Entalpía La termoquímica es una rama de la termodinámica química , la ciencia que se ocupa de las relaciones entre el calor, el trabajo y otras formas de energía en el contexto de los procesos químicos y físicos. Como en este capítulo nos centramos en la termoquímica, debemos tener en cuenta algunos conceptos de la termodinámica muy utilizados. Las sustancias actúan como depósitos de energía, lo que significa que se les puede añadir o quitar energía. La energía se almacena en una sustancia cuando se eleva la energía cinética de sus átomos o moléculas. La mayor energía cinética puede darse en forma de mayores traslaciones (desplazamientos o movimientos en línea recta), vibraciones o rotaciones de los átomos o moléculas. Cuando se pierde energía térmica, las intensidades de estos movimientos disminuyen y la energía cinética cae. El total de todos los tipos posibles de energía presentes en una sustancia se llama energía interna ( U ) , a veces simbolizada como E . Cuando un sistema sufre un cambio, su energía interna puede cambiar y la energía puede transferirse del sistema al entorno, o del entorno al sistema. La energía se transfiere a un sistema cuando este absorbe calor ( q ) del entorno o cuando el entorno realiza un trabajo ( w ) sobre el sistema. Por ejemplo, la energía se transfiere a un alambre metálico a temperatura ambiente si se sumerge en agua caliente (el alambre absorbe el calor del agua), o si se dobla rápidamente el alambre hacia adelante y hacia atrás (el alambre se calienta debido al trabajo realizado sobre él). Ambos procesos aumentan la energía interna del alambre, lo que se refleja en un aumento de su temperatura. A la inversa, la energía se transfiere fuera de un sistema cuando se pierde calor de este, o cuando el sistema realiza un trabajo en el entorno. La relación entre la energía interna, el calor y el trabajo puede representarse mediante la ecuación: Δ U = q + w como se muestra en la . Esta es una versión de la primera ley de termodinámica , y muestra que la energía interna de un sistema cambia a través del flujo de calor que entra o sale del sistema ( q positivo es el flujo de calor que entra; q negativo es el flujo de calor que sale) o el trabajo realizado en o por el sistema. El trabajo, w , es positivo si se realiza sobre el sistema y negativo si lo realiza el sistema. La energía interna, U , de un sistema puede modificarse mediante el flujo de calor y el trabajo. Si el calor fluye hacia el sistema, q dentro , o se realiza trabajo sobre el sistema, w sobre , su energía interna aumenta, Δ U > 0. Si el calor fluye fuera del sistema, q fuera , o el trabajo es realizado por el sistema, w por , su energía interna disminuye, Δ U < 0. Un tipo de trabajo llamado trabajo de expansión (o trabajo de presión-volumen) se produce cuando un sistema empuja hacia atrás el entorno contra una presión de contención, o cuando el entorno comprime el sistema. Un ejemplo de esto ocurre durante el funcionamiento de un motor de combustión interna. La reacción de la gasolina y el oxígeno es exotérmica. Una parte de esta energía se desprende en forma de calor, y otra trabaja empujando el pistón en el cilindro. Las sustancias que intervienen en la reacción son el sistema, y el motor y el resto del universo son el entorno. El sistema pierde energía tanto por el calentamiento como por el trabajo que realiza en el entorno y su energía interna disminuye. (El motor es capaz de mantener el automóvil en movimiento porque este proceso se repite muchas veces por segundo mientras el motor está en marcha.) En el capítulo dedicado a la termodinámica veremos cómo determinar la cantidad de trabajo que supone un cambio físico o químico. Esta vista de un motor de combustión interna ilustra la conversión de la energía producida por la reacción de combustión exotérmica de un combustible como la gasolina en energía de movimiento. Como se ha comentado, la relación entre energía interna, calor y trabajo puede representarse como Δ U = q + w . La energía interna es un ejemplo de función de estado (o variable de estado), mientras que el calor y el trabajo no son funciones de estado. El valor de una función de estado depende solo del estado en el que se encuentra un sistema y no de cómo se llega a ese estado. Si una cantidad no es una función de estado, su valor sí depende de cómo se alcanza el estado. Un ejemplo de función de estado es la altitud o la elevación. Si está en la cima del monte Kilimanjaro, se encuentra a una altitud de 5895 m y no importa si llegó a pie o en paracaídas. Sin embargo, la distancia recorrida hasta la cima del Kilimanjaro no es una función de estado. Se puede subir a la cima por una ruta directa o por un camino más indirecto y tortuoso ( ). Las distancias recorridas serían diferentes (la distancia no es una función de estado), pero la altitud alcanzada sería la misma (la altitud es una función de estado). Los caminos X e Y representan dos rutas diferentes hacia la cumbre del monte Kilimanjaro. Ambas tienen el mismo cambio de altitud (la altitud o elevación en una montaña es una función de estado; no depende del camino), pero tienen distancias recorridas muy diferentes (la distancia recorrida no es una función de estado; depende del camino) (créditos: modificación de un trabajo de Paul Shaffner). Los químicos suelen utilizar una propiedad conocida como entalpía ( H ) para describir la termodinámica de los procesos químicos y físicos. La entalpía se define como la suma de la energía interna de un sistema ( U ) y el producto matemático de su presión ( P ) y su volumen ( V ): H = U + P V La entalpía también es una función de estado. Los valores de entalpía de las sustancias específicas no pueden medirse directamente; solo pueden determinarse los cambios de entalpía de los procesos químicos o físicos. Para los procesos que tienen lugar a presión constante (una condición común para muchos cambios químicos y físicos), el cambio de entalpía (Δ H ) es: Δ H = Δ U + P Δ V El producto matemático P Δ V representa el trabajo ( w ), es decir, la expansión o el trabajo presión-volumen como se ha señalado. Por sus definiciones, los signos aritméticos de Δ V y w serán siempre opuestos: P Δ V = – w Sustituyendo esta ecuación y la definición de energía interna en la ecuación de cambio de entalpía se obtiene: Δ H = Δ U + P Δ V = q p + w – w = q p donde q p es el calor de reacción en condiciones de presión constante. Y así, si un proceso químico o físico se lleva a cabo a presión constante con el único trabajo realizado causado por la expansión o la contracción, entonces el flujo de calor( q p ) y el cambio de entalpía (Δ H ) para el proceso son iguales. El calor que se desprende al hacer funcionar un mechero Bunsen es igual al cambio de entalpía de la reacción de combustión del metano que tiene lugar, ya que se produce a la presión esencialmente constante de la atmósfera. Por otro lado, el calor producido por una reacción medida en un calorímetro de bomba ( ) no es igual a Δ H porque el recipiente metálico cerrado y de volumen constante impide que la presión permanezca constante (puede aumentar o disminuir si la reacción produce cantidades mayores o menores de especies gaseosas). Los químicos suelen realizar experimentos en condiciones atmosféricas normales, a presión externa constante con q = Δ H , lo que hace que la entalpía sea la opción más conveniente para determinar los cambios de calor de las reacciones químicas. Las siguientes convenciones se aplican cuando se utiliza Δ H : Un valor negativo de un cambio de entalpía, Δ H < 0, indica una reacción exotérmica; un valor positivo, Δ H > 0, indica una reacción endotérmica. Si se invierte el sentido de una ecuación química, se cambia el signo aritmético de su Δ H (un proceso que es endotérmico en un sentido es exotérmico en el sentido contrario). Los químicos utilizan una ecuación termoquímica para representar los cambios de materia y energía. En una ecuación termoquímica, el cambio de entalpía de una reacción se muestra como un valor de Δ H siguiendo la ecuación de la reacción. Este valor de Δ H indica la cantidad de calor asociada a la reacción en la que interviene el número de moles de reactivos y productos, tal como se muestra en la ecuación química . Por ejemplo, considere esta ecuación: H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ H 2 O ( l ) Δ H = -286 kJ Esta ecuación indica que cuando 1 mol de gas hidrógeno y 1 2 mol de oxígeno gaseoso a cierta temperatura y presión se transforman en 1 mol de agua líquida a la misma temperatura y presión, se liberan 286 kJ de calor al entorno. Si los coeficientes de la ecuación química se multiplican por algún factor, el cambio de entalpía debe multiplicarse por ese mismo factor (Δ H es una propiedad extensiva): (duplicación de las cantidades) 2 H 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 H 2 O ( l ) Δ H = 2 × ( -286 kJ ) = -572 kJ ( demediación de las cantidades ) 1 2 H 2 ( g ) + 1 4 O 2 ( g ) ⟶ 1 2 H 2 O ( l ) Δ H = 1 2 × ( -286 kJ ) = -143 kJ El cambio de entalpía de una reacción depende de los estados físicos de los reactivos y los productos, por lo que estos deben mostrarse. Por ejemplo, cuando 1 mol de gas hidrógeno y 1 2 mol de oxígeno gaseoso cambia a 1 mol de agua líquida a la misma temperatura y presión, se liberan 286 kJ de calor. Si se forma agua gaseosa, solo se liberan 242 kJ de calor. H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ H 2 O ( g ) Δ H = -242 kJ Escritura de ecuaciones termoquímicas Cuando 0,0500 mol de HCl( aq ) reacciona con 0,0500 mol de NaOH( aq ) para formar 0,0500 mol de NaCl( aq ), se producen 2,9 kJ de calor. Escriba una ecuación termoquímica balanceada para la reacción de un mol de HCl. HCl ( a q ) + NaOH ( a q ) ⟶ NaCl ( a q ) + H 2 O ( l ) Solución Para la reacción de 0,0500 mol de ácido (HCl), q = -2,9 kJ. Los reactivos se proporcionan en cantidades estequiométricas (el mismo cociente molar que en la ecuación balanceada), por lo que la cantidad de ácido puede utilizarse para calcular un cambio de entalpía molar. Como el Δ H es una propiedad extensiva, es proporcional a la cantidad de ácido neutralizado: Δ H = 1 mol de HCl × -2,9 kJ 0,0500 mol de HCl = -58 kJ La ecuación termoquímica es entonces HCl ( a q ) + NaOH ( a q ) ⟶ NaCl ( a q ) + H 2 O ( l ) Δ H = -58 kJ Compruebe lo aprendido Cuando 1,34 g de Zn( s ) reacciona con 60,0 mL de 0,750 M de HCl( aq ), se producen 3,14 kJ de calor. Determine el cambio de entalpía por mol de zinc que reacciona para la reacción: Zn ( s ) + 2 HCl ( a q ) ⟶ ZnCl 2 ( a q ) + H 2 ( g ) Respuesta: Δ H = −153 kJ Asegúrese de tener en cuenta tanto la estequiometría como los reactivos limitantes cuando determine el Δ H de una reacción química. Escritura de ecuaciones termoquímicas Un oso de goma contiene 2,67 g de sacarosa, C 12 H 22 O 11 . Cuando reacciona con 7,19 g de clorato de potasio, KClO 3 , se producen 43,7 kJ de calor. Escriba una ecuación termoquímica para la reacción de un mol de sacarosa: C 12 H 22 O 11 ( a q ) + 8 KClO 3 ( a q ) ⟶ 12 CO 2 ( g ) + 11 H 2 O ( l ) + 8 KCl ( a q ) . Solución A diferencia del ejercicio de ejemplo