E1 - Universidad Industrial de Santander

ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y
CÁLCULO DE ENTALPÍAS
DE REACCIÓN
Evaluación del proyecto dirigida por el docente de Química II
Claude A. Ewert
Realización del proyecto llevada a cabo por estudiante de Geología
Sonia Alejandra Quintero Antolinez
Juan Guillermo Rodriguez Lizcano
Julian Enrique Villamizar Blanco
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER (UIS)
Bucaramanga- Colombia
2015
ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y CÁLCULO DE ENTALPÍAS DE REACCIÓN
INTRODUCCIÓN
En el presente trabajo de la asignatura Química II, desarrollaremos una de sus temáticas con la
cual podremos darle explicación a la dinámica de muchos sucesos que ocurren a nuestro
alrededor. Este tema recibe el nombre se entalpía de reacción o calor de reacción denotada así:
∆Hreac; como su propio nombre lo indica, es una de las principales características que presentan
la mayoría de reacciones ya que esta puede convertirse en una fuente importante de energía (en
forma de calor) para uso nuestro. Es importante conocer como calcular la entalpía de reacción,
para ello existen muchos métodos, en este proyecto analizaremos su obtención por medio de
dos de ellos: (1) las entalpías de formación (propias de cada compuesto) y (2) la ley de Hess.
Con esto tendremos una visión nueva acerca de la obtención de cierto producto a partir de unos
reactivos determinados, en términos de calor o energía.
FUENTES DE INFORMACIÓN O REFERENCIAS:
1.Texto virtual: FONTAL B./REYES M./BELLANDI F./CONTRERAS R./ ROMERO I. VII Escuela
Venezolana
para
la
enseñanza
de
la
química.
Disponible
en:
http://www.saber.ula.ve/bitstream/123456789/16744/1/termoquimica.pdf
2.
Libro
virtual:
TEMA
12
TERMODINAMICA
http://ocw.uc3m.es/quimica-fisica/quimica-i/material-de-clase1/TEMA_12_TERMOQUiMICA.pdf
QUIMICA.
Disponible
en:
3. Libro: McGRAW-HILL/INTERAMERICANA EDITORES S.A/ EDICIÓN UNDÉCIMA ISBN: 978607-15-0928-4CV/ QUÍMICA RAYMOND CHANG, KENNETH A.GOLDSBY/ BIBLIOTECA UIS.
ENTALPÍA DE FORMACIÓN Y CÁLCULO DE ENTALPÍA DE REACCIÓN
La historia de la humanidad cuenta que, de cierta forma, los seres de las cavernas también
llamados cavernícolas, frotaban dos palos, o un palo con una piedra, o en su efecto dos piedras,
cuando de repente, y sin buscarlo, nació ¡EL FUEGO!, uno de los hallazgos más importantes de
todos los tiempos. El calor que se debió ocasionar en ese proceso de fricción, no es más que
una de las maneras en que podemos encontrar la energía. Éste tipo de energía, entre otras, son
las que mueven la sociedad de hoy en dia. Los incomparables avances económicos, tecnológicos
y científicos del mundo civilizado, están directamente relacionados con una de las ciencias
encargadas de estudiar la energía, llamada la termodinámica, pues ésta se relaciona con las
necesidades del hombre actual debido a su creciente consumo de energía para producir bienes
y servicios. En este campo, el concepto de entalpía tiene una importante relevancia a la hora de
comprender los fenómenos químicos relacionados con la energía.
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN:
A lo largo del curso Química II, hemos aprendido a determinar el cambio de la entalpía de una
reacción midiendo el calor absorbido o liberado ( a presión constante). A partir de la ecuación:
∆H= H Productos - H Reactivos
ECUACIÓN 1
Observamos que ∆H también se calcula si conocemos las entalpías reales de todos los reactivos
y productos. Sin embargo, no es posible medir el valor “absoluto” de entalpía de una sustancia.
Sólo se determinan valores “relativos” con respecto a una referencia arbitraria.
