5.4: Entalpía de reacción - La fisica y quimica

Objetivos de aprendizaje

Para comprender cómo la entalpía pertenece a las reacciones químicas

Hemos declarado que el cambio en la energía ( (ΔU )) es igual a la suma del calor producido y el trabajo realizado. El trabajo realizado por un gas en expansión se llama trabajo de presión-volumen , (o simplemente (PV ) trabajo ) . Considere, por ejemplo, una reacción que produce un gas, como disolver un trozo de cobre en ácido nítrico concentrado. La ecuación química para esta reacción es la siguiente:

[ ce {Cu (s) + 4HNO3 (aq) rightarrow Cu (NO3) 2 (aq) + 2H_2O (l) + 2NO2 (g)} label {5.4.1} ]

Si la reacción se lleva a cabo en un sistema cerrado que se mantiene a presión constante mediante un pistón móvil, el pistón se elevará a medida que se forme dióxido de nitrógeno (Figura ( PageIndex {1} )). El sistema realiza el trabajo levantando el pistón contra la fuerza descendente ejercida por la atmósfera (es decir, presión atmosférica ). Encontramos la cantidad de trabajo (PV ) realizado multiplicando la presión externa (P ) por el cambio en el volumen causado por el movimiento del pistón ( (ΔV )). A una presión externa constante (aquí, presión atmosférica),

[w = −PΔV label {5.4.2} ]

El signo negativo asociado con el trabajo de (PV ) realizado indica que el sistema pierde energía cuando aumenta el volumen. Si el volumen aumenta a presión constante ( (ΔV> 0 )), el trabajo realizado por el sistema es negativo, lo que indica que un sistema ha perdido energía al realizar trabajos en su entorno. Por el contrario, si el volumen disminuye ( (ΔV <0 )), el trabajo realizado por el sistema es positivo, lo que significa que los alrededores han realizado trabajos en el sistema, aumentando así su energía.

Figura ( PageIndex {1} ): Un ejemplo de trabajo realizado por una reacción realizada a presión constante. (a) Inicialmente, el sistema (un centavo de cobre y ácido nítrico concentrado) está a presión atmosférica. (b) Cuando el centavo se agrega al ácido nítrico, el volumen de gas NO ₂ que se forma hace que el pistón se mueva hacia arriba para mantener el sistema a presión atmosférica. Al hacerlo, el sistema está realizando trabajos en su entorno.

La energía interna (U ) de un sistema es la suma de la energía cinética y la energía potencial de todos sus componentes. Es el cambio en la energía interna que produce calor más trabajo. Para medir los cambios de energía que ocurren en las reacciones químicas, los químicos usualmente usan una cantidad termodinámica relacionada llamada enthalp y ( (H )) (del griego enthalpeína [19459011 ], que significa “calentar”). La entalpía de un sistema se define como la suma de su energía interna (U ) más el producto de su presión (P ) y volumen (V ):

[H = U + PV etiqueta {5.4.3} ]

Debido a que la energía interna, la presión y el volumen son funciones de estado, la entalpía también es una función de estado . Entonces podemos definir un cambio en la entalpía ( ( Delta H )) en consecuencia

[ΔH = H_ {final} – H_ {inicial} nonumber ]

Si se produce un cambio químico a presión constante (es decir, para un determinado (P ), (ΔP = 0 )), el cambio en la entalpía ( (ΔH )) es

[ begin {align} ΔH & = Δ (U + PV) \ [4pt] & = ΔU + ΔPV \ [4pt] & = ΔU + PΔV label {5.4.4} end {align } ]

Sustituyendo (q + w ) por (ΔU ) (Primera ley de la termodinámica) y (- w ) por (PΔV ) (Ecuación ( ref {5.4.2} )) en la ecuación ( ref {5.4.4} ), obtenemos

[ begin {align} ΔH & = ΔU + PΔV \ [4pt] & = q_p + cancel {w} – cancel {w} \ [4pt] & = q_p label {5.4.5 } end {align} ]

El subíndice (p ) se usa aquí para enfatizar que esta ecuación es verdadera solo para un proceso que ocurre a presión constante. De la ecuación ( ref {5.4.5} ) vemos que a presión constante el cambio en la entalpía, (ΔH ) del sistema, es igual al calor ganado o perdido.

