5.3: La entalpia
habilidades para desarrollar
- Declarar la primera ley de la termodinámica.
- Definir la entalpía y explicar su clasificación como función de estado.
- Escribir y equilibrar ecuaciones termoquímicas.
- Calcular los cambios de entalpía para diversas reacciones químicas.
- Explicar la ley de Hess y usarla para calcular entalpías de reacción.
La termoquímica es una parte de la termodinámica química, la ciencia que tiene que ver con las relaciones entre el calor, el trabajo y otras formas de energía en el contexto de los procesos químicos y físicos. Al concentrarnos en la termoquímica en este capítulo, debemos considerar algunos conceptos de la termodinámica usados extensamente.
Las sustancias actúan como reservorios de la energía, lo que significa que la energía se puede agregar a ellas o eliminarse de ellas. La energía se almacena en una sustancia cuando se eleva la energía cinética de sus átomos o sus moléculas. La energía cinética más grande puede estar en forma de traducciones aumentadas (movimientos de viaje o en línea recta), vibraciones o rotaciones de los átomos o moléculas. Cuando se pierde la energía térmica, las intensidades de estos movimientos bajan y la energía cinética disminuye. El total de todos los tipos posibles de energía presente en una sustancia se llama la energía interna (U), a veces simbolizada como E.
Cuando un sistema pasa por un cambio, su energía interna puede cambiar, y la energía se puede transferir del sistema a los alrededores, o de los alrededores al sistema. La energía se transfiere a un sistema cuando absorbe el calor ( q ) del entorno o cuando el entorno funciona ( w ) en el sistema. Por ejemplo, la energía se transfiere a un cable metálico a temperatura ambiente y si se sumerge en agua caliente (el cable absorbe el calor del agua), o si dobla el cable rápidamente de un lado a otro (el cable se calienta debido al trabajo que se hace en el cable). Ambos procesos aumentan la energía interna del cable, lo que se refleja en un aumento de la temperatura del cable. Por el otro lado la energía se transfiere de un sistema cuando se pierde calor del sistema o cuando el sistema hace trabajo a los alrededores.
La relación entre energía interna, el calor y el trabajo se puede representar mediante la ecuación:
\[ΔU=q+w \label{5.4.1}\]
como se muestra en la Figura \(\PageIndex{1}\). Esta es una versión de la primera ley de la termodinámica, y muestra que la energía interna de un sistema cambia a través del flujo de calor dentro o fuera del sistema (positivo q es flujo de calor hacia adentro; negativo q es flujo de calor hacia afuera) o trabajo realizado en o por el sistema. El trabajo, w , es positivo si se realiza en el sistema y negativo si lo hace el sistema.
Esta demostración de un motor de combustión interna ilustra la conversión de energía producida por la reacción de combustión exotérmica de un combustible como la gasolina en energía de movimiento.
Figura \(\PageIndex{1}\): La energía interna, U, de un sistema se puede cambiar por el flujo de calor y de trabajo. Si el calor ingresa al sistema, q in , o el trabajo se realiza en el sistema, w on , su energía interna aumenta, ΔU> 0. Si el calor sale del sistema, q out , o el trabajo lo realiza el sistema, w by , su interno la energía disminuye, ΔU <0.
Un tipo de trabajo llamado el trabajo de expansión (o el trabajo de presión-volumen) ocurre cuando un sistema empuja los alrededores contra una presión restrictiva, o cuando los alrededores comprimen el sistema. Un ejemplo de esto ocurre durante la operación de un motor de combustión interna. La reacción de la gasolina y el oxígeno es exotérmica. Parte de esta energía se emite en la forma de calor, y otras funcionan empujando el pistón en el cilindro. Las sustancias involucradas en la reacción son el sistema, y el motor y el resto del universo son los alrededores. El sistema pierde energía tanto al calentar como al hacer trabajos en el entorno, y su energía interna disminuye. (El motor puede mantener el automóvil en movimiento porque este proceso se repite muchas veces por segundo mientras el motor está funcionando). Consideraremos cómo determinar la cantidad de trabajo involucrado en un cambio químico o físico en el capítulo sobre termodinámica.
Como se discutió antes, la relación entre energía interna, calor y trabajo se puede representar como ΔU=q+w . La energía interna es un tipo de cantidad conocida como la función de estado (o variable de estado), mientras que el calor y el trabajo no son funciones de estado. El valor de una función de estado depende solo del estado en que se encuentra un sistema y no de cómo se alcanza ese estado. Si una cantidad no es una función de estado, entonces su valor depende de cómo se alcanza el estado. Un ejemplo de una función de estado es la altitud o elevación. Si te paras en la cima del monte. Kilimanjaro, estás a una altitud de 5895 m, y no importa si hiciste una excursión allí o paracaídas allí. Sin embargo, la distancia que viajaste a la cima del Kilimanjaro no es una función estatal. Se puede subir a la cima por una ruta directa o rodear por otra ruta (Figura \(\PageIndex{2}\)). Las distancias recorridas diferirían (la distancia no es una función de estado), pero la elevación alcanzada sería la misma (la altitud es una función de estado).
Los químicos normalmente usan una propiedad conocida como la entalpía (\(H\)) para describir la termodinámica de los procesos químicos y físicos. La entalpía se define como la suma de la energía interna de un sistema (\(U\)) y el producto matemático de su presión (\(P\)) y el volumen (\(V\)):
\[H=U+PV \label{5.4.2}\]
Como se deriva de tres funciones de estado (\(U\), \(P\) y \(V\)), la entalpía también es una función de estado. Los valores de entalpía para sustancias específicas no se pueden medir directamente; sólo se pueden determinar los cambios de entalpía para procesos químicos o físicos. Para los procesos que tienen lugar a presión constante (una condición común para muchos cambios químicos y físicos), el cambio de entalpía (\(ΔH\)) es:
\[ΔH=ΔU+PΔV\label{5.4.3}\]
El producto matemático \(PΔV\) representa el trabajo (\(w\)), es decir, el trabajo de expansión o presión-volumen como se indica. Por sus definiciones, los signos aritméticos de ΔV y w siempre serán opuestos:
\[PΔV=−w \label{5.4.4}\]
Sustituyendo la Ecuación \ref{5.4.4} y la definición de energía interna (Ecuación \ref{5.4.1}) en la Ecuación \ref{5.4.3} se obtiene:
\[ \begin{align} ΔH&=ΔU+PΔV \\[5pt] &=q_\ce{p}+\cancel{w}−\cancel{w} \\[5pt] &=q_\ce{p} \label{5.4.5} \end{align}\]
donde \(q_p\) es el calor de la reacción en condiciones de presión constante.
