Entalpía

Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí Aquí

UN entalpía es parte de la Termoquímica, que estudia los principios de la termodinámica que involucran los intercambios de calor que ocurren durante una reacción química, entre el sistema y el ambiente externo. La entalpía es una cantidad física que mide la energía máxima en un sistema termodinámico en forma de calor.

La mayoría de las reacciones químicas van acompañadas de la liberación o absorción de calor. Cuando se libera calor, la reacción se llama exotérmica y cuando es necesario absorber calor para que ocurra, se conoce como endotérmica.

La entalpía absoluta (H) se define mediante la fórmula:

H = U + PV

Donde tenemos que:

  • U = energía del sistema interno
  • PV = cantidad de energía asociada con el conjunto de vecindad del sistema, en el CNTP.

Es posible realizar cálculos que nos permitan medir las cantidades de calor involucradas en reacciones químicas, para ello utilizamos fórmulas.

Para entender cómo realizar este tipo de cálculo, es necesario conocer primero algunos términos comunes a la termoquímica:

Calor (Q): Se relaciona con la diferencia de temperatura entre dos sistemas, la energía cuando en forma de calor tiende a fluir desde un cuerpo con una temperatura más alta a un cuerpo con una temperatura más baja. En el caso de la termoquímica, el calor es la energía que se absorbe o libera del sistema (reacción química).

Calor de reacción (Qp): Es la cantidad de calor intercambiado por el sistema (reacción) con la vecindad (ambiente externo al sistema).

Entalpía absoluta (H): Es una propiedad que está relacionada con el calor de reacción, permitiendo calcular la cantidad de calor absorbido o liberado en la reacción química, en condiciones normales de temperatura y presión (CNTP). El cambio de entalpía se calcula mediante la siguiente fórmula:

ΔH = H producto final) – H inicial (reactivo)

Cuando en un sistema la presión es constante, tenemos que:

Qp = ΔH

En cualquier sistema químico, cuando hay una reacción química con la liberación o absorción de calor por parte del sistema, hay una variación de entalpía (ΔH).

Para reacciones exotérmicas, el valor de ΔH siempre será negativo (ΔH <0):

Para reacciones endotérmicas, el valor de ΔH siempre será positivo (ΔH> 0):

Hay algunos factores importantes que deben considerarse responsables de cambiar los valores de ΔH de una reacción química, son:

  1. Fase de agregación de partículas (el estado físico influye directamente en ΔH);
  2. Alotropía entre reactivos y productos (cada estado alotrópico tiene un ΔH diferente);
  3. Temperatura de aparición de la reacción;
  4. Presión;
  5. Cantidad de materia (hay un aumento proporcional de ΔH);
  6. Medio de reacción

Existen otros tipos de entalpías específicas que se pueden establecer, mencionaremos las cuatro más utilizadas: Entalpía de Combustión, Entalpía Estándar, Entalpía de conexión y Entalpía de formación. Estas variaciones basan su esencia en la entalpía absoluta, es decir, son hebras de ella.

Entalpía de combustión

La entalpía de combustión se refiere a la energía liberada por la combustión de un mol de un compuesto. Toda reacción de combustión es exotérmica, es decir, liberan energía al medio ambiente, y esta energía liberada en forma de calor se puede calcular mediante la variación de entalpía. La entalpía de combustión consiste en la variación de la energía liberada por la combustión de 1 mol de cualquier sustancia en condiciones normales de temperatura y presión (CNTP, donde, temperatura = 25 ° C y presión = 1 atm). En el caso de una reacción exotérmica, los valores de ΔH siempre serán negativos, ya que la energía de los reactivos siempre será mayor que la energía de los productos.

Entalpía estándar (ΔH °)

El punto de partida para las mediciones de ΔH calculadas es cero y, por convención, se supone que cada sustancia tiene un valor de entalpía equivalente a 0. Este valor también se denomina entalpía estándar. A partir de la entalpía estándar es posible realizar comparaciones de valores de entalpía de diferentes sustancias, bajo diferentes condiciones de temperatura y presión. Según la Ley de Hess, la entalpía estándar de una reacción química se obtiene sumando los valores de las entalpías estándar de las semirreacciones que forman parte de la ecuación global, como sigue:

X + Y → Z ΔH1
Z + W → A + K ΔH2
K → Y + B ΔH3
X + W → A + B ΔH4
ΔH = ∑ ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 + ΔH4 …

Entalpía vinculante

La entalpía de unión estudia la energía liberada o absorbida para que los enlaces químicos que componen las sustancias se rompan. Cuando hay una ruptura de enlaces químicos en las moléculas de los reactivos, ocurre un proceso endotérmico, mientras que cuando existe la necesidad de un reordenamiento molecular para formar nuevas moléculas, tenemos un proceso exotérmico. Es posible encontrar tablas en diferentes publicaciones que tienen diferentes entalpías de unión de diferentes sustancias químicas.

Entalpía de formación (ΔH ° f)

La entalpía de formación se refiere a la energía en forma de calor liberado o absorbido cuando se forma un mol de sustancia simple. La variación en la entalpía de formación de una sustancia se puede calcular siempre que tengamos la información del valor de entalpía de formación de la reacción que forma esa sustancia, a partir de sustancias simples, como podemos ver en el siguiente ejemplo, calculando la entalpía de formación del agua:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2LOS(l)

ΔH ° f = -68 kcal / mol

CNTP: 25 ° C / 1 atm.

¿Cómo podemos calcular la entalpía de la formación de agua usando fórmulas?

En el caso de dos sustancias simples en condiciones normales de temperatura y presión, consideramos la entalpía igual a cero, y tenemos la información de que la entalpía de formación de agua es igual a -68kcal / mol. Con esta información es posible calcular la variación de entalpía:

ΔH = Hproducto final) – Hinicial (reactivo)

-68,4 = HH2LOS – (HH2 + ½ HLOS2)

-68,4 = HH2LOS – 0

HH2LOS = -68,4 kcal / mol o – 285,91 J / mol (SI)

Por tanto, tenemos que la entalpía de formación de 1 mol de agua es equivalente a -68,4 kcal / mol, caracterizando una reacción exotérmica.

Curiosidad: ley de Hess

Germain Henri Hess (1802-1850) fue un químico suizo que profundizó sus conocimientos en el campo de la termoquímica, con la creación de una ley que establece que el cambio en la entalpía de una reacción es igual a la suma de los cambios en las entalpías en sus etapas individuales.

Referencias:

http://www.ess.inpe.br/courses/lib/exe/fetch.php?media=wiki:user:entalpia.pdf

https://www.ufpe.br/cap/images/quimica/katiaaquino/2anos/aulas/termoquimica.pdf