ENTALPÍA La entalpía (H ) de un sistema es una función de estado que expresa el calor liberado o absorbido durante un proceso, a presión constante. La entalpía de reacción o calor de reacción ( H o H o q P) es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión constante y se expresa en J . H = = H productos productos – H reactivos reactivos = q P
La entalpía de reacción puede ser considerada como una medida de cuánto calor está almacenado en el sistema como energía potencial, o su contenido de calor!, por lo que puede tener un valor positivo o negativo. "ara un proceso un proceso endotérmico H es positivo. "ara "ara un proceso exotérmico H es negativo. "or e#emplo, para que una mol de $ielo pueda ser convertido en agua líquida, a presión constante, se requiere que el sistema ($ielo) absorba %.&' ilo#oules (J (J ) de energía, como se indica en la ecuación termoquímica siguiente *+ (s (s) - *+ (l (l )
H = = %.&' J J (proceso (proceso endotrmico)
donde H = = H productos productos / H reactivos reactivos
= H (agua (agua líquida) / H ($ielo) ($ielo) = %.&' J Las ecuaciones termoquímicas son termoquímicas son ecuaciones químicas balanceadas que indican el cambio de entalpía correspondiente. 0 continuación se proporciona una guía para utili1ar este tipo ti po de ecuaciones
a) La entalp entalpía ía es una propie propiedad dad extens extensiva iva. La magnitud de H es directamente proporcional a la cantidad de un reactivo consumido en el proceso. "or e#emplo, cuando se quema ' mol de metano (2* 3), a presión constante, se producen 4&+ J J de de calor 2*3 (g (g ) 5 + + (g (g ) - 2+ (g (g ) 5 + *+ (g (g ) H = = / 4&+ J J "or lo tanto, la combustión de dos moles de 2* 3 con 3 moles de +, liberará el doble de calor, es decir, ' %&3 J J .
Ejemplo 2. 2alcula cuánto calor se libera cuando 3.6 g de metano gaseoso se queman en un sistema a presión constante, considerando que la combustión de ' mol de este gas produce 4&+ J.
b) El cambio de entalpía para una reacción tiene la misma magnitud pero signo opuesto para la reacción inversa. 7#emplo 2*3 (g ) 5 + + (g ) - 2+ (g ) 5 + *+ (g ) H = / 4&+ J (reacción directa) 2+ (g ) 5 + *+ (g ) - 2*3 (g ) 5 + + (g ) H = 4&+ J (reacción inversa)
c) El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de agregación de los reactivos y de los productos. 7#emplo 2*3 (g ) 5 + + (g ) - 2+ (g ) 5 + *+ (g ) H = / 4&+ J 2*3 (g ) 5 + + (g ) - 2+ (g ) 5 + *+ (l ) H = / 48& J La diferencia en los valores de H de las ecuaciones termoquímicas anteriores se debe a que se requieren energías diferentes para obtener *+ líquida y *+ gaseosa.
d) El cambio de entalpía de una reacción depende de la temperatura. Los cambios de entalpía generalmente se expresan a una temperatura de referencia de +6 92.
AL!"#$ET"ÍA La calorimetría se refiere a la medición de flu#o de calor en un sistema. Los cambios calor se miden en un calorímetro. La capacidad calorífica (C ) de una sustancia es la cantidad de calor requerido para elevar en un grado 2elsius la temperatura de una cantidad dada de la sustancia. :e expresa en J ; 92. La capacidad calorífica de ' mol de una sustancia se denomina capacidad calorífica molar y se expresa en J ;mol<92. 7l calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado 2elsius la temperatura de un gramo de la sustancia y se expresa en J ;g< o J ;g<92.
La relación entre la capacidad calorífica y el calor específico es la siguiente C = m s donde C = capacidad calorífica (J ;92) m = masa de la sustancia (g) s = calor específico (J ;g<92)
Ejemplo %. 2alcula la capacidad calorífica de %& g de agua si su calor específico es 3.'43 J ;g<92.
:i se conocen el calor específico (s) y la cantidad de sustancia (m) , entonces el cambio en la temperatura ( t ) de la muestra, indicará la cantidad de calor (q) que se absorbe en un proceso q = m s t = C t donde t
= t&inal / tinicial
Ejemplo '. 2alcula la cantidad de calor absorbido por una muestra de agua de 3%% g, cuando se calienta de 4.6& a >3.%& 92. 7l calor específico del agua es 3.'43 J ;g<92.