Y así, si se realiza un proceso químico o físico a presión constante con el único trabajo realizado por la expansión o la contracción, entonces el flujo de calor (\(q_\ce{p}\)) y el cambio de la entalpía (\(ΔH\)) para el proceso son iguales.
El calor emitido cuando opera un quemador Bunsen es igual al cambio de entalpía de la reacción de combustión del metano, ya que ocurre a la presión esencialmente constante de la atmósfera. Por el otro lado, el calor producido por una reacción medida en un calorímetro de bomba no es igual a \(ΔH\) porque el contenedor de metal cerrado y de volumen constante evita que se produzcan trabajos de expansión. Los químicos suelen realizar experimentos en condiciones atmosféricas normales, a presión externa constante con \(q =ΔH\), lo que hace que la entalpía sea la opción más conveniente para determinar el calor.
Las siguientes convenciones se aplican cuando usamos \(ΔH\):
- Los químicos usan una ecuación termoquímica para representar los cambios tanto en la materia como en la energía. En una ecuación termoquímica, el cambio de entalpía de una reacción se muestra como un valor de ΔH siguiendo la ecuación de la reacción. Este valor \(ΔH\) indica la cantidad de calor asociado con la reacción que involucra el número de moles de reactivos y productos como se muestra en la ecuación química. Por ejemplo, considere esta ecuación: \[\ ce{H2(g)+1/2 O2 (g) ⟶ H2O(l)}\;\;ΔH =\mathrm{−286\:kJ}\label{5.4.6}\] Esta ecuación indica que cuando 1 mol de gas de hidrógeno y 12 mol de gas de oxígeno a una cierta temperatura y presión cambia a 1 mol de agua líquida a la misma temperatura y presión, 286 kJ de calor se liberan a los alrededores. Si los coeficientes de la ecuación química se multiplican por algún factor, el cambio de entalpía se debe multiplicar por ese mismo factor ( ΔH es una propiedad extensa).
\[\begin {align*} &\textrm{(two-fold increase in amounts)}\label{5.4.7}\\ &\ce{2H2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2H2O}(l)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{2×(−286\:kJ)=−572\:kJ}\\ &\textrm{(two-fold decrease in amounts)}\\ &\frac{1}{2}\ce{H2}(g)+\dfrac{1}{4}\ce{O2}(g)⟶\frac{1}{2}\ce{H2O}(l)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{\frac{1}{2}×(−286\:kJ)=−143\:kJ} \end {align*} \label{5.4.6B}\]
- El cambio de entalpía de una reacción depende del estado físico de los reactivos y los productos de la reacción (ya sea que tengamos gases, líquidos, sólidos o soluciones acuosas), por eso estos se deben mostrar. Por ejemplo, cuando 1 mol de gas de hidrógeno y 12 mol de gas de oxígeno cambian a 1 mol de agua líquida a la misma temperatura y presión, se liberan 286 kJ de calor. Si se forma agua gaseosa, solo se liberan 242 kJ de calor.
\[\ce{ H2(g) + 1/2 O2(g) ⟶ H2O(g)} \;\;\; ΔH=\ce{−242\:kJ} \label{5.4.7B}\]
- Un valor negativo de un cambio de entalpía, ΔH , indica una reacción exotérmica; un valor positivo de ΔH indica una reacción endotérmica. Si se invierte la dirección de una ecuación química, se modifica el signo aritmético de la ΔH (un proceso que es endotérmico en una dirección es exotérmico en la dirección opuesta).
Ejemplo \(\PageIndex{1}\): MEDICIÓN DE UN CAMBIO de ENTALPÍA
Cuando 0.0500 mol de HCl (ac) reacciona con 0.0500 mol de NaOH (ac) para formar 0.0500 mol de NaCl (ac), se producen 2.9 kJ de calor. ¿Cuál es ΔH, el cambio de entalpía, por mol de reacción ácida, para la reacción ácido-base que pasa con las condiciones descritas?
\[\ce{HCl (aq) + NaOH(aq) \rightarrow NaCl (aq) + H2O(l)} \nonumber \]
Solución
Para la reacción de 0.0500 mol de ácido (HCl), q=-2.9 Esta proporción
\[\mathrm{\dfrac{−2.9 \; kJ}{0.0500\; mol\; HCl}} \nonumber\]
se puede usar como factor de conversión para encontrar el calor producido cuando reacciona 1 mol de HCl:
\[ΔH =\mathrm{1\; \cancel{mol\; HCl} \times \dfrac{ −2.9\; kJ}{0.0500 \;\cancel{ mol\; HCl}} =−58\; kJ} \nonumber\]
El cambio de entalpía cuando reacciona 1 mol de HCl es −58 kJ. Dado que ese es el número de moles en la ecuación química, escribimos la ecuación termoquímica como:
\[\ce{HCl}_{(aq)}+\ce{NaOH}_{(aq)}⟶\ce{NaCl}_{(aq)}+\ce{H_2O}_{(l)} \;\;\; ΔH=\mathrm{−58\;kJ} \nonumber\]
Ejercicio \(\PageIndex{1}\)
Cuando 1.34 g de Zn(s) reacciona con 60.0 ml de HCl 0,750 M (ac), se producen 3.14 kJ de calor. Determine el cambio de entalpía por mol de zinc que reacciona para la reacción:
\[ \ce{Zn}_{(s)}+\ce{2HCl}_{(aq)}⟶\ce{ZnCl}_{(aq)}+\ce{H}_{2(g)} \nonumber\]
- Respuesta
-
ΔH = −153 kJ
Asegúrese de tener en cuenta tanto la estequiometría como los reactivos limitantes al determinar el ΔH para una reacción química.
