Entropía y espontaneidad

a) Falsa.$$\Delta H^0 = +1{,}7\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1} \;>\; 0$$Un $\Delta H$ positivo significa que el sistema absorbe calor: la reacción es endotérmica.

Tiene una comprobación cotidiana: al disolver sal en agua, la disolución se enfría muy ligeramente. La energía necesaria para romper la red iónica (la energía reticular) es algo mayor que la que se libera al hidratar los iones, y la diferencia se toma del entorno.

b) Verdadera.

Se pasa de un sólido cristalino perfectamente ordenado, con los iones en posiciones fijas de la red, a iones dispersos y móviles por toda la disolución:$$\text{NaCl}(s) \longrightarrow \text{Na}^+(ac) + \text{Cl}^-(ac)$$Además, de una unidad fórmula salen dos partículas independientes. El número de microestados accesibles crece mucho, así que$$\Delta S > 0$$(Cierto es que el agua que rodea a los iones se ordena algo al hidratarlos, pero ese efecto no compensa el desorden ganado al destruir la red.)

c) Falsa.

Estamos en el caso $\Delta H > 0$ y $\Delta S > 0$, es decir, en la tercera fila de la tabla de signos: el término entálpico es desfavorable y el entrópico, favorable.$$\Delta G = \underbrace{\Delta H}_{>0} - T\underbrace{\Delta S}_{>0}$$A temperaturas bajas domina $\Delta H$ y $\Delta G > 0$: no sería espontánea. Solo por encima de la temperatura de equilibrio$$T_{\text{eq}} = \frac{\Delta H}{\Delta S}$$el término $-T\Delta S$ gana y el proceso se vuelve espontáneo. Por tanto, no lo es a cualquier temperatura.

Ahora bien: como $\Delta H$ es muy pequeño ($1{,}7\ \text{kJ}$) y $\Delta S$ claramente positivo, esa $T_{\text{eq}}$ resulta bajísima, y a temperatura ambiente la disolución del $\text{NaCl}$ es espontánea, como todos sabemos por experiencia.