anterior, en este no se trata de la reacción de cantidades estequiométricas de reactivos, por lo que hay que identificar el reactivo limitante (limita el rendimiento de la reacción y la cantidad de energía térmica producida o consumida). Las cantidades proporcionadas de los dos reactivos son ( 2,67 g ) ( 1 mol / 342,3 g ) = 0,00780 mol C 12 H 2 2 O 1 1 ( 7,19 g ) ( 1 mol / 122,5 g ) = 0,0587 mol KCI O 3 El cociente molar proporcionado de perclorato a sacarosa es entonces 0,0587 mol KCI O 3 / 0,00780 mol C 1 2 H 2 2 O 1 1 = 7,52 La ecuación balanceada indica que se necesitan 8 mol de KClO 3 para reaccionar con 1 mol de C 12 H 22 O 11 . Como la cantidad de KClO 3 suministrada es menor que la cantidad estequiométrica, es el reactivo limitante y puede utilizarse para calcular el cambio de entalpía: △ H = 43,7  kJ / 0,0587 mol de KCI O 3 = 744 kJ / mol KCI O 3 Como la ecuación, tal como está escrita, representa la reacción de 8 mol de KClO 3 , el cambio de entalpía es ( 744 kJ / mol KCI O 3 ) ( 8 mol KCI O 3 ) = 5.960 kJ El cambio de entalpía para esta reacción es de -5960 kJ, y la ecuación termoquímica es: C 12 H 22 O 11 + 8 KClO 3 ⟶ 12 CO 2 + 11 H 2 O + 8 KCl Δ H = -5960 kJ Compruebe lo aprendido Cuando 1,42 g de hierro reacciona con 1,80 g de cloro, se producen 3,22 g de FeCl 2 ( s ) y 8,60 kJ de calor. ¿Cuál es el cambio de entalpía para la reacción cuando se produce 1 mol de FeCl 2 ( s )? Respuesta: Δ H = −338 kJ Los cambios de entalpía se suelen tabular para las reacciones en las que tanto los reactivos como los productos se encuentran en las mismas condiciones. Un estado estándar es un conjunto de condiciones comúnmente aceptado que se utiliza como punto de referencia para la determinación de las propiedades en otras condiciones diferentes. Para los químicos, el estado estándar de la IUPAC se refiere a materiales bajo una presión de 1 bar y a soluciones a 1 M, y no especifica una temperatura. Muchas tablas termoquímicas enumeran valores con un estado estándar de 1 atmósfera (atm). Dado que el Δ H de una reacción cambia muy poco con cambios tan pequeños en la presión (1 bar = 0,987 atm), los valores de Δ H (excepto los valores medidos con mayor precisión) son esencialmente los mismos en ambos conjuntos de condiciones estándar. Incluiremos un "°" en superíndice en el símbolo de cambio de entalpía para designar el estado estándar. Dado que la temperatura habitual (pero no técnicamente estándar) es 298,15 K, se asumirá esta temperatura a menos que se especifique otra. Así, el símbolo ( Δ H ° ) se utiliza para indicar un cambio de entalpía para un proceso que ocurre en estas condiciones. (El símbolo Δ H se utiliza para indicar un cambio de entalpía para una reacción que ocurre en condiciones no estándar.) Los cambios de entalpía para muchos tipos de procesos químicos y físicos están disponibles en la literatura de referencia, incluyendo los de las reacciones de combustión, transiciones de fase y reacciones de formación. Al discutir estas cantidades, es importante prestar atención a la naturaleza extensiva de la entalpía y los cambios de entalpía. Dado que el cambio de entalpía para una reacción dada es proporcional a las cantidades de sustancias involucradas, puede informarse sobre esa base (es decir, como el Δ H para cantidades específicas de reactivos). Sin embargo, a menudo nos resulta más útil dividir una propiedad extensiva (Δ H ) por otra (cantidad de sustancia), e informar de un valor intensivo por cantidad de Δ H , a menudo "normalizado" a una base por mol. (Note que esto es similar a la determinación del calor específico de la propiedad intensiva a partir de la capacidad calorífica de la propiedad extensiva, como se vio anteriormente.) Entalpía estándar de combustión Entalpía estándar de combustión ( Δ H C ° ) es el cambio de entalpía cuando 1 mol de una sustancia arde (se combina vigorosamente con el oxígeno) en condiciones de estado estándar; a veces se denomina "calor de combustión". Por ejemplo, la entalpía de combustión del etanol, −1366,8 kJ/mol, es la cantidad de calor que se produce cuando un mol de etanol se somete a una combustión completa a 25 °C y una presión de 1 atmósfera, dando lugar a productos también a 25 °C y 1 atm. C 2 H 5 OH ( l ) + 3 O 2 ( g ) ⟶ 2 CO 2 + 3 H 2 O ( l ) Δ H ° = −1366,8 kJ Se han medido las entalpías de combustión de muchas sustancias; algunas de ellas se enumeran en la . Se utilizan como combustibles muchas sustancias fácilmente disponibles con grandes entalpías de combustión, como el hidrógeno, el carbono (como el carbón o el carbón vegetal) y los hidrocarburos (compuestos que solo contienen hidrógeno y carbono), como el metano, el propano y los principales componentes de la gasolina. Entalpías molares estándar de combustión Sustancia Reacción de combustión La entalpía de combustión, Δ H c ° ( kJ mol a 25 °C ) carbono C ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) -393,5 hidrógeno H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ H 2 O ( l ) -285,8 magnesio Mg ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ MgO ( s ) -601,6 azufre S ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ SO 2 ( g ) -296,8 monóxido de carbono CO ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) -283,0 metano CH 4 ( g ) + 2 O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) -890,8 acetileno C 2 H 2 ( g ) + 5 2 O 2 ( g ) ⟶ 2 CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) -1301,1 etanol C 2 H 5 OH ( l ) + 3 O 2 ( g ) ⟶ 2CO 2 ( g ) + 3 H 2 O ( l ) -1366,8 metanol CH 3 OH ( l ) + 3 2 