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Entalpía
La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en condiciones de
presión constante de atmósfera. En laboratorio las reacciones químicas tienen
lugar en matraces abiertos, por lo que el proceso tiene lugar a una presión
aproximada de una atmósfera. Para expresar el calor absorbido o liberado en
un proceso se usa una cantidad llamada entalpía. El cambio de entalpía para
un proceso a presión constante, se define como el calor liberado o absorbido
por el sistema en el proceso químico.
Entalpia de reacción
La entalpía de reacción viene determinada por la siguiente fórmula.
ΔH = H(productos) - H(reactivos)
Es decir, la entalpía de reacción será La diferencia entre las entalpías de los
productos y las entalpías de los reactivos.
Esta, puede ser positiva o negativa. Si es positiva quiere decir que ha ganado
energía (calor) de los alrededores, por lo tanto será una reacción endotérmica.
Mientras que si la entalpía de reacción es negativa, quiere decir que ha perdido
energía (calor) y será una reacción exotérmica.
Para un proceso exotérmico siempre
Para un proceso endotérmico siempre
.
Por ejemplo: La reacción de formación del bromuro de hidrógeno gaseoso
½ H2(g) + ½
Br2(g)
↔
HBr(g)
(ΔfH0) =
-36,38 KJ/mol
Entalpia de formación (calor de formación de una sustancia)
Sabemos que ΔH se calcula si se conocen las entalpías reales de todos los
reactivos y productos. Sin embargo, no es posible medir el valor absoluto de
entalpía de una sustancia. Solo se determinan valores relativos con respecto a
una referencia arbitraria. Este punto de referencia es conocido como entalpía
estándar de formación ( ΔHºf ). Se dice que las sustancias están en el estado
estándar a 1 atm. Por convenio, la entalpía estándar de formación de cualquier
elemento en su forma más estable es cero. Tomemos al oxígeno como
ejemplo:
El oxígeno molecular (O2) es más estable que su otro alótropo, el ozono (O3), a
1 atm y 25ºC, así que:
ΔHºf (O2) = 0.
ΔHºf (O3) ≠ 0.
De manera similar, el grafito es la forma alotrópica más estable del carbono:
ΔHºf (C, grafito) = 0.
ΔHºf (C, diamante) ≠ 0.
En conclusión podemos expresar que la entalpía de formación de un
compuesto: es el cambio o variación de calor expresado en kJ que ocurre
cuando se sintetiza un mol de ese compuesto a partir de sus elementos en
condiciones estándar (1 atm y 25 C).
Una vez conocidas las entalpías de formación de cada elemento ya se puede
conocer la entalpía de formación del compuesto, siempre recordando que la
entalpía de formación de los elementos en su estado alotrópico más estable es
igual a cero.
Es importante notar que el cambio en el estado material de alguno de los
componentes de una reacción química producirá un cambio en la cantidad de
calor implicada y/o en la naturaleza energética de la reacción. En la reacción de
formación del agua no hay diferencias estructurales al obtenerla en forma
gaseosa o líquida, pero energéticamente es mayor la cantidad liberada cuando
se forma un mol de agua líquida con respecto a la cantidad liberada cuando se
forma un mol de agua gaseosa, como se puede observar en las siguientes
reacciones de formación
1/2 O2(g)
↔
H2O (g)
H2(g) + 1/2 O2(g)
↔
H2o (l)
H2(g) +
(ΔfH0) = -241.814
(ΔfH0) =
KJ/mol.
-285,830 KJ/mol
Los calores de formación son determinados experimentalmente y para su
estimación se asume que el calor de formación de los elementos en estado
libre y en condiciones estándares es cero. La Tabla 1 muestra los calores de
formación de un conjunto de compuestos en condiciones estándares.
Los siguientes ejercicios los realizaremos en clase.
Ejercicio 1
Calcular el cambio de la entalpia (ΔH) para la reacción 1 dados los datos a
continuación
1) 2C(grafito)
2) 4NH3(g)
+
+
2H2(g) ------------------------------------ C2H4
5º2(g) -------------------------------------- 4NO2(g)
(ΔH) = ¿
+ 6H2O (ΔH) =