La medición de los cambios de calor que ocurren en las reacciones químicas puede reali1arse a volumen constante, en cuyo caso se utili1a una bomba calorimétrica, o a presión constante, utili1ando un calorímetro a presión constante. Las determinaciones de calor a volumen constante se reali1an en sistemas aislados y se determina el calor liberado por una cierta cantidad de masa cuando sta se quema en una bomba cerrada que se sumerge en una cantidad
de agua conocida. 7l calor liberado por la muestra es absorbido por el agua y el calorímetro, por lo que el calor total de sistema es q sistema = q agua ( q bomba ( q reaccin q sistema = * donde qagua, qbomba y qreacción son los cambios de calor del agua, de la bomba y de la reacción, respectivamente, por lo que el calor de la reacción es q reaccin = – +q agua ( q bomba) donde q agua = m s t = +magua) +'.,-' J g/0) t y q bomba = m s t = C t
Ejemplo 1. '.3?6 g de naftaleno (2'&*4) se queman en una bomba calorimtrica
a
volumen
constante, registrándose
un aumento
en la
temperatura del agua de +&.'> a +6.43 92. :i la cantidad de agua que rodea al calorímetro es exactamente + &&& g y la capacidad calorífica de la bomba calorimtrica es de '.4& J ; 92, calcula el calor molar de combustión del naftaleno.
7n las determinaciones de calor a presión constante, se traba#a con dispositivos que no están sellados y por lo tanto las mediciones se efect@an en condiciones de presión atmosfrica constante, aunque se considera que no $ay prdida de calor $acia el exterior. 7ste calorímetro se utili1a para medir los cambios de calor en reacciones de neutrali1ación ácido
Ejemplo 3. '&& mL de una disolución &.6&& A de *2l se me1clan con '&& mL de una disolución &.6&& A de Ba*, en un calorímetro a presión constante que tiene una capacidad calorífica de ??6 J ;92. La temperatura inicial de las disoluciones de *2l y Ba* fue ++.6& 92 y la temperatura final de la me1cla +3.8& 92. 2alcula el cambio de calor por mol en esta reacción de neutrali1ación, considerando que las densidades de las disoluciones de *2l y de Ba* y sus calores específicos son los iguales a las del agua ('.&& g;mL y 3.'43 J ;g<92, respectivamente).
7n las determinaciones de calor a presión constante, se puede usar un calorímetro de vaso de espuma plástica (unicel) para medir la ganancia o prdida de energía trmica que acompaCa a muc$as clases de cambios físicos y químicos. "ara traba#os de precisión, los calorímetros están meticulosamente aislados y se $ace una corrección por la energía trmica absorbida por el aparato, como se mostró en el e#emplo anterior. Dn vaso de unicel está diseCado para mantener calientes los líquidosE es buen aislante y no absorbe muc$a energía trmica. "or consiguiente, para simplificar los cálculos, se supone que la cantidad de energía trmica que escapa a los alrededores y la que es absorbida por el calorímetro son despreciables, por lo que el cambio de calor es q reaccin = – q disolucin
Ejemplo 4. :i se me1clan 6& mL de 0gB? &.'&& A y 6& mL de *2l &.'&& A en un calorímetro a presión constante, la temperatura de la me1cla aumenta de ++.?& a +?.'' 92. 7l aumento de temperatura se debe a la siguiente reacción 0gB? (ac ) 5 *2l (ac ) - 0g2l (s) 5 *B? (ac ) 2alcula H para este proceso, considerando que la disolución combinada tiene una masa de '&& g y un calor específico de 3.'4 J ;g<92.
ENTALPÍA E5T6N7A" 7E 8!"$A#9N : 7E "EA#9N La entalpía estndar de formación ( H f ) o calor de formación de un compuesto es el cambio de calor que resulta de la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar y se expresa en J ; mol o en J ; mol. 7l estado estndar , indicado con el superíndice ( ), se refiere a la condición de ! atm de presión. :i un elemento existe en más de una forma en condiciones estándar, se utili1a la forma más estable del elemento para la reacción de formación. Dn gran n@mero de valores de H f se °
encuentran registrados en Fablas, generalmente a +6 92. 7#emplo
7ntalpía estándar de formación para el etanol, 2 +*6* + 2 (grafito) 5 ? *+ (g ) 5 G + (g ) - 2+*6* (l ) H f = / +>>.> J °
La entalpía estndar de formación de la forma ms estable de cualquier elemento es cero porque no se requiere una reacción de formación si el elemento se encuentra en su estado estándar. 7#emplos H f 2 (grafito) = & J ;mol, porque el grafito es una forma alotrópica del carbono °
más estable que el diamante a ' atm y +6 92 H f + (g ) = & J ;mol, porque el oxígeno molecular (+) es una forma alotrópica °
más estable que el o1ono ( ?) a ' atm y +6 92.
La entalpía estndar de reacción ( H r ) es el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar H r = n H f (productos) < m H f (reactivos)
donde n y m = coeficientes estequiomtricos de los reactivos y productos (sigma) = la suma de!
Ejemplo -. 2alcula el H r para la siguiente reacción °
2 (grafito) 5 + (g ) - 2+ (g ) "espuesta# 0 partir de datos registrados en Fablas H f 2 (grafito) = & J ;mol °
H f (g ) = & J ;mol °
H f 2+ (g ) = / ?8?.6 J ;mol °
"or lo tanto H r = (/ ?8?.6 J ;mol) / (& J ;mol 5 & J ;mol) = / ?8?.6 J °
7ste es el calor que se libera cuando reacciona una mol de 2 con una de +.
