) Se la reazione è esotermica (ΔH<0) e avviene con aumento di entropia (ΔS>0) è sempre spontanea in quanto il ΔG<0 a tutte le temperature.

b) Se la reazione è endotermica (ΔH>0) e avviene con diminuzione di entropia (ΔS<0) non è mai spontanea in quanto il ΔG>0 a tutte le temperature.

c) Se ΔH e ΔS hanno lo stesso segno la temperatura diventa determinante per la spontaneità o meno del processo:

- se ΔH e ΔS sono entrambi >0, solo a temperature elevate TΔS > ΔH, quindi rende il ΔG<0 e spontanea la reazione;

- se ΔH e ΔS sono entrambi <0, solo a temperature molto basse TΔS > ΔH, quindi rende il ΔG<0 e spontanea la reazione.

Questi due ultimi casi sono rappresentati nei seguenti diagrammi: ammettendo che ΔH e ΔS siano costanti rispetto a T, l'espressione ΔG = ΔH · TΔS assume l'andamento di una retta, il cui coefficiente angolare è dato da -ΔS.

La Keq della reazione descritta nell'esercizio diminuisce all'aumentare della temperatura, il che significa che il ΔG vale:

a 300 K --> ΔG = -8,3145 · 300 · ln 0,1 = 5,74 kJ/mol

a 400 K --> ΔG = -8,3145 · 400 · ln 0,02 = 13,0 kJ/mol

a 500 K --> ΔG = -8,3145 · 500 · ln 0,006 = 21,3 kJ/mol

Questo ci dice che già a 300 K la reazione non è spontanea; può diventare spontanea a T inferiori.

La temperatura T0 alla quale la reazione diventa spontanea è dato da:

stato di equilibrio --> ΔG = 0

ΔH = T0ΔS

T0 = ΔH/ΔS

Possiamo ricavare graficamente questa temperatura dal seguente grafico:

In conclusione le affermazioni:

A)
ΔG è negativo: falso, è negativo solo a T<T0

B) La reazione non può avvenire: falso, la reazione può avvenire a T<T0

C) La reazione è endotermica: falso

D) La reazione è esotermica: vero

E) L’entropia diminuisce: falso