El punto de referencia para todas las expresiones de entalpía recibe el nombre de entalpía
estándar de formación (∆Hfº). Se dice que las sustancias están en estado estándar a 1 atm,
de ahí el término de entalpía estándar. El exponente (º) representa las condiciones estándar (1
atm), y el subíndice (f) significa formación.
La entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más estable es cero.
Considere el oxígeno y el carbono:
El oxígeno molecular (O2 ) es más estable que el ozono (O3 ) así:
ΔHf <O2(g)>= 0 kJ/mol
ΔHf <O3(g)>= 142,2 kJ/mol
El grafito (c) es más estable que el diamante (c) así:
ΔHf <C, grafito>= 0 kJ/mol
ΔHf <C, diamante>= 1,90 kJ/mol
Con base en esta referencia de elementos, ahora podemos definir la entalpía estándar ( 1 atm
de presión) de formación de un compuesto como:
El cambio de calor relacionado cuando de forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos
a una presión de 1 atm.
En la siguiente tabla se muestran las entalpías estándar de formación para compuestos. Observe
que aunque el estado estándar no especifica una temperatura, siempre utilizaremos para el
análisis de los valores ∆Hfº medidos a 25ºC debido a que la mayoría de los datos termodinámicos
se llevan
a cabo a esta
temperatura.
FIGURA 1
DEFINICIÓN: Condición Estándar es el estado estándar de un material (sustancia pura, mezcla
o solución), es un estado de referencia utilizado para calcular sus propiedades bajo diferentes
condiciones. La versión actual de la norma de la IUPAC define como condiciones estándar a una
temperatura de 25 °C (298,15 K) y una presión absoluta de 100 Pa (0,986 atm).
La importancia de las entalpías estándar de formación se basa en que, una vez que conocemos
sus valores, podemos calcular la entalpía estándar de reacción (∆Hºreac) que se define como la
entalpía de una reacción que se efectúa a 1 atm. Por ejemplo, considere la reacción hipotética:
aA + bB → cC + dD
Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos. Para esta reacción ∆Hºreac está dada por:
∆Hºreac= (c ∆Hfº (C) + d ∆Hfº (D)) - (a ∆Hfº (A) + b ∆Hfº (B))
En
general:
ECUACIÓN 2
Donde n representa los coeficientes estequiométricos de reactivos y productos, y
(sigma) significa “la suma de”. Observe que en los cálculos, los coeficientes
estequiométricos son sólo números sin unidades.
el
Para utilizar la ecuación anterior, a fin de calcular la ∆Hºreac debemos conocer los valores se
∆Hfº de los compuestos que participan en la reacción. Podemos determinar estos valores
mediante la aplicación del método directo o el método indirecto:
1. Método directo: Este método se utiliza cuando las reacciones químicas se sintetizan con
facilidad a partir de sus elementos, sin productos secundarios que interfieren en la determinación
de la entalpía estándar de formación en un calorímetro a presión constante. Las reacciones de
combustión son un ejemplo de reacciones que ocurren con limpieza.
Ejemplos:
1 Por medio de la ECUACIÓN 2 calcular la entalpía de la siguiente reacción química:
C(grafito) + O2(g)
∆Hf = 0
→
∆Hf = 0
CO2(g)
∆Hf = -393.5 kJ/mol
Para los reactivos:
∑∆H0f (reactivos) = [ 1 mol x 0 + 1 mol x 0 ] = 0 kJ
Para los productos:
∑∆H0f (productos) = [ 1 mol x (-393.5 kJ/mol) ] = -393.5 kJ
∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos)
∆H0r = -393.5 kJ – ( 0 kJ)
∆H0r = -393.5 kJ
∆H0r < 0 Reacción exotérmica.
Debido a que tanto el grafito como el oxígeno son formas alotrópicas del carbono y del oxígeno,
elementos estándares, su entalpía de formación estándar es cero, por lo tanto observamos que
la asignación arbitraria de la ∆Hfº de cada elemento en su forma más estable no afecta los
cálculos. Haciendo esto, tenemos una referencia o un punto de partida que nos facilita los
cálculos.