O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) -726,1 isooctano C 8 H 18 ( l ) + 25 2 O 2 ( g ) ⟶ 8 CO 2 ( g ) + 9 H 2 O ( l ) -5461 Uso de la entalpía de combustión Como sugiere la , la combustión de la gasolina es un proceso altamente exotérmico. Determinemos la cantidad aproximada de calor producida al quemar 1,00 L de gasolina, suponiendo que la entalpía de combustión de la gasolina es la misma que la del isooctano, un componente común de la gasolina. La densidad del isooctano es de 0,692 g/mL. La combustión de la gasolina es muy exotérmica (créditos: modificación del trabajo de “AlexEagle”/Flickr). Solución Partiendo de una cantidad conocida (1,00 L de isooctano), podemos realizar conversiones entre unidades hasta llegar a la cantidad de calor o energía deseada. La entalpía de combustión del isooctano proporciona una de las conversiones necesarias. da este valor como −5460 kJ por 1 mol de isooctano (C 8 H 18 ). Utilizando estos datos, 1,00 L C 8 H 18 × 1.000 mL C 8 H 18 1 L C 8 H 18 × 0,692 g C 8 H 18 1 mL C 8 H 18 × 1 mol C 8 H 18 114 g C 8 H 18 × – 5.460 kJ 1 mol C 8 H 18 = -3,31 × 10 4 kJ La combustión de 1,00 L de isooctano produce 33 100 kJ de calor (esta cantidad de energía es suficiente para derretir 99,2 kg, o unas 218 libras, de hielo). Nota: Si se hace este cálculo paso a paso, encontrará que: 1,00 L C 8 H 18 ⟶ 1,00 × 10 3 mL C 8 H 18 1,00 × 10 3 mL C 8 H 18 ⟶ 692 g C 8 H 18 692 g C 8 H 18 ⟶ 6,07 mol C 8 H 18 6,07 mol C 8 H 18 ⟶ -3,31 × 10 4 kJ Compruebe lo aprendido ¿Cuánto calor produce la combustión de 125 g de acetileno? Respuesta: 6,25 × 10 3 kJ Tecnologías energéticas emergentes basadas en las algas (biocombustibles) A medida que las reservas de combustibles fósiles disminuyen y su extracción es más costosa, se buscan fuentes de combustible de sustitución para el futuro. Entre los biocombustibles más prometedores están los derivados de las algas ( ). Las especies de algas utilizadas no son tóxicas, son biodegradables y se encuentran entre los organismos de más rápido crecimiento del mundo. Alrededor del 50% del peso de las algas es aceite, que puede convertirse fácilmente en combustible, como el biodiésel. Las algas pueden producir 26.000 galones de biocombustible por hectárea, mucha más energía por hectárea que otros cultivos. Algunas cepas de algas pueden prosperar en aguas salobres que no son utilizables para otros cultivos. Las algas pueden producir biodiésel, biogasolina, etanol, butanol, metano e incluso combustible para aviones. (a) Los diminutos organismos algales pueden (b) cultivarse en grandes cantidades y, con el tiempo, (c) convertirse en un combustible útil como el biodiésel (créditos: a: modificación del trabajo de Micah Sittig; b: modificación del trabajo de Robert Kerton; c: modificación del trabajo de John F. Williams). Según el Departamento de Energía de los Estados Unidos, solo 39.000 kilómetros cuadrados (aproximadamente el 0,4 % de la masa terrestre de los Estados Unidos o menos de 1 7 de la superficie utilizada para el cultivo de maíz) puede producir suficiente combustible de algas para sustituir todo el combustible derivado del petróleo que se utiliza en los Estados Unidos. El costo de los combustibles de algas es cada vez más competitivo. Por ejemplo, la Fuerza Aérea de los Estados Unidos están produciendo combustible para aviones a partir de algas a un coste total inferior a 5 dólares por galón. Para conocer más información sobre el combustible de algas, consulte http://www.theguardian.com/environment/2010/feb/13/algae-solve-pentagon-fuel-problem. El proceso utilizado para producir combustible de algas es el siguiente: cultivar las algas (que utilizan la luz solar como fuente de energía y el CO 2 como materia prima); cosechar las algas; extraer los compuestos del combustible (o los compuestos precursores); procesar según sea necesario (por ejemplo, realizar una reacción de transesterificación para hacer biodiésel); purificar; y distribuir ( ). Las algas convierten la luz solar y el dióxido de carbono en aceite que se cosecha, se extrae, se purifica y se transforma en una variedad de combustibles renovables. Presione aquí para averiguar más sobre el proceso de creación de biocombustible de algas. Entalpía estándar de formación Una entalpía estándar de formación Δ H f ° es un cambio de entalpía para una reacción en la que se forma exactamente 1 mol de una sustancia pura a partir de elementos libres en sus estados más estables en condiciones de estado estándar. Estos valores son especialmente útiles para calcular o predecir los cambios de entalpía de las reacciones químicas que son poco prácticas o peligrosas de llevar a cabo, o para los procesos para los que es difícil hacer mediciones. Si tenemos los valores de las entalpías de formación estándar adecuadas, podemos determinar el cambio de entalpía para cualquier reacción, lo que practicaremos en la siguiente sección sobre la ley de Hess. La entalpía estándar de formación del CO 2 ( g ) es de -393,5 kJ/mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción exotérmica: C ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) Δ H f ° = Δ H ° = -393,5 kJ comenzando con los reactivos a una presión de 1 atm y 25 °C (con el carbono presente como grafito, la forma más estable del carbono en estas condiciones) y terminando con un mol de CO 2 , también a 1 atm y 25 °C. Para el dióxido de nitrógeno, NO 2 ( g ), Δ H f ° es de 33,2 kJ/mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción: 1 2 N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ NO 2 ( g ) Δ H f ° = Δ H ° = +33,2 kJ Una ecuación de reacción con 1 2 mol de N 2 y 1 mol de O 2 es correcto en este caso porque la entalpía estándar de formación siempre se refiere a 1 mol de producto, NO 2 ( g ). En el Apéndice G encontrará una tabla de entalpías de formación estándar de muchas sustancias comunes. Estos valores indican que las reacciones de formación van desde altamente exotérmicas (como −2984 kJ/mol para la formación de P 4 O 10 ) hasta fuertemente endotérmicas (como +226,7 kJ/mol para la formación de acetileno, C 2 H 2 ). Por definición, la entalpía estándar de formación de un elemento en su forma más estable es igual a cero en condiciones estándar, que es 1 atm para los gases y 1 M para las soluciones. Evaluación de la entalpía de formación El ozono, O 3 ( g ), se forma a partir del oxígeno, O 2 ( g ), mediante un proceso endotérmico. La radiación ultravioleta es la fuente de energía que impulsa esta reacción en la alta atmósfera. Suponiendo que tanto los reactivos como los productos de la reacción están en sus estados estándar, determine la entalpía estándar de formación, Δ H f ° de ozono a partir de la siguiente información: 3 O 2 ( g ) ⟶ 2 O 3 ( g ) Δ H ° = +286 kJ Solución Δ H f ° es el cambio de entalpía para la formación de un mol de una sustancia en su estado estándar a partir de los elementos en sus estados estándar. Así, Δ H f ° para O 3 ( g ) es el cambio de entalpía para la reacción: 3 2 O 2 ( g ) ⟶ O 3 ( g ) Para la formación de 2 mol de O 3 ( g ), Δ H ° = +286 kJ. Este cociente, ( 286 kJ 2 mol O 3 ) , puede utilizarse como factor de conversión para encontrar el calor producido cuando se forma 1 mol de O 3 ( g ), que es la entalpía de formación del O 3 ( g ): Δ H ° para 1 mole de O 3 ( g ) = 1 mol O 3 × 286 kJ 2 mol O 3 = 143 kJ Por lo tanto, Δ H f ° [ O 3 ( g ) ] = +143 kJ/mol . Compruebe lo aprendido El hidrógeno gaseoso, H 2 , reacciona explosivamente con el cloro gaseoso, Cl 2 , para formar cloruro de hidrógeno, HCl( g ). ¿Cuál es el cambio de entalpía para la reacción de 1 mol de H 2 ( g ) con 1 mol de Cl 2 ( g ) si tanto los reactivos como los productos están en condiciones de estado estándar? La entalpía estándar de formación del HCl( g ) es de -92,3 kJ/mol. Respuesta: Para la reacción H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2 HCl ( g ) Δ H ° = -184,6 kJ Escritura de ecuaciones de reacción para Δ H f ° Escriba las ecuaciones de reacción del calor de formación para: (a) C 2 H 5 OH( l ) (b) Ca 3 (PO 4 ) 2 ( s ) Solución Recordando que las ecuaciones de reacción Δ H f ° son para formar 1 mol del compuesto a partir de sus elementos constitutivos en condiciones estándar, tenemos: (a) 2 C ( s , grafito ) + 3 H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ C 2 H 5 OH ( l ) (b) 3 Ca ( s ) + 1 2 P 4 ( s ) + 4 O 2 ( g ) ⟶ Ca 3 ( PO 4 ) 2 ( s ) Nota: El estado estándar del carbono es el grafito, y el fósforo existe como P 4 . Compruebe lo aprendido Escriba las ecuaciones de reacción del calor de formación para: (a) C 2 H 5 OC 2 H 5 ( l ) (b) Na 2 CO 3 ( s ) Respuesta: (a) 4 C ( s , grafito ) + 5 H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ C 2 H 5 OC 2 H 5 ( l ) ; (b) 2 Na ( s ) + C ( s , grafito ) + 3 2 O 2 ( g ) ⟶ Na 2 CO 3 ( s ) Ley de Hess Hay dos maneras de determinar la cantidad de calor implicada en un cambio químico: medirla experimentalmente o calcularla a partir de otros cambios de entalpía determinados experimentalmente. Algunas reacciones son difíciles, si no imposibles, de investigar y realizar mediciones precisas de forma experimental. E incluso cuando una reacción no es difícil de realizar o medir, es conveniente poder determinar el calor implicado en una reacción sin tener que realizar un experimento. Este tipo de cálculo suele implicar el uso de la ley de Hess , que establece: Si un proceso puede escribirse como la suma de varios procesos escalonados, el cambio de entalpía del proceso total es igual a la suma de los cambios de entalpía de los distintos pasos . La ley de Hess es válida porque la entalpía es una función de estado: Los cambios de entalpía solo dependen de dónde empieza y termina un proceso químico, pero no del camino que sigue desde el principio hasta el final. Por ejemplo, podemos pensar que la reacción del carbono con el oxígeno para formar dióxido de carbono se produce directamente o mediante un proceso de dos pasos. El proceso directo está escrito: C ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) Δ H ° = -394 kJ En el proceso de dos pasos, primero se forma monóxido de carbono: C ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO ( g ) Δ H ° = -111 kJ A continuación, el monóxido de carbono reacciona para formar dióxido de carbono: CO ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) Δ H ° = -283 kJ La ecuación que describe la reacción global es la suma de estos dos cambios químicos: Paso 1: C ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO ( g ) Paso 2: CO ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) ¯ Suma: C ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) + CO ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO ( g ) + CO 2 ( g ) Como el CO producido en el paso 1 se consume en el paso 2, el cambio neto es: C ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) Según la ley de Hess, el cambio de entalpía de la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos. C ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO ( g ) Δ H ° = -111 kJ CO ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) C ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) Δ H ° = -283 kJ Δ H ° = -394 kJ El resultado se muestra en la . Vemos que el Δ H de la reacción global es el mismo tanto si se produce en un paso como en dos. Esta conclusión (Δ H global de la reacción = suma de los valores de Δ H de los "pasos" de la reacción global) es cierta en general para los procesos químicos y físicos. La formación de CO 2 ( g ) a partir de sus elementos puede pensarse que ocurre en dos pasos, que se suman a la reacción global, como se describe en la ley de Hess. Las líneas azules horizontales representan entalpías. En un proceso exotérmico, los productos tienen una entalpía más baja que los reactivos. Antes de seguir practicando el uso de la ley de Hess, recordemos dos características importantes del Δ H . Δ H es directamente proporcional a las cantidades de reactivos o productos. Por ejemplo, el cambio de entalpía para la reacción que forma 1 mol de NO 2 ( g ) es de +33,2 kJ: 1 2 N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ NO 2 ( g ) Δ H = +33,2 kJ Cuando se forman 2 moles de NO 2 (el doble), el Δ H será el doble: N 2 ( g ) + 2 O 2 ( g ) ⟶ 2 NO 2 ( g ) Δ H = +66,4 kJ En general, si multiplicamos o dividimos una ecuación por un número, el cambio de entalpía también debe multiplicarse o dividirse por el mismo número. El Δ H de una reacción en un sentido es igual en magnitud y de signo contrario al Δ H de la reacción en el sentido contrario. Por ejemplo, dado que: H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2 HCl ( g ) Δ H = -184,6 kJ Entonces, para la reacción "inversa", el cambio de entalpía también se "invierte": 2 HCl ( g ) ⟶ H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) Δ H = +184,6 kJ Cálculo escalonado de Δ H f ° utilizando la ley de Hess Determine la entalpía de formación, Δ H f ° , de FeCl 3 ( s ) a partir de los cambios de entalpía del siguiente proceso de dos pasos que ocurre en condiciones de estado estándar: Fe ( s ) + Cl 2 ( g ) ⟶ FeCl 2 ( s ) Δ H ° = -341,8 kJ FeCl 2 ( s ) + 1 2 Cl 2 ( g ) ⟶ FeCl 3 ( s ) Δ H ° = -57,7 kJ Solución Intentamos encontrar la entalpía estándar de formación del FeCl 3 ( s ), que es igual a Δ H ° para la reacción: Fe ( s ) + 3 2 Cl 2 ( g ) ⟶ FeCl 3 ( s ) Δ H f ° = con dígito d? Observando las reacciones, vemos que la reacción para la que queremos encontrar Δ H ° es la suma de las dos reacciones con valores de Δ H conocidos, por lo que debemos sumar sus Δ H : Fe ( s ) + Cl 2 ( g ) ⟶ FeCl 2 ( s ) Δ H ° = -341,8 kJ FeCl 2 ( s ) + 1 2 Cl 2 ( g ) ⟶ FeCl 3 ( s ) Fe ( s ) + 3 2 Cl 2 ( g ) ⟶ FeCl 3 ( s ) Δ H ° = -57,7 kJ Δ H ° = -399,5 kJ La entalpía de formación, Δ H f ° , de FeCl 3 ( s ) es −399,5 kJ/mol. Compruebe lo aprendido Calcule Δ H para el proceso: N 2 ( g ) + 2 O 2 ( g ) ⟶ 2 NO 2 ( g ) a partir de la siguiente información: N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 NO ( g ) Δ H = 180,5 kJ NO ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ NO 2 ( g ) Δ H = -57,06 kJ Respuesta: 66,4 kJ Se presenta un ejemplo un poco menos sencillo que ilustra el proceso de reflexión que implica la resolución de muchos problemas de la ley de Hess. Muestra cómo podemos encontrar muchas entalpías de formación estándar (y otros valores de Δ H ) si son difíciles de determinar experimentalmente. Un problema más desafiante utilizando la ley de Hess El monofluoruro de cloro puede reaccionar con el flúor para formar trifluoruro de cloro: (i) ClF ( g ) + F 2 ( g ) ⟶ ClF 3 ( g ) Δ H ° = con dígito d? Utilice las reacciones de aquí para determinar el Δ H ° de la reacción (i) : (ii) 2 OF 2 ( g ) ⟶ O 2 ( g ) + 2 F 2 ( g ) Δ H ( i i ) ° = -49,4 kJ (iii) 2 ClF ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ Cl 2 O ( g ) + OF 2 ( g ) Δ H ( i i i ) ° = +214,0 kJ (iv) ClF 3 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 1 2 Cl 2 O ( g ) + 3 2 OF 2 ( g ) Δ H ( i v ) ° = +236,2 kJ Solución Nuestro objetivo es manipular y combinar las reacciones (ii) , (iii) y (iv) de forma que se sumen a la reacción (i) . Yendo de izquierda a derecha en (i) , vemos primero que se necesita ClF( g ) como reactivo. Esto se puede obtener multiplicando la reacción (iii) por 1 2 , lo que significa que el cambio de Δ H ° también se multiplica por 1 2 : ClF ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ 1 2 Cl 2 O ( g ) + 1 2 OF 2 ( g ) Δ H ° = 1 2 ( 214,0 ) = +107,0 kJ A continuación, vemos que el F 2 también es necesario como reactivo. Para obtenerlo, invierta y reduzca a la mitad la reacción (ii) , lo que significa que el Δ H ° cambia de signo y se reduce a la mitad: 1 2 O 2 ( g ) + F 2 ( g ) ⟶ OF 2 ( g ) Δ H ° = +24,7 kJ Para obtener ClF 3 como producto, invierta (iv) , cambiando el signo de Δ H °: 1 2 Cl 2 O ( g ) + 3 2 OF 2 ( g ) ⟶ ClF 3 ( g ) + O 2 ( g ) Δ H ° = -236,2 kJ Ahora, compruebe que estas reacciones suman la reacción que queremos: ClF ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ 1 2 Cl 2 O ( g ) + 1 2 OF 2 ( g ) Δ H ° = +107,0 kJ 1 2 O 2 ( g ) + F 2 ( g ) ⟶ OF 2 ( g ) Δ H ° = +24,7 kJ 1 2 Cl 2 O ( g ) + 3 2 OF 2 ( g ) ⟶ ClF 3 ( g ) + O 2 ( g ) ClF ( g ) + F 2 ⟶ ClF 3 ( g ) Δ H ° = -236,2 kJ Δ H ° = -104,5 kJ Los reactivos 1 2 O 2 y 1 2 O 2 anulan el producto O 2 ; el producto 1 2 Cl 2 O cancela el reactivo 1 2 Cl 2 O; y el reactivo 3 2 OF 2 se cancela por los productos 1 2 OF 2 y OF 2 . Esto deja solo los reactivos ClF( g ) y F 2 ( g ) y el producto ClF 3 ( g ), que son los que queremos. Dado que la suma de estas tres reacciones modificadas produce la reacción de interés, la suma de los tres valores de Δ H ° modificados dará el Δ H ° deseado: Δ H ° = ( +107,0 kJ ) + ( 24,7 kJ ) + ( -236,2 kJ ) = -104,5 kJ Compruebe lo aprendido El cloruro de aluminio puede formarse a partir de sus elementos: (i) 2 Al ( s ) + 3 Cl 2 ( g ) ⟶ 2 AlCl 3 ( s ) Δ H ° = con dígito d? Utilice las reacciones de aquí para determinar el Δ H ° de la reacción (i) : (ii) HCl ( g ) ⟶ HCl ( a q ) Δ H ( i i ) ° = -74,8 kJ (iii) H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2 HCl ( g ) Δ H ( i i i ) ° = -185 kJ (iv) AlCl 3 ( a q ) ⟶ AlCl 3 ( s ) Δ H ( i v ) ° = +323 kJ/mol (v) 2Al ( s ) + 6 HCl ( a q ) ⟶ 2 AlCl 3 ( a q ) + 3 H 2 ( g ) Δ H ( v ) ° = -1049 kJ Respuesta: −1407 kJ También podemos utilizar la ley de Hess para determinar el cambio de entalpía de cualquier reacción si se dispone de las correspondientes entalpías de formación de los reactivos y productos. Las reacciones escalonadas que consideramos son: (i) descomposiciones de los reactivos en los elementos que los componen (para las que los cambios de entalpía son proporcionales al negativo de las entalpías de formación de los reactivos), seguidas de (ii) recombinaciones de los elementos para dar los productos (con los cambios de entalpía proporcionales a las entalpías de formación de los productos). El cambio de entalpía estándar de la reacción global es, por tanto, igual a: (ii) la suma de las entalpías estándar de formación de todos los productos más (i) la suma de los negativos de las entalpías estándar de formación de los reactivos. Esto se suele reordenar ligeramente para escribirlo como sigue, con ∑ representando "la suma de" y n representando los coeficientes estequiométricos: Δ H reacción ° = ∑ n × Δ H f ° ( productos ) – ∑ n × Δ H f ° ( reactivos ) El siguiente ejemplo muestra en detalle por qué esta ecuación es válida y cómo utilizarla para calcular el cambio de entalpía para una reacción de interés. Uso de la ley de Hess Cuál es el cambio de entalpía estándar para la reacción: 3 NO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2 HNO 3 ( a q ) + NO ( g ) Δ H ° = con dígito d? Solución: Uso de la ecuación Utilice la forma especial de la ley de Hess dada anteriormente y los valores del Apéndice G : Δ H reacción ° = ∑ n × Δ H f ° (productos) – ∑ n × Δ H f ° ( reactivos ) = [ 2 mol HNO 3 ( a q ) × -207,4 kJ mol HNO 3 ( a q ) + 1 mol de NO ( g ) × +90,2 kJ mol de NO ( g ) ] – [ 3 mol NO 2 ( g ) × +33,2 kJ mol NO 2 ( g ) + 1 mol H 2 O ( l ) × -285,8 kJ mol H 2 O ( l ) ] = [ 2 × ( -206,64 ) + 90,25 ] – [ 3 × 33,2 + – ( -285,83 ) ] = -323,03 + 186,23 = -136,80 kJ Solución: Sustente por qué la ecuación general es válida Alternativamente, podemos escribir esta reacción como la suma de las descomposiciones de 3NO 2 ( g ) y 1H 2 O( l ) en sus elementos constitutivos y la formación de 2HNO 3 ( aq ) y 1NO( g ) a partir de sus elementos constitutivos. Al escribir estas reacciones, y anotar sus relaciones con el Δ H f ° para estos compuestos (del Apéndice G ), tenemos: 3 NO 2 ( g ) ⟶ 3/2N 2 ( g ) + 3O 2 ( g ) Δ H 1 ° = -99,6 kJ H 2 O ( l ) ⟶ H 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) Δ H 2 ° = +285,8 kJ [−1 × Δ H f ° ( H 2 O ) ] H 2 ( g ) + N 2 ( g ) + 3 O 2 ( g ) ⟶ 2 HNO 3 ( a q ) Δ H 3 ° = -414,8 kJ [ 2 × Δ H f ° ( HNO 3 ) ] 1 2 N 2 ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ NO ( g ) Δ H 4 ° = +90,2 kJ [ 1 × ( NO ) ] Sumando estas ecuaciones de reacción se obtiene la reacción que nos interesa: 3NO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2 HNO 3 ( a q ) + NO ( g ) La suma de sus cambios de entalpía da el valor que queremos determinar: Δ H rxn ° = Δ H 1 ° + Δ H 2 ° + Δ H 3 ° + Δ H 4 ° = ( -99,6 kJ ) + ( +285,8 kJ ) + ( -414,8 kJ ) + ( +90,2 kJ ) = -138,4 kJ Así que el cambio de entalpía estándar para esta reacción es Δ H ° = −138,4 kJ. Observe que este resultado se ha obtenido (1) multiplicando el Δ H f ° de cada producto por su coeficiente estequiométrico y sumando esos valores, (2) multiplicando el Δ H f ° de cada reactivo por su coeficiente estequiométrico y sumando esos valores, y luego (3) restando el resultado encontrado en (2) del resultado encontrado en (1). Este es también el procedimiento al utilizar la ecuación general, como se muestra. Compruebe lo aprendido Calcule el calor de combustión de 1 mol de etanol, C 2 H 5 OH( l ), cuando se forman H 2 O( l ) yCO 2 ( g ). Utilice las siguientes entalpías de formación: C 2 H 5 OH( l ), −278 kJ/mol; H 2 O( l ), −286 kJ/mol; y CO 2 ( g ), −394 kJ/mol. Respuesta: −1368 kJ/mol Conceptos clave y resumen Si un cambio químico se lleva a cabo a presión constante y el único trabajo realizado es el causado por la expansión o la contracción, q para el cambio se llama cambio de entalpía con el símbolo Δ H , o Δ H ° para reacciones que ocurren en condiciones de estado estándar a 298 K. El valor de Δ H para una reacción en una dirección es igual en magnitud, pero de signo contrario, a Δ H para la reacción en la dirección opuesta, y Δ H es directamente proporcional a la cantidad de reactivos y productos. La entalpía estándar de formación, Δ H f ° , es el cambio de entalpía que acompaña a la formación de 1 mol de una sustancia a partir de los elementos en sus estados más estables a 1 bar y 298,15 K. Si se dispone de las entalpías de formación de los reactivos y los productos de una reacción, el cambio de entalpía puede calcularse mediante la ley de Hess: Si un proceso puede escribirse como la suma de varios procesos escalonados, el cambio de entalpía del proceso total es igual a la suma de los cambios de entalpía de los distintos pasos. Ecuaciones clave Δ U = q + w Δ H reacción ° = ∑ n × Δ H f ° (productos) – ∑ n × Δ H f ° ( reactivos ) Ejercicios de química del final del capítulo Explique en qué difiere el calor medido en el del cambio de entalpía para la reacción exotérmica descrita por la siguiente ecuación: HCl ( a q ) + NaOH ( a q ) ⟶ NaCl ( a q ) + H 2 O ( l ) El cambio de entalpía de la reacción indicada es exactamente para 1 mol de HCL y 1 mol de NaOH; el calor en el ejemplo es producido por 0,0500 mol de HCl y 0,0500 mol de NaOH. Utilizando los datos de la sección "Compruebe sus conocimientos" del , calcule Δ H en kJ/mol de AgNO 3 ( aq ) para la reacción: NaCl ( a q ) + AgNO 3 ( a q ) ⟶ AgCl ( s ) + NaNO 3 ( a q ) Calcule la entalpía de solución (Δ H para la disolución) por mol de NH 4 NO 3 en las condiciones descritas en el . 