7.4: Entalpía y Reacciones Químicas
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- Definir entalpía.
- Expresar adecuadamente el cambio de entalpía de las reacciones químicas.
- Explicar cómo se miden experimentalmente los cambios de entalpía.
Ahora que hemos demostrado cómo se relacionan la energía, el trabajo y el calor, estamos listos para considerar los cambios energéticos en las reacciones químicas. Un concepto fundamental es que cada reacción química ocurre con un cambio concurrente en la energía. Ahora necesitamos aprender a expresar adecuadamente estos cambios energéticos.
Nuestro estudio de los gases en el Capítulo 6, y nuestra definición de trabajo en la Sección 7.3, indican que condiciones como presión, volumen y temperatura afectan el contenido energético de un sistema. Lo que necesitamos es una definición de energía que se mantenga cuando se especifican algunas de estas condiciones (algo similar a nuestra definición de temperatura y presión estándar en nuestro estudio de gases). Definimos el cambio de entalpía (Δ H) como el calor de un proceso cuando la presión se mantiene constante:
\[\Delta H\equiv q\; at\; constant\; pressure\nonumber \]
La letra H significa “entalpía”, una especie de energía, mientras que la Δ implica un cambio en la cantidad. Siempre nos interesará el cambio en H, más que el valor absoluto de H mismo.
Cuando se produce una reacción química, hay un cambio característico en la entalpía. El cambio de entalpía para una reacción se escribe típicamente después de una ecuación química equilibrada y en la misma línea. Por ejemplo, cuando dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para hacer dos moles de agua, el cambio de entalpía característico es de 570 kJ. Escribimos la ecuación como
\[\ce{2H2(g) + O2(g) → 2H2O(ℓ)}\nonumber \]
con\(ΔH = −570\, kJ\)
Una ecuación química que incluye un cambio de entalpía se llama ecuación termoquímica. Se supone que una ecuación termoquímica se refiere a la ecuación en cantidades molares, lo que significa que debe interpretarse en términos de moles, no moléculas individuales.
Escribir la ecuación termoquímica para la reacción de PCl 3 (g) con Cl 2 (g) para hacer PCl 5 (g), que tiene un cambio de entalpía de −88 kJ.
Solución
La ecuación termoquímica es
PCl 3 (g) + Cl 2 (g) → PCl 5 (g) Δ H = −88 kJ
Escribir la ecuación termoquímica para la reacción de N 2 (g) con O 2 (g) para hacer 2NO (g), que tiene un cambio de entalpía de 181 kJ.
- Contestar
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N 2 (g) + O 2 (g) → 2NO (g) Δ H = 181 kJ
Es posible que hayas notado que el Δ H para una reacción química puede ser positivo o negativo. Se supone que el número es positivo si no tiene signo; se puede agregar explícitamente un signo + para evitar confusiones. Se dice que una reacción química que tiene un Δ H positivo es endotérmica, mientras que una reacción química que tiene un Δ H negativo se dice que es exotérmica.
¿Qué significa si el Δ H de un proceso es positivo? Significa que el sistema en el que se está produciendo la reacción química está ganando energía. Si se considera que la energía de un sistema se representa como una altura en una gráfica de energía vertical, el cambio de entalpía que acompaña a la reacción puede ser diagramado como en la parte (a) de la Figura Energía de\(\PageIndex{1}\) Reacción: la energía de los reactivos tiene algo de energía, y el sistema aumenta su energía a medida que avanza a los productos. Los productos son más altos en la escala vertical que los reactivos. La endotérmica, entonces, implica que el sistema gana, o absorbe, energía.
Existe una situación opuesta para un proceso exotérmico, como se muestra en la parte (b) de la Figura\(\PageIndex{1}\) - Energía de Reacción. Si el cambio de entalpía de una reacción es negativo, el sistema está perdiendo energía, por lo que los productos tienen menos energía que los reactivos, y los productos son más bajos en la escala de energía vertical que los reactivos. Exotérmico, entonces, implica que el sistema pierde, o emite, energía.
Considera esta ecuación termoquímica.
\[\ce{2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g)}\nonumber \]
con Δ H = −565 kJ
¿Es exotérmico o endotérmico? ¿Cuánta energía se desprende o se absorbe?
Solución
Por definición, una reacción química que tiene un Δ H negativo es exotérmica, lo que significa que esta gran cantidad de energía —en este caso, 565 kJ—es emitida por la reacción.
Considera esta ecuación termoquímica.
CO 2 (g) + H 2 (g) → CO (g) + H 2 O (g) Δ H = 42 kJ
¿Es exotérmico o endotérmico? ¿Cuánta energía se desprende o se absorbe?
- Contestar
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Endotérmico; 42 kJ son absorbidos.
¿Cómo se miden experimentalmente los valores Δ H? En realidad, Δ H no se mide; q se mide. Pero las mediciones se realizan bajo condiciones de presión constante, por lo que Δ H es igual a la q medida.
Experimentalmente, q se mide aprovechando la ecuación
\[q = mcΔT\nonumber \]
Premedimos la masa de los químicos en un sistema. Luego dejamos que ocurra la reacción química y medimos el cambio de temperatura (Δ T) del sistema. Si conocemos el calor específico de los materiales en el sistema (normalmente lo hacemos), podemos calcular q. Ese valor de q es numéricamente igual a la Δ H del proceso, que podemos escalar hasta una escala molar. El contenedor en el que reside el sistema suele estar aislado, por lo que cualquier cambio de energía implica cambiar la temperatura del sistema, en lugar de filtrarse del sistema. El contenedor se conoce como calorímetro, y el proceso de medición de los cambios en la entalpía se llama calorimetría.
