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- En este artículo aprenderás todo sobre los cambios entálpicos.
- Empezaremos definiendo la entalpía y el cambio de entalpía, luego descubriremos cómo se relaciona el cambio de entalpía conlas reacciones endotérmicas y exotérmicas.
- Luego aprenderemos a interpretar los diagramas de entalpía.
- Después, estudiaremos los cambios de entalpía estándar, incluidas las entalpías estándar de reacción, formación, combustión y neutralización.
- Por último, estudiaremos cómo calcular el cambio de entalpía utilizando experimentos de calorimetría, la fórmula q = mc∆T y la ley de Hess.
Definición de cambio de entalpía
Todos los sistemas químicos contienen energía. Nos referimos a esta energía interna como entalpía.
Laentalpía (H) es una medida de la energía interna de un sistema. Es la suma de su energía interna y el producto de su presión y volumen. La entalpía tiene las unidades J mol-1 o kJ mol-1.
Sin embargo, no podemos medir la entalpía directamente. Esto se debe a que algunos de sus componentes no son fácilmente cuantificables o accesibles. Sin embargo, podemos medir el cambio de entalpía.
El cambio deentalpía (∆H ) es la cantidad de energía calorífica transferida durante una reacción química a presión constante. También medimos el cambio de entalpía en J mol-1 o kJ mol-1.
Siempre que se produce una reacción química a presión constante, se absorbe o se libera energía calorífica y, por tanto, se produce un cambio de entalpía . Esta transferencia de energía térmica modifica la entalpía total dentro de un sistema. Tenemos diferentes términos para las reacciones en función de si absorben o liberan energía; veámoslos ahora.
Cambios de entalpía: Reacciones endotérmicas y exotérmicas
Como hemos aprendido, las reacciones químicas que tienen lugar a presión constante producen un cambio de entalpía. Esto significa que hay una transferencia de energía térmica hacia o desde el entorno. En general, la energía térmica se absorbe o se libera.
- Cuando una reacción absorbe energía, su entalpía total aumenta. Se trata de un cambio de entalpía positivo y se conoce como reacción endotérmica. En general, la temperatura del entorno disminuye.
- Cuando una reacción libera energía, su entalpía total disminuye. Se trata de un cambio de entalpía negativo y se conoce como reacción exotérmica. En general, la temperatura del entorno aumenta.
He aquí algunos ejemplos cotidianos de reacciones endotérmicas y exotérmicas:
- La fotosíntesis es una reacción endotérmica, en la que las plantas utilizan la energía del sol para fabricar azúcares esenciales.
- A continuación, estos azúcares son descompuestos por (casi todos) los organismos vivos en la respiración, una reacción exotérmica que libera energía en forma de ATP. El ATP actúa como una moneda molecular para todo tipo de procesos: se utiliza para construir nuevos tejidos y dar energía a nuestras células.
- Siempre que horneas algo, ya sea un pastel, una hornada de galletas o una barra de pan recién hecho, suele formarse una costra dorada en el exterior del sabroso manjar. Esta costra se debe a una reacción endotérmica entre los aminoácidos y los azúcares reductores y se conoce como reacción de Maillard. La reacción de Maillard es responsable de todo el dorado de los alimentos: la piel crujiente de un pollo asado, la parte superior caramelizada de una creme brulee y las marcas negras de la plancha en tu filete churruscado.
- La combusti ón de combustibles, como el carbón o la madera, libera energía calorífica, por lo que es una reacción exotérmica. El calor liberado durante la combustión no sólo puede utilizarse directamente para calentar nuestros hogares, sino también convertirse en energía eléctrica para alimentar nuestras luces, televisores y centrales eléctricas.
- Está ampliamente aceptado que nuestro universo empezó hace casi 14.000 millones de años con una expansión masiva conocida como Big Bang. Inicialmente, este acontecimiento sólo produjo hidrógeno, helio y trazas de litio y berilio. Todos los demás elementos que conocemos hoy se crearon en reacciones endotérmicas de fusión nuclear, que combinaron elementos más ligeros para formar otros más pesados.
