Omitir e ir al contenidoIr a la página de accesibilidadMenú de atajos de teclado
Logo de OpenStax
Química 2ed

5.3 Entalpía

Química 2ed5.3 Entalpía

Menú
Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Enunciar la primera ley de termodinámica
  • Definir la entalpía y explicar su clasificación como función de estado
  • Escribir y balancear ecuaciones termoquímicas
  • Calcular los cambios de entalpía de varias reacciones químicas
  • Explicar la ley de Hess y utilizarla para calcular las entalpías de reacción

La termoquímica es una rama de la termodinámica química, la ciencia que se ocupa de las relaciones entre el calor, el trabajo y otras formas de energía en el contexto de los procesos químicos y físicos. Como en este capítulo nos centramos en la termoquímica, debemos tener en cuenta algunos conceptos de la termodinámica muy utilizados.

Las sustancias actúan como depósitos de energía, lo que significa que se les puede añadir o quitar energía. La energía se almacena en una sustancia cuando se eleva la energía cinética de sus átomos o moléculas. La mayor energía cinética puede darse en forma de mayores traslaciones (desplazamientos o movimientos en línea recta), vibraciones o rotaciones de los átomos o moléculas. Cuando se pierde energía térmica, las intensidades de estos movimientos disminuyen y la energía cinética cae. El total de todos los tipos posibles de energía presentes en una sustancia se llama energía interna (U), a veces simbolizada como E.

Cuando un sistema sufre un cambio, su energía interna puede cambiar y la energía puede transferirse del sistema al entorno, o del entorno al sistema. La energía se transfiere a un sistema cuando este absorbe calor (q) del entorno o cuando el entorno realiza un trabajo (w) sobre el sistema. Por ejemplo, la energía se transfiere a un alambre metálico a temperatura ambiente si se sumerge en agua caliente (el alambre absorbe el calor del agua), o si se dobla rápidamente el alambre hacia adelante y hacia atrás (el alambre se calienta debido al trabajo realizado sobre él). Ambos procesos aumentan la energía interna del alambre, lo que se refleja en un aumento de su temperatura. A la inversa, la energía se transfiere fuera de un sistema cuando se pierde calor de este, o cuando el sistema realiza un trabajo en el entorno.

La relación entre la energía interna, el calor y el trabajo puede representarse mediante la ecuación:

ΔU=q+wΔU=q+w

como se muestra en la Figura 5.19. Esta es una versión de la primera ley de termodinámica, y muestra que la energía interna de un sistema cambia a través del flujo de calor que entra o sale del sistema (q positivo es el flujo de calor que entra; q negativo es el flujo de calor que sale) o el trabajo realizado en o por el sistema. El trabajo, w, es positivo si se realiza sobre el sistema y negativo si lo realiza el sistema.

Se muestra un diagrama rectangular. Un óvalo verde se encuentra en el centro de un campo marrón claro dentro de un cuadro gris. El campo marrón claro está etiquetado como "Entorno" y la ecuación "Δ U = q + w" está escrita en la parte inferior del diagrama. Dos flechas se dirigen hacia el óvalo verde y se etiquetan como "q subíndice dentro" y "w subíndice sobre", mientras que otras dos flechas se dirigen hacia fuera del óvalo y se etiquetan como "q subíndice fuera" y "w subíndice por". El centro del óvalo contiene los términos "Δ U > 0", "Sistema" y "Δ U < 0".
Figura 5.19 La energía interna, U, de un sistema puede modificarse mediante el flujo de calor y el trabajo. Si el calor fluye hacia el sistema, qdentro, o se realiza trabajo sobre el sistema, wsobre, su energía interna aumenta, ΔU > 0. Si el calor fluye fuera del sistema, qfuera, o el trabajo es realizado por el sistema, wpor, su energía interna disminuye, ΔU < 0.

Un tipo de trabajo llamado trabajo de expansión (o trabajo de presión-volumen) se produce cuando un sistema empuja hacia atrás el entorno contra una presión de contención, o cuando el entorno comprime el sistema. Un ejemplo de esto ocurre durante el funcionamiento de un motor de combustión interna. La reacción de la gasolina y el oxígeno es exotérmica. Una parte de esta energía se desprende en forma de calor, y otra trabaja empujando el pistón en el cilindro. Las sustancias que intervienen en la reacción son el sistema, y el motor y el resto del universo son el entorno. El sistema pierde energía tanto por el calentamiento como por el trabajo que realiza en el entorno y su energía interna disminuye. (El motor es capaz de mantener el automóvil en movimiento porque este proceso se repite muchas veces por segundo mientras el motor está en marcha.) En el capítulo dedicado a la termodinámica veremos cómo determinar la cantidad de trabajo que supone un cambio físico o químico.

Como se ha comentado, la relación entre energía interna, calor y trabajo puede representarse como ΔU = q + w. La energía interna es un ejemplo de función de estado (o variable de estado), mientras que el calor y el trabajo no son funciones de estado. El valor de una función de estado depende solo del estado en el que se encuentra un sistema y no de cómo se llega a ese estado. Si una cantidad no es una función de estado, su valor depende de cómo se alcanza el estado. Un ejemplo de función de estado es la altitud o la elevación. Si está en la cima del monte Kilimanjaro, se encuentra a una altitud de 5895 m y no importa si llegó a pie o en paracaídas. Sin embargo, la distancia recorrida hasta la cima del Kilimanjaro no es una función de estado. Se puede subir a la cima por una ruta directa o por un camino más indirecto y tortuoso (Figura 5.20). Las distancias recorridas serían diferentes (la distancia no es una función de estado), pero la altitud alcanzada sería la misma (la altitud es una función de estado).

Una foto aérea muestra una vista del Monte Kilimanjaro. Se dibuja una flecha verde recta con una X desde el término "base" escrito en la base de la montaña, hasta el término "Cumbre" escrito en la cima de la montaña. Otra flecha etiquetada como Y se dibuja desde la base hasta la cima junto a la flecha verde, pero esta flecha es rosa y tiene tres grandes curvas en forma de S a lo largo de su longitud.
Figura 5.20 Los caminos X e Y representan dos rutas diferentes hacia la cumbre del monte Kilimanjaro. Ambas tienen el mismo cambio de altitud (la altitud o elevación en una montaña es una función de estado; no depende del camino), pero tienen distancias recorridas muy diferentes (la distancia recorrida no es una función de estado; depende del camino) (créditos: modificación de un trabajo de Paul Shaffner).

