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En este artículo hablaremos de la entalpía de reacción, que cuantifica este intercambio de calor.
- Este artículo trata de la entalpía de reacción
- En primer lugar, definiremos la entalpía de una reacción
- A continuación, describiremos las reglas de la entalpía
- A continuación, explicaremos la entalpía estándar
- A continuación, trataremos la fórmula de la entalpía de reacción y la Ley de Hess
- Por último, veremos ejemplos de cómo calcular la entalpía de una reacción.
Definición de entalpía de reacción
Antes de definir la entalpía de reacción, debemos ver la definición de entalpía.
Laentalpía es el contenido total de calor de un sistema. La fórmula de definición es la energía interna más el producto de la presión y el volumen: $$H=U+PV\,\texto{donde: H es la entalpía, U es la energía interna, P es la presión y V es el volumen}$$
La entalpía de reacción (ΔHrxn) es el cambio de entalpía debido a una reacción química. La fórmula general es: $$\Delta H_{rxn}=H_{final}-H_{inital}=q\,\text{; donde q es calor}$$
Si ΔHrxn > 0 , la reacción es endotérmica (el sistema extrae calor de su entorno)
Si ΔHrxn < 0, la reacción es exotérmica (el sistema libera calor a su entorno)
Aquí tienes un diagrama que muestra la diferencia entre estos dos tipos de reacción:
Las reacciones endotérmicas absorben calor, mientras que las exotérmicas lo liberan. StudySmarter Original.
- En una reacción endotérmica, se absorbe calor del entorno para que se produzca la reacción. Como el sistema termina con más calor del que tenía al principio, el cambio de entalpía es positivo.
- En las reacciones exotérmicas, los productos tienen una entalpía menor que los reactantes. Esto significa que el calor "extra" se libera al entorno, y el cambio en la entalpía es negativo.
A veces también etiquetaremos el cambio de entalpía como algo distinto de ΔHrxn en función del tipo de reacción que se esté produciendo. Éstas son
- Entalpía de combustión (ΔHcomb): cambio de entalpía debido a una reacción de combustión (la sustancia arde en oxígeno).
- Entalpía de fusión (ΔHfus): cambio de entalpía debido a la fusión (fusión) de 1 mol de una sustancia.
- Entalpía de vaporización (ΔHvap): cambio de entalpía debido a la vaporización (de líquido a gas) de 1 mol de una sustancia.
- Entalpía de disolución (ΔHsoln) : cambio de entalpía debido a la disolución de una cantidad determinada de soluto en una cantidad determinada de disolvente.
La entalpía de reacción puede relacionarse con la energía de activación, que es la energía necesaria para que se produzca una reacción. Las reacciones con un cambio negativo de entalpía tendrán una energía de activación menor que las que tienen cambios positivos de entalpía. La energía de activación es igual al cambio de entalpía entre los reactantes y el complejo activado, que es el "intermediario" entre reactantes y productos.
Cambio de entalpía de la reacción
Hay algunas "reglas" que debes seguir cuando analices el cambio de entalpía.
Primera: cuando una reacción/proceso se invierte, cambia el signo de la entalpía de reacción. Por ejemplo, cuando el hielo se derrite, la reacción tiene un cambio de entalpía positivo (está absorbiendo calor para derretirse). Sin embargo, cuando el agua se congela, el cambio de entalpía es negativo, ya que está liberando calor (es decir, se está enfriando).
Segundo: la entalpía es proporcional a la cantidad de reactantes. Cuando buscas valores de entalpía para reacciones, se supone que es para 1 mol de reactantes. Así que si quisieras saber la ΔHrxn para 3 moles de reactante, entonces multiplicarías el valor dado por tres.
Entalpía estándar de reacción
Cuando calculamos la entalpía de una reacción, utilizamos la entalpía estándar de formación.
La entalpía estándar de formación (ΔHf°) es el cambio de entalpía para la formación de 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos. Estos elementos están en su estado estándar, que es la forma más estable del elemento a 1 atm y 298 K. He aquí un ejemplo: $$C_{(s)}+O_{2\(g)}rightarrow CO_{2\(g)}\,\,\,\Delta H_f^\circ =-393,5 \frac{kJ}{mol$$
Aquí tienes una tabla con algunas entalpías de formación estándar comunes:
| Compuesto | ΔH°f (kJ/mol) |
| CO(g) | -393.5 |
| H2O(g) | -241.8 |
| H2O(l) | -285.8 |
| NaCl(s) | -411.0 |
| NH3 (g) | -46.2 |
| NO2 (g) | 33.9 |
La entalpía estándar depende del estado (por ejemplo: sólido/líquido/gas) de la molécula. Como verás más arriba, la entalpía estándar del agua como líquido y como gas es diferente. Además, la ΔHf°para cualquier elemento es 0. Esto se debe a que no se necesita ninguna energía para formar un compuesto natural (es decir, no hay reacción).
