CUESTIÓN 1B.
- Considera los procesos de licuación del hidrógeno : H₂(g) → H₂(l), ∆Hl = – 1, 0 kJ · mol⁻¹ ; y de combustión del mismo gas : H₂(g) + 21 O₂(g) → H₂O (g), ∆Hc = – 242 kJ · mol⁻¹.
Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas :
a) En ambos procesos ∆S < 0.
Sí. Cuando en un sistema se produce un aumento del orden, la entropía del sistema desciende, mientras que si lo que se produce es un aumento del desorden, la entropía aumenta.
Como en ambos procesos se produce una disminución del número de moles gaseosos, o lo que es lo mismo, un aumento del orden molecular, en ambos procesos se cumple quela entropía disminuye.
B) Ambos procesos son espontáneos a cualquier temperatura.
Falsa.
Un proceso es espontáneo cuando la variación de energía libre de Gibbs es menor que cero, ∆G < 0.
La variación de energía libre se obtiene de la expresión ∆G = ∆H – T ∆S, y al ser tanto ∆Hl como ∆S negativos, nunca serán los procesos espontáneos a altas temperaturas por ser ∆G > 0.
C) Para la combustión H₂ (l) + 21 O₂ (g) → H₂O (g) se tiene ∆H’c = – 241 kJ · mol⁻¹.
Verdadera.
Aplicando la ley de Hess, a los procesos de licuación y combustión del H2 se puede obtener la ecuación de combustión del hidrógeno líquido con su variación de entalpía :
H₂ (g) → H₂ (l) ΔHl = - 1, 0 kJ· mol⁻¹
H₂ (g) + <img src="https://tex.z-dn.net/?f=%20%5Cfrac%7B1%7D%7B2%7D" /> O₂ (g) → H₂O (g), ΔHc = - 242 kJ· mol⁻¹
Si se invierte la ecuación de licuación del hidrógeno gaseoso (cambiando el signo a la entalpía) y se suma con la ecuación de combustión del hidrógeno gaseoso, se tiene :
H₂ (l) → H₂(g) ΔHl = - 1, 0 kJ· mol⁻¹H₂ (g) + <img src="https://tex.z-dn.net/?f=%20%5Cfrac%7B1%7D%7B2%7D" /> O₂ (g) → H₂O (g)ΔHc = - 242 kJ· mol⁻¹H₂ (l) + <img src="https://tex.z-dn.net/?f=%20%5Cfrac%7B1%7D%7B2%7D" /> O₂ (g) → H₂O (g)ΔHc = - 241, 0 kJ· mol⁻¹
d) La energía de cada enlace O – H es 242 / 2 kJ · mol⁻¹
Esta afirmación es falsa.
La entalpía de combustión del hidrógeno gaseoso a partir de las entalpías de enlaces es :
ΔHc = Σ a· ΔH° (rotos) - Σ b · ΔH°(formados) = ΔH<img src="https://tex.z-dn.net/?f=_%7BH-H%7D" /> + <img src="https://tex.z-dn.net/?f=%20%5Cfrac%7B1%7D%7B2%7D" />ΔH<img src="https://tex.z-dn.net/?f=_%7BO%3DO%7D" /> - 2 · ΔH<img src="https://tex.z-dn.net/?f=_%7BO-H%7D" />,
De donde, despejando la entalpía de enlace O – H, resulta :
ΔH<img src="https://tex.z-dn.net/?f=_%7BO-H%7D%3D%20%5Cfrac%7BAH_%7BH-H%7D%2B%20%5Cfrac%7B1%7D%7B2%7DAH_%7BO%3DO%7D-AH_%7Bf%7D%7D%7B2%7D" />, de donde se deduce, que para que : ΔH<img src="https://tex.z-dn.net/?f=_%7BO-H%7D" /> valga 121 kJ · mol⁻¹, ha de cumplirse que :
ΔH<img src="https://tex.z-dn.net/?f=_%7BH-H%7D" /> = ΔH[img = 10] = 0
Prueba de Selectividad para la Comunidad de Madrid, Convocatoria Septiembre 2011, QUIMICA.