Guía nº6, Energía de las reacciones termoquímicas

Guia de Ejercicio N° 6
“Energía de las Reacciones Termoquímicas”
Sra. Alicia Lilian Lizama Cordero (Ing. Químico).
Profesor: Héctor Adrián Soto Ruiz.
INACAP 2000.
Introducción.
Esta guía abarca conceptos teóricos con ejemplos de ejercicios desarrollados y
aplicados al estudio de la termoquímica, que involucra los intercambios de calor y de
medición, así como las leyes que la rigen: Ley de Hess, y la primera ley de la
termodinamica. Se complementa con un set de ejercicios que el alumno debe
desarrollar, y posteriormente debe completar con otros ejercicios dados por el
profesor según la orientación de su carrera.
Objetivo.
-
Desarrollar ejercicios aplicados a la termoquímica.
Aplicar los principios de la termoquímica al estudio cuantitativo de las
reacciones químicas.
Calor de reacción
La cantidad de calor absorbida o desprendida durante una reacción química se
mide a 25 °C y a presión atmosférica normal. Convencionalmente se acepta que
dicho calor es positivo si la reacción es exotérmica, y negativo si es endotérmica. En
las ecuaciones termoquímicas se indican los estados físicos de las sustancias que
intervienen, ya que el intercambio calórico depende de dichos estados.
Si consideramos la ecuación,
2H2
(g)
+ O 2 (g)
gas
gas
2 H 2 O (l)
líquido
se comprueba experimentalmente que al combinarse los dos moles de moléculas de
hidrógeno con un mol de molécula de oxígeno se obtienen dos moles de agua,
desprendiéndose 136,6 Kcal (reacción exotérmica). Si se hace reaccionar un mol de
molecula de hidrógeno con medio mol de molecula de oxígeno se obtendrá un mol
de agua y 68,3 Kcal, de modo que se desprenderán 68,3 Kcal por cada mol de agua.
En las ecuaciones de formación o descomposición de calor de reacción (Q) nos
referimos siempre a un mol de la sustancia que se forma o descompone, y se lo
expresa en ( Kcal * mol -1 ) o Kcal/mol. Por ejemplo:
2 Ca (s) + O 2 (g)
2 Ca O (s) ; Q = + 151,8 Kcal * mol -1
 + 6,32 * 105 J * mol -1
1
indica que al formarse un mol de CaO se desprenden 151,8 Kcal. Si se combinan
-como indica la ecuación- dos moles de Ca y un mol de molécula de O2 se obtendrán
dos moles de CaO, liberándose 303,6 Kcal. La reacción es exotérmica (Q > 0).
En el caso de la formación de HL se tiene:
2HI (g) ; Q = -6,2 Kcal * mol -1
 - 2,58 * 10 4 J * mol -1
I 2 (s) + H 2 (g)
Por ser Q < 0, la reacción es endotérmica: el sistema absorbe calor del medio
que lo rodea.
 Ejemplo:
Al combinarse ciertas masas de hidrógeno y oxígeno para formar agua se
liberan 1,423 * 10 6 J. ¿Cuántos moles de agua se han formado?
El calor liberado durante la formación del agua es 68,3 Kcal * mol
tanto, se han formado:
1,423 * 10 6 J
1,423 * 10 6 * 0,24 * 10 -3 Kcal
=
68,3 Kcal * mol
-1
68,3 Kcal * mol
Por lo
341,5 Kcal
=
-1
-1.
= 5 moles
68,3 Kcal * mol
de agua
-1
Medición de calores de reacción
Los calores de reacción se miden con aparatos llamados calorímetros. Los hay
de diferentes tipos, adaptados a distintas reacciones. Para medir la cantidad de calor
en reacciones en las que interviene el oxígeno se utiliza un recipiente llamado
bomba calorimétrica.
termómetro
agua
recipiente
aislado
+
-
grafito + oxígeno
2
Entalpía
Si consideramos la siguiente ecuación termoquímica:
CO2 (g) ; Q = 94,1 Kcal * mol -1
 3.92 * 10 5 J * mol -1
C (s) + O2 (g)
observamos que por cada mol de carbono que se quema se necesita un mol de
oxígeno y se forma un mol de dióxido de carbono. Se desprenden 94 Kcal.
