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Entalpía, cambio de entalpía y calor de reacción
Comprender la química implica no solo observar cómo reaccionan las sustancias, sino también entender los cambios energéticos involucrados. Cuando las sustancias experimentan reacciones químicas, ya sea que se absorba calor del entorno o se libere al entorno. Esto nos lleva a un concepto importante en la termoquímica llamado entalpía. En esta explicación detallada, entenderemos la entalpía, los cambios de entalpía y el calor de reacción de una manera detallada y fácil de entender.
¿Qué es la entalpía?
La entalpía (símbolo: H) es la medida de la energía total de un sistema termodinámico. Incluye la energía interna, que es la energía necesaria para crear el sistema, y la energía necesaria para hacerle espacio desplazando su entorno y estableciendo su volumen y presión. En términos simples, la entalpía está relacionada con la energía térmica en las reacciones químicas que tienen lugar a presión constante.
H = U + PV
En la fórmula anterior, H representa la entalpía, U es la energía interna, P representa la presión y V es el volumen. La entalpía en sí misma no es tan interesante; proporciona información valiosa sobre el cambio de entalpía durante la reacción.
Cambio de entalpía
El cambio de entalpía, expresado como ΔH, es la diferencia de entalpía entre los productos y los reactivos de una reacción química. Es importante para predecir si una reacción absorberá o liberará calor. Los cambios de entalpía pueden clasificarse en dos tipos:
- Reacciones exotérmicas: Estas reacciones liberan calor al entorno. En las reacciones exotérmicas, el cambio de entalpía es negativo (
ΔH < 0). - Reacciones endotérmicas: Estas reacciones absorben calor del entorno. En las reacciones endotérmicas, el cambio de entalpía es positivo (
ΔH > 0).
Exploremos este concepto con un ejemplo:
A + B → C + calor (reacción exotérmica)
Calor + A + B → C (reacción endotérmica)
En una reacción exotérmica, se produce y libera calor, por lo que ΔH es negativo. En contraste, una reacción endotérmica requiere calor para proceder, lo que significa que ΔH es positivo.
Comprendiendo el calor de reacción
El calor de reacción, también llamado el cambio de entalpía de reacción, es el cambio de entalpía cuando ocurre una reacción. Por lo general, se mide en condiciones estándar, representadas como ΔH° donde el signo de grado indica condiciones de estado estándar. El calor de reacción proporciona información útil sobre los cambios de energía en una reacción.
Entalpía estándar de formación
Este es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar. La fórmula se expresa como:
ΔH°f
Por ejemplo, la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno se puede expresar de la siguiente manera:
H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔH°f = -285.8 kJ/mol
Esto muestra que cuando se forma un mol de agua, se liberan 285.8 kJ de energía.
Entalpía estándar de combustión
La entalpía estándar de combustión es el cambio de calor que ocurre cuando un mol de una sustancia reacciona completamente con oxígeno en condiciones estándar. La combustión del metano es un ejemplo clásico:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH°c = -890.3 kJ/mol
Esto representa la energía liberada por la combustión de un mol de metano.
Ejemplos visuales con ecuaciones químicas y diagramas de energía
El diagrama de energía anterior representa una reacción exotérmica. Muestra dos reactivos A + B siendo convertidos en productos C + D con la liberación de energía. La diferencia en altura entre los niveles de los reactivos y los productos representa la energía liberada, lo que está representado por la pendiente descendente.
Este diagrama de energía muestra una reacción endotérmica. Aquí, los reactivos absorben energía E + F y se convierten en productos G + H La pendiente ascendente indica la absorción de energía y los productos se encuentran en un nivel de energía más alto.
Factores que afectan el cambio de entalpía
Muchos factores afectan la magnitud del cambio de entalpía, tales como:
- Naturaleza de reactivos y productos: Diferentes sustancias tienen diferente energía interna, lo que afecta el cambio de entalpía.
- Estado físico: El estado de los reactivos y productos (sólido, líquido, gas) afecta la cantidad de cambio de energía.
- Energía de enlace: Los cambios de entalpía también se ven afectados por la energía requerida para romper enlaces y la energía liberada cuando se forman nuevos enlaces.
Para reacciones que involucran la ruptura y formación de enlaces, podemos usar la entalpía de enlace:
ΔH = ∑(energía de enlace de los reactivos) – ∑(energía de enlace de los productos)
Ejemplos de cálculo de entalpía
Calculemos el cambio de entalpía para algunas reacciones utilizando estos principios. Considere:
Reacción: C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
Dado: ΔH°f [C(s)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [O₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [CO₂(g)] = -393.5 kJ/mol
ΔH = ΔH°f [productos] - ΔH°f [reactivos]
ΔH = [-393.5 kJ/mol] - [0 + 0]
ΔH = -393.5 kJ/mol
El resultado muestra que la reacción libera 393.5 kJ/mol de energía, lo que indica una reacción exotérmica.
Tomemos otro ejemplo con una reacción diferente:
Reacción: N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Dado: ΔH°f [N₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [H₂(g)] = 0 kJ/mol, ΔH°f [NH₃(g)] = -45.9 kJ/mol
ΔH = 2(-45.9 kJ/mol) - [0 + 3(0)]
ΔH = -91.8 kJ/mol
Este cálculo muestra que se liberan 91.8 kJ/mol cuando se forma amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno, nuevamente indicando un proceso exotérmico.
Papel de la ley de Hess
La Ley de Hess es un principio importante en termoquímica, que establece que el cambio total de entalpía de una reacción química es el mismo independientemente de la vía por la cual tiene lugar la reacción. Esta ley es útil para calcular la entalpía de reacciones que son difíciles de medir directamente. Puede resumirse usando el siguiente principio:
ΔH = ∑ΔH (pasos en el camino de la reacción)
Considere el siguiente caso de preparación de dióxido de carbono por grafito:
C(grafito) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393.5 kJ
Ahora supongamos que tomamos un enfoque diferente:
C(grafito) + ½O₂(g) → CO(g) ΔH₁ = -110.5 kJ
CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔH₂ = -283.0 kJ
Aplicando la ley de Hess:
ΔH = ΔH₁ + ΔH₂
ΔH = -110.5 kJ + (-283.0 kJ)
ΔH = -393.5 kJ
El resultado confirma que el cambio de entalpía permanece constante, lo que demuestra la ley de Hess.
Aplicaciones del mundo real de la entalpía y el calor de reacción
Los conceptos de entalpía y calor de reacción son importantes en una variedad de campos, incluidos:
- Procesos industriales: Controlar las transformaciones de energía es fundamental para la eficiencia y la economía en la fabricación de productos químicos, productos farmacéuticos y materiales.
- Ciencia ambiental: Comprender la energía involucrada en procesos como la combustión ayuda a evaluar su impacto ambiental.
- Ciencia de los alimentos: Calcular la energía emitida o absorbida en las reacciones alimentarias es importante para la nutrición y la conservación.
Además de arrojar luz sobre estas aplicaciones, los conocimientos relacionados con la entalpía también guían la investigación en energía sostenible, como el desarrollo de combustibles de alta eficiencia y bajas emisiones.
Conclusión
Al estudiar la entalpía, los cambios de entalpía y el calor de reacción, los estudiantes pueden comprender mejor cómo las reacciones químicas transforman la materia y la energía. Esta comprensión proporciona una ventana tanto a conocimientos teóricos como a aplicaciones prácticas, y forma una base para una mayor exploración en la química y las ciencias relacionadas.
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