Question

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) + 21O2 (g) → H2O (g), ∆Hc = – 242 kJ · mol−1. Justifica si
las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) En ambos procesos ∆S < 0.
b) Ambos procesos son espontáneos a cualquier temperatura.
c) Para la combustión H2 (l) +21O2 (g) → H2O (g) se tiene ∆H’c = – 241 kJ · mol−1

d) La energía de cada enlace O – H es 242/2 kJ · mol−1



Prueba de Selectividad para la Comunidad de Madrid, Convocatoria Septiembre 2011, QUIMICA

Answer 1

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 que la 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) + $\frac{1}{2}$ 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 ⁻¹

H₂ (g) + $\frac{1}{2}$ O₂ (g) → H₂O (g)              ΔHc = -242 kJ · mol ⁻¹

H₂ (l) + $\frac{1}{2}$ 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$_{H-H}$+$\frac{1}{2}$ΔH$_{O=O}$ - 2 · ΔH$_{O-H}$, 

De donde, despejando la entalpía de enlace O – H, resulta: 

ΔH$_{O-H}= \frac{AH_{H-H}+ \frac{1}{2}AH_{O=O}-AH_{f}}{2}$, de donde se deduce, que para que: ΔH$_{O-H}$ valga 121 kJ · mol⁻¹, ha de cumplirse que:

ΔH$_{H-H}$= ΔH$_{O-O}$=0

Prueba de Selectividad para la Comunidad de Madrid, Convocatoria Septiembre 2011, QUIMICA