Entalpía estándar de la reacción Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M). Se expresa como ?H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción. Así, ?H0 de la reacción “2 H2 + O2 ? 2 H2O” es el doble del de “H2 + ½ O2 ? H2O”. ?H0 = H0productos – H0reactivos
Ecuaciones termoquímicas Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como ?H (habitualmente como ?H0). Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g) ? CO2(g) + 2 H2O(l); ?H0 = –890 kJH2(g) + ½ O2(g) ?? H2O(g); ?H0 = –241’4 kJ
Ecuaciones termoquímicas ¡CUIDADO!: ?H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar ?H0 por 2: 2 H2(g) + O2(g) ?? 2 H2O(g) ; ?H0 = 2· (–241’4 kJ) Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H2(g) + ½ O2(g) ?? H2O(g) ; ?H0 = –241’4 kJ
Entalpía estándar de formación (calor de formación). Es el incremento entálpico (?H) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como ?Hf0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ?H0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol. Ejemplos: C(s) + O2(g) ?? CO2(g) ?Hf 0 = – 393’13 kJ/molH2(g) + ½ O2(g) ? H2O(l) ?Hf0 = – 285’8 kJ/mol
Cálculo de ? H0 (calor de reacción) Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :
? H0 = ? np?Hf0(productos)– ? nr?Hf0(reactivos)
Recuerda que ?Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.
Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. La reacción de combustión del butano es: C4H10(g) +13/2O2(g) ? 4 CO2(g) + 5H2O(l) ?H0comb= ? ? H0 = ? np?Hf0(product.) – ? nr?Hf0(reactivos) = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ Luego la entalpía estándar de combustión será: ? H0combustión = – 2878’3 kJ/mol
Ley de Hess ?H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular ?H de la reacción global combinando los ?H de cada una de las reacciones.
Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H2(g) + ½ O2(g) ?? H2O(g) ?H10 = – 241’8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g) ?? H2O(l) ?H20 = – 285’8 kJcalcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.
La reacción de vaporización es… (3) H2O(l) ?? H2O(g) ?H03 = ? (3) puede expresarse como (1) – (2), luego ?H03 = ?H01 – ?H02 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ ?H0vaporización = 44 kJ /mol
Esquema de la ley de Hess ?H10 = – 241’8 kJ ?H20 = – 285’8 kJ ?H30 = 44 kJ H H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H2O(l)
Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. Si utilizamos la ley de Hess, la reacción: (4) C4H10(g) +13/2O2(g) ? 4 CO2(g) + 5H2O(l) ?H0comb=? Puede obtenerse a partir de: (1) H2(g) + ½ O2(g) ?? H2O(l) ?H10 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g) ?? CO2(g) ?H20 = – 393’5 kJ(3) 4 C(s) + 5 H2(g) ?? C4H10(g) ?H30 = – 124’7 kJ (4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3) 4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g) ?? 4 CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g) ? H04 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
Ejercicio C: Determinar ? Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas:(1) H2(g) + ½ O2(g) ? H2O(l) ?H10 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g) ? CO2(g) ?H20 = – 393’13 kJ(3) C2H4(g) + 3O2(g) ? 2CO2(g) + 2 H2O(l) ?H30 = – 1422 kJ La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es: (4) 2 C(s) + 2 H2(g) ?? C2H4(g) (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)
Ejercicio C: Determinar ?Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g) ?? H2O(l) ?H10 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g) ?? CO2(g) ?H20 = – 393’13 kJ(3) C2H4(g) + 3O2(g) ? 2CO2(g) + 2 H2O(l) ?H30 = – 1422 kJ
(4) 2 C(s) + 2 H2(g) ?? C2H4(g) (4) = 2·(2) + 2·(1) – (3) luego ?H40 = 2·?H20 + 2·?H10 – ?H30 == 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) = = 64’14 kJ es decir ?Hf0 (eteno) = 64’14 kJ/mol Se trata, pues, de una reacción endotérmica.
Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermenta– ción de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO2. ¿Es exotérmica la reacción?
Las reacciones de combustión son, respectivamente:(1) C6H12O6 + 6 O2 ?? 6 CO2 + 6 H2O ; ?H1 = – 2815 kJ(2) C2H5OH + 3 O2 ?? 2 CO2 + 3 H2O ; ?H2 = – 1372 kJ La reacción de fermentación de la glucosa es: (3) C6H12O6 ?? 2 C2H5OH +2 CO2 ?H3 = ? (3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luego?H3 = ?H1 – 2·?H2 = – 2815 kJ – 2· (– 1372 kJ) = – 71 kJ y la reacción es exotérmica.
Energía de enlace. “Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso” En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía de disociación: A—B(g) ?? A(g) + B(g) ?Hdis = Eenlace= Ee Ejemplo: H2(g) ?? 2 H(g) ?H = 436 kJ Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) Es difícil de medir. Se suele calcular aplicando la ley de Hess.
Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo ?Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente. La reacción de disociación del HCl será: (4) HCl(g) ?? H(g) + Cl(g) ?H04= ? (1) ½H2(g) + ½Cl2(g) ? HCl(g) ?H01 = –92,3 kJ (2) H2(g) ?? 2H(g) ?H02 = 436,0 kJ (3) Cl2(g) ?? 2Cl(g) ?H03 = 243,4 kJ (4) = –(1) + ½(2) + ½(3) ?H04 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) == 432,0 kJ Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol
Cálculo de ?H0 a partir de las Energía de enlace (disociación). Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente fórmula:
?H0 = ? ni · Ee(enl. rotos) – ? nj · Ee(enl. formados)
en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo.
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