Los químicos suelen utilizar una propiedad conocida como entalpía (H) para describir la termodinámica de los procesos químicos y físicos. La entalpía se define como la suma de la energía interna de un sistema (U) y el producto matemático de su presión (P) y su volumen (V):

H=U+PVH=U+PV

La entalpía también es una función de estado. Los valores de entalpía de las sustancias específicas no pueden medirse directamente; solo pueden determinarse los cambios de entalpía de los procesos químicos o físicos. Para los procesos que tienen lugar a presión constante (una condición común para muchos cambios químicos y físicos), el cambio de entalpía (ΔH) es:

ΔH=ΔU+PΔVΔH=ΔU+PΔV

El producto matemático PΔV representa el trabajo (w), es decir, la expansión o el trabajo presión-volumen como se ha señalado. Por sus definiciones, los signos aritméticos de ΔV y w serán siempre opuestos:

PΔV=wPΔV=w

Sustituyendo esta ecuación y la definición de energía interna en la ecuación de cambio de entalpía se obtiene:

ΔH=ΔU+PΔV=qp+ww=qpΔH=ΔU+PΔV=qp+ww=qp

donde qp es el calor de reacción en condiciones de presión constante.

Y así, si un proceso químico o físico se lleva a cabo a presión constante con el único trabajo realizado causado por la expansión o la contracción, entonces el flujo de calor(qp) y el cambio de entalpía (ΔH) para el proceso son iguales.

El calor que se desprende al hacer funcionar un mechero Bunsen es igual al cambio de entalpía de la reacción de combustión del metano que tiene lugar, ya que se produce a la presión esencialmente constante de la atmósfera. Por otro lado, el calor producido por una reacción medida en un calorímetro de bomba (Figura 5.17) no es igual a ΔH porque el recipiente metálico cerrado y de volumen constante impide que la presión permanezca constante (puede aumentar o disminuir si la reacción produce cantidades mayores o menores de especies gaseosas). Los químicos suelen realizar experimentos en condiciones atmosféricas normales, a presión externa constante con q = ΔH, lo que hace que la entalpía sea la opción más conveniente para determinar los cambios de calor de las reacciones químicas.

Las siguientes convenciones se aplican cuando se utiliza ΔH:

  • Un valor negativo de un cambio de entalpía, ΔH < 0, indica una reacción exotérmica; un valor positivo, ΔH > 0, indica una reacción endotérmica. Si se invierte el sentido de una ecuación química, se cambia el signo aritmético de su ΔH (un proceso que es endotérmico en un sentido es exotérmico en el sentido contrario).

  • Los químicos utilizan una ecuación termoquímica para representar los cambios de materia y energía. En una ecuación termoquímica, el cambio de entalpía de una reacción se muestra como un valor de ΔH siguiendo la ecuación de la reacción. Este valor de ΔH indica la cantidad de calor asociada a la reacción en la que interviene el número de moles de reactivos y productos, tal como se muestra en la ecuación química. Por ejemplo, considere esta ecuación:

    H2(g)+12O2(g)H2O(l)ΔH=-286kJH2(g)+12O2(g)H2O(l)ΔH=-286kJ

    Esta ecuación indica que cuando 1 mol de gas hidrógeno y 1212 mol de oxígeno gaseoso a cierta temperatura y presión se transforman en 1 mol de agua líquida a la misma temperatura y presión, se liberan 286 kJ de calor al entorno. Si los coeficientes de la ecuación química se multiplican por algún factor, el cambio de entalpía debe multiplicarse por ese mismo factor (ΔH es una propiedad extensiva):

    (duplicación de las cantidades)2H2(g)+O2(g)2H2O(l)ΔH=2×(-286kJ)=-572kJ(demediación de las cantidades)12H2(g)+14O2(g)12H2O(l)ΔH=12×(-286kJ)=-143kJ(duplicación de las cantidades)2H2(g)+O2(g)2H2O(l)ΔH=2×(-286kJ)=-572kJ(demediación de las cantidades)12H2(g)+14O2(g)12H2O(l)ΔH=12×(-286kJ)=-143kJ
  • El cambio de entalpía de una reacción depende de los estados físicos de los reactivos y los productos, por lo que estos deben mostrarse. Por ejemplo, cuando 1 mol de gas hidrógeno y 1212 mol de oxígeno gaseoso cambia a 1 mol de agua líquida a la misma temperatura y presión, se liberan 286 kJ de calor. Si se forma agua gaseosa, solo se liberan 242 kJ de calor.

    H2(g)+12O2(g)H2O(g)ΔH=-242kJH2(g)+12O2(g)H2O(g)ΔH=-242kJ

Ejemplo 5.8

Escritura de ecuaciones termoquímicas

Cuando 0,0500 mol de HCl(aq) reacciona con 0,0500 mol de NaOH(aq) para formar 0,0500 mol de NaCl(aq), se producen 2,9 kJ de calor. Escriba una ecuación termoquímica balanceada para la reacción de un mol de HCl.
HCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(l)HCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(l)

Solución

Para la reacción de 0,0500 mol de ácido (HCl), q = -2,9 kJ. Los reactivos se proporcionan en cantidades estequiométricas (el mismo cociente molar que en la ecuación balanceada), por lo que la cantidad de ácido puede utilizarse para calcular un cambio de entalpía molar. Como el ΔH es una propiedad extensiva, es proporcional a la cantidad de ácido neutralizado:
ΔH=1mol de HCl×-2,9kJ0,0500mol de HCl=-58kJΔH=1mol de HCl×-2,9kJ0,0500mol de HCl=-58kJ

La ecuación termoquímica es entonces

HCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(l)ΔH=-58kJHCl(aq)+NaOH(aq)NaCl(aq)+H2O(l)ΔH=-58kJ

Compruebe lo aprendido

Cuando 1,34 g de Zn(s) reacciona con 60,0 mL de 0,750 M de HCl(aq), se producen 3,14 kJ de calor. Determine el cambio de entalpía por mol de zinc que reacciona para la reacción:
Zn(s)+2HCl(aq)ZnCl2(aq)+H2(g)Zn(s)+2HCl(aq)ZnCl2(aq)+H2(g)

Respuesta:

ΔH = −153 kJ

Asegúrese de tener en cuenta tanto la estequiometría como los reactivos limitantes cuando determine el ΔH de una reacción química.

