Entalpía de Formación

Entalpía estándar de formación

Entonces, ¿qué es la entalpía de formación? ¡Veámoslo!

La entalpía estándar de formación, ^ΔHf° - para una molécula o compuesto dado, es:

En primer lugar, hablemos de dónde encaja la entalpía estándar de formación, _ΔHf°, en el panorama general. La entalpía global de una reacción química (también llamada entalpía estándar de reacción, ΔH °) viene dada por la siguiente ecuación:

$$\Delta{H^\circ}=\Sigma_{i=1}^n\,[q\Delta{H_f^\circ}(Products)]_i-\Sigma_{i=1}^n\,[r\Delta{H_f^\circ}(Reactants)]_i$$

Donde

• Σ, es el símbolo de la suma

• q y r son los coeficientes estequiométricos de la ecuación equilibrada para productos y reactantes, respectivamente.

• La entalpía estándar de formación de los productos es _ΔHf°(Productos)

• La entalpía estándar de formación de los reactivos es _ΔHf°(Reactivos)

Tabla de entalpía estándar de formación

Ahora podemos preguntarnos: "¿Cómo hallar la entalpía estándar de formación?". Para ello, debemos consultar una tabla de entalpías de formación estándar. Aquí presentamos las entalpías estándar de formación de algunos compuestos de uso común.

Tabla 1: Entalpías estándar de formación ¹ (a 25°C)

Observa que en la lista anterior de compuestos, los que están en su estado elemental (forma de referencia) tienen una entalpía estándar de formación igual a cero.

Ecuación de la entalpía de formación

Como ya se ha indicado, los términos de entalpía estándar de formación de los productos, ΔHf °(Productos), y los términos de entalpía estándar de formación de los reactantes, ΔHf °(Reactantes), se utilizan para calcular la entalpía estándar de reacción, ΔH °:

$$\Delta{H^\circ}=\Sigma_{i=1}^n\,[q\Delta{H_f^\circ}(Products)]_i-\Sigma_{i=1}^n\,[r\Delta{H_f^\circ}(Reactants)]_i$$

Donde, Σ, es el símbolo de suma y, q, y, r, son los coeficientes estequiométricos de la ecuación equilibrada para productos y reactantes, respectivamente.

Por ejemplo, considera la siguiente reacción entre el gas metano, _CH4 (g), y el gas cloro, _Cl2 (g), para producir tetracloruro de carbono líquido, _CCl4 (l), y ácido clorhídrico gaseoso, HCl (g):

Observa que en la tabla anterior, los compuestos que están en su estado elemental tienen una entalpía estándar de formación igual a cero.

Calcular la entalpía de formación

Ahora te preguntarás: "¿Cómo calcular la entalpía de formación?".

1. Consideremos la entalpía de formación del producto cloruro de hidrógeno, HCl (g), a partir de los reactantes, hidrógeno gaseoso, _H2 (g), y cloro gaseoso, _Cl2 (s), en condiciones estándar:

$$H_2,(g)+Cl_2\,(g) \$ HCl\,(g)$$ flecha recta

Consultando la tabla anterior de datos termodinámicos, podemos hallar la entalpía de formación de los reactantes en condiciones estándar: ¹

Observa que la entalpía estándar de formación del hidrógeno elemental gaseoso, _H2(g), es igual a cero; _H2(g): _ΔHf°= 0,0 kJ/mol. Sin embargo, en el caso que nos ocupa, la reacción implica la ruptura del enlace molecular de hidrógeno, lo que da lugar a hidrógeno gaseoso atómico, H (g).

La entalpía estándar de formación del gas hidrógeno atómico es H (g) _ΔHf°= +218,0 kJ/mol. Lo mismo ocurre con el cloro: la entalpía de formación de la forma elemental del cloro gaseoso es _Cl2 (g): _ΔHf°= 0,0 kJ/mol.

De nuevo, en el caso que nos ocupa, la reacción implica la ruptura de los enlaces dentro del gas molecular, formando cloro gas atómico; Cl (g): _ΔHf°= +121,0 kJ/mol. Entonces el proceso de reacción real viene dado por

$$H_2,(g)+Cl_2\,(s) \rightarrow 2H\,(g)+2Cl\,(g) \rightarrow 2HCl\,(g)$$

Observa que debemos tener en cuenta los coeficientes estequiométricos de la ecuación equilibrada para obtener la entalpía estándar de formación de los reactantes, de forma que