[ begin {align} ΔH & = H_ {final} – H_ {initial} \ [4pt] & = q_p label {5.4.6} end {align} ]

Al igual que con (ΔU ), debido a que la entalpía es una función de estado, la magnitud de (ΔH ) depende solo de los estados inicial y final del sistema, no de la ruta tomada. Lo más importante, el cambio de entalpía es el mismo incluso si el proceso no ocurre a presión constante.

Para encontrar (ΔH ) para una reacción , mida (q_p ).

Cuando estudiamos los cambios de energía en las reacciones químicas, la cantidad más importante suele ser la entalpía de reacción ( (ΔH_ {rxn} )), el cambio en la entalpía que ocurre durante una reacción ( como la disolución de una pieza de cobre en ácido nítrico). Si el calor fluye de un sistema a su entorno, la entalpía del sistema disminuye, por lo que (ΔH_ {rxn} ) es negativo. Por el contrario, si el calor fluye desde los alrededores hacia un sistema, la entalpía del sistema aumenta, por lo que (ΔH_ {rxn} ) es positivo. Así:

(ΔH_ {rxn} <0 ) para una reacción exotérmica y

(ΔH_ {rxn}> 0 ) para una reacción endotérmica .

En las reacciones químicas, la ruptura de enlaces requiere un aporte de energía y, por lo tanto, es un proceso endotérmico, mientras que la creación de enlaces libera energía, que es un proceso exotérmico. Las convenciones de signos para el flujo de calor y los cambios de entalpía se resumen en la siguiente tabla:

Tipo de reacción	q	ΔH _rxn
exotérmico	<0	<0 (el calor fluye de un sistema a su entorno)
endotérmico	> 0	> 0 (el calor fluye desde los alrededores a un sistema)

Si Δ H _rxn es negativo, entonces la entalpía de los productos es menor que la entalpía de los reactivos; es decir, una reacción exotérmica es enérgicamente cuesta abajo (Figura ( PageIndex {2} a )). Por el contrario, si Δ H _rxn es positivo, entonces la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos; así, una reacción endotérmica es energéticamente cuesta arriba (Figura ( PageIndex {2b} )). En la siguiente discusión se resumen dos características importantes de la entalpía y los cambios en la entalpía.

La ruptura de enlaces SIEMPRE requiere un aporte de energía; creación de enlaces SIEMPRE libera energía.

Figura ( PageIndex {2} ): La entalpía de reacción. Los cambios de energía en las reacciones químicas generalmente se miden como cambios en la entalpía. (a) Si el calor fluye de un sistema a su entorno, la entalpía del sistema disminuye, Δ H _rxn es negativo y la reacción es exotérmica; Es enérgicamente cuesta abajo. (b) Por el contrario, si el calor fluye desde los alrededores hacia un sistema, la entalpía del sistema aumenta, Δ H _rxn es positivo y la reacción es endotérmica; Es energéticamente cuesta arriba.

Revertir una reacción o un proceso cambia el signo de Δ H . El hielo absorbe calor cuando se derrite (las interacciones electrostáticas se rompen), por lo que el agua líquida libera calor cuando se congela (se forman interacciones electrostáticas):





( begin {matrix}
    calor + H_ {2} O (s) rightarrow H_ {2} O (l) & Delta H> 0
     end {matrix} label {5.4.7} )







( begin {matrix}
     H_ {2} O (l) rightarrow H_ {2} O (s) + calor & Delta H <0
     end {matrix} label {5.4.8} )





En ambos casos, la magnitud del cambio de entalpía es la misma; solo el signo es diferente.