Ejemplo 5.9

Escritura de ecuaciones termoquímicas

Un oso de goma contiene 2,67 g de sacarosa, C12H22O11. Cuando reacciona con 7,19 g de clorato de potasio, KClO3, se producen 43,7 kJ de calor. Escriba una ecuación termoquímica para la reacción de un mol de sacarosa:
C12H22O11(aq)+8KClO3(aq)12CO2(g)+11H2O(l)+8KCl(aq).C12H22O11(aq)+8KClO3(aq)12CO2(g)+11H2O(l)+8KCl(aq).

Solución

A diferencia del ejercicio de ejemplo anterior, en este no se trata de la reacción de cantidades estequiométricas de reactivos, por lo que hay que identificar el reactivo limitante (limita el rendimiento de la reacción y la cantidad de energía térmica producida o consumida).

Las cantidades proporcionadas de los dos reactivos son

( 2,67g )( 1mol/342,3g )=0,00780mol C 12 H 2 2 O 11 ( 7,19g )( 1mol/122,5g )=0,0587molKCI O 3 ( 2,67g )( 1mol/342,3g )=0,00780mol C 12 H 2 2 O 11 ( 7,19g )( 1mol/122,5g )=0,0587molKCI O 3

El cociente molar proporcionado de perclorato a sacarosa es entonces

0,0587molKCI O 3 /0,00780mol C 12 H 2 2 O 11 =7,52 0,0587molKCI O 3 /0,00780mol C 12 H 2 2 O 11 =7,52

La ecuación balanceada indica que se necesitan 8 mol de KClO3 para reaccionar con 1 mol de C12H22O11. Como la cantidad de KClO3 suministrada es menor que la cantidad estequiométrica, es el reactivo limitante y puede utilizarse para calcular el cambio de entalpía:

H= 43,7kJ/0,0587mol de KCI O 3 =744kJ/molKCI O 3 H= 43,7kJ/0,0587mol de KCI O 3 =744kJ/molKCI O 3

Como la ecuación, tal como está escrita, representa la reacción de 8 mol de KClO3, el cambio de entalpía es

( 744kJ/molKCI O 3 )( 8molKCI O 3 )=5.960kJ ( 744kJ/molKCI O 3 )( 8molKCI O 3 )=5.960kJ

El cambio de entalpía para esta reacción es de -5960 kJ, y la ecuación termoquímica es:

C12H22O11+8KClO312CO2+11H2O+8KClΔH=-5960kJC12H22O11+8KClO312CO2+11H2O+8KClΔH=-5960kJ

Compruebe lo aprendido

Cuando 1,42 g de hierro reacciona con 1,80 g de cloro, se producen 3,22 g de FeCl2(s) y 8,60 kJ de calor. ¿Cuál es el cambio de entalpía para la reacción cuando se produce 1 mol de FeCl2(s)?

Respuesta:

ΔH = −338 kJ

Los cambios de entalpía se suelen tabular para las reacciones en las que tanto los reactivos como los productos se encuentran en las mismas condiciones. Un estado estándar es un conjunto de condiciones comúnmente aceptado que se utiliza como punto de referencia para la determinación de las propiedades en otras condiciones diferentes. Para los químicos, el estado estándar de la IUPAC se refiere a materiales bajo una presión de 1 bar y a soluciones a 1 M, y no especifica una temperatura. Muchas tablas termoquímicas enumeran valores con un estado estándar de 1 atmósfera (atm). Dado que el ΔH de una reacción cambia muy poco con cambios tan pequeños en la presión (1 bar = 0,987 atm), los valores de ΔH (excepto los valores medidos con mayor precisión) son esencialmente los mismos en ambos conjuntos de condiciones estándar. Incluiremos un "°" en superíndice en el símbolo de cambio de entalpía para designar el estado estándar. Dado que la temperatura habitual (pero no técnicamente estándar) es 298,15 K, se asumirá esta temperatura a menos que se especifique otra. Así, el símbolo (ΔH°)(ΔH°) se utiliza para indicar un cambio de entalpía para un proceso que ocurre en estas condiciones. (El símbolo ΔH se utiliza para indicar un cambio de entalpía para una reacción que ocurre en condiciones no estándar.)

Los cambios de entalpía para muchos tipos de procesos químicos y físicos están disponibles en la literatura de referencia, incluyendo los de las reacciones de combustión, transiciones de fase y reacciones de formación. Al discutir estas cantidades, es importante prestar atención a la naturaleza extensiva de la entalpía y los cambios de entalpía. Dado que el cambio de entalpía para una reacción dada es proporcional a las cantidades de sustancias involucradas, puede informarse sobre esa base (es decir, como el ΔH para cantidades específicas de reactivos). Sin embargo, a menudo nos resulta más útil dividir una propiedad extensiva (ΔH) por otra (cantidad de sustancia), e informar de un valor intensivo por cantidad de ΔH, a menudo "normalizado" a una base por mol. (Note que esto es similar a la determinación del calor específico de la propiedad intensiva a partir de la capacidad calorífica de la propiedad extensiva, como se vio anteriormente.)

Entalpía estándar de combustión

Entalpía estándar de combustión (ΔHC°)(ΔHC°) es el cambio de entalpía cuando 1 mol de una sustancia arde (se combina vigorosamente con el oxígeno) en condiciones de estado estándar; a veces se denomina "calor de combustión". Por ejemplo, la entalpía de combustión del etanol, −1366,8 kJ/mol, es la cantidad de calor que se produce cuando un mol de etanol se somete a una combustión completa a 25 °C y una presión de 1 atmósfera, dando lugar a productos también a 25 °C y 1 atm.

C2H5OH(l)+3O2(g)2CO2+3H2O(l)ΔH°=−1366,8 kJC2H5OH(l)+3O2(g)2CO2+3H2O(l)ΔH°=−1366,8 kJ

Se han medido las entalpías de combustión de muchas sustancias; algunas de ellas se enumeran en la Tabla 5.2. Se utilizan como combustibles muchas sustancias fácilmente disponibles con grandes entalpías de combustión, como el hidrógeno, el carbono (como el carbón o el carbón vegetal) y los hidrocarburos (compuestos que solo contienen hidrógeno y carbono), como el metano, el propano y los principales componentes de la gasolina.

