Ejercicio - Calorimetría y Entalpía (I)
Ejercicio de Termodinámica
\( \textbf{Ejercicio.} \) Observa las siguientes ecuaciones termoquímicas y justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: \[ \begin{aligned} \textbf{1} & \quad \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightarrow 2\text{NH}_3(g) \qquad \Delta H^\circ = -92 \, \text{kJ} \\ \textbf{2} & \quad \text{NaOH}(aq) + \text{HCl}(aq) \rightarrow \text{NaCl}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \qquad \Delta H^\circ = -56{,}8 \, \text{kJ} \\ \textbf{3} & \quad \text{CaCO}_3(s) \rightarrow \text{CaO}(s) + \text{CO}_2(g) \qquad \Delta H^\circ = 179 \, \text{kJ} \end{aligned} \]
a) Hay más reacciones endotérmicas que exotérmicas.
b) Todas las entalpías facilitadas corresponden a la entalpía de reacción a \( 298{,}15 \, \text{K} \) y \( 10^5 \, \text{Pa} \).
c) Se libera más energía cuando se forma un mol de amoníaco que cuando se forma uno de cloruro de sodio.
d) La reacción de descomposición del amoníaco es endotérmica.
e) Podemos reescribir la ecuación 3 así: \[ 2\text{CaCO}_3(s) \rightarrow 2\text{CaO}(s) + 2\text{CO}_2(g) \qquad \Delta H^\circ = 179 \, \text{kJ} \]
Solución de los Apartados
a) Hay más reacciones endotérmicas que exotérmicas.
Solución: Falso. De las tres reacciones proporcionadas: - La reacción 1 tiene \( \Delta H^\circ = -92 \, \text{kJ} \) → exotérmica - La reacción 2 tiene \( \Delta H^\circ = -56{,}8 \, \text{kJ} \) → exotérmica - La reacción 3 tiene \( \Delta H^\circ = 179 \, \text{kJ} \) → endotérmica Por tanto, hay dos reacciones exotérmicas y una endotérmica.
b) Todas las entalpías facilitadas corresponden a la entalpía de reacción a \( 298{,}15 \, \text{K} \) y \( 10^5 \, \text{Pa} \).
Solución: Falso. Aunque esas condiciones corresponden a las condiciones estándar, el enunciado no especifica que todas las entalpías sean estándar. Especialmente la primera no está indicada explícitamente como una entalpía estándar de reacción.
c) Se libera más energía cuando se forma un mol de amoníaco que cuando se forma uno de cloruro de sodio.
Solución: Falso. La entalpía de la reacción 1 es \( -92 \, \text{kJ} \), pero esto corresponde a la formación de \( 2 \, \text{mol} \) de \( \text{NH}_3 \). Por tanto, para un mol, la energía liberada sería: \[ \frac{-92}{2} = -46 \, \text{kJ} \] En cambio, en la reacción 2 se libera \( 56{,}8 \, \text{kJ} \) por cada mol de \( \text{NaCl} \) formado. Por tanto, se libera más energía en la reacción 2.
d) La reacción de descomposición del amoníaco es endotérmica.
Solución: Cierto. La reacción directa (formación del amoníaco) es exotérmica: \[ \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightarrow 2\text{NH}_3(g) \quad \Delta H^\circ = -92 \, \text{kJ} \] La reacción inversa (descomposición del amoníaco) será endotérmica, con: \[ 2\text{NH}_3(g) \rightarrow \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \quad \Delta H^\circ = +92 \, \text{kJ} \]
e) Podemos reescribir la ecuación 3 así: \[ 2\text{CaCO}_3(s) \rightarrow 2\text{CaO}(s) + 2\text{CO}_2(g) \qquad \Delta H^\circ = 179 \, \text{kJ} \]
Solución: Falso. Si se multiplican los coeficientes estequiométricos por 2, también debe multiplicarse la entalpía por 2: \[ \Delta H^\circ = 2 \cdot 179 = 358 \, \text{kJ} \] Por tanto, la entalpía indicada está incorrecta en esta ecuación.