Cambios de entalpía: Diagramas de entalpía
Es fácil ver la diferencia entre reacciones exotérmicas y endotérmicas ilustrándolas mediante perfiles de reacción o diagramas de entalpía. Estos diagramas muestran los niveles relativos de entalpía de los reactantes y los productos en las reacciones exotérmicas y endotérmicas y, por tanto, te informan sobre el cambio global de entalpía de la reacción.
Fig. 1 - Diagramas de entalpía para reacciones exotérmicas y endotérmicas
El eje y muestra la entalpía, mientras que el eje x muestra la amplitud de la reacción. Las líneas de puntos muestran los niveles de entalpía de los reactantes y los productos. La diferencia entre los niveles es el cambio de entalpía (∆H) a medida que los reactantes se convierten en productos. ¿Qué diferencias puedes observar entre las reacciones endotérmicas y las exotérmicas?
En las reacciones endotérmicas, los productos tienen una entalpía mayor que los reactantes.
En las reacciones exotérmicas, los productos tienen una entalpía menor que los reactantes.
Las reaccionesendotérmicas tienen un ∆H positivo, mientras que las reacciones exotérmicas tienen un ∆H negativo.
Vías de reacción
Los perfiles de reacción te muestran el cambio global de entalpía de una reacción. Vemos la entalpía relativa de los reactantes y la entalpía relativa de los productos, pero nada intermedio. Sin embargo, ¿qué ocurre si queremos ver la entalpía relativa de un sistema en distintos puntos de la reacción? Para ello, podemos dibujar una vía de reacción. Puedes considerarlo como un tipo de perfil de reacción más detallado. No sólo te muestra la entalpía al principio y al final de una reacción, sino también a lo largo de todo el proceso de la reacción. Por ejemplo, puedes ver cómo cambia la entalpía a medida que se rompen los enlaces en los reactantes y se forman en los productos.
Dibuja una vía de reacción sobre ejes similares a los que hemos utilizado en los diagramas de entalpía anteriores. Sin embargo, en lugar de flechas rectas hacia arriba o hacia abajo, utilizamos una línea curva para mostrar el cambio de entalpía a medida que avanza la reacción.
He aquí un ejemplo de una vía de reacción.
Fig. 2 - Perfil de reacción exotérmica
Puedes ver que los productos tienen una entalpía menor que los reactantes. Esto significa que el perfil de reacción muestra una reacción exotérmica. ¿Qué más observas?
- La entalpía en la vía de reacción aumenta a medida que se rompen los enlaces de los reactantes.
- La entalpía alcanza entonces su punto máximo. En este pico, donde la curva está en su punto más alto, la cantidad de entalpía en la reacción es máxima. Esto se conoce como estado de transición. Representa el punto de la reacción en el que los enlaces nuevos se han formado a medias y los antiguos se han roto a medias.
- La entalpía disminuye a medida que se forman nuevos enlaces para hacer los productos.
- La cantidad de energía necesaria para romper los enlaces y alcanzar el estado de transición es menor que la cantidad de energía liberada al formar nuevos enlaces.
La cantidad de energía entre el nivel de los reactantes y el estado de transición se denomina energía de activación .
La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para que una reacción tenga éxito.
En pocas palabras, la energía de activación es la menor cantidad de energía necesaria para que los reactantes lleguen al estado de transición. Sin esta energía, la reacción no puede producirse.
He aquí un ejemplo de perfil de reacción endotérmica.
Fig. 3 - Perfil de reacción endotérmica
En cierto modo, una vía de reacción endotérmica parece lo contrario de una vía de reacción exotérmica. En este caso, los productos tienen una entalpía mayor que los reactantes. Pero fíjate en las similitudes entre ambas.
- La entalpía en la vía de reacción aumenta a medida que se rompen los enlaces de los reactantes.
- La entalpía alcanza entonces su máximo en el estado de transición.
- La entalpía disminuye a medida que se forman nuevos enlaces para formar los productos.
- La cantidad de energía necesaria para romper los enlaces y alcanzar el estado de transición es mayor que la cantidad de energía liberada al formar nuevos enlaces.