Cuando calculamos la entalpía de reacción utilizando entalpías estándar, entonces se trata de la entalpía de reacción estándar.
Ahora que tenemos una comprensión básica de la entalpía de reacción, aprendamos a calcularla.
Fórmula de la entalpía de reacción
Cuando calculamos ΔHrxn, utilizamos esta fórmula $$\Delta H_{rxn}=\suma m\Delta H_{f\,(productos)}^\circ-\suma n\Delta H_{f\,(reactantes)}^\circ$$
donde m, n son las cantidades molares de los productos y reactantes, respectivamente.
Sin embargo, si estamos calculando el cambio neto de entalpía de una serie de reacciones, utilizaríamos la ley de Hess .
La ley deHess establece que la entalpía neta de una reacción global es igual a la suma de las entalpías de sus pasos. La fórmula es: $$\Delta H_{net}=\suma \Delta H_{rxn}$$
Cálculo del calor molar de reacción a partir de las entalpías de formación
Ahora que conocemos nuestras fórmulas, ¡hagamos algunos cálculos!
Cuál es ΔHrxn para la combustión del metano (C3H8) dados los siguientes datos termodinámicos:
$$C_3H_{8\,(g)}+5O_{2\,(g)}\rightarrow 3CO_{2\,(g)}+4H_2O_{(g)}$$
| Compuesto | ΔH°f (kJ/mol) |
C3H8 | -103.8 |
| O2 | 0 |
| CO2 | -393.5 |
| H2O | -241.8 |
Nuestro primer paso es ajustar los valores de entalpía para que coincidan con las cantidades de reactantes/productos especificadas en la reacción:
\(-393.5\frac{kJ}{mol}*3=-1,180.5\frac{kJ}{mol}\,CO_2\)
\(-241.8\frac{kJ}{mol}*4=-967.2\frac{kJ}{mol}\,H_2O\)
Ahora podemos resolver para ΔHrxn:
\(delta H_{rxn}=suma delta H_{f,productos}^circ- suma delta H_{f,reactantes}^circ)
\(delta H_{rxn}=(delta H_{f,(CO_2)}^circ+delta H_{f,(H_2O)}^circ)-(delta H_{f,(C_3H_8)}^circ+delta H_{f,(O_2)}^circ)|)
\(\Delta H_{rxn}=(-1,180.5\frac{kJ}{mol}-967.2\frac{kJ}{mol})-(-103.8\frac{kJ}{mol}+0)\)
\(\Delta H_{rxn}=-2,147.7\frac{kJ}{mol}+103.8\frac{kJ}{mol}\)
\(\Delta H_{rxn}=-2,043.9\frac{kJ}{mol}\)
Hagamos otro ejemplo:
$$3Ca(OH)_{2\,(aq)}+2H_3PO_{4\,(aq)}\rightarrow Ca_3(PO_4)_{2\,(s)}+6H_2O_{(l)}$$
¿Cuál es el ΔHrxn de la reacción anterior dados los siguientes datos termodinámicos:
| Compuesto | ΔH°f (kJ/mol) |
| Ca(OH)2(s) | -986.1 |
| Ca(OH)2(aq) | -1002.8 |
| H3PO4 (aq ) | -113.7 |
| Ca3PO4(s) | -4120.8 |
| H2O (l) | -285.8 |
| H2O (g) | -241.8 |
Como antes, tenemos que ajustar los valores de entalpía para que coincidan con las cantidades molares dadas en la ecuación química. Observarás que hay dos valores de ΔH°f tanto para el Ca(OH)2 como para el H2O. Siempre tienes que prestar atención a los estados de las moléculas cuando busques datos termodinámicos, ya que ΔH°fdepende del estado.
\(-1002.8\frac{kJ}{mol}*3=-3008.4\frac{kJ}{mol}\,Ca(OH)_2\)
\(-113.7\frac{kJ}{mol}*2=-227.4\frac{kJ}{mol}\,H_3PO_4\)
\(-285.8\frac{kJ}{mol}*6=-1,714.8\frac{kJ}{mol}H_2O\)
Ahora podemos resolver para ΔHrxn:
\(delta H_{rxn}=suma delta H_{f,productos}^circunferencia- suma delta H_{f,reactantes}^circunferencia)
\(delta H_{rxn}=(delta H_{f,(H_2O)}^circ+delta H_{f,(Ca_3PO_4)}^circ)-(delta H_{f,(Ca(OH)_2)}^circ+delta H_{f,(H_3PO_4)}^circ)|)
\(\Delta H_{rxn}=(-1,714.8\frac{kJ}{mol}-4120.8\frac{kJ}{mol})-(-3008.4\frac{kJ}{mol}-227.4\frac{kJ}{mol})\)
\(\Delta H_{rxn}=-5,835.6\frac{kJ}{mol}+3235.8\frac{kJ}{mol}\)
\(\Delta H_{rxn}=-2,599.8\frac{kJ}{mol}\)
Ejemplos de la ley de Hess
Por último, vamos a ver un ejemplo de cómo utilizar la ley de Hess para calcular ΔHrxn.