Entalpía estándar de la formación de reactivos:

\begin{align}\Delta{H_f^\circ}(Reactants)&=\Sigma_{i=1}^m\,[r\Delta{H_f^\circ}(Reactants)]_i\\&=2\cdot\Delta{H_f^circ}(Atómico,Hidrógeno,gas )+2\cdot\Delta{H_f^circ}(Atómico,Cloro,gas)]&=2\cdot(218.0\,kJ/mol)+2\cdot(121.0\,kJ/mol)\\&=678\,kJ/mol\end{align}

Así pues, laentalpía estándar de formación para la producción de 2 moles de yoduro de hidrógeno, HCl, viene dada por:

$$2\cdot \Delta{H_f^\circ}(Hidrógeno\,Cloruro\,gas)=678\cJ/mol$$

El diagrama entálpico para esta reacción es:

Así pues, la síntesis de cloruro de hidrógeno a partir de hidrógeno elemental y cloro es una reacción de absorción de energía, o endotérmica.

Ahora podemos preguntarnos: "¿Cómo calcular la entalpía de formación utilizando la ley de Hess?".

Consideremos de nuevo la siguiente reacción entre metano gaseoso(_CH4 (g)) y cloro gaseoso(_Cl2 (g)) para producir tetracloruro de carbono líquido(_CCl4 (l)) y ácido clorhídrico gaseoso(HCl (g)):

$$1CH_4,(g)+4Cl_2\,(g) \rightarrow 1CCl_4\,(g)+4HCl\,(g)$$

De la tabla anterior de entalpías estándar de formación ¹ (a 25°C), extraemos las entalpías de formación del _CH4 (g), del _Cl2 (g) y del HCl (g). Entonces podemos escribir las ecuaciones termoquímicas de la siguiente manera

\begin{align}C\,(Graphite)+2\,H_2\,(g) \rightarrow CH_4\,(g):\,\Delta{H_f^\circ}&=-74.9\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,(1)\\C\,(Graphite)+Cl_2\,(g) \rightarrow CCl_4\,(l):\,\Delta{H_f^\circ}&=-139\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,\,\,(2)\\\frac{1}{2}H_2+\frac{1}{2}Cl_2\,(g) \rightarrow HCl\,(g):\,\Delta{H_f^\circ}&=-92.3\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,\,(3)\end{align}

Aplicando la Ley de Hess, nuestro objetivo es aislar el _CH4 (g) por el lado izquierdo y aislar el tetracloruro de carbono, _CCl4, y el 4HCl (g), por el lado derecho. Además, queremos eliminar todos los elementos en su forma de referencia, porque son iguales a 0,0 kJ/mol y no contribuyen a la suma de calor. Así que lo que hacemos es invertir la ecuación(1) (arriba), añadir la ecuación(2) y multiplicar la ecuación(3) por el número cuatro. Así

\begin{align}CH_4\,(g) \rightarrow C\,(Graphite)+2\,H_2\,(g)&\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,1\cdot (+74.9\,kJ/mol)\NC\,(Grafito)+Cl_2\,(g) \Nflecha derecha CCl_4\,(l)&\,\,\,\,\,\,\,\,+1\cdot (-139\,kJ/mol)\\\underline{2H_2\,(g)+2Cl_2\,(g) \rightarrow 4HCl\,(g)}&\,\,\,\,\,\,\,\,\underline{+4\cdot (-92.3\,kJ/mol)}\\CH_4\,(g)+4Cl_2\,(g) \rightarrow CCl_4\,(l)+4HCl\,(g)&\,\,\,\,\,\,\,\Delta{H^\circ}=-433.3\,kJ/mol\end{align}

Entalpía de formación del agua

Consideremos la entalpía estándar de formación del agua, H2O (l), a partir de hidrógeno gaseoso, _H2, y oxígeno gaseoso, _O2. La reacción es entonces

$$2H_2\,(g)+O_2\,(g) \rightarrow 2H_2O\,(l):\,\Delta{H_f^\circ}=-571.6\,kJ/mol$$

Ahora, para escribir esto para una reacción que produce 1 mol de agua, multiplicamos esta ecuación por un factor de 1/2:

$$\frac{1}{2}\cdot 2H_2\,(g)+\frac{1}{2}\cdot O_2\,(g) \rightarrow \frac{1}{2}\cdot2H_2O\,(l):\,\Delta{H_f^\circ}=\frac{1}{2}\cdot(-571.6\,kJ/mol)=-285.8kJ/mol$$

Ésta es, pues, la entalpía estándar de formación de 1 mol de agua líquida.

Ahora podríamos preguntarnos: "¿Qué describe mejor la entalpía de formación de una sustancia?".

• En todos los casos, la entalpía de formación de una sustancia está asociada a la energía potencial que se libera, en forma de calor, por la ruptura de un enlace químico dentro de un compuesto.