2.Calcule la entalpía de la siguiente reacción por medio de la ECUACIÓN 2:
3 C(graf.) + 2 Fe2O3 (s) → 4 Fe (s) + 3 CO2 (g)
Para realizar este cálculo, debemos conocer los Hf tanto de los productos como de los reactantes
los cuales están dados en kJ/mol, como sigue:
Especie química ∆Hf
C(graf.) → 0 kJ/mol
Fe2O3 (s) → -47 kJ/mol
Fe(s) → 0 kJ/mol
CO2 (g) → -22,5 kJ/mol
∆Hº de los productos = 0 + 3x(-22,5) = -67,5 kJ/mol
∆Hº de los reactantes = 2x(-47) = - 94 kJ/mol
∆Hº = -67,5 –(-94) = 26,5 kJ/mol
2. Método indirecto: Muchos compuestos no se pueden sintetizar a partir de sus elementos. En
algunos casos, la reacción se lleva a cabo con demasiada lentitud o suceden reacciones
secundarias que producen otras sustancias además del compuesto de interés. En estos casos
los valores de ∆Hfº se determinan por un procedimiento indirecto, que se basa en la Ley de Hess
de la sumatoria de los calores, o sólo Ley de Hess, llamado así en honor de su creador, el químico
suizo Germain Hess. La Ley de Hess se enuncia como sigue: cuando los reactivos se convierten
en productos, el cambio de entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la
reacción en un paso o en una serie de pasos.
En otras palabras, si podemos separar la reacción de interés en una serie de reacciones para las
cuales podemos medir el valor de ∆Hºreac podemos calcular ∆Hºreac para la reacción total. La
Ley de Hess está basada en que, H es una función de estado, ∆H sólo depende del estado inicial
y final (es decir, sólo depende de la naturaleza de los reactivos y productos). El cambio de
entalpía sería el mismo, ya sea si la reacción global tiene lugar en un paso o en varios. Una
analogía útil para la Ley de Hess es la siguiente.
ANALOGÍA: Imagine que una persona sube en el elevador de un edificio del primer piso al sexto.
La ganancia en su energía potencial gravitacional (que corresponde al cambio de entalpía del
proceso total) es la misma que si dicha persona llega en forma directa hasta el sexto piso o si se
va deteniendo en cada uno (separación de la reacción en una serie de pasos).
Ejemplos:
1. Suponga que queremos conocer la entalpía estándar de formación del monóxido de carbono
(CO). La reacción se representa como
4C(grafito) + 2O2(g) → 4CO(g)
No obstante, la combustión del grafito también produce un poco de dióxido de carbono (CO₂ ),
así que no podemos medir el cambio de entalpía de CO directamente como se mostró. En lugar
de ello, debemos emplear una ruta indirecta, con base en la Ley de Hess. Es posible llevar a
cabo las siguientes dos reacciones por separado, las cuales proceden cuantitativamente:
a. 4C(grafito) + 4O2(g) → 4CO2(g)
b. 4CO(g) + 2O2(g) → 4CO2(g)
∆Hºreac = -1574 kJ/mol
∆Hºreac = -1132 kJ/mol
En primer lugar, invertimos la ecuación b) para obtener, así mismo invertimos el signo de la
∆Hºreac:
c. 4CO2(g) → 4CO(g) + 2O2(g)
∆Hºreac = +1132 kJ/mol
Debido a que las ecuaciones químicas se pueden sumar y restar tal como las ecuaciones
algebraicas, realizamos la operación a) + c) y obtenemos:
a.4C (grafito) + 4O2(g) → 4CO2(g)
c.
∆Hºreac = -1574 kJ/mol
4CO2(G) → 4CO(g) + 2O2(g) ∆Hºreac = +1132 kJ/mol
_______________________________________________________________
d. 4C(grafito) + 2O2(g) → 4CO(g)
∆Hfº(CO) = -442 kJ/mol
Por lo tanto, ∆Hfº(CO) = -442 kJ/mol. Con base en lo anterior, podemos ver que la reacción global
es la formación del CO2 [ecuación a], la cual se puede dividir en dos partes [ecuación d y b].