La entalpía es una propiedad extensa (como la masa). La magnitud de Δ H para una reacción es proporcional a las cantidades de las sustancias que reaccionan. Por ejemplo, un gran incendio produce más calor que un solo fósforo, a pesar de que la reacción química (la combustión de la madera) es la misma en ambos casos. Por esta razón, el cambio de entalpía para una reacción generalmente se da en kilojulios por mol de un reactivo o producto particular. Considere la ecuación ( ref {5.4.9} ), que describe la reacción del aluminio con óxido de hierro (III) (Fe ₂ O ₃) a presión constante. De acuerdo con la estequiometría de reacción, se producen 2 mol de Fe, 1 mol de Al ₂ O ₃, y se producen 851,5 kJ de calor por cada 2 mol de Al y 1 mol de Fe [ 19459018] 2 O ₃ consumido:





[2Al left (s right) + Fe_ {2} O_ {3} left (s right) rightarrow 2Fe left (s right) + Al_ {2} O_ {3} left (s right) + 815.5 ; kJ label {5.4.9} ]





Así Δ H = −851.5 kJ / mol de Fe ₂ O ₃. También podemos describir Δ H para la reacción como −425.8 kJ / mol de Al: como se consumen 2 mol de Al en la ecuación química equilibrada, dividimos −851.5 kJ por 2. Cuando un valor para Δ H , en kilojulios en lugar de kilojulios por mol, se escribe después de la reacción, como en la Ecuación ( ref {5.4.10} ), es el valor de Δ H correspondiente a la reacción de las cantidades molares de reactivos como se da en la ecuación química equilibrada:





[2Al left (s right) + Fe_ {2} O_ {3} left (s right) rightarrow 2Fe left (s right) + Al_ {2} O_ {3} left (s right) ; ; ; ; Delta H_ {rxn} = – 851.5 ; kJ label {5.4.10} ]





Si reaccionan 4 mol de Al y 2 mol de Fe ₂ O ₃, el cambio en la entalpía es 2 × (−851.5 kJ) = −1703 kJ. Podemos resumir la relación entre la cantidad de cada sustancia y el cambio de entalpía para esta reacción de la siguiente manera:





[- dfrac {851.5 ; kJ} {2 ; mol ; Al} = – dfrac {425.8 ; kJ} {1 ; mol ; Al} = – dfrac {1703 ; kJ} {4 ; mol ; Al} label {5.4.6a} ]

La relación entre la magnitud del cambio de entalpía y la masa de reactivos se ilustra en el Ejemplo ( PageIndex {1} ).

Ejemplo ( PageIndex {1} ): Melting Icebergs

Ciertas partes del mundo, como el sur de California y Arabia Saudita, carecen de agua dulce para beber. Una posible solución al problema es remolcar icebergs de la Antártida y luego derretirlos según sea necesario. Si (ΔH ) es 6,01 kJ / mol para la reacción a 0 ° C y presión constante:

[ ce {H2O (s) → H_2O (l)} nonumber ]

¿Cuánta energía se necesitaría para derretir un iceberg moderadamente grande con una masa de 1.00 millones de toneladas métricas (1.00 × 10 ⁶ toneladas métricas)? (Una tonelada métrica es 1000 kg.)

Dado: energía por mol de hielo y masa de iceberg

Preguntado por: energía requerida para derretir el iceberg

Estrategia:

Calcule la cantidad de moles de hielo contenidos en 1 millón de toneladas métricas (1.00 × 10 ⁶ toneladas métricas) de hielo.

Calcule la energía necesaria para derretir el hielo multiplicando la cantidad de moles de hielo en el iceberg por la cantidad de energía requerida para derretir 1 mol de hielo.

Solución:

A Debido a que la entalpía es una propiedad extensa, la cantidad de energía requerida para derretir el hielo depende de la cantidad de hielo presente. Se nos da Δ H para el proceso, es decir, la cantidad de energía necesaria para derretir 1 mol (o 18.015 g) de hielo, por lo que debemos calcular la cantidad de moles de hielo en el iceberg y multiplique ese número por Δ H (+6.01 kJ / mol):

[ begin {align *} moles ; H_ {2} O & = 1.00 veces 10 ^ {6} ; cancel { text {metric ton}} ce {H2O} left ( dfrac {1000 ; cancel {kg}} {1 ; cancel { text {metric ton}}} right) left ( dfrac {1000 ; cancel {g}} {1 ; cancel {kg}} right) left ( dfrac {1 ; mol ; H_ {2} O} {18.015 ; cancel {g ; H_ {2} O}} right) \ [4pt] & = 5.55 times 10 ^ {10} ; mol , ce {H2O} end {align *} ]

B La energía necesaria para derretir el iceberg es

[ left ( dfrac {6.01 ; kJ} { cancel {mol ; H_ {2} O}} right) left (5.55 times 10 ^ {10} ; cancel {mol ; H_ {2} O} right) = 3.34 veces 10 ^ {11} ; kJ nonumber ]

Debido a que se necesita tanta energía para derretir el iceberg, este plan requeriría una fuente de energía relativamente barata para ser práctico. Para darle una idea de la escala de tal operación, a continuación se muestran las cantidades de diferentes fuentes de energía equivalentes a la cantidad de energía necesaria para derretir el iceberg.

