Resúmen de química general

Termoquímica III: Entalpía de las reacciones químicas

Introducción

La entalpía es una medida de la energía absorbida o cedida en forma de calor a presión constante de un sistema hacia los alrededores. Está relacionada más de lo que crees en nuestra vida cotidiana; por ejemplo, nos da el valor de la energía total en forma de calor liberada cuando lleva a cabo la quema de un combustible, como los combustibles fósiles o la glucosa que tu cuerpo gasta.

Volumen y presión constantes

En el laboratorio se presentan con mayor frecuencia dos casos: uno en la cual el volumen del sistema se mantiene constante y otro en la que la presión aplicada sobre el sistema se mantiene constante. Ahora veremos cómo se aplica la primera ley de la termodinámica en estas dos situaciones.

 

Cuando se realiza una reacción a volumen constante, el ΔV = 0 por lo que no se realiza trabajo en función de la presión y el volumen. Una manera de expresar el trabajo mecánico es estudiarlo en función de los gases (w= PΔV). La expresión matemática que describe este fenómeno queda:

ΔE = q – PΔV
= qv

Si bien ya se dijo que el calor no es una función de estado, al ser un proceso a volumen constante, el valor de q depende solo de la diferencia de energía interna.

La mayoría de las reacciones no se producen a volumen constante si no a presión constante. Si una reacción produce un mayor número de moléculas de gas, el sistema realiza un trabajo sobre los alrededores (expansión). Lo anterior se debe a que para que el gas formado ingrese a los alrededores debe ir en contra de la presión atmosférica. Si en la reacción se consumen más moléculas de gas de las que se producen, los alrededores realizan trabajo sobre el sistema (compresión)

El proceso a presión constante escribe como:

ΔE = q + w
= qp (calor a presión constante) – PΔV
qp = ΔE + PΔV

Entalpía

La entalpia es una función de estado debido a que está dada en función de la presión, la temperatura y la energía, se presenta cuando la presión es constante; matemáticamente se expresa:

H= E + PV

donde E es la energía interna del sistema y P y V son la presión y el volumen del sistema, respectivamente.

Debido a que lo que nos interesa son los cambios de energía de un sistema, podemos reescribir la ecuación anterior como:

ΔH = ΔE + PΔV

Si la reacción se lleva a volumen constante el cambio de calor qv será igual a ΔE y si es a presión constante, qv será igual a ΔH.

Entalpía de las reacciones

Como la mayoría de las reacciones llevadas a cabo son procesos a presión constante, podemos igualar
el cambio de calor en estos casos con el cambio de entalpía. Para cualquier reacción del tipo

reactivos ⎯→ productos

definimos a la entalpía de reacción, ΔH, como la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos:

ΔH = H(productos) – H(reactivos)

Al igual que como vimos con el calor y el trabajo, la entalpía de una reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso.

Para un proceso endotérmico ΔH es positivo (es decir, ΔH > 0). Para un proceso exotérmico ΔH es
negativo (es decir, ΔH < 0).

Ecuaciones termoquímicas

Reglas para escribir ecuaciones termoquímicas:

  • Cuando escribimos ecuaciones termoquímicas debemos especificar los estados físicos de los reactivos y productos, debido a que esto ayuda a determinar los cambios reales de entalpía.

H2 (g) + F2 (g) —-> 2HF (g)

ΔH=-537 kJ

  • Si multiplicamos ambos lados de una ecuación termoquímica por un factor n, entonces ΔH también debe cambiar por el mismo factor.

2 * (H2 (g) + F2 (g) —-> 2HF (g))

2* (ΔH=-537 kJ)

  • Cuando invertimos una ecuación, cambiamos los papeles de reactivos y productos. Como
    consecuencia, la magnitud de ΔH para la ecuación se mantiene igual, pero cambia el signo.

2HF (g)—-> H2 (g) + F2 (g)

ΔH=537 kJ

Para reacciones que no producen un cambio en el número de moles de gases de reactivos a productos H2 (g) + F2 (g) —-> 2HF (g), ΔE = ΔH. Cuando no hablamos de gases, existe una pequeña diferencia entre ΔE y ΔH, sin embargo, esta diferencia es muy pequeña de tal modo que la relación es casi igual.

 

Referencias

  1. Chang, Raymond, Química, 10ª Edición, McGraw Hill, México, 2010, Pág. 239-245

 

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