Por ejemplo, supongamos que se disuelven 4.0 g de NaOH, o 0.10 mol de NaOH, para hacer 100.0 mL de solución acuosa; mientras que 3.65 g de HCl, o 0.10 mol de HCl, se disuelven para hacer otros 100.0 mL de solución acuosa. Las dos soluciones se mezclan en un calorímetro aislado, se inserta un termómetro y se cubre el calorímetro (Ver Figura\(\PageIndex{2}\) - Calorímetros para una configuración de ejemplo). El termómetro mide el cambio de temperatura a medida que ocurre la siguiente reacción química:
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H 2 O (l)
Un observador señala que la temperatura aumenta de 22.4°C a 29.1°C. Suponiendo que las capacidades térmicas y densidades de las soluciones son las mismas que las del agua pura, ahora tenemos la información que necesitamos para determinar el cambio de entalpía de la reacción química. La cantidad total de solución es de 200.0 mL, y con una densidad de 1.00 g/mL, tenemos así 200.0 g de solución. Usando la ecuación para q, sustituimos nuestras mediciones experimentales y el calor específico del agua (en el Cuadro\(\PageIndex{1}\) de la Sección 7.3).
\[q=(200.0\cancel{g})(4.184\frac{J}{\cancel{g}.\cancel{^{\circ}C}})(6.7\cancel{^{\circ}C})\nonumber \]
Resolviendo para q, obtenemos
\[q=5600\, J\equiv \Delta H\: for\: the\: reaction\nonumber \]
El calor q es igual al Δ H para la reacción debido a que la reacción química se produce a presión constante. Sin embargo, la reacción está emitiendo esta cantidad de energía, por lo que el signo real en Δ H es negativo:
Δ H = −5.600 J para la reacción
Así, tenemos la siguiente ecuación termoquímica para la reacción química que ocurrió en el calorímetro:
\[\frac{1}{10}NaOH(aq)+\frac{1}{10}HCl(aq)\rightarrow \frac{1}{10}NaCl(aq)+\frac{1}{10}H_{2}O(l)\; \Delta H=\, -\, 5600\: J\nonumber \]
Los coeficientes 1/10 están presentes para recordarnos que comenzamos con una décima parte de mol de cada reactivo, por lo que hacemos una décima parte de mol de cada producto. Típicamente, sin embargo, reportamos ecuaciones termoquímicas en términos de moles, no una décima parte de un mol. Para escalar hasta cantidades molares, debemos multiplicar los coeficientes por 10. No obstante, cuando hacemos esto, obtenemos 10 veces más energía. Por lo tanto, tenemos
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H 2 O (l) Δ H = −56.000 J
El Δ H se puede convertir en unidades kJ, por lo que nuestra ecuación termoquímica final es
NaOH (ac) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H 2 O (l) Δ H = −56 kJ
Acabamos de tomar nuestros datos experimentales de la calorimetría y determinar el cambio de entalpía de una reacción química. Mediciones similares en otras reacciones químicas pueden determinar los valores Δ H de cualquier reacción química que desee estudiar.
Se mezcló una solución de 100 ml de 0.25 mol de Ca 2 + (ac) con 0.50 mol de iones F - (ac), y se precipitó CaF 2:
Ca 2 + (aq) + 2F − (aq) → CaF 2 (s)
La temperatura de la solución aumentó 10.5°C. ¿Cuál fue el cambio de entalpía para la reacción química? ¿Cuál fue el cambio de entalpía para la producción de 1 mol de CaF 2? Supongamos que la solución tiene la misma densidad y calor específico que el agua.
Solución
Debido a que se nos da Δ T directamente, podemos determinar el calor de la reacción, que es igual a Δ H:
\[q=(100\cancel{g})(4.184\frac{J}{\cancel{g}.\cancel{^{\circ}C}})(10.5\cancel{^{\circ}C})\nonumber \]
Resolviendo para q, obtenemos
q = 4.400 J
Por lo tanto, Δ H = −4,400 J.
De acuerdo con la estequiometría de la reacción, exactamente se formarán 0.25 mol de CaF 2, por lo que esta cantidad de calor es para 0.25 mol. Para 1 mol de CaF 2, necesitamos escalar el calor en un factor de cuatro:
q = 4.400 J × 4 = 17.600 J por 1 mol CaF 2
Sobre una base molar, el cambio en la entalpía es
Δ H = −17.600 J = −17.6 kJ
En un calorímetro a presión constante, se hacen reaccionar 0.10 mol de CH 4 (g) y 0.20 mol de O 2 (g).
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (l)
La reacción calienta 750.0 g de H 2 O en 28.4°C. ¿Qué es Δ H para la reacción en una escala molar?
- Contestar
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−891 kJ
Claves para llevar
- Cada reacción química ocurre con un cambio concurrente en la energía.
- El cambio en la entalpía equivale al calor a presión constante.
- Los cambios de entalpía se pueden expresar mediante ecuaciones termoquímicas.
- Los cambios de entalpía se miden mediante calorimetría.