Posibles fuentes de aproximadamente (3.34 times 10 ^ {11} , kJ ) necesarias para derretir un (1.00 times 10 ^ 6 ) tonelada métrica iceberg

Combustión de 3.8 × 10 ³ ft ³ de gas natural

Combustión de 68,000 barriles de petróleo

Combustión de 15,000 toneladas de carbón

(1.1 veces 10 ^ 8 ) kilovatios-hora de electricidad

Alternativamente, podemos confiar en la temperatura ambiente para derretir lentamente el iceberg. El problema principal con esta idea es el costo de arrastrar el iceberg al lugar deseado.

Ejercicio ( PageIndex {1} ): reacción de termita

Si se permite que 17.3 g de aluminio en polvo reaccionen con un exceso de ( ce {Fe2O3} ), ¿cuánto calor se produce?

Respuesta

273 kJ

Tabla de contenidos

Entalpías de reacción

Una forma de informar el calor absorbido o liberado sería compilar un conjunto masivo de tablas de referencia que enumeren los cambios de entalpía para todas las posibles reacciones químicas, lo que requeriría una increíble cantidad de esfuerzo. Afortunadamente, dado que la entalpía es una función de estado, todo lo que tenemos que saber es el estado inicial y final de la reacción. Esto nos permite calcular el cambio de entalpía para prácticamente cualquier reacción química concebible utilizando un conjunto relativamente pequeño de datos tabulados, como los siguientes:

Entalpía de combustión (ΔH _peine) El cambio en la entalpía que ocurre durante una reacción de combustión. Los cambios de entalpía se han medido para la combustión de prácticamente cualquier sustancia que se queme en oxígeno; estos valores generalmente se informan como la entalpía de combustión por mol de sustancia.

Entalpía de fusión (ΔH _fus) El cambio de entalpía que acompaña a la fusión (fusión) de 1 mol de una sustancia. El cambio de entalpía que acompaña a la fusión o fusión de 1 mol de una sustancia; Estos valores se han medido para casi todos los elementos y para la mayoría de los compuestos simples.

Entalpía de vaporización (ΔH _vap) El cambio de entalpía que acompaña a la vaporización de 1 mol de una sustancia. El cambio de entalpía que acompaña a la vaporización de 1 mol de una sustancia; Estos valores también se han medido para casi todos los elementos y para la mayoría de los compuestos volátiles.

Entalpía de solución (ΔH _soln) El cambio en la entalpía que ocurre cuando una cantidad específica de soluto se disuelve en una cantidad dada de solvente. La entalpía cambia cuando una cantidad específica de soluto se disuelve en una cantidad dada de solvente.

Tabla ( PageIndex {1} ): Entalpías de vaporización y fusión para sustancias seleccionadas en sus puntos de ebullición y puntos de fusión
Sustancia	ΔH _vap (kJ / mol)	ΔH _fus (kJ / mol)
argón (Ar)	6,3	1.3
metano (CH ₄)	9,2	0,84
etanol (CH ₃ CH ₂ OH)	39,3	7,6
benceno (C ₆ H ₆)	31,0	10,9
agua (H ₂ O)	40,7	6,0
mercurio (Hg)	59,0	2,29
hierro (Fe)	340	14

La convención de signos es la misma para todos los cambios de entalpía: negativa si el sistema libera calor y positiva si el sistema absorbe calor.

Resumen

Para una reacción química, la entalpía de reacción ( (ΔH_ {rxn} )) es la diferencia en la entalpía entre productos y reactivos; Las unidades de (ΔH_ {rxn} ) son kilojulios por mol. Revertir una reacción química invierte el signo de (ΔH_ {rxn} ).

Colaboradores

Modificado por Joshua Halpern ( Universidad de Howard )

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