Seguimos necesitando energía de activación para poner en marcha la reacción y alcanzar el estado de transición. Sin esta energía de activación, la reacción no tendrá lugar. Una vez que la reacción alcanza el estado de transición, su entalpía disminuye a medida que se forman nuevos enlaces para dar lugar a los productos.
Cambios estándar de entalpía
El cambio de entalpía de una reacción determinada debería ser siempre el mismo si la realizas en las mismas condiciones. Esto significa que podemos crear una base de datos de cambios de entalpía precisos para reacciones concretas. Para garantizar la continuidad, llevamos a cabo las reacciones bajo la misma temperatura, presión y concentración, para obtener cambios de entalpía estándar.
Los cambios deentalpía estándar son cambios de entalpía medidos en condiciones estándar con los reactantes y productos en sus estados estándar. Los representamos mediante el símbolo ∆Hº.
¿Qué son las condiciones estándar? Pues se definen como
Una temperatura de 298 K (o 25 ºC).
Una presión de 100 kPa (o 1 bar).
En el caso de soluciones, una concentración de 1,00 mol dm-3.
¿Qué pasa con los estados estándar? Es sencillo: El estado estándar de una especie es simplemente su estado físico en condiciones estándar. Por ejemplo, en las condiciones estándar de 298 K y 100 kPa, el oxígeno (O2) es un gas. Esto significa que su estado estándar es gaseoso.
Algunos tribunales de examen definen el componente de presión de las condiciones estándar como 1 atm. Consulta tu especificación para saber qué definición necesitas conocer.
Tipos de cambio de entalpía estándar
Por supuesto, puedes medir cambios de entalpía en cualquier condición, no sólo en condiciones estándar. Sin embargo, el uso de cambios de entalpía estándar facilita mucho la comparación de los cambios de entalpía de distintas reacciones y la realización de cálculos con entalpía.
Para tus exámenes, necesitas conocer algunos tipos diferentes de cambios estándar de entalpía. Después, en el artículo Ley de Hess, aprenderás cómo puedes utilizar estos cambios de entalpía estándar en cálculos de entalpía más complicados. Los cambios de entalpía que consideraremos aquí son:
Cambio estándar de entalpía de reacción.
Cambio estándar de entalpía de combustión.
Cambio estándar de entalpía de formación.
Cambio estándar de entalpía de neutralización.
A menudo omitimos la palabra cambio en todos estos términos, para hacerlos un poco más breves. Así, en lugar de decir cambio estándar de entalpía de reacción, podrías decir simplemente entalpía estándar de reacción.
Cambio estándar de entalpía de reacción
El cambio deentalpía estándar de 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.
El cambio estándar de entalpía de reacción es un término genérico para cualquier cambio de entalpía que acompañe a una ecuación química. A menudo lo verás escrito simplemente como ∆Hº - el subíndice r está implícito. El resto de las entalpías estándar que exploraremos hoy son todas cambios estándar de entalpía de reacción para tipos específicos de reacciones, como las reacciones de combustión y neutralización.
Ten en cuenta que el cambio estándar de entalpía de reacción depende de los coeficientes molares de la reacción química. Si duplicas todos los coeficientes de reacción, duplicarás el valor del cambio estándar de entalpía de reacción.
Un mol de CaO reacciona con un mol de agua en condiciones estándar. La entalpía del sistema disminuye 63,7 kJ mol-1.
- Escribe una ecuación para esta reacción, indicando el cambio de entalpía estándar de la reacción.
- Escribe una ecuación para la reacción similar entre tres moles de CaO y tres moles de agua en condiciones estándar. Una vez más, indica el cambio de entalpía estándar de la reacción.
Como esta reacción tiene lugar en condiciones estándar, sabemos que se trata de un cambio de entalpía estándar. Aquí, la entalpía disminuye, por lo que el cambio de entalpía estándar de la reacción es negativo. Ésta es nuestra respuesta:
$$CaO(s)+H_2O(l)\qquad \qquad \qquad Ca(OH)_2(s)\$Delta^{circ }H=-63,7\space kJ\space mol^{-1}$$
Para hallar una ecuación para la reacción de la parte b, simplemente multiplicamos nuestra primera ecuación por tres. Para hallarla entalpía estándar de reacciónpara esta segunda reacción, simplemente multiplicamos también por tres la primera entalpía estándar de reacción.
$$3CaO(s)+3H_2O(l)\rightarrow 3Ca(OH)_2(s)\qquad \Delta^{\circ }H=-191.1\space kJ\space mol^{-1}$$
Cambio estándar de entalpía de formación
El cambio estándar de entalpía 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.
