Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Entalpía de formación y combustión


En el estudio de la termodinámica, especialmente en química, es importante entender los conceptos de entalpía de formación y combustión. Estos conceptos nos ayudan a entender cómo se absorbe o libera energía durante las reacciones químicas. Exploraremos estos conceptos usando un lenguaje simple y muchos ejemplos para hacer el aprendizaje interesante y efectivo.

¿Qué es la entalpía?

Antes de sumergirnos en la entalpía de formación y combustión, primero entendamos qué es la entalpía. La entalpía, representada por el símbolo H, es una medida de la energía en un sistema termodinámico. Es la suma de la energía interna del sistema y el producto de su presión y volumen. En otras palabras:

H = U + PV

Dónde:

  • H es la entalpía
  • U es la energía interna
  • P es la presión
  • V es el volumen

La entalpía es una función de estado, lo que significa que está determinada por el estado del sistema, no por cómo llegó a ese estado. Esto hace que los cambios en la entalpía, como los que ocurren en las reacciones químicas, sean particularmente importantes.

Entendiendo la entalpía de formación

La entalpía de formación es el cambio de calor que ocurre cuando un mol de un compuesto se forma a partir de sus elementos en sus estados estándar. El estado estándar de un elemento es su forma bajo condiciones estándar (1 atm de presión y temperatura especificada, usualmente 25 °C).

Entalpía estándar de formación (ΔH f °)

La entalpía estándar de formación, ΔH f °, de un elemento puro en su estado estándar es cero. Esto sirve como punto de referencia. Por ejemplo, la entalpía estándar de formación del gas oxígeno, O 2 (g) es cero porque está en su forma elemental.

Considere una reacción química simple en la que el gas hidrógeno y el gas oxígeno reaccionan para formar agua:

2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O(l)

Para encontrar la entalpía de formación del agua, escribiría la ecuación para la formación de un mol de agua:

H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) → H 2 O(l)

Aquí, ΔH f ° para el agua es el cambio de temperatura cuando se forma un mol de agua a partir de sus elementos en sus estados estándar.

Ejemplo visual

H2 Gas O2 Gas H2O Líquido

En este ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno en estado gaseoso reaccionan para formar agua líquida, y el cambio térmico asociado con esta reacción es la entalpía de formación del agua.

Calculando el cambio de entalpía usando la ley de Hess

A veces no es posible medir directamente ΔH f °. En su lugar, se puede usar la ley de Hess. Según la ley de Hess, el cambio total de entalpía para una reacción química es el mismo sin importar qué camino tome. Esto nos permite usar entalpías conocidas para calcular entalpías desconocidas considerando pasos hipotéticos.

Por ejemplo, para calcular la entalpía de formación del metano (CH 4), usamos:

C(s) + 2H 2 (g) → CH 4 (g)

El cambio de entalpía para este proceso se puede determinar usando valores conocidos de otros procesos que forman CH 4 (g) a partir de sus elementos.

Ejemplo de texto

Usando la ley de Hess, supongamos que tenemos las siguientes reacciones con sus cambios de entalpía respectivamente:

1. C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g) ΔH = -393.5 kJ/mol
2. H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) → H 2 O(l) ΔH = -285.8 kJ/mol
3. CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔH = -890.4 kJ/mol

Podemos expresar la formación de CH 4 (g) a partir de C(s) y H 2 (g) usando estas reacciones, y aplicar la ley de Hess para encontrar ΔH f ° del metano.

Entendiendo la entalpía de combustión

La entalpía de combustión es el cambio de calor que ocurre cuando un mol de una sustancia se quema completamente en oxígeno bajo condiciones estándar. Este cambio de entalpía suele ser exotérmico, liberando energía.

Entalpía estándar de combustión (ΔH c °)

Por ejemplo, consideremos la combustión del metano, un combustible común:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l)

El cambio de entalpía en esta reacción, ΔH c °, representa la entalpía estándar de combustión del metano.

Ejemplo visual

CH 4 Gas + O 2 O2 Gas CO2 Gas + 2H 2 O Líquido

En esta ilustración visual, el metano y el oxígeno reaccionan para formar dióxido de carbono y agua. El cambio de energía en este proceso de combustión es la entalpía de combustión.

Liberación de energía en la combustión

Las reacciones de combustión son típicamente muy exotérmicas. La energía liberada durante la combustión se utiliza en una variedad de aplicaciones, desde calentar hogares hasta impulsar motores. Por eso es importante entender la entalpía de combustión tanto en la termodinámica química como en la gestión práctica de la energía.

Calculando la entalpía usando datos de combustión

La entalpía de formación de compuestos puede determinarse usando la entalpía de combustión conocida junto con la ley de Hess. Al tratar las reacciones como una serie de simples reacciones de combustión, los químicos pueden calcular los cambios de energía requeridos.

Ejemplo de texto

Supongamos que conocemos la siguiente entalpía de combustión:

1. C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g) ΔH c ° = -393.5 kJ/mol
2. H 2 (g) + 1/2 O 2 (g) → H 2 O(l) ΔH c ° = -285.8 kJ/mol

Usando estos valores, se puede calcular la entalpía de formación de un compuesto como el etanol, C 2 H 5 OH a partir de sus productos de combustión.

Aplicaciones de los conceptos de entalpía

Entender y calcular cambios de entalpía nos ayuda de varias maneras:

  • Diseñando procesos industriales energéticamente eficientes.
  • Desarrollando fuentes de energía sostenibles y limpias.
  • Entendiendo fenómenos atmosféricos relacionados con la transformación de energía.
  • Optimización de reacciones químicas en laboratorios e industrias para obtener la producción de energía deseada.

Gestión de Energía en el Mundo Real

Las aplicaciones de entender la entalpía son amplias en escenarios del mundo real, desde maximizar la eficiencia del combustible en plantas de energía hasta avanzar en tecnología de refrigeración. Los conceptos aseguran que los ingenieros y científicos puedan diseñar procesos que aprovechen al máximo las transformaciones de energía en reacciones químicas.


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