Este calor proviene de la energía potencial almacenada en un mol de carbono y
en un mol de oxígeno. La energía potencial interna que tiene almacenada un
sistema, a presión constante, se denomina entalpía y se representa con la letra H.
En una ecuación termoquímica cualquiera:
A+B
C+D;±Q

H2
H1
podemos asignar al sistema formado por los reactivos una entalpía H 1 y al formado
por los productos de la reacción una entalpía H2. Aplicando el principio de
conservación de la energía se obtiene:
H1=H2+Q
es decir
H 2 - H 1 = -Q
La diferencia H2 - H1 se denomina variación entálpica o cambio entálpico,  H.
Por lo tanto:
 H = -Q
De acuerdo con esta fórmula, la cantidad de calor y la variación entálpica tienen
el mismo valor absoluto, pero distinto signo.
Si la reacción es exotérmica resulta Q > 0 y H < 0; si es endotérmica,
Q < 0 y H > 0.
Las reacciones exotérmicas se producen con disminución de entalpía; las
endotérmicas, con aumento de entalpía.
Para la ecuación de formación del CO2 tendremos:
C (s) + O2 (g)
CO2 (g) ;  H = -94,1 Kcal * mol -1 (exotérmica)
Consideremos ahora nuevamente la reacción:
3
2HI (g) ; Q = -6,2 Kcal * mol -1
I2 (s) + H2 (g)
Esta reacción, por ser Q negativa, es endotérmica; el sistema absorbe calor y
por lo tanto gana entalpía; es decir que la entalpía final del sistema es mayor que la
entalpía inicial. El cambio entálpico de esta reacción resulta  H = + 6,2 Kcal mol -1
O sea:
2HI (g) ;  H = + 6,2 Kcal * mol -1 (endotérmica)
I2 (s) + H2 (g)
Cambio entálpico de formación
Es la variación de entalpía Hf que acompaña a la formación de un mol de una
sustancia a partir de sus elementos, medida a 25 °C y una atmósfera de presión.
Experimentalmente sólo es posible calcular variaciones de entalpía, pero no la
entalpía de un estado particular del sistema. Por convención, se asigna valor cero a
las entalpías de formación de las sustancias simples, considerando la variedad más
estable (por ejemplo, el grafito, en el caso del carbono).
Ejemplos:
Cambio entálpico de formación
Ecuación
a (en Kcal * mol -1 del compuesto)
-94,1
(en J *mol) -1
-3,92 * 10 5
C(s) + O2 (g)
CO2 (g)
2H2 (g) + O2 (g)
2H2O (l)
-68,3
-2,845 * 10 5
2H2 (g) + O2 (g)
2H2O (g)
-57,8
-2,407 * 10 5
Cl2 (g) + H2 (g)
2H Cl (g)
-22,0
-9,165 * 10 4
S (s) + O2 (g)
SO2 (g)
-71,0
-2,95
I2 (s) + H2 (g)
2 H I (g)
+6,2
2Ca (s) + O2 (g)
2 Ca O (s)
-151,8
* 10 5
+2,58 * 10
-6,32
4
* 10 5
Cambio entálpico de combustión
4
Es la variación entálpica que acompaña a la combustión de una sustancia que
se quema a 25 °C y una atmósfera de presión. Son cambios entálpicos de formación
en los que interviene el oxígeno.
Cambio entálpico de unión o enlace
Es la energía necesaria para separar dos átomos unidos en una sustancia
simple o compuesta, a 25 °C y una atmósfera.
En la tabla se indican algunos valores del cambio entálpico de enlace.
