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.
