Ley de Hess: ejercicios resueltos

La Ley de Hess es una herramienta fundamental en la termodinámica que permite calcular el cambio de entalpía de una reacción química mediante la suma de cambios de entalpía de reacciones intermedias. Estos ejercicios resueltos están diseñados para estudiantes de Bachillerato que buscan comprender cómo aplicar la Ley de Hess en situaciones complejas, como la combustión de compuestos orgánicos o la formación de óxidos.

Ejercicios resueltos

Ejercicio 1

Enunciado: Calcula el cambio de entalpía para la reacción de formación de CO2(g) a partir de C(s) y O2(g) usando las siguientes reacciones:

1. C(s) + O2(g) → CO2(g), ΔH = -393,5 kJ/mol
2. CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g), ΔH = -283,0 kJ/mol
3. C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g), ΔH = -110,5 kJ/mol

Datos: ΔH1 = -393,5 kJ/mol, ΔH2 = -283,0 kJ/mol, ΔH3 = -110,5 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. Identificamos que la reacción deseada es la ecuación 1.
2. Comprobamos que la suma de las ecuaciones 2 y 3 nos da la ecuación 1.
3. Sumamos las entalpías de las ecuaciones 2 y 3: ΔH2 + ΔH3 = -283,0 kJ/mol + (-110,5 kJ/mol) = -393,5 kJ/mol.

Solución: ΔH = -393,5 kJ/mol

Ejercicio 2

Enunciado: Determina el cambio de entalpía para la combustión de CH4(g) usando las siguientes reacciones:

1. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l), ΔH = -890,3 kJ/mol
2. C(s) + O2(g) → CO2(g), ΔH = -393,5 kJ/mol
3. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l), ΔH = -285,8 kJ/mol

Datos: ΔH1 = -890,3 kJ/mol, ΔH2 = -393,5 kJ/mol, ΔH3 = -285,8 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La reacción deseada es la ecuación 1.
2. Comprobamos que la ecuación 1 es la suma de la ecuación 2 y dos veces la ecuación 3.
3. Calculamos: ΔH = ΔH2 + 2(ΔH3) = -393,5 kJ/mol + 2(-285,8 kJ/mol) = -965,1 kJ/mol.

Solución: ΔH = -965,1 kJ/mol

Ejercicio 3

Enunciado: Calcula el cambio de entalpía para la reacción de formación de NH3(g) a partir de N2(g) y H2(g) usando las siguientes reacciones:

1. N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g), ΔH = -92,4 kJ/mol
2. 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g), ΔH = -46,2 kJ/mol

Datos: ΔH1 = -92,4 kJ/mol, ΔH2 = -46,2 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La ecuación 2 es la mitad de la ecuación 1.
2. Multiplicamos la ecuación 2 por 2 para obtener la ecuación 1.
3. Calculamos: 2(ΔH2) = 2(-46,2 kJ/mol) = -92,4 kJ/mol.

Solución: ΔH = -92,4 kJ/mol

Ejercicio 4

Enunciado: Determina el cambio de entalpía para la formación de H2O(g) a partir de H2(g) y O2(g) usando las siguientes reacciones:

1. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l), ΔH = -285,8 kJ/mol
2. H2O(l) → H2O(g), ΔH = 44,0 kJ/mol

Datos: ΔH1 = -285,8 kJ/mol, ΔH2 = 44,0 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La reacción deseada es la suma de las ecuaciones 1 y 2.
2. Sumamos las entalpías: ΔH = ΔH1 + ΔH2 = -285,8 kJ/mol + 44,0 kJ/mol = -241,8 kJ/mol.

Solución: ΔH = -241,8 kJ/mol

Ejercicio 5

Enunciado: Calcula el cambio de entalpía para la reacción de formación de SO3(g) a partir de S(s) y O2(g) usando las siguientes reacciones:

1. S(s) + O2(g) → SO2(g), ΔH = -296,8 kJ/mol
2. 2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g), ΔH = -198,4 kJ/mol

Datos: ΔH1 = -296,8 kJ/mol, ΔH2 = -198,4 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La reacción deseada es la suma de la ecuación 1 y la mitad de la ecuación 2.
2. Calculamos: ΔH = ΔH1 + 1/2(ΔH2) = -296,8 kJ/mol + 1/2(-198,4 kJ/mol) = -395,0 kJ/mol.

Solución: ΔH = -395,0 kJ/mol

Ejercicio 6

Enunciado: Determina el cambio de entalpía para la formación de C2H5OH(l) a partir de C(s), H2(g) y O2(g) usando las siguientes reacciones:

1. 2 C(s) + 3 H2(g) + 1/2 O2(g) → C2H5OH(l), ΔH = -277,6 kJ/mol
2. C(s) + O2(g) → CO2(g), ΔH = -393,5 kJ/mol
3. H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l), ΔH = -285,8 kJ/mol

Datos: ΔH1 = -277,6 kJ/mol, ΔH2 = -393,5 kJ/mol, ΔH3 = -285,8 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La reacción deseada es la ecuación 1.
2. Comprobamos que la ecuación 1 es la suma de dos veces la ecuación 2 y tres veces la ecuación 3.
3. Calculamos: ΔH = 2(ΔH2) + 3(ΔH3) = 2(-393,5 kJ/mol) + 3(-285,8 kJ/mol) = -1367,4 kJ/mol.

Solución: ΔH = -1367,4 kJ/mol

Ejercicio 7

Enunciado: Calcula el cambio de entalpía para la reacción de formación de NO2(g) a partir de N2(g) y O2(g) usando las siguientes reacciones:

1. N2(g) + O2(g) → 2 NO(g), ΔH = 180,5 kJ/mol
2. 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g), ΔH = -114,1 kJ/mol

Datos: ΔH1 = 180,5 kJ/mol, ΔH2 = -114,1 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La reacción deseada es la suma de las ecuaciones 1 y 2.
2. Sumamos las entalpías: ΔH = ΔH1 + ΔH2 = 180,5 kJ/mol + (-114,1 kJ/mol) = 66,4 kJ/mol.

Solución: ΔH = 66,4 kJ/mol

Ejercicio 8

Enunciado: Determina el cambio de entalpía para la formación de Fe2O3(s) a partir de Fe(s) y O2(g) usando las siguientes reacciones:

1. 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s), ΔH = -1648,4 kJ/mol
2. 2 Fe(s) + 3/2 O2(g) → Fe2O3(s), ΔH = -824,2 kJ/mol

Datos: ΔH1 = -1648,4 kJ/mol, ΔH2 = -824,2 kJ/mol

Resolución paso a paso:

1. La ecuación 2 es la mitad de la ecuación 1.
2. Multiplicamos la ecuación 2 por 2 para obtener la ecuación 1.
3. Calculamos: 2(ΔH2) = 2(-824,2 kJ/mol) = -1648,4 kJ/mol.

Solución: ΔH = -1648,4 kJ/mol

Errores frecuentes

1. No ajustar correctamente las ecuaciones químicas: Asegúrate de que las ecuaciones estén balanceadas antes de sumar o restar.
2. Olvidar multiplicar los ΔH por los coeficientes estequiométricos: Siempre multiplica el ΔH por el mismo factor que multiplicas la ecuación.
3. Confundir el signo de ΔH: Recuerda que un ΔH negativo indica una reacción exotérmica, mientras que un ΔH positivo indica una reacción endotérmica.