Ejemplo \(\PageIndex{2}\): OTRO EJEMPLO DE LA MEDICIÓN DE UN CAMBIO DE ENTALPÍA
Un oso gomoso contiene 2,67 g de sacarosa, C 12 H 22 O 11 . Cuando reacciona con 7,19 g de clorato de potasio, se producen KClO 3 , 43.7 kJ de calor. Determine el cambio de entalpía para la reacción.
\[\ce{C12H22O11}(aq)+\ce{8KClO3}(aq)⟶\ce{12CO2}(g)+\ce{11H2O}(l)+\ce{8KCl}(aq) \nonumber\]
Solución
Tenemos \(\mathrm{2.67\:\cancel{g}×\dfrac{1\:mol}{342.3\:\cancel{g}}=0.00780\:mol\:C_{12}H_{22}O_{11}}\) disponible y,
\(\mathrm{7.19\:\cancel{g}×\dfrac{1\:mol}{122.5\:\cancel{g}}=0.0587\:mol\:KClO_3}\) available.
Ya que,
\(\mathrm{0.0587\:mol\:KClO_3×\dfrac{1\:mol\:\ce{C12H22O11}}{8\:mol\:KClO_3}=0.00734\:mol\:\ce{C12H22O11}}\)
se necesita C 12 H 22 O 11 como el reactivo en exceso y KClO 3 es el reactivo limitante.
La reaccion usa 8 mol de KClO 3 , y el factor de conversión es \(\mathrm{\dfrac{−43.7\:kJ}{0.0587\:mol\:KClO_3}}\), tenemos \(ΔH=\mathrm{8\:mol×\dfrac{−43.7\:kJ}{0.0587\:mol\:KClO_3}=−5960\:kJ}\). El cambio de entalpía para esta reacción es −5960 kJ, y la ecuación termoquímica es:
\[\ce{C12H22O11 + 8KClO3⟶12CO2 + 11H2O + 8KCl}\hspace{20px}ΔH=\ce{−5960\:kJ} \nonumber\]
Ejercicio \(\PageIndex{2}\)
Cuando 1,42 g de hierro reaccionan con 1,80 g de cloro, se producen 3,22 g de \(\ce{FeCl}_{2(s)}\) y 8,60 kJ de calor. ¿Cuál es el cambio de entalpía para la reacción cuando se produce 1 mol de \(\ce{FeCl2(s)}\)?
- Respuesta
-
ΔH = −338 kJ
Los cambios de entalpía se tabulan típicamente para reacciones en las que tanto los reactivos como los productos se encuentran en las mismas condiciones. Un estado estándar es un conjunto de condiciones comúnmente aceptado como un punto de referencia para la determinación de propiedades en otras condiciones diferentes. Para los químicos, el estado estándar de la IUPAC se refiere a materiales bajo una presión de 1 bar y soluciones a 1 M, y no especifica una temperatura (también se usa). Muchas tablas termoquímicas listan valores con un estado estándar de 1 atm. Debido a que la ΔH de una reacción cambia muy poco con cambios tan pequeños en la presión (1 bar = 0.987 atm), los valores de ΔH (excepto los valores medidos con mayor precisión) son esencialmente iguales en ambos conjuntos de condiciones estándar. Incluiremos una “o” en superíndice en el símbolo de cambio de entalpía para designar el estado estándar. Dado que la temperatura habitual (pero no técnicamente estándar) es de 298,15 K, usaremos un "298" suscrito para designar esta temperatura. Por lo tanto, el símbolo (\(ΔH^\circ_{298}\)) se usa para indicar un cambio de entalpía para un proceso que ocurre en estas condiciones. (El símbolo ΔH se usa para indicar un cambio de entalpía para una reacción que ocurre en condiciones no estándar).
Los cambios de entalpía para muchos tipos de procesos químicos y físicos están disponibles en la literatura de referencia, incluyendo aquellos para reacciones de combustión, transiciones de fase y reacciones de formación. Mientras discutimos estas cantidades, es importante prestar atención a la naturaleza extensa de la entalpía y los cambios de entalpía. Sabiendo que el cambio de entalpía para una reacción dada es proporcional a las cantidades de sustancias involucradas, se puede informar sobre esa base (es decir, como ΔH para cantidades específicas de reactivos). Sin embargo, a veces nos resulta más útil dividir una propiedad extensa ( ΔH ) por otra (cantidad de sustancia) e informar un valor intensivo por cantidad de ΔH , a menudo "normalizado" a cada mol. (Tenga en cuenta que esto es similar a la determinación del calor específico de la propiedad intensiva de la capacidad de calor de la propiedad extensa, como se vio anteriormente).
La entalpía de la combustión
La entalpía estándar de combustión (\(ΔH_C^\circ\)) es el cambio de entalpía cuando se quema 1 mol de una sustancia (la sustancia se combina vigorosamente con oxígeno) en condiciones estándar; a veces se llama el "calor de combustión". Por ejemplo, la entalpía de combustión de etanol, −1366,8 kJ/mol, es la cantidad de calor producida cuando un mol de etanol pasa por una combustión completa a 25 ° C y 1 presión atmosférica, produciendo productos que también están a 25 ° C y 1 atm.
\[\ce{C2H5OH}(l)+\ce{3O2}(g)⟶\ce{2CO2}+\ce{3H2O}(l)\hspace{20px}ΔH_{298}^\circ=\mathrm{−1366.8\: kJ} \label{5.4.8}\]
Se han medido las entalpías de combustión para muchas sustancias; algunos de estas sustancias se listan en la Tabla \(\PageIndex{1}\). Muchas sustancias que están fácilmente disponibles con grandes entalpías de combustión se usan como combustibles, incluyendo el hidrógeno, el carbono (como carbón o carbón vegetal) y los hidrocarburos (compuestos que contienen sólo hidrógeno y carbono), como el metano, el propano y los componentes principales de la gasolina.
| Sustancia | Reacción de Combustión | Entalpia de Combustion \(ΔH_c^\circ \left(\mathrm{\dfrac{kJ}{mol} \:at\:25°C}\right)\) |
|---|---|---|
| carbón | \(\ce{C}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)\) | −393.5 |
| hidrógeno | \(\ce{H2}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{H2O}(l)\) | −285,8 |
| magnesio | \(\ce{Mg}(s)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{MgO}(s)\) | −601,6 |
| azufre | \(\ce{S}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{SO2}(g)\) | −296,8 |
| monóxido de carbono | \(\ce{CO}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)\) | −283,0 |
| metano | \(\ce{CH4}(g)+\ce{2O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\) | −890,8 |
| acetileno | \(\ce{C2H2}(g)+\dfrac{5}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{2CO2}(g)+\ce{H2O}(l)\) | −1301,1 |
| etanol | \(\ce{C2H5OH}(l)+\ce{3O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)+\ce{3H2O}(l)\) | −1366,8 |
| metanol | \(\ce{CH3OH}(l)+\dfrac{3}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)+\ce{2H2O}(l)\) | −726,1 |
| isooctano | \(\ce{C8H18}(l)+\dfrac{25}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{8CO2}(g)+\ce{9H2O}(l)\) | −5461 |
Ejemplo\(\PageIndex{3}\): Usando LA ENTALPÍA DE LA COMBUSTIÓN
Como lo sugiere la Figura \(\PageIndex{3}\), la combustión de la gasolina es un proceso altamente exotérmico. Determinemos la cantidad aproximada de calor producido al quemar 1.00 L de gasolina, asumiendo que la entalpía de combustión de la gasolina es la misma que la de isooctano, un componente común de la gasolina. La densidad de isooctano es 0,692 g / mL.