Hay que tener en cuenta algunas cosas importantes sobre las entalpías de formación estándar:
- Como ya hemos dicho, los valores de ∆fHºson para la formación deun solo mol de una especie. Esto puede significar que tengas que utilizar coeficientes molares fraccionarios para las demás especies implicadas en la ecuación equilibrada. ¡No pasa nada!
- Decimos que el valor ∆fHºde cualquier elemento en su estado estándar es 0,0 kJ mol-1. A continuación, medimos los valores de ∆fHºde varios compuestos a partir de esa línea de base.
La producción de dos moles de CaCO3 aumenta la entalpía del sistema en 105,0 kJ mol-1. Escribe una ecuación que muestre el cambio de entalpía estándar de formación del CaCO3.
Pues bien, para formar dos moles de CaCO3 en condiciones estándar y con todos los elementos en sus estados estándar, necesitamos dos moles de Ca, dos moles de C y tres moles de O2. La pregunta nos dice que esta reacción tiene un cambio de entalpía de +105,0 kJ mol-1:
$$2Ca(s)+2C(s)+3O_2(g)\qquad = +105,0 kJ espacio mol^{-1}$$
Sin embargo, por definición, los cambios estándar de entalpía de formación sólo producen un mol de una especie. En la ecuación anterior, producimos dos. Por lo tanto, tenemos que reducir a la mitad tanto la ecuación de reacción equilibrada como el cambio de entalpía de la reacción para encontrar una ecuación y un valor para el cambio de entalpía estándar de formación del CaCO3:
$$Ca(s)+C(s)+\frac{3}{2}O_2(g)\qquad \qquad CaCO_3(s)\qquad \Delta^{circ }H=+52,5\espacio kJ\espacio mol^{-1}$$
Los científicos han calculado las entalpías estándar de formación (∆fH°) de muchos compuestos. Puedes encontrarlas en una tabla de entalpías en tu examen; te serán útiles en cálculos posteriores de cambio de entalpía.
Cambio estándar de entalpía de combustión
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.
Ten en cuenta que todas las reacciones de combustión son exotérmicas. Esto significa que nunca encontrarás una entalpía de combustión estándar positiva: ¡todas deberían ser negativas!
La mayoría de los hidrocarburos, como el metano (mostrado en el ejemplo siguiente), tienen valores de ∆cHºelevados. Esto significa que liberan mucha energía cuando se queman y, por tanto, son buenos combustibles. Puedes ver una tendencia clara en los valores de ∆cHºdentro de las familias de hidrocarburos orgánicos. Por ejemplo, la entalpía estándar de combustión de los alcanos aumenta en magnitud unos 650 kJ mol-1 al añadir un grupo -CH2 adicional a la cadena carbonada.
A continuación se muestra la ecuación de la entalpía estándar de combustión del metano:
$$CH_4(g)+2O_2(g)\rightarrow CO_2(g)+H_2O(l)\qquad \Delta _cH^{\circ }=-890\space kJ\space mol^{-1}$$
Cambio estándar de entalpía de neutralización
El cambio de entalpía estándar de neutralización (∆nH°) es el cambio de entalpía cuando una solución ácida y una solución alcalina reaccionan en condiciones estándar para formar un mol de agua.
Al igual que las entalpías estándar de combustión, las entalpías estándar de neutralización son exotérmicas, por lo que siempre son negativas. También debes tener en cuenta que estos valores son para la producción de un mol de agua. Esto significa que puede que necesites incluir coeficientes molares fraccionarios en tu respuesta. Sin embargo, ten en cuenta que el ácido y el álcali no están en estado estándar, sino en disolución: su estado es (aq).