Entalpías molares estándar de combustión
SustanciaReacción de combustiónLa entalpía de combustión, ΔHc°ΔHc°(kJmola25°C)(kJmola25°C)
carbonoC(s)+O2(g)CO2(g)C(s)+O2(g)CO2(g) -393,5
hidrógenoH2(g)+12O2(g)H2O(l)H2(g)+12O2(g)H2O(l) -285,8
magnesioMg(s)+12O2(g)MgO(s)Mg(s)+12O2(g)MgO(s) -601,6
azufre S(s)+O2(g)SO2(g)S(s)+O2(g)SO2(g) -296,8
monóxido de carbono CO(g)+12O2(g)CO2(g)CO(g)+12O2(g)CO2(g) -283,0
metano CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l)CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l) -890,8
acetileno C2H2(g)+52O2(g)2CO2(g)+H2O(l)C2H2(g)+52O2(g)2CO2(g)+H2O(l) -1301,1
etanol C2H5OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+3H2O(l)C2H5OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+3H2O(l) -1366,8
metanol CH3OH(l)+32O2(g)CO2(g)+2H2O(l)CH3OH(l)+32O2(g)CO2(g)+2H2O(l) -726,1
isooctano C8H18(l)+252O2(g)8CO2(g)+9H2O(l)C8H18(l)+252O2(g)8CO2(g)+9H2O(l) -5461
Tabla 5.2

Ejemplo 5.10

Uso de la entalpía de combustión

Como sugiere la Figura 5.21, la combustión de la gasolina es un proceso altamente exotérmico. Determinemos la cantidad aproximada de calor producida al quemar 1,00 L de gasolina, suponiendo que la entalpía de combustión de la gasolina es la misma que la del isooctano, un componente común de la gasolina. La densidad del isooctano es de 0,692 g/mL.
Una imagen muestra una gran bola de fuego ardiendo en una carretera. Un camión de bomberos y un bombero aparecen en primer plano.
Figura 5.21 La combustión de la gasolina es muy exotérmica (créditos: modificación del trabajo de “AlexEagle”/Flickr).

Solución

Partiendo de una cantidad conocida (1,00 L de isooctano), podemos realizar conversiones entre unidades hasta llegar a la cantidad de calor o energía deseada. La entalpía de combustión del isooctano proporciona una de las conversiones necesarias. Tabla 5.2 da este valor como −5460 kJ por 1 mol de isooctano (C8H18).

Utilizando estos datos,

1,00LC8H18×1.000mLC8H181LC8H18×0,692gC8H181mLC8H18×1molC8H18114gC8H18×5.460kJ1molC8H18=-3,31×104kJ1,00LC8H18×1.000mLC8H181LC8H18×0,692gC8H181mLC8H18×1molC8H18114gC8H18×5.460kJ1molC8H18=-3,31×104kJ

La combustión de 1,00 L de isooctano produce 33 100 kJ de calor (esta cantidad de energía es suficiente para derretir 99,2 kg, o unas 218 libras, de hielo).

Nota: Si se hace este cálculo paso a paso, encontrará que:

1,00LC8H181,00×103mLC8H181,00×103mLC8H18692gC8H18692gC8H186,07molC8H186,07molC8H18-3,31×104kJ1,00LC8H181,00×103mLC8H181,00×103mLC8H18692gC8H18692gC8H186,07molC8H186,07molC8H18-3,31×104kJ

Compruebe lo aprendido

¿Cuánto calor produce la combustión de 125 g de acetileno?

Respuesta:

6,25 ×× 103 kJ

La química en la vida cotidiana

Tecnologías energéticas emergentes basadas en las algas (biocombustibles)

A medida que las reservas de combustibles fósiles disminuyen y su extracción es más costosa, se buscan fuentes de combustible de sustitución para el futuro. Entre los biocombustibles más prometedores están los derivados de las algas (Figura 5.22). Las especies de algas utilizadas no son tóxicas, son biodegradables y se encuentran entre los organismos de más rápido crecimiento del mundo. Alrededor del 50% del peso de las algas es aceite, que puede convertirse fácilmente en combustible, como el biodiésel. Las algas pueden producir 26.000 galones de biocombustible por hectárea, mucha más energía por hectárea que otros cultivos. Algunas cepas de algas pueden prosperar en aguas salobres que no son utilizables para otros cultivos. Las algas pueden producir biodiésel, biogasolina, etanol, butanol, metano e incluso combustible para aviones.

Se muestran tres imágenes etiquetadas como a, b y c. La imagen a muestra una vista microscópica de los organismos de las algas. Se trata de filamentos marrones y estructuras en forma de red sobre un fondo de color violeta claro. La imagen b muestra cinco grandes cubetas llenas de un líquido marrón que contiene estos organismos algales. La imagen c muestra un cilindro lleno de líquido verde en primer plano y un cartel al fondo con el título "Del campo a la flota".
Figura 5.22 (a) Los diminutos organismos algales pueden (b) cultivarse en grandes cantidades y, con el tiempo, (c) convertirse en un combustible útil como el biodiésel (créditos: a: modificación del trabajo de Micah Sittig; b: modificación del trabajo de Robert Kerton; c: modificación del trabajo de John F. Williams).

Según el Departamento de Energía de los Estados Unidos, solo 39.000 kilómetros cuadrados (aproximadamente el 0,4 % de la masa terrestre de los Estados Unidos o menos de 1717 de la superficie utilizada para el cultivo de maíz) puede producir suficiente combustible de algas para sustituir todo el combustible derivado del petróleo que se utiliza en los Estados Unidos. El costo de los combustibles de algas es cada vez más competitivo. Por ejemplo, la Fuerza Aérea de los Estados Unidos están produciendo combustible para aviones a partir de algas a un coste total inferior a 5 dólares por galón.3 El proceso utilizado para producir combustible de algas es el siguiente: cultivar las algas (que utilizan la luz solar como fuente de energía y el CO2 como materia prima); cosechar las algas; extraer los compuestos del combustible (o los compuestos precursores); procesar según sea necesario (por ejemplo, realizar una reacción de transesterificación para hacer biodiésel); purificar; y distribuir (Figura 5.23).

Se muestra un diagrama de flujo que contiene imágenes y palabras. Leyendo de izquierda a derecha, los términos "Cultivar", "Cosechar", "Extraer", "Procesar y purificar" y "Combustible para aviones Gasolina Diésel" se muestran con flechas hacia la derecha entre cada uno. Encima de cada término, respectivamente, hay diagramas de tres contenedores, tres cilindros tumbados uno al lado del otro, un contenedor en forma de pirámide con líquido dentro, una fábrica y una bomba de combustible. En el espacio sobre todos los diagramas y a la izquierda de las imágenes hay un diagrama del Sol.
Figura 5.23 Las algas convierten la luz solar y el dióxido de carbono en aceite que se cosecha, se extrae, se purifica y se transforma en una variedad de combustibles renovables.