Solución
Comenzando con una cantidad conocida (1,00 L de isooctano), podemos hacer conversiones entre unidades hasta que lleguemos a la cantidad deseada de calor o energía. La entalpía de la combustión de isooctano nos da una de las conversiones necesarias. La tabla \(\PageIndex{1}\) da este valor como −5460 kJ por 1 mol de isooctano (C 8 H 18 ).
Usando estos datos,
La combustión de 1.00 L de isooctano produce 33,100 kJ de calor. (Esta cantidad de energía es suficiente para derretir 99,2 kg, o aproximadamente 218 libras, de hielo).
Note: Si hace este cálculo paso por paso, encontrará:
\(\begin {align*}
&\mathrm{1.00\:L\:\ce{C8H18}⟶1.00×10^3\:mL\:\ce{C8H18}}\\
&\mathrm{1.00×10^3\:mL\:\ce{C8H18}⟶692\:g\:\ce{C8H18}}\\
&\mathrm{692\:g\:\ce{C8H18}⟶6.07\:mol\:\ce{C8H18}}\\
&\mathrm{692\:g\:\ce{C8H18}⟶−3.31×10^4\:kJ}
\end {align*}\)
Ejercicio\(\PageIndex{3}\)
¿Cuánto calor se produce por la combustión de 125 g de acetileno?
- Respuseta
-
6,25 × 10 3 kJ
TECNOLOGÍAS ENERGÉTICAS EMERGENTES A BASE DE ALGAS (BIOCOMBUSTIBLES)
A medida que las reservas de combustibles fósiles disminuyen y se vuelven más costosas de extraer, seguimos en busca de fuentes de combustible de reemplazo para el futuro. Entre los biocombustibles más prometedores se encuentran los derivados de algas (Figura \(\PageIndex{4}\)). Las especies de algas utilizadas no son tóxicas, biodegradables y se encuentran entre los organismos de más rápido crecimiento en el mundo. Alrededor del 50% del peso de las algas es aceite, que se puede convertir fácilmente en combustible como el biodiesel. Las algas pueden producir 26,000 galones de biocombustible por hectárea, mucha más energía por acre que otros cultivos. Algunas cepas de algas pueden florecer en aguas salobres que no son utilizables para el cultivo de otros cultivos. Las algas pueden producir biodiesel, biogasolina, etanol, butanol, metano e incluso combustible para aviones.
Según el Departamento de Energía de los EE.UU., Solo 39,000 kilómetros cuadrados (aproximadamente el 0.4% de la masa terrestre de los EE.UU. O menos de \(\dfrac{1}{7}\) del área usada para cultivar maíz) pueden producir suficiente algal combustible para reemplazar todo el combustible a base de petróleo usado en los Estados Unidos. El costo de los combustibles de algas es cada vez más competitivo; por ejemplo, la Fuerza Aérea de los EE. UU. Está produciendo combustible para aviones a partir de algas a un costo total de menos de $ 5 por galón. El proceso usado para producir algal combustible es el siguiente: cultivar las algas (que utilizan la luz solar como fuente de energía y el CO 2 como materia prima); cosechar las algas; extraer los compuestos combustibles (o compuestos precursores); procese según sea necesario (por ejemplo, haga una reacción de transesterificación para producir biodiesel); purificar; y distribuir (Figura \(\PageIndex{5}\)).
La entalpia estandar de la formacion
Una entalpía estándar de formación \(ΔH^\circ_\ce{f}\) es un cambio de entalpía para una reacción en la cual exactamente 1 mol de una sustancia pura se forma a partir de elementos libres en sus estados más estables en condiciones de estado estándar. Estos valores son especialmente útiles para calcular o predecir cambios de entalpía para reacciones químicas que no son prácticas o peligrosas de llevar a cabo, o para procesos para los que es difícil realizar mediciones. Si tenemos valores para las entalpías estándar de formación apropiadas, podemos determinar el cambio de entalpía para cualquier reacción, que practicaremos en la siguiente sección sobre la ley de Hess.
La entalpía estándar de formación de CO 2 (g) es −393.5 kJ / mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción exotérmica:
\[\ce{C}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_\ce{f}=ΔH^\circ_{298}=−393.5\:\ce{kJ} \label{5.4.9}\]
comenzando con los reactivos a una presión de 1 atm y 25°C (con el carbono presente como grafito, la forma más estable de carbono en estas condiciones) y terminando con un mol de CO 2 , también a 1 atm y 25 ° C. Para el dióxido de nitrógeno, \(\ce{NO}_{2(g)}\), \(ΔH^\circ_\ce{f}\) es 33,2 kJ / mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción:
\[\frac{1}{2}\ce{N2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{NO2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_\ce{f}=ΔH^\circ_{298}=+33.2\: \ce{kJ} \label{5.4.10}\]
Una ecuación de reacción con \(\frac{1}{2}\) mol de N 2 y 1 mol de O 2 es correcta en este caso porque la entalpía de formación estándar siempre se refiere a 1 mol de producto, NO 2 ( g ).
Encontrará una tabla de entalpías estándar de formación de muchas sustancias comunes en las Tablas T1 y T2. Estos valores indican que las reacciones de formación varían desde altamente exotérmicas (como −2984 kJ / mol para la formación de P 4 O 10 ) hasta fuertemente endotérmicas (como +226.7 kJ / mol para la formación de acetileno, C 2 H 2 ). Por definición, la entalpía estándar de formación de un elemento en su forma más estable es igual a cero en condiciones estándar, que es 1 atm para gases y 1 M para soluciones.