2. Calcule la entalpía de formación del acetileno (C2H2) a partir de sus elementos:
2C (grafito) + H2(g) → C2H2(g)
Las ecuaciones para cada etapa y los cambios de entalpía correspondientes son:
a) C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
∆Hºreac = -393,5 kJ/mol
b) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
∆Hºreac = -285,8 kJ/mol
c) 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l)
∆Hºreac = -2598.8 kJ/mol
Estrategia: El objetivo aquí es calcular el cambio de entalpía para la formación de C2H2 a partir
de sus elementos C y H2.
No obstante, la reacción no ocurre directamente, así que debemos utilizar una ruta indirecta
mediante la información dada por las ecuaciones.
SOLUCIÓN: Con base en la síntesis de C2H2 se necesitan 2 moles se grafito como reactivo, así
que multiplicamos la ecuación (a) por 2 para obtener:
2C(grafito) + 2O2(g) → 2CO2(g)
∆Hºreac = 2(-393,5 kJ/mol)= -787.0 kJ/mol
Después, necesitamos 1 mol de H2 como reactivo y éste lo proporciona la ecuación (b). Por último
necesitamos 1 mol de C2H2 como producto. La ecuación (c) tiene 2 moles de C2H2 como reactivo,
así que necesitamos invertir la ecuación y dividirla en 2:
2CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g) + 5/2 O2(g) ∆Hºreac = (2598.8 kJ/mol)/2 = 1299.4kJ/mol
Al sumar las ecuaciones ya modificadas obtenemos:
2C(grafito) + 2O2(g) → 2CO2(g)
∆Hºreac = -787.0 kJ/mol
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(l)
∆Hºreac = -285,8 kJ/mol
2CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g)+ 5/2 O2(g)
∆Hºreac = 1299.4kJ/mol
2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g)
∆Hºreac = 226.6kJ/mol
Por lo tanto ∆Hºf =∆Hºreac= 226,6 kJ/mol. Este valor significa que cuando se sintetiza 1 mol de
C2H2 a partir de 2 moles de C(grafito) y 1 mol de H2, el sistema de reacción absorbe 226.6kJ/mol
de calor de los alrededores. Por tanto, de trata se un proceso endotérmico.
La regla general para aplicar la Ley de Hess es que se debe disponer una serie de reacciones
químicas (correspondientes a la serie de etapas) de tal manera que, cuando se sumen, se
cancelen todas las especies excepto los reactivos y productos que aparecen en la reacción
global. Esto significa que deben quedar los elementos del lado izquierdo y el compuesto de
interés del lado derecho de la flecha. Para lograr esto, con frecuencia tenemos que multiplicar
alguna o todas las ecuaciones que representan las etapas individuales, por los coeficientes
apropiados.
FIGURA 2
En esta tabla se puede observar la manera de calcular el cambio de la entalpía de formación
por medio del método directo y por medio de la Ley de Hess (método indirecto).
EJERCICIOS:
1. Combustión del benceno (principal compuesto aromático):
2C6H6 (l) +15O2(g) →12CO2(g) + 6H2O(l)
Donde:
ΔH<C6H6(l) > = 82,8 kJ/mol
ΔH<CO2(g) > = - 393,5 kJ/mol
ΔH<H2O(l) > = - 285,5 kJ/mol
a. ΔH<reacción> = ?
b. Deducir, por medio del resultado de la entalpía de reacción, ¿qué tipo de reacción
ocurrió?
SOLUCIÓN
2C6H6 (l) +15O2(g) →12CO2(g) + 6H2O(l)
ΔH<reacción>= 12(ΔH<CO2>) + 6(ΔH<H2O>) - (2(ΔH<C6H6>) + 15(ΔH<O2>)
ΔH<reacción>= 12(-393,5 kJ/mol) + 6(-285,5 kJ/mol) - (2(82,8 kJ/mol) + 0 kJ/mol)
ΔH<reacción>= -6600,6 kJ/mol
Entalpía de combustión→ reacción exotérmica.