Entalpía estándar de formación

Una entalpía estándar de formación ΔHf°ΔHf° es un cambio de entalpía para una reacción en la que se forma exactamente 1 mol de una sustancia pura a partir de elementos libres en sus estados más estables en condiciones de estado estándar. Estos valores son especialmente útiles para calcular o predecir los cambios de entalpía de las reacciones químicas que son poco prácticas o peligrosas de llevar a cabo, o para los procesos para los que es difícil hacer mediciones. Si tenemos los valores de las entalpías de formación estándar adecuadas, podemos determinar el cambio de entalpía para cualquier reacción, lo que practicaremos en la siguiente sección sobre la ley de Hess.

La entalpía estándar de formación del CO2(g) es de -393,5 kJ/mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción exotérmica:

C(s)+O2(g)CO2(g)ΔHf°=ΔH°=-393,5kJC(s)+O2(g)CO2(g)ΔHf°=ΔH°=-393,5kJ

comenzando con los reactivos a una presión de 1 atm y 25 °C (con el carbono presente como grafito, la forma más estable del carbono en estas condiciones) y terminando con un mol de CO2, también a 1 atm y 25 °C. Para el dióxido de nitrógeno, NO2(g), ΔHf°ΔHf° es de 33,2 kJ/mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción:

12 N2(g)+O2(g)NO2(g)ΔHf°=ΔH°=+33,2 kJ12 N2(g)+O2(g)NO2(g)ΔHf°=ΔH°=+33,2 kJ

Una ecuación de reacción con 1212 mol de N2 y 1 mol de O2 es correcto en este caso porque la entalpía estándar de formación siempre se refiere a 1 mol de producto, NO2(g).

En el Apéndice G encontrará una tabla de entalpías de formación estándar de muchas sustancias comunes. Estos valores indican que las reacciones de formación van desde altamente exotérmicas (como −2984 kJ/mol para la formación de P4O10) hasta fuertemente endotérmicas (como +226,7 kJ/mol para la formación de acetileno, C2H2). Por definición, la entalpía estándar de formación de un elemento en su forma más estable es igual a cero en condiciones estándar, que es 1 atm para los gases y 1 M para las soluciones.

Ejemplo 5.11

Evaluación de la entalpía de formación

El ozono, O3(g), se forma a partir del oxígeno, O2(g), mediante un proceso endotérmico. La radiación ultravioleta es la fuente de energía que impulsa esta reacción en la alta atmósfera. Suponiendo que tanto los reactivos como los productos de la reacción están en sus estados estándar, determine la entalpía estándar de formación, ΔHf°ΔHf° de ozono a partir de la siguiente información:
3O2(g)2O3(g)ΔH°=+286 kJ3O2(g)2O3(g)ΔH°=+286 kJ

Solución

ΔHf°ΔHf° es el cambio de entalpía para la formación de un mol de una sustancia en su estado estándar a partir de los elementos en sus estados estándar. Así, ΔHf°ΔHf° para O3(g) es el cambio de entalpía para la reacción:
32O2(g)O3(g)32O2(g)O3(g)

Para la formación de 2 mol de O3(g), ΔH°=+286 kJ.ΔH°=+286 kJ. Este cociente, (286kJ2molO3),(286kJ2molO3), puede utilizarse como factor de conversión para encontrar el calor producido cuando se forma 1 mol de O3(g), que es la entalpía de formación del O3(g):

ΔH° para1mole deO3(g)=1molO3×286kJ2molO3=143kJΔH° para1mole deO3(g)=1molO3×286kJ2molO3=143kJ

Por lo tanto, ΔHf°[ O3(g) ]=+143 kJ/mol.ΔHf°[ O3(g) ]=+143 kJ/mol.

Compruebe lo aprendido

El hidrógeno gaseoso, H2, reacciona explosivamente con el cloro gaseoso, Cl2, para formar cloruro de hidrógeno, HCl(g). ¿Cuál es el cambio de entalpía para la reacción de 1 mol de H2(g) con 1 mol de Cl2(g) si tanto los reactivos como los productos están en condiciones de estado estándar? La entalpía estándar de formación del HCl(g) es de -92,3 kJ/mol.

Respuesta:

Para la reacción H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)ΔH°=-184,6kJH2(g)+Cl2(g)2HCl(g)ΔH°=-184,6kJ

Ejemplo 5.12

Escritura de ecuaciones de reacción para ΔHf°ΔHf°

Escriba las ecuaciones de reacción del calor de formación para:

(a) C2H5OH(l)

(b) Ca3(PO4)2(s)

Solución

Recordando que las ecuaciones de reacción ΔHf°ΔHf° son para formar 1 mol del compuesto a partir de sus elementos constitutivos en condiciones estándar, tenemos:

(a) 2C(s,grafito)+3H2(g)+12O2(g)C2H5OH(l)2C(s,grafito)+3H2(g)+12O2(g)C2H5OH(l)

(b) 3Ca(s)+12 P4(s)+4O2(g)Ca3(PO4)2 (s)3Ca(s)+12 P4(s)+4O2(g)Ca3(PO4)2 (s)

Nota: El estado estándar del carbono es el grafito, y el fósforo existe como P4.

Compruebe lo aprendido

Escriba las ecuaciones de reacción del calor de formación para:

(a) C2H5OC2H5(l)

(b) Na2CO3(s)

Respuesta:

(a) 4C(s,grafito)+5H2(g)+12O2(g)C2H5OC2H5(l);4C(s,grafito)+5H2(g)+12O2(g)C2H5OC2H5(l); (b) 2Na(s)+C(s,grafito)+32O2(g)Na2CO3(s)2Na(s)+C(s,grafito)+32O2(g)Na2CO3(s)

Ley de Hess

Hay dos maneras de determinar la cantidad de calor implicada en un cambio químico: medirla experimentalmente o calcularla a partir de otros cambios de entalpía determinados experimentalmente. Algunas reacciones son difíciles, si no imposibles, de investigar y realizar mediciones precisas de forma experimental. E incluso cuando una reacción no es difícil de realizar o medir, es conveniente poder determinar el calor implicado en una reacción sin tener que realizar un experimento.