Cambio entálpico de enlace
Sustancia
(Kcal * mol) -1
H-H
H-C
C-C
N-N
CI - CI
+104,2
+99,5
+ 83,1
+226
+57,81
(J * mol) -1
+4,34 * 10 5
+4,145 * 10 5
+3,461 * 10 5
+9,415 * 10 5
+2,407 * 10 5
Ley de Lavoiser - Laplace
En toda reacción química el cambio entálpico tiene igual valor absoluto que el
cambio entálpico de la reacción inversa, pero signo contrario. Por lo tanto, si la
reacción es exotérmica en un sentido resultará endotérmica en sentido contrario, y
viceversa.
 Ejemplo:
Cl2 (g) + H2 (g)
2 H Cl (g)
2 HCl (g)
H2 (g) + Cl2 (g)
;  H = -22,06 Kcal * mol -1
;  H = +22,6 Kcal * mol -1
Ley de Hess
5
Si una reacción se produce por etapas, el cambio entálpico total es igual a la
suma de los cambios entálpicos de las reacciones parciales.
 Ejemplo:
Cs + 1/2 O2 (g)
CO (g) ; H’ = -26,4 Kcal * mol -1
CO (g) + 1/2 O2 (g)
CO2 (g) ; H” = -67,7 Kcal mol -1
+
C (s) + O2 (g)
CO2 (g) ; H = -94,1 Kcal mol -1
La ecuación final se obtiene sumando y simplificando las ecuaciones parciales.
Consideremos a continuación dos aplicaciones de la ley de Hess.
.
. .
a. Si se conocen los cambios entálpicos de formación de los reactivos y los
productos de la reacción, se puede calcular el cambio entálpico de la reacción.
Para ello se procede del siguente modo:
 se suman los cambios entálpicos de los productos,
 se suman los cambios entálpicos de los reactivos,
 se restan ambas sumas.
En símbolos:
H = Hp - Hr
siendo  H el cambio entálpico de la reacción, y  Hp y  Hr los cambios entálpicos
de cada producto y reactivo, respectivamente.
 Ejemplo:
Calculemos el cambio entálpico total de la siguiente reacción:
C H4 (g) + 2 O2 (g)
C O2 (g) + 2 H2 O (l)
utilizando los datos de la tabla
6
Sustancia
Hf (kcal / mol)
Hf (J / mol)
CH4
-17,9
-7,45 * 104
O2
0
0
CO2
-94,1
-3,92 * 105
H2O
-68,3
-2,845 * 105
En este tipo de problemas supondremos que la cantidad de moles que
reaccionan es la indicada por los coeficientes de la ecuación química.
Calculemos entonces los cambios entálpicos para:
 1 mol de CH4 : 1 mol. (- 17,9 Kcal. Mol -1) = 17,9 kcal
 2 moles de O2 : 0 (por tratarse de una sustancia simple)
 1 mol de CO2 : 1 mol. (- 94,1 Kcal - mol -1) = - 94,1 kcal
 2 moles de H2O : 2 moles. (- 68,3 Kcal - mol -1 ) = - 136,6 kcal
Por lo tanto:
  Hp = - 94,1 kcal + (- 136,6 kcal) = -230,7 kcal
  Kr = - 17,9 kcal + O = - 17,9 kcal
.
. .  H =   Hp -   Hr = - 230,7 kcal - (- 17,9 kcal) = - 212,8 kcal
La variación entálpica de la reacción, cuando se combinan un mol de CH 4 con
dos moles de O2, es -212,8 kcal. Se trata de una reacción exotérmica.