Ejemplo \(\PageIndex{4}\): EVALUANDO LA ENTALPÍA DE FORMACIÓN
El ozono, O 3 ( g ), se forma del oxígeno, O 2 ( g ), por un proceso endotérmico. La radiación ultravioleta es la fuente de energía que impulsa esta reacción en la atmósfera superior. Suponiendo que tanto los reactivos como los productos de la reacción están en sus estados estándar, determine la entalpía estándar de formación, \(ΔH^\circ_\ce{f}\) de ozono a partir de la siguiente información:
Solución \(ΔH^\circ_\ce{f}\) es el cambio de entalpía para la formación de un mol de una sustancia en su estado estándar de los elementos en sus estados estándar. Por lo tanto, \(ΔH^\circ_\ce{f}\) para O 3 ( g ) es el cambio de entalpía para la reacción:
\[\dfrac{3}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{O3}(g) \nonumber\]
Para la formación de 2 mol de O 3 ( g ) , \(ΔH^\circ_{298}=+286\:\ce{kJ}\). Esta relación, \(\mathrm{\left(\dfrac{286\:kJ}{2\:mol\:O_3}\right)}\), se puede usar como un factor de conversión para encontrar el calor producido cuando 1 mol de O 3 ( g ) se forma, que es la entalpía de formación para O 3 ( g ) :
Por lo tanto, \(ΔH^\circ_\ce{f}[\ce{O3}(g)]=\ce{+143\: kJ/mol}\).
Ejercicio \(\PageIndex{4}\)
El gas hidrógeno, H2, reacciona explosivamente con cloro gaseoso, Cl 2 , para formar cloruro de hidrógeno, HCl (g) . ¿Cuál es el cambio de entalpía para la reacción de 1 mol de H 2 ( g ) con 1 mol de Cl 2 ( g ) si ambos los reactivos y los productos se encuentran en condiciones estándar? La entalpía estándar de formación de HCl (g) es −92,3 kJ/mol.
- Respuesta
-
Para la reacción
\[\ce{H2}(g)+\ce{Cl2}(g)⟶\ce{2HCl}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−184.6\:kJ}\nonumber\]
Ejemplo \(\PageIndex{5}\): Escribiendo Ecuaciones de Reacción para \(ΔH^\circ_\ce{f}\)
Escriba las ecuaciones de reacción de calor de formación para:
- \(\ce{C2H_5OH}_{(l)}\)
- \(\ce{Ca_3(PO_4)}_{2(s)}\)
Solución
Recordando que \(ΔH^\circ_\ce{f}\) las ecuaciones de reacción son para formar 1 mol del compuesto a partir de sus elementos constituyentes en condiciones estándar, tenemos:
- \(\ce{2C}(s,\:\ce{graphite})+\ce{3H2}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{C2H5OH}(l)\)
- \(\ce{3Ca}(s)+\frac{1}{2}\ce{P4}(s)+\ce{4O2}(g)⟶\ce{Ca3(PO4)2}(s)\)
Note: El estado estándar del carbono es el grafito, y el fósforo existe como \(P_4\).
Ejercicio \(\PageIndex{5}\)
Escriba las ecuaciones de reacción de calor de formación para:
- \(\ce{C_2H_5OC_2H}_{5(l)}\)
- \(\ce{Na_2CO}_{3(s)}\)
- Respuesta a
-
\(\ce{4C}(s,\:\ce{graphite})+\ce{5H2}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{C2H5OC2H5}(l)\);
- Respuesta b
-
\(\ce{2Na}(s)+\ce{C}(s,\:\ce{graphite})+\dfrac{3}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{Na2CO3}(s)\)
La Ley de Hess
Hay dos formas de determinar la cantidad de calor involucrado en un cambio químico: medir el calor experimentalmente o calcularlo a partir de otros cambios de entalpía determinados experimentalmente. Algunas reacciones son difíciles, sino imposibles, de investigar y hacer mediciones precisas para experimentos. E incluso cuando una reacción no es difícil de hacer o de medir, es conveniente poder determinar el calor involucrado en una reacción sin tener que hacer un experimento.
Normalmente, este tipo de cálculo involucra el uso de la ley de Hess, que establece: Si un proceso se puede escribir como la suma de varios procesos por pasos, el cambio de entalpía del proceso total es igual a la suma de los cambios de entalpía de los distintos pasos. La ley de Hess es válida porque la entalpía es una función de estado: los cambios de entalpía dependen solo de dónde comienza y termina un proceso químico, pero no del camino que toma de principio a fin. Por ejemplo, podemos pensar que la reacción del carbono con el oxígeno para formar dióxido de carbono se produce directamente o mediante un proceso de dos pasos. El proceso directo está escrito aquí:
\[\ce{C}_{(s)}+\ce{O}_{2(g)}⟶\ce{CO}_{2(g)}\;\;\;ΔH^∘_{298}=\mathrm{−394\;kJ} \label{ 5.4.11}\]
En el proceso de dos pasos, se forma el primer monóxido de carbono:
\[\ce{C}_{(s)}+\dfrac{1}{2}\ce{O}_{2(g)}⟶\ce{CO}_{(g)}\;\;\;ΔH^∘_{298}=\mathrm{−111\;kJ} \label{ 5.4.12}\]
Luego, el monóxido de carbono reacciona más para formar dióxido de carbono:
\[\ce{CO} {(g)}+\dfrac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO}_2 {(g)}\;\;\;ΔH^∘_{298}=\mathrm{−283\;kJ} \label{ 5.4.13}\]
La ecuación que describe la reacción general es la suma de estos dos cambios químicos:
\[\begin {align*} &\textrm{Step 1:} \:\ce{C}(s)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO}(g)\\ &\underline{\textrm{Step 2:} \:\ce{CO}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)}\\ &\textrm{Sum:} \:\ce{C}(s)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)+\ce{CO}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO}(g)+\ce{CO2}(g) \end {align*} \label{5.4.14}\]
Debido a que el CO producido en el Paso 1 se consume en el Paso 2, el cambio neto es:
\[\ce{C}_{(s)}+\ce{O}_{2(g)}⟶\ce{CO}_{2(g)} \label{5.4.15}\]
De acuerdo con la ley de Hess, el cambio de entalpía de la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos. Podemos aplicar los datos de las entalpías experimentales de combustión en la Tabla \(\PageIndex{1}\) para encontrar el cambio de entalpía de toda la reacción a partir de los dos pasos:
\[\begin {align*}
&\ce{C}(s)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO}(g)&&ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−111\:kJ}\\
&\ce{CO}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)&&ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−283\:kJ}\\
&\overline{\ce{C}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{CO2}(g)\hspace{25px}}&&\overline{ΔH^\circ_{298}=\mathrm{−394\:kJ}}
\end {align*} \label{5.4.16}\]
El resultado se muestra en la Figura \(\PageIndex{6}\). Vemos que ΔH de la reacción general es la misma si ocurre en uno o dos pasos. Este hallazgo (en general, ΔH para la reacción = suma de los valores de H para los “pasos” de reacción en la reacción en general) es cierto en general para los procesos químicos y físicos.