Aquí tienes la entalpía estándar de neutralización para la reacción entre HCl(aq) y NaOH(aq):
$$HCl(aq)+NaOH(aq)= H_2O(l)+NaCl(aq)= H_2O(l)+NaCl(aq)= H_2O(aq)+NaOH(aq)= H_2O(l)+NaCl(aq)=Delta _nH^{circ}=-57,1 kJ\space mol^{-1}$$
En condiciones estándar, todas las reacciones entre un ácido fuerte y una base fuerte tienen valores de ∆nH°similares. Suele estar entre -57 y -58 kJ mol-1. Las reacciones entre ácido fuerte y base fuerte se reducen esencialmente a una reacción entre iones hidrógeno e iones hidróxido, que siempre tiene el mismo cambio de entalpía. Los demás iones que componen el ácido o la base son meros iones espectadores y, por tanto, no intervienen realmente.
Sin embargo, las reacciones ácido débil-base débil tienen valores ∆nH°variables que siempre son ligeramente menos exotérmicas que las de sus parientes más fuertes. Esto se debe a que los ácidos y bases débiles no se disocian completamente en disolución. La entalpía global de neutralización debe tener en cuenta otros cambios de entalpía, como los que intervienen en la ionización del ácido o la base. Consulta Ácidos y Bases para una introducción a este tema, donde aprenderás mucho más sobre ácidos y bases fuertes y débiles.
Cambio de entalpía: Medición y fórmula
Sabemos qué son los cambios de entalpía. ¿Pero cómo los hallamos?
Hay dos formas de calcular el cambio entálpico de una reacción. Ambas están asociadas a un método determinado y a una fórmula específica.
- Podemos determinar el cambio de entalpía experimentalmente mediante calorimetría.
- Podemos calcular el cambio de entalpía teóricamente utilizando la ley de Hess.
Para empezar, consideremos la calorimetría.
Calorimetría
Lacalorimetría es una técnica utilizada para medir la transferencia de calor en una reacción química. Es una forma de calcular el cambio de entalpía.
La calorimetría, tal como se ha definido anteriormente, es la primera forma de medir el cambio de entalpía. En principio, es sencilla:
- Llevamos a cabo una reacción química y registramos el cambio de temperatura de la solución o de un medio circundante, que suele ser agua.
- Utilizamos el cambio de temperatura, la masa y la capacidad calorífica específica de la solución o del medio circundante para calcular la cantidad de energía calorífica liberada o absorbida durante la reacción química.
- A continuación, convertimos la energía térmica transferida en cambio de entalpía.
El experimento de calorimetría
Podemos utilizar la calorimetría para aproximar muchos tipos diferentes de cambios de entalpía para muchas reacciones químicas distintas. El experimento calorimétrico en sí varía en función del tipo de reacción que tenga lugar. Podrías practicar algunos de ellos en clase. Por ejemplo, podrías quemar etanol debajo de un vaso de precipitados con agua y medir el cambio de temperatura del agua. Esto te ayudará a hallar un valor para la entalpía de combustión del etanol. También podrías hacer reaccionar 1,00 mol dm-3 H2SO4 con 1,00 mol dm-3 NaOH y medir el cambio de temperatura de la propia solución. Esto te ayudará a encontrar un valor para la entalpía de neutralización.
Fig. 4 - Un calorímetro sencillo que puede utilizarse para hallar entalpías de neutralización
Sin embargo, los cambios de entalpía calculados mediante calorimetría son sólo aproximaciones. Incluso los mejores experimentos de calorimetría incluyen múltiples fuentes de error, muchas de las cuales son difíciles de minimizar. Sea cual sea tu método, es importante recordar las limitaciones de la calorimetría y las medidas que debes tomar para que tus resultados sean lo más reproducibles, fiables y precisos posible:
- Los cambios de entalpía hallados mediante calorimetría no suelen ser muy precisos. Esto se debe principalmente a errores de medición, reacciones incompletas y, en la mayoría de los casos, pérdida de calor al entorno.
- Podemos minimizar la pérdida de calor aislando el medio circundante, utilizando un protector contra corrientes de aire (para experimentos de combustión) y añadiendo una tapa al sistema. Puedes ver el vaso de espuma de poliestireno en el diagrama anterior, utilizado para aislar la mezcla de reacción.
