Aplicación de la ley de Hess (2124)

, por F_y_Q

|

Durante la combustión de 1 mol de átomos de azufre en condiciones estándar se desprenden 296.8 kJ y durante la combustión de 1 mol de sulfuro de hidrógeno, 560 kJ. Con estos datos, determina la variación de entalpía que se produce en el proceso:

$$$ 2\text{H}_2\text{S(g)} + \text{SO}_2\text{(g)}\ \to\ 3\text{S(s)} + 2\text{H}_2\text{O(l)}$$$

P.-S.

En primer lugar, escribes las ecuaciones de combustión del azufre y del sulfuro de hidrógeno:

$$$ \color{forestgreen}{\bf S(s) + O_2(g)\ \to\ SO_2(g)}$$$
$$$ \color{forestgreen}{\bf 2H_2S(g) + O_2(g)\ \to\ 2S(s) + 2H_2O(l)}$$$

Observa que en el proceso que quieres obtener el $$$ \text{SO}_2$$$ es un reactivo, por lo que tienes que cambiar de sentido la primera reacción y te queda:

$$$ \color{royalblue}{\bf SO_2(g)\ \to\ S(s) + O_2(g)}$$$
$$$ \color{forestgreen}{\bf 2H_2S(g) + O_2\ \to\ 2S + 2H_2O(l)}$$$

Ahora sumas ambas ecuaciones y obtienes la ecuación del proceso que te indica el enunciado:

$$$ \color{firebrick}{\bf 2H_2S(g) + SO_2(g)\ \to\ 3S(s) + 2H_2O(l)}$$$

Para obtener la entalpía de reacción del proceso, cambias el signo del valor de la primera reacción de combustión y sumas:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{\Delta H_R = -\Delta H_C(1) + \Delta H_C(2)}} = (-296.8 + 560)\ \text{kJ} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 263.2\ kJ}}$$$