Antes de seguir practicando el uso de la ley de Hess, recordemos dos características importantes de Δ H .
-
Δ
H
es directamente proporcional a las cantidades de reactivos o productos. Por ejemplo, el cambio de entalpía para la reacción de formación de 1 mol de NO
2
(
g
) es +33,2 kJ: \[\frac{1}{2}\ce{N2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{NO2}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{+33.2\: kJ} \label{5.4.17}\]
Cuando 2 moles de NO 2 (dos veces más) se forman, la Δ H será el doble de grande: \[\ce{N2}(g)+\ce{2O2}(g)⟶\ce{2NO2}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{+66.4\: kJ} \label{5.4.18}\]
En general, si multiplicamos o dividimos una ecuación por un número, entonces el cambio de entalpía también se debe multiplicar o dividir por el mismo número.
-
Δ
H
para una reacción en una dirección es igual en magnitud y opuesta en signo a
ΔH
para la reacción en la dirección inversa. Por ejemplo, dado que: \[\ce{H2}(g)+\ce{Cl2}(g)⟶\ce{2HCl}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−184.6\:kJ} \label{5.4.19}\]
Luego, para la reacción "inversa", el cambio de entalpía también se "invierte": \[\ce{2HCl}(g)⟶\ce{H2}(g)+\ce{Cl2}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{+184.6\: kJ} \label{5.4.20}\]
Ejemplo\(\PageIndex{6}\): Pasos del Cálculo de \(ΔH^\circ_\ce{f}\)
Usando la Ley de Hess, determine la entalpía de formación, \(ΔH^\circ_\ce{f}\), de FeCl 3 (s) de los cambios de entalpía del siguiente proceso de dos pasos que ocurre bajo condiciones de estado estándar:
\[\ce{Fe}(s)+\ce{Cl2}(g)⟶\ce{FeCl2}(s)\hspace{20px}ΔH°=\mathrm{−341.8\:kJ} \nonumber\]
\[\ce{FeCl2}(s)+\frac{1}{2}\ce{Cl2}(g)⟶\ce{FeCl3}(s)\hspace{20px}ΔH°=\mathrm \nonumber{−57.7\:kJ} \]
Solución
Estamos tratando de encontrar la entalpía estándar de formación de FeCl 3 (s), que es igual a ΔH° para la reacción:
\[\ce{Fe}(s)+\frac{3}{2}\ce{Cl2}(g)⟶\ce{FeCl3}(s)\hspace{20px}ΔH^\circ_\ce{f}=\:? \nonumber\]
Al observar las reacciones, vemos que la reacción para la que queremos encontrar ΔH° es la suma de las dos reacciones con valores de ΔH conocidos, por lo que debemos sumar sus ΔHs :
\[\ce{Fe}(s)+\ce{Cl2}(g)⟶\ce{FeCl2}(s)\hspace{59px}ΔH°=\mathrm{−341.8\:kJ}\\ \underline{\ce{FeCl2}(s)+\frac{1}{2}\ce{Cl2}(g)⟶\ce{FeCl3}(s)\hspace{20px}ΔH°=\mathrm{−57.7\:kJ}}\\ \ce{Fe}(s)+\frac{1}{2}\ce{Cl2}(g)⟶\ce{FeCl3}(s)\hspace{43px}ΔH°=\mathrm{−399.5\:kJ} \nonumber\]
La entalpía de la formación \(ΔH^\circ_\ce{f}\), de FeCl 3 (s) es −399,5 kJ/mol.
Ejercicio \(\PageIndex{6}\)
Calcule el ΔH para el proceso:
\[\ce{N2}(g)+\ce{2O2}(g)⟶\ce{2NO2}(g) \nonumber\]
from the following information:
\[\ce{N2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2NO}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{180.5\:kJ} \nonumber\]
\[\ce{NO}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{NO2}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−57.06\:kJ} \nonumber\]
- Respuesta
-
66,4 kJ
Aquí hay un ejemplo menos directo que ilustra el proceso de pensamiento involucrado cuando se resuelvan muchos problemas de la ley de Hess. Muestra cómo podemos encontrar muchas entalpías estándar de formación (y otros valores de ΔH ) si son difíciles de determinar experimentalmente.