2. Calcular la variación de entalpía correspondiente a la descomposición térmica del carbonato
cálcico en óxido de calcio y dióxido de carbono, sabiendo que las entalpías estándar de
formación del óxido de calcio, dióxido de carbono y carbonato cálcico son, respectivamente
635,1, - 393,5 y - 1206,9 kJ/ mol. Deducir el tipo de reacción.
SOLUCIÓN
ΔH<reacción>=?
ΔH<reacción>= 1(-635,1 kJ/mol) + 1(-393,5 kJ/mol) - (1(-1206,9 kJ/mol))
ΔH<reacción>= 178,3 kJ/mol
Entalpía de la descomposición del carbonato cálcico → reacción endotérmica.
3. Dada la reacción:
Calcular la entalpía de reacción utilizando las entalpías de formación.
Datos:
Entalpías de formación (kJ/mol):
Metano = - 74,9
Clorometano = - 82,0
Cloruro de hidrógeno = - 92,3
SOLUCIÓN
ΔH<reacción>= 1(-82,0 kJ/mol) + 1(-92,3 kJ/mol) - (1(-74,9 kJ/mol) + 1(0 kJ/mol))
ΔH<reacción>= -99,4 kJ/mol
Reacción exotérmica.
Ejercicio de práctica:
Calcule la entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono (CS2) a partir de sus
elementos, dadas:
C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔH°reac= -393,5 kJ/mol
S(rómbico) + O2(g) → SO2(g) ΔH°reac= -296,4 kJ/mol
CS2(l) + 3O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g) ΔH°reac= -1073,6 kJ/mol
REFERENCIAS DE EJERCICIOS ACERCA DE LA ENTALPÍA:
Canal quimitube.com/ejercicios resueltos de termodinámica. Es posible encontrarlo en la
siguiente pagina: http://www.quimitube.com/ejercicios-resueltos-de-termodinámica
Ejercicio 1: TEORÍA 11,
http://www.quimitube.com/videos/termodinamica-teoria-11-calculo-de-la-entalpia-de-reaccion-apartir-de-las-entalpias-de-formación
Ejercicio 2: EJERCICIO 13.
Ejercicio 3: EJERCICIO 24.
http://www.quimitube.com/ejercicios-resueltos-de-termodinámica
Ejercicio de práctica: Libro: McGRAW-HILL/INTERAMERICANA EDITORES S.A/ EDICIÓN
UNDÉCIMA ISBN: 978-607-15-0928-4CV/ QUÍMICA RAYMOND CHANG, KENNETH
A.GOLDSBY/ BIBLIOTECA UIS.
APLICACIONES:
Una de las aplicaciones simples del concepto de entalpía es el conocido efecto Joule-Thompson.
Es el proceso en el cual la temperatura de un sistema disminuye o aumenta al permitir que el
sistema se expanda libremente manteniendo la entalpía constante. Este proceso es muy
importante ya que es el corazón de los refrigeradores domésticos, donde es el responsable de la
caída de temperatura entre la temperatura ambiente y la del interior del refrigerador. También es
un proceso que se lleva a cabo en la etapa final de muchos tipos de licuefactores.
La entalpía también juega un papel importante en los compresores. Cuando una energía P es
aplicada como energía eléctrica, un flujo de calor es liberado a los alrededores a temperatura
ambiente. Si la compresión es adiabática la temperatura del gas aumenta. En caso contrario
estará a una entropía constante. Así mismo, estas máquinas se utilizan en sistemas de
refrigeración, sistemas de generación de energía eléctrica, motores de avión, etc.
En magnetohidrodinámica se tratan de aprovechar las diferencias de entalpía para generar, con
utilidad práctica, electricidad.
CONCLUSIONES:
La entalpía de formación nos presenta un claro panorama de la dinámica e intercambios de
energía en nuestro entorno a través de las distintas reacciones que acontecen día a día. Por
medio de este trabajo, es evidente que este concepto es intrínseco en las reacciones y por ende
nos ayuda a comprenderlas mejor, en la medida en que no sólo obtenemos información calorífica
sino también indicios de la estabilidad de la misma, ya que lógicamente si un compuesto
desprende más calor en su formación, mayor será su estabilidad, pues necesitará más calor para
su descomposición.