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¿Qué combustible proporciona más energía: un mol de amoníaco, gas hidrógeno, metano o glucosa? Puedes intentar averiguarlo quemando todos los combustibles y midiendo el cambio de temperatura del entorno. Esto te da una idea de la energía que libera cada combustible. Sin embargo, este método tiene mucho margen de error. ¿Por qué no calcular matemáticamente el cambio de entalpía mediante la ley de Hess?
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Regístrate gratis¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas sobre los ciclos de Hess que implican la entalpía de formación estándar?
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas sobre los ciclos de Hess que implican la entalpía estándar de combustión?
Una reacción puede representarse por una ruta directa y una ruta indirecta:El cambio de entalpía de la ruta directa es∆H1.Lasuma de los cambios de entalpía de la ruta indirecta es +145 kJ mol-1. ¿Qué puedes concluir?
¿Verdadero o falso? Para calcular el cambio de entalpía mediante la ley de Hess, necesitas conocer todos los cambios de entalpía implicados en la ruta indirecta.
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas sobre los ciclos de Hess que implican la entalpía de formación estándar?
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas sobre los ciclos de Hess que implican la entalpía estándar de combustión?
Una reacción puede representarse por una ruta directa y una ruta indirecta:El cambio de entalpía de la ruta directa es∆H1.Lasuma de los cambios de entalpía de la ruta indirecta es +145 kJ mol-1. ¿Qué puedes concluir?
¿Verdadero o falso? Para calcular el cambio de entalpía mediante la ley de Hess, necesitas conocer todos los cambios de entalpía implicados en la ruta indirecta.
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Enviar comentariosAntes de seguir adelante, debemos responder a dos preguntas importantes:
El cambio de entalpía(∆H ) es la cantidad de energía calorífica transferida durante una reacción química a presión constante. Se mide en kJ mol-1.
Los cambios de entalpía estándar(∆Hº) son cambios de entalpía medidos en condiciones estándar con los reactantes y productos en sus estados estándar.
(Unidades: kJ mol-1)
Aunque hay muchos tipos de cambio de entalpía, hoy hablaremos de los cambios de entalpía estándar de reacción, formación y combustión.
El cambio deentalpía estándar de la reacción (∆rHº) es el cambio de entalpía cuando los reactantes forman productos en las cantidades dadas en la ecuación química equilibrada, en condiciones estándar y con todas las especies en sus estados estándar. En pocas palabras, es el cambio de entalpía que acompaña a cualquier reacción estándar.
El cambio de entalpía estándar de formación (∆fH°) es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de una especie a partir de sus elementos, en condiciones estándar y con todas las especies en sus estados estándar.
El cambio de entalpía estándar de la combustión (∆cH°) es el cambio de entalpía cuando un mol de una sustancia arde completamente en oxígeno en condiciones estándar, con todas las especies en sus estados estándar.
Más información sobre los cambios de entalpía, más definiciones y ejemplos, en Cambios de entalpía.
Es imposible medir directamente el cambio de entalpía. En su lugar, podemos calcularlo de varias formas. Una forma de hacerlo es utilizando la ley de Hess.
Laley de Hess establece que el cambio de entalpía de una reacción es independiente de la ruta seguida.
En pocas palabras, el cambio de entalpía de una reacción es siempre el mismo, independientemente del número de pasos que siga la reacción, de qué otras especies pases o de cómo llegues del principio al final.
Considera un reactante A cuyo producto es B. Puedes empezar con A y acabar con B en una sola reacción sencilla -la rutadirecta-, o puedes pasar por varias reacciones diferentes ( de A a Z, de Z a Y, de Y a X y de X a B) para llegar a B -la ruta indirecta-. En cualquier caso, el cambio de entalpía es el mismo, ya que ambas rutas comienzan con el mismo reactivo y terminan con el mismo producto.
Podemos representar las dos rutas en un diagrama conocido como ciclo de Hess.
Fig. 1 - Ejemplo de ciclo de Hess. Las rutas directa e indirecta están etiquetadas como corresponde.StudySmarter Originals
¿En qué nos ayuda esto?
Puede que no conozcamos el cambio entálpico de la ruta directa, pero conocemos todos los cambios entálpicos implicados en la ruta indirecta, que pueden utilizarse para calcular el cambio entálpico de la ruta directa.
En el ejemplo anterior, la ruta directa (que va de A a B) está representada por el cambio de entalpía ΔH1. La ruta indirecta (pasando por Z, Y y X) está representada por los cambios de entalpía ΔH2, ΔH3, ΔH4 y ΔH5. La ley de Hess nos dice que ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 + ΔH5.
Visita la Ley de Hess para profundizar en el tema. También puedes conocer otro método para calcular el cambio de entalpía en el artículo Medir los cambios de entalpía. Se trata de utilizar una técnica conocida como calorimetría para medir la energía calorífica transferida durante una reacción, a la que nos hemos referido en la introducción.
A continuación veremos cómo se utiliza la ley de Hess para calcular el cambio de entalpía .
La ley de Hess nos permite calcular el cambio de entalpía desconocido de cualquier reacción, siempre que podamos representarlo en términos de cambios de entalpía que sí conocemos. En química de nivel AS, esto suele limitarse a calcular la entalpía estándar de reacción (∆rHº) utilizando la entalpía estándar de formación (∆fHº) y la entalpía estándar de combustión (∆cHº).
La ruta directa de tu ciclo de Hess es siempre la reacción de la que quieres hallar el cambio de entalpía. Sin embargo, tu ruta indirecta tiene un aspecto ligeramente distinto según utilices ∆fHºo ∆cHº:
Por ejemplo, considera la hidrogenación del eteno: $$C_2H_4(g)+H_2(g)\rightarrow C_2H_6(g) $$
He aquí el aspecto de los dos ciclos de Hess:
Fig. 2 - Ciclos de Hess para la hidrogenación del eteno. El ciclo de la izquierda utiliza la entalpía de formación, mientras que el de la derecha utiliza la entalpía de combustión.StudySmarter Originals
Observa las diferencias entre los dos ciclos. Por ejemplo, presta atención a las direcciones de las flechas. Observa también que no necesitamos incluir la entalpía de formación del H2(g). Esto se debe a que el H2 es elemental y ya se encuentra en su estado estándar, por lo que su ∆fHºtiene un valor de +0,0 kJ mol-1.
Calcular un cambio desconocido de entalpía de reacción utilizando los ciclos de Hess:
Aquí tienes una fórmula que puede ayudarte. Sin embargo, algunas personas prefieren dibujar un ciclo de Hess cada vez que intentan resolver una pregunta: experimenta con distintos métodos para averiguar lo que funciona para ti.
En general
$$\Delta _rH^\circ = -\Delta _fH^\circ (reactantes) + -\Delta _fH^\circ (productos)$$
$$\Delta _rH^\circ = \Delta _cH^\circ (reactantes) -\Delta _cH^\circ (productos)$$
¿Listo para calcular el cambio de entalpía de la reacción - ∆rHº?
Prueba con este primer ejemplo. Utiliza las entalpías estándar de formación para hallar la entalpía estándar de reacción.
Utiliza la siguiente información para calcular ∆rHºde la reacción de avance para el equilibrio dado a continuación:
$$CO(g)+2H_2(g)\rightleftharpoons CH_3OH(l)$$
Solución:
La pregunta nos pide que calculemos la entalpía de reacción para un caso hipotético de producción de metanol. Nos da algunas entalpías de formación, y las utilizaremos para hallar el cambio de entalpía desconocido.Dibujemos un ciclo de Hess.
La ruta directa : CO y H2a CH3OH.
La ruta indirecta: CO y H2a sus elementos en estado estándar, y de los elementos a CH3OH.
Observa que en este ciclo sólo hay un mol de CO y un mol de CH3OH. Además, observa que no tenemos que incluir la ∆fHºdel H2 - es una especie elemental en su estado estándar, por lo que tiene una entalpía de formación de +0 kJ mol-1.
Fig. 3: Ciclo de Hess para la producción de metanol | StudySmarter Originals
Ahora podemos completar los cambios de entalpía de la ruta indirecta:
Fig. 4: Ciclo de Hess para la producción de metanol con la entalpía de formación de la ruta indirecta rellenada | StudySmarter Originals
Ahora, calcula el cambio de entalpía desconocido de la ruta directa sumando los cambios de entalpía de la ruta indirecta. Es la inversa de la entalpía de formación del CO, sumada a la entalpía de formación del CH3OH:
$$-(-110,5)+(-238,0)=-90,5\space kJ\space mol^{-1}$$
Nuestra respuesta final es -127,5 kJ mol-1.
En cambio, el siguiente problema utiliza entalpías de combustión para hallar una entalpía de formación. Lo resolvemos utilizando el mismo método que para nuestro primer problema de ejemplo.
Utiliza los siguientes datos para calcular la entalpía estándar de formación del propanol (C3H7OH):
Fig. 5: Ciclo de Hess para la formación de propanol utilizando la entalpía de combustión, con los cambios de entalpía dentro de la ruta indirecta rellenados. Originales de StudySmarter
Si seguimos la ruta indirecta, podemos calcular ∆rHº, el cambio de entalpía de la ruta directa:
$$(3 veces -393,5)+(4 veces -285,8)-(-2021)=-302,7\space kJ\space mol^{-1}$$
Por lo tanto, la entalpía de formación del propanol es de -302,7 kJ mol-1.