Calcula el ΔHrxn de la siguiente reacción utilizando la lista de reacciones que aparece a continuación:
$$2N_{2\,(g)}+5O_{2\,(g)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}$$ $$H_{2\,(g)}+1/2O_{2\,(g)}\rightarrow H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_f^\circ=-285.8\frac{kJ}{mol}$$ $$N_2O_{5\,(g)}+H_2O_{(l)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-76.6\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
Nuestro objetivo aquí es ordenar estas tres ecuaciones de modo que sumen la ecuación superior. Cada acción que hagamos sobre una ecuación, debemos hacerla también sobre su valor entálpico.
Para nuestro primer paso, daremos la vuelta a la segunda ecuación y la multiplicaremos por 2. Así tendremos 2N2O5(g) en el lado derecho. Esto significa que tenemos que multiplicar el valor de entalpía por -2 (el negativo se debe a la inversión). Así que nuestra nueva matriz tiene el siguiente aspecto: $$H_{2\(g)}+1/2O_{2\(g)}flecha recta H_2O_(l)},\,\Delta H_f^\\circ=-285.8\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=(-76.6\frac{kJ}{mol}*-2)=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
Para nuestro siguiente paso, daremos la vuelta a la ecuación superior y la multiplicaremos por 2. Esto es para que las moléculas de H2Ose cancelen, ya que no hay ninguna presente en la ecuación principal. (Si una especie está tanto en el lado del reactante como en el del producto, se anulará). $$2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_{2\,(g)}+O_{2\,(g)}\,\,\Delta H_f^\circ=(-285.8\frac{kJ}{mol}*-2)=571.6\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
A continuación, multiplicaremos la ecuación inferior por 2. Esto es así por varias razones 1) para tener 2 moléculas de N2 a la izquierda como en la reacción principal 2) para anular las moléculas de H2 y HNO3 y 3) para anular 1 mol de O2, de modo que tengamos 5O2 a la izquierda como en la ecuación principal. $$2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_{2\,(g)}+O_{2\,(g)}\,\,\Delta H_f^\circ=571.6\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$2N_{2\,(g)}+6O_{2\,(g)}+2H_{2\,(g)}\rightarrow 4HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=(-348.2\frac{kJ}{mol}*2)=-696.4\frac{kJ}{mol}$$
Por último, sumamos las tres entalpías de reacción para obtener la entalpía neta de reacción: $$2N_{2\,(g)}+5O_{2\,(g)}rightarrow 2N_2O_{5\,(g)},\,\Delta H_{rxn}=(571.6\frac{kJ}{mol}+153.2\frac{kJ}{mol}-696.4\frac{kJ}{mol})=28.4\frac{kJ}{mol}$$
Lo principal que hay que recordar al utilizar la ley de Hess es cambiar el valor de entalpía de una reacción para que coincida con los cambios que se hagan en la ecuación química.
Reacción con entalpía - Puntos clave
- Laentalpía es el contenido total de calor de un sistema.
- La entalpía de reacción (ΔHrxn) es el cambio de entalpía debido a una reacción química. La fórmula general es: $$\Delta H_{rxn}=H_{final}-H_{inital}=q\,\texto{donde q es calor}$$
- Si ΔHrxn>0, la reacción es endotérmica (el sistema extrae calor de su entorno)
Si ΔHrxn <0, la reacción es exotérmica (el sistema cede calor al entorno)
La entalpía estándar de formación (ΔHf°) es el cambio de entalpía para la formación de 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos. Estos elementos están en su estado estándar, que es la forma más estable del elemento a 1 atm y 298 K.
Cuando calculamos Si ΔHrxn, utilizamos esta fórmula $$\Delta H_{rxn}= suma mH_{f\,(productos)}^\circ- suma nH_{f\,(reactantes)}^\circ$$
Laley de Hess establece que la entalpía neta de una reacción global es igual a la suma de las entalpías de sus pasos. La fórmula es: $$\Delta H_{net}=\suma \Delta H_{rxn}$$
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