Este tipo de cálculo suele implicar el uso de la ley de Hess, que establece: Si un proceso puede escribirse como la suma de varios procesos escalonados, el cambio de entalpía del proceso total es igual a la suma de los cambios de entalpía de los distintos pasos. La ley de Hess es válida porque la entalpía es una función de estado: Los cambios de entalpía solo dependen de dónde empieza y termina un proceso químico, pero no del camino que sigue desde el principio hasta el final. Por ejemplo, podemos pensar que la reacción del carbono con el oxígeno para formar dióxido de carbono se produce directamente o mediante un proceso de dos pasos. El proceso directo está escrito:

C(s)+O2(g)CO2(g)ΔH°=-394kJC(s)+O2(g)CO2(g)ΔH°=-394kJ

En el proceso de dos pasos, primero se forma monóxido de carbono:

C(s)+12O2(g)CO(g)ΔH°=-111kJC(s)+12O2(g)CO(g)ΔH°=-111kJ

A continuación, el monóxido de carbono reacciona para formar dióxido de carbono:

CO(g)+12O2(g)CO2(g)ΔH°=-283kJCO(g)+12O2(g)CO2(g)ΔH°=-283kJ

La ecuación que describe la reacción global es la suma de estos dos cambios químicos:

Paso 1: C(s)+12O2(g)CO(g)Paso 2: CO(g)+12O2(g)CO2(g)¯Suma: C(s)+12O2(g)+CO(g)+12O2(g)CO(g)+CO2(g)Paso 1: C(s)+12O2(g)CO(g)Paso 2: CO(g)+12O2(g)CO2(g)¯Suma: C(s)+12O2(g)+CO(g)+12O2(g)CO(g)+CO2(g)

Como el CO producido en el paso 1 se consume en el paso 2, el cambio neto es:

C(s)+O2(g)CO2(g)C(s)+O2(g)CO2(g)

Según la ley de Hess, el cambio de entalpía de la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos.

C(s)+12O2(g)CO(g)ΔH°=-111kJCO(g)+12O2(g)CO2(g)C(s)+O2(g)CO2(g)ΔH°=-283kJΔH°=-394kJC(s)+12O2(g)CO(g)ΔH°=-111kJCO(g)+12O2(g)CO2(g)C(s)+O2(g)CO2(g)ΔH°=-283kJΔH°=-394kJ

El resultado se muestra en la Figura 5.24. Vemos que el ΔH de la reacción global es el mismo tanto si se produce en un paso como en dos. Esta conclusión (ΔH global de la reacción = suma de los valores de ΔH de los "pasos" de la reacción global) es cierta en general para los procesos químicos y físicos.

Se muestra un diagrama. Una larga flecha apunta hacia arriba a la izquierda con la frase "H creciente". En la parte inferior del diagrama aparece una línea horizontal con la fórmula "C O subíndice 2 (g)" debajo. Una línea horizontal en la parte superior del diagrama tiene las fórmulas "C (s) + O subíndice 2 (g)" encima. Las líneas superior e inferior están conectadas por una flecha hacia abajo con el valor "Δ H = -394 k J" escrito al lado. Debajo y a la derecha de la línea horizontal superior hay una segunda línea horizontal con las ecuaciones "C O (g) + medio O subíndice 2 (g)" encima. Esta línea y la línea inferior están conectadas por una flecha hacia abajo con el valor "Δ H = -283 k J" escrito al lado. La misma línea y la línea superior están conectadas por una flecha hacia abajo con el valor "Δ H = -111 k J" escrito al lado. Hay tres paréntesis a la derecha del diagrama. El primer paréntesis va desde la línea horizontal superior hasta la segunda línea horizontal. Está etiquetado como "Entalpía de los reactivos". El segundo soporte va desde la segunda línea horizontal hasta la línea horizontal inferior. Lleva la etiqueta "Entalpía de los productos". Ambos grupos de paréntesis están incluidos en el tercer paréntesis que va desde la parte superior a la inferior del diagrama. Está etiquetado como "Cambio de entalpía de una reacción exotérmica en 1 o 2 pasos".
Figura 5.24 La formación de CO2(g) a partir de sus elementos puede pensarse que ocurre en dos pasos, que se suman a la reacción global, como se describe en la ley de Hess. Las líneas azules horizontales representan entalpías. En un proceso exotérmico, los productos tienen una entalpía más baja que los reactivos.

Antes de seguir practicando el uso de la ley de Hess, recordemos dos características importantes del ΔH.

  1. ΔH es directamente proporcional a las cantidades de reactivos o productos. Por ejemplo, el cambio de entalpía para la reacción que forma 1 mol de NO2(g) es de +33,2 kJ:

    12 N2(g)+O2(g)NO2(g)ΔH=+33,2 kJ12 N2(g)+O2(g)NO2(g)ΔH=+33,2 kJ

    Cuando se forman 2 moles de NO2 (el doble), el ΔH será el doble:

    N2(g)+2O2(g)2NO2(g)ΔH=+66,4 kJN2(g)+2O2(g)2NO2(g)ΔH=+66,4 kJ

    En general, si multiplicamos o dividimos una ecuación por un número, el cambio de entalpía también debe multiplicarse o dividirse por el mismo número.

  2. El ΔH de una reacción en un sentido es igual en magnitud y de signo contrario al ΔH de la reacción en el sentido contrario. Por ejemplo, dado que:

    H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)ΔH=-184,6kJH2(g)+Cl2(g)2HCl(g)ΔH=-184,6kJ

    Entonces, para la reacción "inversa", el cambio de entalpía también se "invierte":

    2HCl(g)H2(g)+Cl2(g)ΔH=+184,6 kJ2HCl(g)H2(g)+Cl2(g)ΔH=+184,6 kJ

Ejemplo 5.13

Cálculo escalonado de ΔHf°ΔHf° utilizando la ley de Hess

Determine la entalpía de formación, ΔHf°,ΔHf°, de FeCl3(s) a partir de los cambios de entalpía del siguiente proceso de dos pasos que ocurre en condiciones de estado estándar:
Fe(s)+Cl2(g)FeCl2(s)ΔH°=-341,8kJFe(s)+Cl2(g)FeCl2(s)ΔH°=-341,8kJ
FeCl2(s)+12Cl2(g)FeCl3(s)ΔH°=-57,7kJFeCl2(s)+12Cl2(g)FeCl3(s)ΔH°=-57,7kJ

Solución

Intentamos encontrar la entalpía estándar de formación del FeCl3(s), que es igual a ΔH° para la reacción:
Fe(s)+32Cl2(g)FeCl3(s)ΔHf°=con dígito d?Fe(s)+32Cl2(g)FeCl3(s)ΔHf°=con dígito d?

