Ejercicio resuelto de Entalpía · Química · 2024

3. Considere la siguiente reacción en fase gaseosa: ${\mathrm{H}}_2(\mathrm{g})+{\mathrm{I}}_2(\mathrm{g})\rightleftharpoons 2\mathrm{H}\mathrm{I}(\mathrm{g})\mathrm{\Delta }H=-8\mathrm{k}\mathrm{J}$
Datos: Entalpías de enlace ($\mathrm{k}\mathrm{J}\cdot \mathrm{m}\mathrm{o}{\mathrm{l}}^{-1}$): H–I: 297; I–I: 151; Masas atómicas ($\mathrm{g}\cdot \mathrm{m}\mathrm{o}{\mathrm{l}}^{-1}$): H =1, I = 126,9

a) Nombre las sustancias que intervienen en la reacción. (0,50 puntos)
b) Calcule la energía que se desprende al formarse 10 kg de HI (g). (0,75 puntos)
c) Calcule la entalpía del enlace H–H: $\mathrm{\Delta }{H}_E^{\circ }(\mathrm{H}-\mathrm{H})$. (0,75 puntos)

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Nombre}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{sustancias}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{intervienen}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{(0,50}}\mathbf{\text{puntos)}}$

${\mathrm{H}}_2$ — dihidrógeno.

${\mathrm{I}}_2$ — diyodo.

$\mathrm{H}\mathrm{I}$ — yoduro de hidrógeno, o yodano. Al estar en fase gaseosa no debe llamarse ácido yodhídrico: ese nombre corresponde a su disolución acuosa.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Calcule}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{energ}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{desprende}}\mathbf{\text{al}}\mathbf{\text{formarse}}\mathbf{\text{10}}\mathbf{\text{kg}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{HI}}\mathbf{\text{(g).}}\mathbf{\text{(0,75}}\mathbf{\text{puntos)}}$

Con $M(\mathrm{H}\mathrm{I})=1+\mathrm{126,9}=\mathrm{127,9}$ g/mol:

$n(\mathrm{H}\mathrm{I})=\frac{10000}{\mathrm{127,9}}=\mathrm{78,2}\text{ mol}$

La entalpía del enunciado corresponde a la ecuación tal como está escrita, es decir, a la formación de $\mathbf{\text{dos}}$ moles de HI:

$Q=\frac{\mathrm{78,2}}{2}\cdot (-8)=-\mathrm{312,8}\text{ kJ}$

Se desprenden unos 312,8 kJ. El signo negativo indica que la energía sale del sistema, coherente con que la reacción sea exotérmica.



Las entalpías de enlace se tabulan como energías de $\mathbf{\text{ruptura}}$, siempre positivas. La entalpía de reacción es la energía necesaria para romper los enlaces de los reactivos menos la que se desprende al formar los de los productos:

$\mathrm{\Delta }{H}_r^0=\sum \mathrm{\Delta }{H}_E^0(\text{rotos})-\sum \mathrm{\Delta }{H}_E^0(\text{formados})$

En esta reacción se rompen un enlace H–H y un enlace I–I, y se forman dos enlaces H–I:

$\mathrm{\Delta }{H}_r^0=[\mathrm{\Delta }{H}_E^0(\mathrm{H}-\mathrm{H})+\mathrm{\Delta }{H}_E^0(\mathrm{I}-\mathrm{I})]-2\mathrm{\Delta }{H}_E^0(\mathrm{H}-\mathrm{I})$

$-8=\mathrm{\Delta }{H}_E^0(\mathrm{H}-\mathrm{H})+151-2\cdot 297$

$\mathrm{\Delta }{H}_E^0(\mathrm{H}-\mathrm{H})=-8-151+594$

$\mathrm{\Delta }{H}_E^0(\mathrm{H}-\mathrm{H})=435\mathrm{k}\mathrm{J}\cdot \mathrm{m}\mathrm{o}{\mathrm{l}}^{-1}$

El valor es muy alto comparado con los 151 kJ del enlace I–I, lo que refleja que el enlace del hidrógeno molecular es de los más fuertes que existen entre dos átomos iguales.