Ejemplo \(\PageIndex{7}\): un problema mas complicado
Usando la Ley de Hess, el monofluoruro de cloro puede reaccionar con el flúor para formar trifluoruro de cloro:
(i) \(\ce{ClF}(g)+\ce{F2}(g)⟶\ce{ClF3}(g)\hspace{20px}ΔH°=\:?\)
Usa las reacciones aquí para determinar el ΔH° para la reacción (i):
(ii) \(\ce{2OF2}(g)⟶\ce{O2}(g)+\ce{2F2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{(ii)}=\mathrm{−49.4\:kJ}\)
(iii) \(\ce{2ClF}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{Cl2O}(g)+\ce{OF2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{(iii)}=\mathrm{+205.6\: kJ}\)
(iv) \(\ce{ClF3}(g)+\ce{O2}(g)⟶\frac{1}{2}\ce{Cl2O}(g)+\dfrac{3}{2}\ce{OF2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{(iv)}=\mathrm{+266.7\: kJ}\)
Solución
Nuestro objetivo es manipular y combinar las reacciones (ii), (iii) y (iv) de modo que se sumen a la reacción (i). Yendo de izquierda a derecha en (i), primero vemos que \(\ce{ClF}_{(g)}\) es necesario como reactivo. Esto se puede obtener multiplicando la reacción (iii) por \(\frac{1}{2}\), lo que significa que el cambio de ΔH ° también se multiplica por \(\frac{1}{2}\):
\[\ce{ClF}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\frac{1}{2}\ce{Cl2O}(g)+\frac{1}{2}\ce{OF2}(g)\hspace{20px} ΔH°=\frac{1}{2}(205.6)=+102.8\: \ce{kJ} \nonumber\]
A continuación, vemos que \(\ce{F_2}\) también es necesario como reactivo. Para obtener esto, invierta y reduzca la mitad la reacción (ii), lo que significa que el ΔH ° cambia de signo y se reduce por la mitad:
\[\frac{1}{2}\ce{O2}(g)+\ce{F2}(g)⟶\ce{OF2}(g)\hspace{20px}ΔH°=+24.7\: \ce{kJ} \nonumber\]
Para conseguir ClF 3 como un producto, invierta (iv), cambiando el signo de ΔH °:
Ahora compruebe para que se asegurare de que estas reacciones se sumen a la reacción que queremos:
\[\begin {align*}
&\ce{ClF}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\frac{1}{2}\ce{Cl2O}(g)+\frac{1}{2}\ce{OF2}(g)&&ΔH°=\mathrm{+102.8\: kJ}\\
&\frac{1}{2}\ce{O2}(g)+\ce{F2}(g)⟶\ce{OF2}(g)&&ΔH°=\mathrm{+24.7\: kJ}\\
&\frac{1}{2}\ce{Cl2O}(g)+\dfrac{3}{2}\ce{OF2}(g)⟶\ce{ClF3}(g)+\ce{O2}(g)&&ΔH°=\mathrm{−266.7\:kJ}\\
&\overline{\ce{ClF}(g)+\ce{F2}⟶\ce{ClF3}(g)\hspace{130px}}&&\overline{ΔH°=\mathrm{−139.2\:kJ}}
\end {align*}\]
Los reactivos \(\frac{1}{2}\ce{O2}\) y \(\frac{1}{2}\ce{O2}\) cancelan el producto O 2 ; el producto \(\frac{1}{2}\ce{Cl2O}\) cancele el reactivo \(\frac{1}{2}\ce{Cl2O}\); y los reactivos \(\dfrac{3}{2}\ce{OF2}\) se cancelan con los productos \(\frac{1}{2}\ce{OF2}\) y OF 2 . Esto deja sólo los reactivos ClF (g) y F 2 (g) y el producto ClF 3 (g), que son lo que queremos. Dado que sumando estas tres reacciones modificadas produce la reacción de interés, sume los tres valores de ΔH ° modificados dará el ΔH ° deseado:
Ejercicio \(\PageIndex{7}\)
El cloruro de aluminio se puede formar a partir de sus elementos:
(i) \(\ce{2Al}(s)+\ce{3Cl2}(g)⟶\ce{2AlCl3}(s)\hspace{20px}ΔH°=\:?\)
Use las reacciones aquí para determinar el ΔH ° para la reacción (i):
(ii) \(\ce{HCl}(g)⟶\ce{HCl}(aq)\hspace{20px}ΔH^\circ_{(ii)}=\mathrm{−74.8\:kJ}\)
(iii) \(\ce{H2}(g)+\ce{Cl2}(g)⟶\ce{2HCl}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{(iii)}=\mathrm{−185\:kJ}\)
(iv) \(\ce{AlCl3}(aq)⟶\ce{AlCl3}(s)\hspace{20px}ΔH^\circ_{(iv)}=\mathrm{+323\:kJ/mol}\)
(v) \(\ce{2Al}(s)+\ce{6HCl}(aq)⟶\ce{2AlCl3}(aq)+\ce{3H2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{(v)}=\mathrm{−1049\:kJ}\)
- Respuesta
-
−1407 kJ
También podemos usar la ley de Hess para determinar el cambio de entalpía de cualquier reacción si las entalpías correspondientes de formación de los reactivos y productos están disponibles. Las reacciones paso a paso que consideramos son: (i) descomposición de los reactivos en sus elementos componentes (para los cuales los cambios de entalpía son proporcionales al negativo de las entalpías de formación de los reactivos), seguidos de (ii) re-combinaciones de los elementos para dar los productos (con los cambios de entalpía proporcionales a las entalpías de formación de los productos). El cambio de entalpía estándar de la reacción general es, por lo tanto, igual a: (ii) la suma de las entalpías estándar de formación de todos los productos más (i) la suma de los negativos de las entalpías estándar de formación de los reactivos. Esto generalmente se reorganiza ligeramente para que se escriba de la siguiente manera, con \(\sum\) que representa "la suma de" y n que representa los coeficientes estequiométricos:
\[ΔH^\circ_\ce{reaction}=\sum n×ΔH^\circ_\ce{f}\ce{(products)}−\sum n×ΔH^\circ_\ce{f}\ce{(reactants)} \label{5.4.20B}\]
El siguiente ejemplo muestra en detalle por qué esta ecuación es válida y cómo se usar para calcular el cambio de entalpía para una reacción de interés.
Ejemplo \(\PageIndex{8}\): Usando la ley de hess
¿Cuál es el cambio de entalpía estándar para la reacción?
