Ejercicio resuelto de Calorimetría y Entalpía (I) (1 de 2)

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.

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.

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.

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: \[ 2\text{NH}_3(g) \rightarrow \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \quad \Delta H^\circ = +92 \, \text{kJ} \]

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.