b. Podemos calcular el cambio entálpico de una reacción que no pueda ser realizada
experimentalmente si disponemos de los datos adecuados. Por ejemplo, es difícil
obtener monóxido de carbono puro (CO) por combustión del carbono. Pero se
puede calcular el cambio entálpico de formación del CO, aplicando la ley de Hess
a partir de las ecuaciones termoquímicas siguientes, referidas al grafito:
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C (s) + O2 (g)
CO (g) + ½ O2 (g)
CO2 (g) ;  H’ = - 94,1 kcal - mol -1
CO2 (g) ;  H” = - 67,7 kcal mol-1
Considerando la primera y la inversa de la segunda:
C (s) + O2 (g)
CO2 (g)
CO2 (g) ;  H’ = - 94,1 kcal mol -1
CO (g) + ½ O2 (g) ;  H’” = + 67,7 kcal mol -1
sumando y simplificando:
C (s) + O2 (g)
CO (g) + ½ O2 (g) ;  Hf = H’ + H’” =
= -94,1 Kcal.mol –1 + 67,7 kcal.mol –1 = -26,4 kcal.mol –1
o sea:
C (s) + ½ O2 (g)
CO (g) ;  Hf = -26,4 kcal.mol –1
Al invertir la segunda ecuación hemos obtenido la variación entálpica
 H” = +67,7 kcal/mol aplicado la ley de Lavoisier-Laplace.
En conclusión, el cambio entálpico de formación del CO resulta igual
a -26,4 kcal.mol -1 .
Reacción de transformación del carbono diamante en carbono grafito.
Consideremos los cambios entálpicos producidos durante la combustión del
grafito y del diamante; se logran los siguientes resultados:
C (grafito) (s) + O2 (g)
CO2 (g) ;  H’ = -94,1 kcal.mol –1
C (diamante) (s) + O2 (g)
CO2 (g) ;  H” = -94,51 kcal.mol –1
Operando como en casos anteriores, se obtiene:
C (diamante) (s)
C (grafito) (s) ;  Hf = -0,41 Kcal.mol -1
La conversión de diamante en grafito es, por lo tanto, una reacción
exotérmica.
Guia de ejercicios
1. En la siguiente ecuación:
Br2 (g) + H2 (g)
2 HBr (g) ;  H = -8,6 kcal/mol
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a. Explicar el significado de H; b. Decir si la reacción es exotérmica o
endotérmica; c. ¿Cuántas kilocalorías se desprenden o absorben cuando
se combinan cuatro moles de bromo y cuatro moles de hidrógeno?
2. Clasificar las siguientes reacciones en exotérmicas y endotérmicas, e indicar
en cada caso el valor de la variación entálpica.
a. ½ N2 (g) + ½ O2 (g)
N O (g)
;
Q = -21,6 kcal.mol –1
b. S (s)
+ O2
SO2 (g)
;
Q = +71 kcal.mol –1
c. F2 (g)
+ H2 (g)
2 HF (g)
;
Q = +64,2 Kcal.mol –1
d. 2N2 (g)
+
;
Q = +11,04 kcal.mol –1
3H2 (g)
2NH3 (g)
3. Calcular la cantidad de calor que se libera cuando se combinan 0,4 moles
de
hidrógeno con oxígeno suficiente para formar agua líquida a 25 °C y una
atmósfera.
Respuesta:
Q = 27,32 Kcal
9
4. Calcular el cambio entálpico total de la siguiente reacción:
Ca O (s)
+
H2O (l)
Ca (OH)2 (s)
Utilizando los datos de la tabla. Expresar el resultado en joule.
Sustancia
 Hf (kcal.mol) –1
H2O
-68,3
CaO
-151,8
Ca (OH)2
-235,9
Respuesta:
H = -6,58 * 105 J. mol –1
5. Calcular la variación la reacción entálpica de la siguiente reacción:
Ag NO3 (g) + Na Cl (s)
Sustancia
NaCl
Ag NO3
Ag Cl
Na NO3
Ag Cl (s) + Na NO3 (s)
 Hf (kcal.mol) –1
-97,11
-2,8
-30,3
-106,68
Respuesta:
H = -37,07 Kcal mol -1
6. Hallar el valor de la variación entálpica final de la reacción y confeccionar un
diagrama entálpico para la formación del NO2 (dióxido de nitrógeno) con los
siguientes datos:
N2 (g) + O2 (g)
2 N O (g) ;
 H’ = +21,6 kcal mol –1
10
2 N O (g) + O2 (g)
2 N O2 (g) ;
 H” = -13,5 kcal mol –1.
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