Los ciclos de Hess no sólo implican calcular ∆rHºa partir de ∆fHºo ∆cHº. También podemos calcular los cambios de entalpía desconocidos utilizando la energía media de enlace .
La energía media deenlace (también conocida como entalpía media de enlace) es la energía media necesaria para romper un mol de un enlace covalente específico en fase gaseosa, promediada sobre una serie de moléculas.
Una vez más, la ruta directa en nuestro ciclo de Hess va directamente de los reactivos a los productos y representa el cambio de entalpía desconocido. Pero esta vez, la ruta indirecta pasa por todos los átomos gaseosos no enlazados que componen las especies de la ecuación. Al rellenar los cambios de entalpía de la ruta indirecta, consideramos la energía de enlace de todos los enlaces covalentes de los reactantes y los productos, y calculamos en consecuencia el cambio de entalpía de la ruta directa.
Consideremos de nuevo la hidrogenación del eteno. He aquí nuestro ciclo de Hess:
A continuación te explicamos cómo calcular el cambio de entalpía utilizando la energía de enlace:
Pongamos en práctica el método. Prueba la siguiente pregunta y compara tu respuesta con nuestra solución trabajada.
Calcula el cambio de entalpía de la hidrogenación del eteno, que se muestra a continuación:
$$C_2H_4(g)+H_2(g)\rightarrow C_2H_6(g)$$
Utiliza como ayuda la siguiente tabla de datos de energías de enlace:
Solución:
Observarás que se trata de la misma reacción que consideramos cuando introdujimos el tema de la energía media de enlace. Ya hemos dibujado un ciclo de Hess, sólo tenemos que rellenar los cambios de entalpía utilizando la tabla de datos que se da:
Fig. 7 - Ciclo de Hess para la hidrogenación del eteno utilizando la energía media de enlace, con los cambios de entalpía conocidos dentro de la ruta indirecta rellenados.StudySmarter Originals
$$(4 veces 412)+614+436-(348+(6 veces 412))=-122\space kJ\space mol^{-1}$$
Nuestra respuesta final es -122 kJ mol-1.
El siguiente problema es ligeramente distinto. Aquí, trabajamos hacia atrás y calculamos una energía de enlace concreta utilizando un cambio de entalpía de reacción conocido, y otras energías medias de enlace.
Calcula la energía media de enlace del enlace N-H, utilizando la siguiente información:
$$N_2(g)+3H_2(g)\ flecha 2NH_3(g)\qcuadrado \Delta H^\circ =-91,8\espacio kJ\espacio mol^{-1}$$
Solución:
Empezamos dibujando un ciclo de Hess. Pero en lugar de intentar hallar un cambio de entalpía de reacción, aquí queremos hallar una energía de enlace concreta: la energía de enlace N-H. Nos dan el cambio de entalpía de reacción para la producción de NH3, y las energías de enlace N≡N y H-H. La ruta directa de nuestro ciclo de Hess va del NH3 a los átomos de N y H sin enlace. La ruta indirecta va del NH3 al N2 y al H2 (utilizando ∆rHº), y del N2 y el H2 a los átomos no enlazados (utilizando las energías de enlace N≡N y H-H). Aquí tienes nuestro ciclo de Hess, con los cambios de entalpía conocidos rellenados:
Fig. 8 - Ciclo de Hess para la producción de amoníaco utilizando la energía media de enlace. Los cambios de entalpía conocidos están rellenados.StudySmarter Originals
Sigue la ruta indirecta a lo largo de
$$-(-91,8)+(941+3(436))=2340,8\space kJ\space mol^{-1}$$
Esto nos da el cambio de entalpía para la ruta directa. Sin embargo, observa que la ruta indirecta nos indica el cambio de entalpía cuando se rompen seis moles de enlaces N-H. La pregunta nos pide hallar la energía de enlace del N-H, que es el cambio de entalpía cuando se rompe un solo mol de enlaces N-H. Por tanto, dividimos por 6 el cambio de entalpía de la vía directa:
$$\frac{2340,8}{6} =390,13\space kJ\space mol^{-1}$$
Nuestra respuesta final es 390 kJ mol-1.
Asegúrate de dar tu respuesta con el número correcto de cifras significativas. Aquí, el menor número de cifras significativas utilizado en la pregunta es tres, por lo que damos nuestra respuesta con tres cifras significativas .
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