Química General

Entalpía de reacción

La entalpía (H) se refiere a la cantidad de energía que se pone en acción cuando se produce una presión constante sobre un objeto, y viene definida como: U + PV. Donde U es la energía interna del objeto, P es la presión a la cual está siendo sometido y V es el volumen del mismo. Es importante resaltar que es una propiedad termodinámica extensiva, es decir, que su módulo o magnitud depende de la cantidad de masa presente.

Resulta físicamente imposible conocer el valor de entalpía de una sustancia, por lo que se mide son los cambios de entalpía o ∆H. Existen diversos tipos de entalpía: entalpía de formación, de combustión y de reacción. La entalpía de reacción, es usada particularmente en las reacciones químicas y representa el calor liberado o absorbido durante la reacción; es calculada a través de la diferencia de entalpía entre los productos y reactivos:

∆H = H(productos) – H(reactivos)

Este valor puede ser positivo o negativo, esto dependerá de sí nos encontramos en presencia de un proceso exotérmico o endotérmico. Hagamos la deducción del signo de manera intuitiva: se sabe que un proceso se considera exotérmico cuando al ocurrir este se libera calor hacía los alrededores, esto significa que el sistema pierde calor, por lo que ∆H<0; lo contrario pasa para los procesos endotérmicos, los cuales se caracterizan por absorben calor de los alrededores, lo que implica que el ∆H>0.

Cuando una reacción se lleva a cabo podemos ver entonces que además de ocurrir una transformación de las sustancias reactivas existen cambios de energía, estos cambios se expresan en las reacciones termoquímicas, las cuales hacen una representación de los cambios materiales y energéticos que ocurren en las reacciones químicas.

Veamos las ecuaciones termoquímicas de dos procesos de nuestra vida diaria.

Imagine que saca un cubo de hielo de su refrigerador, y lo coloca en un vaso a presión atmosférica (la cual hay en su cocina) hasta que se derrita. Aunque no lo crea, allí ocurre una reacción química y su expresión termoquímica es la siguiente:

H2O(s) → H2O(l)                     ∆H = 6.01kJ

¿Qué información deduce de esta expresión? Primero, puede ver que el compuesto paso de su estado sólido a estado líquido, lo que ocurre cuando el hielo se derrite, lo segundo que puede ver es que ∆H>0, esto le indica que está ante una reacción endotérmica, y es así, para el hielo derretirse tuvo que tomar calor de los alrededores.

Un segundo evento común en la vida diaria es la combustión del metano, el cual usamos como combustible y es uno de los principales componentes del gas natural, cuando este se oxida (o se quema) se produce dióxido de carbono y agua, veamos su ecuación termoquímica a continuación:

CH4(g) + 202(g) → 2H2O(l) + CO2(g)               ∆H = 890.4kJ

De aquí además de los estados en los que se encuentra la materia puede observar que ∆H<0, lo que es indicador de que estamos en presencia de una reacción exotérmica, por ende cuando se oxida el metano entendemos se libera energía a los alrededores, y a juzgar por la magnitud de este valor inferimos también que es una cantidad considerable, cuando la comparamos con la requerida por el hielo para derretirse.

Aspectos a considerar cuando se escribe o interpreta una ecuación termoquímica:

  1. En las ecuaciones termoquímicas se respetan las proporciones estequiometrias y por ser la entalpía una propiedad extensiva también se ve afectada por las mismas, esto quiere decir que si en vez de derretir un mol de hielo se desea derretir dos, la estequiometria de la reacción se verá afectada por este factor y por ende ahora se necesitará absorber del entorno el doble de calor.

2H20(S) → 2H2O(l))               ∆H = 12.02 kJ

  1. Si a partir de los productos se quiere regresar nuevamente a los reactivos, la magnitud de la energía se conserva pero el signo cambia. Continuando con el ejemplo del hielo, si ahora que usted tiene el agua en estado líquido quisiera convertirla nuevamente en hielo deberá ahora liberar calor a los alrededores para hacerlo, eso es lo que ocurre cuando coloca ese vaso de agua en el refrigerador.

H20(l) → H2O(s)               ∆H = 6.01 kJ

  1. Se debe respetar el estado físico de los productos y reactivos, ya que esto tendrá impacto directamente en la entalpía de reacción, se sabe que no es lo mismo llevar un cubo de hielo a su estado líquido, que llevarlo a su estado gaseoso, se requiere suministrar aún más energía del entorno para el segundo caso.

H20(l) → H2O(g)               ∆H = 88 kJ

Ejercicio Resuelto

Se oxidan 266 gramos de fósforo blanco en aire, calcule cuanto calor es liberado siendo el peso molecular del fósforo (P) igual a  y la reacción termoquímica que la representa:

P4(s) + 5O2(g) → P4O10(g)            ∆H = 3013 kJ

Paso 1: Primero se debe calcular el peso molecular del fósforo blanco a partir del peso molecular del fósforo.

Paso-1.-Entalpía-de-reacción

Paso 2: Haciendo uso de las relaciones estequiométricas y de energía se calcula el calor liberado

Paso 2. Entalpía de reacción

Ejercicio propuesto

Se tiene la siguiente ecuación termoquímica:

A partir de ella determinar el calor que debe ser suministrado para hacer reaccionar 150 gramos de amoníaco. Se sabe que el peso molecular del nitrógeno es de  y el peso molecular del hidrógeno es igual a 1 gr/mol.

Ejercicio-propuesto.-Entalpía-de-reacción

Respuesta: 407.6 kJ

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