\[\ce{3NO2}(g)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2HNO3}(aq)+\ce{NO}(g)\hspace{20px}ΔH°=\:? \nonumber\]
Solución 1: Usando la Ecuación
Alternativamente, podríamos usar la forma especial de la ley de Hess dada anteriormente:
\[ΔH^\circ_\ce{reaction}=∑n×ΔH^\circ_\ce{f}\ce{(products)}−∑n×ΔH^\circ_\ce{f}\ce{(reactants)} \nonumber\]
\[\begin {align*} &=\mathrm{\left[2\:\cancel{mol\:HNO_3}×\dfrac{−207.4\:kJ}{\cancel{mol\:HNO_3\:(\mathit{aq})}}+1\:\cancel{mol\: NO\:(\mathit{g})}×\dfrac{+90.2\: kJ}{\cancel{mol\: NO\:(\mathit{g})}}\right]}\\ &\mathrm{\:−\,\left[3\:\cancel{mol\:NO_2(\mathit{g})}×\dfrac{+33.2\: kJ}{\cancel{mol\:NO_2\:(\mathit{g})}}+1\:\cancel{mol\:H_2O\:(\mathit{l})}×\dfrac{−285.8\:kJ}{\cancel{mol\:H_2O\:(\mathit{l})}}\right]}\\ &=\mathrm{2(−207.4\:kJ)+1(+90.2\: kJ)−3(+33.2\: kJ)−1(−285.8\:kJ)}\\ &=\mathrm{−138.4\:kJ}\end {align*}\]
Solución 2: Apoyando por qué la ecuación general es válida
Podemos escribir esta reacción como la suma de las descomposiciones de 3 NO 2 (g) y 1 H 2 O (l) en sus elementos constituyentes, y la formación de 2 HNO 3 (aq) y 1 NO (g) de sus elementos constituyentes. Escriba estas reacciones y anote sus relaciones con los valores \(ΔH^\circ_\ce{f}\) para estos compuestos (de Tablas T1 y T2 ), tenemos:
\[\ce{3NO2}(g)⟶ \dfrac{3}{2} \ce{N2}(g)+ 3 \ce{O2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{1}=\mathrm{−99.6\:kJ} \nonumber\]
\[\ce{H2O}(l)⟶\ce{H2}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ_{2}=+285.8\: \ce{kJ}\:[−1×ΔH^\circ_\ce{f}(\ce{H2O})]\nonumber\]
\[\ce{H2}(g)+\ce{N2}(g)+ 3 \ce{O2}(g)⟶\ce{2HNO3}(aq)\hspace{20px}ΔH^\circ_{3}=−414.8\:kJ\:[2×ΔH^\circ_\ce{f}(\ce{HNO3\nonumber})]\]
\[\frac{1}{2}\ce{N2}(g)+\frac{1}{2}\ce{O2}(g)⟶\ce{NO}(g)\hspace{20px}ΔH^\circ\nonumber_{4}=+90.2\: \ce{kJ}\:[1×(\ce{NO})]\]
Sume estas ecuaciones de reacción da la reacción que nos interesa:
\[\ce{3NO2}(g)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2HNO3}(aq)+\ce{NO}(g)\nonumber\]
Sume estas ecuaciones de reacción da la reacción que nos interesa:
\[\begin {align*} ΔH^\circ_\ce{rxn}&=ΔH^\circ_1+ΔH^\circ_2+ΔH^\circ_3+ΔH^\circ_4=\mathrm{(−99.6\:kJ)+(+285.8\: kJ)+(−414.8\:kJ)+(+90.2\: kJ)}\\ &=\mathrm{−138.4\:kJ} \end {align*}\]
Así que el cambio de entalpía estándar para esta reacción es Δ H ° = −138,4 kJ.
Tenga en cuenta que este resultado fue obtenido por:
- multiplicando el \(ΔH^\circ_\ce{f}\) de cada producto por su coeficiente estequiométrico y sumando esos valores
- multiplicando el \(ΔH^\circ_\ce{f}\) de cada reactivo por su coeficiente estequiométrico y sumando esos valores, y luego
- restando el resultado encontrado en el paso 2 del resultado encontrado en el paso 1.
Este es también el procedimiento para usar la ecuación general, como se muestra.
Ejercicio \(\PageIndex{8}\)
Calcule el calor de combustión de 1 mol de etanol, C 2 H 5 OH (l), cuando se forman H 2 O(l) y CO 2 (g). Utilice las siguientes entalpías de formación: C 2 H 5 OH(l), −278 kJ/mol; H 2 O((l), −286 kJ/mol; y CO 2 (g), −394 kJ / mol.
- Respuesta
-
−1368 kJ/mol
Resumen
Si se realiza un cambio químico a presión constante y el único trabajo realizado es causado por la expansión o la contracción, q para el cambio se llama cambio de entalpía con el símbolo ΔH , o \(ΔH^\circ_{298}\) para las reacciones ocurriendo bajo condiciones estatales estándar. El valor de ΔH para una reacción en una dirección es igual en magnitud, pero en sentido opuesto, a ΔH para la reacción en la dirección opuesta, y ΔH es directamente proporcional a la cantidad de reactivos y productos. Los ejemplos de cambios de entalpía incluyen entalpía de combustión, entalpía de fusión, entalpía de vaporización y entalpía estándar de formación. La entalpía estándar de formación, \(ΔH^\circ_\ce{f}\), es el cambio de entalpía que acompaña a la formación de 1 mol de una sustancia de los elementos en sus estados más estables en 1 barra (estado estándar). Muchos de los procesos se llevan a cabo en 298.15 K. Si las entalpías de formación están disponibles para los reactivos y productos de una reacción, el cambio de entalpía se puede calcular utilizando la ley de Hess: si un proceso se puede escribir como la suma de varios procesos escalonados , el cambio de entalpía del proceso total es igual a la suma de los cambios de entalpía de los distintos pasos.
Ecuaciones claves
- \(ΔU=q+w\)
- \(ΔH^\circ_\ce{reaction}=∑n×ΔH^\circ_\ce{f}\ce{(products)}−∑n×ΔH^\circ_\ce{f}\ce{(reactants)}\)
Notas al pie de la página
- 1 Para más información sobre el combustible de algas, vea http://www.theguardian.com/environme...n-fuel-problem .
Glosario
- chemical thermodynamics
- area of science that deals with the relationships between heat, work, and all forms of energy associated with chemical and physical processes
- enthalpy ( H )
- sum of a system’s internal energy and the mathematical product of its pressure and volume
- enthalpy change (Δ H )
- heat released or absorbed by a system under constant pressure during a chemical or physical process
- expansion work (pressure-volume work)
- work done as a system expands or contracts against external pressure
- first law of thermodynamics
- internal energy of a system changes due to heat flow in or out of the system or work done on or by the system
- Hess’s law
- if a process can be represented as the sum of several steps, the enthalpy change of the process equals the sum of the enthalpy changes of the steps
- hydrocarbon
- compound composed only of hydrogen and carbon; the major component of fossil fuels
- internal energy ( U )
- total of all possible kinds of energy present in a substance or substances
- standard enthalpy of combustion (\(ΔH^\circ_\ce{c}\))
- heat released when one mole of a compound undergoes complete combustion under standard conditions
- standard enthalpy of formation (\(ΔH^\circ_\ce{f}\))
- enthalpy change of a chemical reaction in which 1 mole of a pure substance is formed from its elements in their most stable states under standard state conditions
- standard state
- set of physical conditions as accepted as common reference conditions for reporting thermodynamic properties; 1 bar of pressure, and solutions at 1 molar concentrations, usually at a temperature of 298.15 K
- state function
- property depending only on the state of a system, and not the path taken to reach that state
Contribuyentes
-
Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110) ."
-
Ana Martinez ( amartinez02@saintmarys.edu ) contribuyó a la traducción de este texto.