Explora los experimentos de calorimetría con más detalle en el artículo Calorimetría. Este artículo se sumerge en los diferentes métodos de calorimetría e incluye más información sobre sus limitaciones.
Determinar el cambio de entalpía
Una vez que hayas realizado tu experimento calorimétrico, utiliza tus datos para calcular la energía calorífica transferida durante la reacción con una sencilla fórmula. Esta fórmula relaciona la transferencia de energía calorífica con el cambio de temperatura, masa y capacidad calorífica específica de la solución o medio circundante calentado:
$$q=mc\Delta T$$
Aquí
- q es la energía transferida, en julios (J).
- m es la masa del medio circundante, en gramos (g).
- c es la capacidad calorífica específica del medio circundante, en julios por Kelvin o julios por grados Celsius (J K-1 o J ºC-1).
- ΔT es el cambio de temperatura del medio circundante, en Kelvin (K) o grados Celsius (ºC).
Podemos medir el cambio de temperatura tanto en Kelvin como en ºC. Esto se debe a que un cambio de 1 Kelvin es lo mismo que un cambio de 1 ºC.
A continuación calculamos el cambio de entalpía. Sus unidades (kJ mol-1) nos dan una pista sobre cómo hallar este valor a partir de la cantidad de energía calorífica transferida.
- Primero tienes que cambiar las unidades de tu valor de energía térmica transferida de julios (J) a kilojulios (kJ).
- A continuación, escribes una ecuación equilibrada para la reacción con el fin de determinar el tipo de cambio de entalpía que quieres averiguar.
- A continuación, utilizas varios datos, como el número de moles de cada especie que ha reaccionado y la ecuación equilibrada de la reacción, para calcular el cambio de entalpía.
- Por último, debes deducir si la reacción ha sido endotérmica o exotérmica y, por tanto, si el cambio de entalpía es positivo o negativo. Si la reacción fue exotérmica, añade el signo menos al cambio de entalpía.
Recuerda que las reacciones endotérmicas absorben energía calorífica. Se trata de un cambio de entalpía positivo y hace que disminuya la temperatura del entorno. En cambio, las reacciones exotérmicas liberan energía calorífica. Se trata de un cambio de entalpía negativo y hace que aumente la temperatura del entorno.
Intenta calcular el cambio de entalpía con ayuda del siguiente ejemplo.
0,068 moles de yoduro potásico se disuelven en 48 g de agua, con lo que la temperatura disminuye 14,8 ºC. Calcula el cambio de entalpía de reacción para esta disolución en kJ mol-1. El agua tiene una capacidad calorífica específica de 4,48 J g-1 K-1.
En primer lugar, utilizamos la ecuación \(q=mc\Delta T\) para calcular la cantidad de energía calorífica transferida durante la reacción. Aquí, m = 48, c = 4,48 y ΔT = 14,8:
$$\begin{align} q&=48\tiempos 4,48\tiempos 14,8\ q&=3182,6\space J \end{align} $$
Cambiemos esto a kJ dividiendo por 1000:
$$3182,6\div 1000=3,1826\space kJ$$
Ahora escribimos una ecuación equilibrada para esta reacción:
$$KI(s)+I^-(aq)+K^+(aq)+I^-(aq)$$
Sabemos que los cambios de entalpía de reacción se miden según las cantidades dadas en la ecuación química equilibrada. Aquí, la ecuación presenta un solo mol de KI, por lo que necesitamos calcular el cambio de entalpía por mol de KI. Disolvimos sólo 0,068 moles de KI, lo que dio lugar a una transferencia de 3,1826 kJ de energía calorífica. Por tanto, la disolución de 1 mol de KI daría lugar a una transferencia de \(3,1826\div 0,068\) kJ de energía:
$$3,1826\div 0,068=46,8\space kJ$$
Esta reacción fue endotérmica: la temperatura del entorno disminuyó. Esto significa que el cambio de entalpía de la reacción es positivo. Por tanto, nuestra respuesta final es +46,8 kJ mol-1.