Observando las reacciones, vemos que la reacción para la que queremos encontrar ΔH° es la suma de las dos reacciones con valores de ΔH conocidos, por lo que debemos sumar sus ΔH:

Fe(s)+Cl2(g)FeCl2(s)ΔH°=-341,8kJFeCl2(s)+12Cl2(g)FeCl3(s)Fe(s)+32Cl2(g)FeCl3(s)ΔH°=-57,7kJΔH°=-399,5kJFe(s)+Cl2(g)FeCl2(s)ΔH°=-341,8kJFeCl2(s)+12Cl2(g)FeCl3(s)Fe(s)+32Cl2(g)FeCl3(s)ΔH°=-57,7kJΔH°=-399,5kJ

La entalpía de formación, ΔHf°,ΔHf°, de FeCl3(s) es −399,5 kJ/mol.

Compruebe lo aprendido

Calcule ΔH para el proceso:
N2(g)+2O2(g)2NO2(g)N2(g)+2O2(g)2NO2(g)

a partir de la siguiente información:

N2(g)+O2(g)2NO(g)ΔH=180,5kJN2(g)+O2(g)2NO(g)ΔH=180,5kJ
NO(g)+12O2(g)NO2(g)ΔH=-57,06kJNO(g)+12O2(g)NO2(g)ΔH=-57,06kJ

Respuesta:

66,4 kJ

Se presenta un ejemplo un poco menos sencillo que ilustra el proceso de reflexión que implica la resolución de muchos problemas de la ley de Hess. Muestra cómo podemos encontrar muchas entalpías de formación estándar (y otros valores de ΔH) si son difíciles de determinar experimentalmente.

Ejemplo 5.14

Un problema más desafiante utilizando la ley de Hess

El monofluoruro de cloro puede reaccionar con el flúor para formar trifluoruro de cloro:

(i) ClF(g)+F2(g)ClF3(g)ΔH°=con dígito d?ClF(g)+F2(g)ClF3(g)ΔH°=con dígito d?

Utilice las reacciones de aquí para determinar el ΔH° de la reacción (i):

(ii) 2OF2(g)O2(g)+2F2(g)ΔH(ii)°=-49,4kJ2OF2(g)O2(g)+2F2(g)ΔH(ii)°=-49,4kJ

(iii) 2ClF(g)+O2(g)Cl2O(g)+OF2(g)ΔH(iii)°=+214,0 kJ2ClF(g)+O2(g)Cl2O(g)+OF2(g)ΔH(iii)°=+214,0 kJ

(iv) ClF3(g)+O2(g)12Cl2O(g)+32OF2(g)ΔH(iv)°=+236,2 kJClF3(g)+O2(g)12Cl2O(g)+32OF2(g)ΔH(iv)°=+236,2 kJ

Solución

Nuestro objetivo es manipular y combinar las reacciones (ii), (iii) y (iv) de forma que se sumen a la reacción (i). Yendo de izquierda a derecha en (i), vemos primero que se necesita ClF(g) como reactivo. Esto se puede obtener multiplicando la reacción (iii) por 12 ,12 , lo que significa que el cambio de ΔH° también se multiplica por 12:12:
ClF(g)+12O2(g)12Cl2O(g)+12OF2(g)ΔH°=12 (214,0)=+107,0 kJClF(g)+12O2(g)12Cl2O(g)+12OF2(g)ΔH°=12 (214,0)=+107,0 kJ

A continuación, vemos que el F2 también es necesario como reactivo. Para obtenerlo, invierta y reduzca a la mitad la reacción (ii), lo que significa que el ΔH° cambia de signo y se reduce a la mitad:

12O2(g)+F2(g)OF2(g)ΔH°=+24,7 kJ12O2(g)+F2(g)OF2(g)ΔH°=+24,7 kJ

Para obtener ClF3 como producto, invierta (iv), cambiando el signo de ΔH°:

12Cl2O(g)+32OF2(g)ClF3(g)+O2(g)ΔH°=-236,2 kJ12Cl2O(g)+32OF2(g)ClF3(g)+O2(g)ΔH°=-236,2 kJ

Ahora, compruebe que estas reacciones suman la reacción que queremos:

ClF(g)+12O2(g)12Cl2O(g)+12OF2(g)ΔH°=+107,0 kJ12O2(g)+F2(g)OF2(g)ΔH°=+24,7 kJ12Cl2O(g)+32OF2(g)ClF3(g)+O2(g)ClF(g)+F2ClF3(g)ΔH°=-236,2kJΔH°=-104,5kJClF(g)+12O2(g)12Cl2O(g)+12OF2(g)ΔH°=+107,0 kJ12O2(g)+F2(g)OF2(g)ΔH°=+24,7 kJ12Cl2O(g)+32OF2(g)ClF3(g)+O2(g)ClF(g)+F2ClF3(g)ΔH°=-236,2kJΔH°=-104,5kJ

Los reactivos 12O212O2 y 12O212O2 anulan el producto O2; el producto 12Cl2O12Cl2O cancela el reactivo 12Cl2O;12Cl2O; y el reactivo 32OF232OF2 se cancela por los productos 12OF212OF2 y OF2. Esto deja solo los reactivos ClF(g) y F2(g) y el producto ClF3(g), que son los que queremos. Dado que la suma de estas tres reacciones modificadas produce la reacción de interés, la suma de los tres valores de ΔH° modificados dará el ΔH° deseado:

ΔH°=(+107,0kJ)+(24,7kJ)+(-236,2kJ)=-104,5kJΔH°=(+107,0kJ)+(24,7kJ)+(-236,2kJ)=-104,5kJ

Compruebe lo aprendido

El cloruro de aluminio puede formarse a partir de sus elementos:

(i) 2Al(s)+3Cl2(g)2AlCl3(s)ΔH°=con dígito d?2Al(s)+3Cl2(g)2AlCl3(s)ΔH°=con dígito d?

Utilice las reacciones de aquí para determinar el ΔH° de la reacción (i):

(ii) HCl(g)HCl(aq)ΔH(ii)°=-74,8kJHCl(g)HCl(aq)ΔH(ii)°=-74,8kJ

(iii) H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)ΔH(iii)°=-185kJH2(g)+Cl2(g)2HCl(g)ΔH(iii)°=-185kJ

(iv) AlCl3(aq)AlCl3(s)ΔH(iv)°=+323kJ/molAlCl3(aq)AlCl3(s)ΔH(iv)°=+323kJ/mol

(v) 2Al(s)+6HCl(aq)2AlCl3(aq)+3H2(g)ΔH(v)°=-1049kJ2Al(s)+6HCl(aq)2AlCl3(aq)+3H2(g)ΔH(v)°=-1049kJ

Respuesta:

