Termoquímica EBAU: 6 ejercicios resueltos

La termoquímica es una rama de la química que estudia los cambios de energía, especialmente en forma de calor, durante las reacciones químicas. Estos ejercicios están diseñados para preparar a los estudiantes de segundo de Bachillerato para la EBAU, enfocándose en el cálculo de la entalpía (ΔH) mediante la ley de Hess, la espontaneidad de las reacciones (ΔG) y la influencia de la temperatura.

Ejercicios resueltos

Ejercicio 1

Enunciado: Calcula la variación de entalpía (ΔH) de la reacción de formación de agua líquida a partir de hidrógeno y oxígeno gaseosos usando la ley de Hess.

Datos:

• Reacción de formación de agua: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)
• ΔHf°(H₂O(l)) = -285,8 kJ/mol
• ΔHf°(H₂(g)) = 0 kJ/mol
• ΔHf°(O₂(g)) = 0 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La reacción de formación de agua es: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)
2. Usando la ley de Hess, ΔH de la reacción es la suma de las entalpías estándar de formación de los productos menos las de los reactivos.
3. ΔH = [2 × ΔHf°(H₂O(l))] - [2 × ΔHf°(H₂(g)) + ΔHf°(O₂(g))]
4. Sustituimos los valores: ΔH = [2 × (-285,8)] - [2 × 0 + 0]
5. ΔH = -571,6 kJ/mol

Solución: ΔH = -571,6 kJ/mol

Ejercicio 2

Enunciado: Determina si la reacción de combustión del metano es espontánea a 298 K.

Datos:

• Reacción: CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
• ΔH = -890,3 kJ/mol
• ΔS = -242 J/mol·K
• T = 298 K

Resolución paso a paso:

1. Calculamos ΔG usando la ecuación: ΔG = ΔH - TΔS
2. Convertimos ΔS a kJ: ΔS = -0,242 kJ/mol·K
3. Sustituimos los valores: ΔG = -890,3 - 298 × (-0,242)
4. ΔG = -890,3 + 72,116
5. ΔG = -818,184 kJ/mol

Solución: La reacción es espontánea a 298 K, ΔG = -818,184 kJ/mol

Ejercicio 3

Enunciado: Calcula la temperatura a la cual la reacción de descomposición del carbonato de calcio es espontánea.

Datos:

• Reacción: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
• ΔH = 178,3 kJ/mol
• ΔS = 160,5 J/mol·K

Resolución paso a paso:

1. Para que la reacción sea espontánea, ΔG debe ser menor que 0.
2. Usamos la ecuación: ΔG = ΔH - TΔS
3. Establecemos la condición de espontaneidad: 0 = ΔH - TΔS
4. Despejamos T: T = ΔH/ΔS
5. Convertimos ΔS a kJ: ΔS = 0,1605 kJ/mol·K
6. Sustituimos los valores: T = 178,3 / 0,1605
7. T ≈ 1111,2 K

Solución: La reacción es espontánea a temperaturas superiores a 1111,2 K

Ejercicio 4

Enunciado: Calcula la variación de entalpía para la reacción de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno gaseosos.

Datos:

• Reacción: N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
• ΔHf°(NH₃(g)) = -45,9 kJ/mol
• ΔHf°(N₂(g)) = 0 kJ/mol
• ΔHf°(H₂(g)) = 0 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La reacción de formación de amoníaco es: N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
2. Usamos la ley de Hess: ΔH = [2 × ΔHf°(NH₃(g))] - [ΔHf°(N₂(g)) + 3 × ΔHf°(H₂(g))]
3. Sustituimos los valores: ΔH = [2 × (-45,9)] - [0 + 3 × 0]
4. ΔH = -91,8 kJ/mol

Solución: ΔH = -91,8 kJ/mol

Ejercicio 5

Enunciado: Determina si la reacción de descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno es espontánea a 298 K.

Datos:

• Reacción: 2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)
• ΔH = 571,6 kJ/mol
• ΔS = 163,3 J/mol·K
• T = 298 K

Resolución paso a paso:

1. Calculamos ΔG usando la ecuación: ΔG = ΔH - TΔS
2. Convertimos ΔS a kJ: ΔS = 0,1633 kJ/mol·K
3. Sustituimos los valores: ΔG = 571,6 - 298 × 0,1633
4. ΔG = 571,6 - 48,6674
5. ΔG = 522,9326 kJ/mol

Solución: La reacción no es espontánea a 298 K, ΔG = 522,9326 kJ/mol

Ejercicio 6

Enunciado: Calcula la temperatura a la cual la reacción de combustión del hidrógeno es espontánea.

Datos:

• Reacción: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)
• ΔH = -571,6 kJ/mol
• ΔS = -326 J/mol·K

Resolución paso a paso:

1. Para que la reacción sea espontánea, ΔG debe ser menor que 0.
2. Usamos la ecuación: ΔG = ΔH - TΔS
3. Establecemos la condición de espontaneidad: 0 = ΔH - TΔS
4. Despejamos T: T = ΔH/ΔS
5. Convertimos ΔS a kJ: ΔS = -0,326 kJ/mol·K
6. Sustituimos los valores: T = -571,6 / -0,326
7. T ≈ 1753,7 K

Solución: La reacción es espontánea a temperaturas inferiores a 1753,7 K

Errores frecuentes

1. Confundir las unidades de ΔS: Asegúrate de convertir ΔS a kJ/mol·K cuando calcules ΔG.
2. No aplicar correctamente la ley de Hess: Recuerda que debes sumar las entalpías de formación de los productos y restar las de los reactivos.
3. Olvidar el signo en las ecuaciones: Presta atención a los signos negativos en las ecuaciones de ΔG y ΔH, ya que pueden cambiar la interpretación de la espontaneidad.