¿Los cálculos calorimétricos te entran por un oído y te salen por el otro? Puedes encontrar más ejemplos de uso de la calorimetría para calcular el cambio de entalpía en Medir los cambios de entalpía.
Ley de Hess
Para algunas reacciones, calcular el cambio de entalpía mediante calorimetría puede ser un poco complicado. Tal vez las cantidades de reactantes que estés utilizando sean simplemente demasiado pequeñas para medirlas con precisión. Puede que ni siquiera dispongas de todos los reactantes, sino que sólo quieras hallar hipotéticamente el cambio de entalpía. Afortunadamente, no tienes que realizar experimentos calorimétricos cada vez que quieras conocer un nuevo cambio de entalpía. En su lugar, puedes calcular un valor teórico utilizando los cambios de entalpía que ya se han determinado científicamente, aprovechando la ley de Hess .
La ley deHess establece que el cambio de entalpía de una reacción química es siempre el mismo, independientemente del camino que se siga desde los reactantes hasta los productos.
Por ejemplo, ¿qué ocurre si queremos crear el producto B a partir del reactante A? Podemos hacerlo en un solo paso:
$$A\Nflecha derecha B\qcuadrado \Delta H_1$$
Sin embargo, también podemos hacerlo en varios pasos:$$\begin{align} A→ X\qquad \Delta H_2\ X→ Y\qquad \Delta H_3\ Y→ B\qquad \Delta H_4end{align}$$
En ambos casos, empezamos con el mismo reactivo (A) y terminamos con el mismo producto (B). La única diferencia es la ruta que seguimos para llegar de uno a otro: la primera ruta nos lleva directamente de A a B, mientras que la segunda nos lleva a través de algunos productos intermedios. Pues bien, la ley de Hess nos dice que los cambios de entalpía de estas dos rutas son iguales. Por tanto, podemos hallar el cambio de entalpía de la primera ruta sumando todos los cambios de entalpía de la segunda ruta:
$$\Delta H_1=\Delta H_2+\Delta H_3+\Delta H_4$$
Dirígete a la Ley de Hess para obtener una explicación completa de esta idea, incluyendo ejemplos prácticos para muchos tipos diferentes de cambios de entalpía.
Cambios de entalpía - Puntos clave
- La entalpía (H) es una medida de la cantidad de energía térmica (calor) de un sistema químico. Se mide en J mol-1 o kJ mol-1.
- Elcambio de entalpía (∆H) es la cantidad de energía térmica transferida durante una reacción química a presión constante. También se mide en J mol-1 o kJ mol-1.
- Las reacciones pueden ser endotérmicas o exotérmicas.
- Lasreacciones endotérmicas absorben energía calorífica. Tienen un cambio de entalpía positivo y disminuyen la temperatura del entorno.
- Las reaccionesexotérmicas liberan energía. Tienen un cambio de entalpía negativo y aumentan la temperatura del entorno.
- Podemos utilizar diagramas de entalpía y vías de reacción para mostrar el cambio de entalpía de una reacción. Estos diagramas muestran los niveles relativos de entalpía de los reactantes y los productos.
- Los cambios de entalpía estándar (ΔH°) son cambios de entalpía medidos en condiciones estándar y con todas las especies en sus estados estándar.
- Las condicionesestándar se definen como una temperatura de 25ºC o 298K, una presión de 1 bar o 100kPa y una concentración de 1,00 mol dm-3.
- Elestado estándar es el estado físico de una especie en condiciones estándar.
- Podemos calcular los cambios de entalpía utilizando experimentos de calorimetría y la ley de Hess.
- La calorimetría es una técnica utilizada para medir la transferencia de energía calorífica en una reacción química. Calculamos la transferencia de energía térmica mediante la ecuación \(q=mc\Delta T\), y luego utilizamos este valor para calcular el cambio de entalpía.
- Laley de Hess estableceque el cambio de entalpía de una reacción química es siempre el mismo, independientemente del camino que se siga desde los reactivos hasta los productos. Utilizamos los cambios de entalpía comprobados científicamente que conocemos para calcular los cambios de entalpía que desconocemos.
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