−1407 kJ

También podemos utilizar la ley de Hess para determinar el cambio de entalpía de cualquier reacción si se dispone de las correspondientes entalpías de formación de los reactivos y productos. Las reacciones escalonadas que consideramos son: (i) descomposiciones de los reactivos en los elementos que los componen (para las que los cambios de entalpía son proporcionales al negativo de las entalpías de formación de los reactivos), seguidas de (ii) recombinaciones de los elementos para dar los productos (con los cambios de entalpía proporcionales a las entalpías de formación de los productos). El cambio de entalpía estándar de la reacción global es, por tanto, igual a: (ii) la suma de las entalpías estándar de formación de todos los productos más (i) la suma de los negativos de las entalpías estándar de formación de los reactivos. Esto se suele reordenar ligeramente para escribirlo como sigue, con ∑ representando "la suma de" y n representando los coeficientes estequiométricos:

ΔHreacción°=n×ΔHf°(productos) n×ΔHf°(reactivos)ΔHreacción°=n×ΔHf°(productos) n×ΔHf°(reactivos)

El siguiente ejemplo muestra en detalle por qué esta ecuación es válida y cómo utilizarla para calcular el cambio de entalpía para una reacción de interés.

Ejemplo 5.15

Uso de la ley de Hess

Cuál es el cambio de entalpía estándar para la reacción:
3NO2(g)+H2O(l)2HNO3(aq)+NO(g)ΔH°=con dígito d?3NO2(g)+H2O(l)2HNO3(aq)+NO(g)ΔH°=con dígito d?

Solución: Uso de la ecuación

Utilice la forma especial de la ley de Hess dada anteriormente y los valores del Apéndice G:
ΔHreacción°= n×ΔHf°(productos) n×ΔHf°(reactivos)ΔHreacción°= n×ΔHf°(productos) n×ΔHf°(reactivos)
=[ 2molHNO3(aq)×-207,4kJmolHNO3(aq)+1mol de NO(g)×+90,2 kJmol de NO(g) ][ 3molNO2(g)×+33,2 kJmolNO2(g)+1molH2O(l)×-285,8kJmolH2O(l) ] =[2×(-206,64)+90,25][3×33,2+(-285,83)] =-323,03+186,23 =-136,80kJ=[ 2molHNO3(aq)×-207,4kJmolHNO3(aq)+1mol de NO(g)×+90,2 kJmol de NO(g) ][ 3molNO2(g)×+33,2 kJmolNO2(g)+1molH2O(l)×-285,8kJmolH2O(l) ] =[2×(-206,64)+90,25][3×33,2+(-285,83)] =-323,03+186,23 =-136,80kJ

Solución: Sustente por qué la ecuación general es válida

Alternativamente, podemos escribir esta reacción como la suma de las descomposiciones de 3NO2(g) y 1H2O(l) en sus elementos constitutivos y la formación de 2HNO3(aq) y 1NO(g) a partir de sus elementos constitutivos. Al escribir estas reacciones, y anotar sus relaciones con el ΔHf°ΔHf° para estos compuestos (del Apéndice G), tenemos:
3NO2(g)3/2N2(g)+3O2(g)ΔH1°=-99,6kJ3NO2(g)3/2N2(g)+3O2(g)ΔH1°=-99,6kJ
H2O(l)H2(g)+12O2(g)ΔH2°=+285,8 kJ[−1×ΔHf°(H2O)]H2O(l)H2(g)+12O2(g)ΔH2°=+285,8 kJ[−1×ΔHf°(H2O)]
H2(g)+N2(g)+3O2(g)2HNO3(aq)ΔH3°=-414,8kJ[ 2×ΔHf°(HNO3)]H2(g)+N2(g)+3O2(g)2HNO3(aq)ΔH3°=-414,8kJ[ 2×ΔHf°(HNO3)]
12 N2(g)+12O2(g)NO(g)ΔH4°=+90,2 kJ[ 1×(NO)]12 N2(g)+12O2(g)NO(g)ΔH4°=+90,2 kJ[ 1×(NO)]

Sumando estas ecuaciones de reacción se obtiene la reacción que nos interesa:

3NO2(g)+H2O(l)2HNO3(aq)+NO(g)3NO2(g)+H2O(l)2HNO3(aq)+NO(g)

La suma de sus cambios de entalpía da el valor que queremos determinar:

ΔHrxn°=ΔH1°+ΔH2°+ΔH3°+ΔH4°=(-99,6kJ)+(+285,8 kJ)+(-414,8kJ)+(+90,2 kJ)=-138,4kJΔHrxn°=ΔH1°+ΔH2°+ΔH3°+ΔH4°=(-99,6kJ)+(+285,8 kJ)+(-414,8kJ)+(+90,2 kJ)=-138,4kJ

Así que el cambio de entalpía estándar para esta reacción es ΔH° = −138,4 kJ.

Observe que este resultado se ha obtenido (1) multiplicando el ΔHf°ΔHf° de cada producto por su coeficiente estequiométrico y sumando esos valores, (2) multiplicando el ΔHf°ΔHf° de cada reactivo por su coeficiente estequiométrico y sumando esos valores, y luego (3) restando el resultado encontrado en (2) del resultado encontrado en (1). Este es también el procedimiento al utilizar la ecuación general, como se muestra.

Compruebe lo aprendido

Calcule el calor de combustión de 1 mol de etanol, C2H5OH(l), cuando se forman H2O(l) yCO2(g). Utilice las siguientes entalpías de formación: C2H5OH(l), −278 kJ/mol; H2O(l), −286 kJ/mol; y CO2(g), −394 kJ/mol.

Respuesta:

−1368 kJ/mol

Notas a pie de página

  • 3Para conocer más información sobre el combustible de algas, consulte http://www.theguardian.com/environment/2010/feb/13/algae-solve-pentagon-fuel-problem.
Cita/Atribución

¿Desea citar, compartir o modificar este libro? Este libro utiliza la Creative Commons Attribution License y debe atribuir a OpenStax.

Información de atribución
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato impreso, debe incluir en cada página física la siguiente atribución:
    Acceso gratis en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-2ed/pages/1-introduccion
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato digital, debe incluir en cada vista de la página digital la siguiente atribución:
    Acceso gratuito en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-2ed/pages/1-introduccion
Información sobre citas

© 19 may. 2022 OpenStax. El contenido de los libros de texto que produce OpenStax tiene una licencia de Creative Commons Attribution License . El nombre de OpenStax, el logotipo de OpenStax, las portadas de libros de OpenStax, el nombre de OpenStax CNX y el logotipo de OpenStax CNX no están sujetos a la licencia de Creative Commons y no se pueden reproducir sin el previo y expreso consentimiento por escrito de Rice University.