25 kJ mol −1 Calcule el Δ H para la reacción descrita por la ecuación. ( Pista : Utilice el valor de la cantidad aproximada de calor absorbido por la reacción que calculó en un ejercicio anterior.) Ba ( OH ) 2 · 8 H 2 O ( s ) + 2 NH 4 SCN ( a q ) ⟶ Ba ( SCN ) 2 ( a q ) + 2 NH 3 ( a q ) + 10 H 2 O ( l ) Calcule la entalpía de la solución (Δ H para la disolución) por mol de CaCl 2 (consulte el ). 81 kJ mol −1 Aunque el gas utilizado en un soplete oxiacetilénico ( ) es esencialmente acetileno puro, el calor producido por la combustión de un mol de acetileno en dicho soplete probablemente no sea igual a la entalpía de combustión del acetileno que aparece en la . Teniendo en cuenta las condiciones para las que se presentan los datos tabulados, sugiera una explicación. ¿Cuánto calor se produce al quemar 4,00 moles de acetileno en condiciones de estado estándar? 5204,4 kJ ¿Cuánto calor se produce en la combustión de 125 g de metanol en condiciones de estado estándar? ¿Cuántos moles de isooctano deben quemarse para producir 100 kJ de calor en condiciones de estado estándar? 1,83 × 10 −2 mol ¿Qué masa de monóxido de carbono debe quemarse para producir 175 kJ de calor en condiciones de estado estándar? Cuando 2,50 g de metano arden en el oxígeno, se producen 125 kJ de calor. ¿Cuál es la entalpía de combustión por mol de metano en estas condiciones? -802 kJ mol −1 ¿Cuánto calor se produce al mezclar 100 mL de 0,250 M de HCl (densidad, 1,00 g/mL) y 200 mL de 0,150 M de NaOH (densidad, 1,00 g/mL)? HCl ( a q ) + NaOH ( a q ) ⟶ NaCl ( a q ) + H 2 O ( l ) Δ H ° = -58 kJ Si ambas soluciones están a la misma temperatura y el calor específico de los productos es de 4,19 J/g °C, ¿cuánto aumentará la temperatura? ¿Qué suposición ha hecho en su cálculo? Una muestra de 0,562 g de carbono se quema en oxígeno en un calorímetro de bomba, produciendo dióxido de carbono. Supongamos que tanto los reactivos como los productos están en condiciones de estado estándar y que el calor liberado es directamente proporcional a la entalpía de combustión del grafito. La temperatura del calorímetro aumenta de 26,74 °C a 27,93 °C. ¿Cuál es la capacidad calorífica del calorímetro y de su contenido? 15,5 kJ/ºC Antes de la introducción de los clorofluorocarbonos, el dióxido de azufre (entalpía de vaporización, 6,00 kcal/mol) se utilizaba en los refrigeradores domésticos. ¿Qué masa de SO 2 debe evaporarse para eliminar tanto calor como la evaporación de 1,00 kg de CCl 2 F 2 (la entalpía de vaporización es de 17,4 kJ/mol)? Las reacciones de vaporización para el SO 2 y el CCl 2 F 2 son SO 2 ( l ) ⟶ SO 2 ( g ) y CCl 2 F ( l ) ⟶ CCl 2 F 2 ( g ) , respectivamente. Las viviendas pueden calentarse mediante el bombeo de agua caliente a través de radiadores. ¿Qué masa de agua proporcionará la misma cantidad de calor cuando se enfría de 95,0 a 35,0 °C, mientras que el calor proporcionado cuando 100 g de vapor se enfría de 110 °C a 100 °C? 7,43 g ¿Cuáles de las entalpías de combustión que aparecen en la son también entalpías de formación estándar? ¿Difiere la entalpía estándar de formación de H 2 O( g ) de Δ H ° para la reacción 2H 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 H 2 O ( g ) con dígito d? Sí. Joseph Priestly preparó oxígeno en 1774 calentando óxido de mercurio(II) rojo con luz solar enfocada a través de una lente. ¿Cuánto calor se necesita para descomponer exactamente 1 mol de HgO( s ) rojo en Hg( l ) y O 2 ( g ) en condiciones estándar? ¿Cuántos kilojulios de calor se liberarán cuando se queme exactamente 1 mol de manganeso, Mn, para formar Mn 3 O 4 ( s ) en condiciones de estado estándar? 459,6 kJ ¿Cuántos kilojulios de calor se liberarán cuando se queme exactamente 1 mol de hierro, Fe, para formar Fe 2 O 3 ( s ) en condiciones de estado estándar? En la producción comercial de ácido nítrico acuoso se produce la siguiente secuencia de reacciones: 4 NH 3 ( g ) + 5 O 2 ( g ) ⟶ 4 NO ( g ) + 6 H 2 O ( l ) Δ H = -907 kJ 2 NO ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 NO 2 ( g ) Δ H = -113 kJ 3 NO 2 + H 2 O ( l ) ⟶ 2 HNO 3 ( a q ) + NO ( g ) Δ H = -139 kJ Determine el cambio de energía total para la producción de un mol de ácido nítrico acuoso mediante este proceso. −494 kJ/mol Tanto el grafito como el diamante pueden quemarse. C ( s , diamante ) + O 2 ( g ) ⟶ CO 2 ( g ) Para la conversión de grafito en diamante: C ( s , grafito ) ⟶ C ( s , diamante ) Δ H ° = 1,90 kJ ¿Qué produce más calor, la combustión del grafito o la del diamante? A partir de los calores molares de formación del Apéndice G , determina cuánto calor se necesita para evaporar un mol de agua: H 2 O ( l ) ⟶ H 2 O ( g ) 44,01 kJ/mol ¿Qué produce más calor? Os ( s ) ⟶ 2 O 2 ( g ) ⟶ OsO 4 ( s ) o Os ( s ) ⟶ 2 O 2 ( g ) ⟶ OsO 4 ( g ) para el cambio de fase OsO 4 ( s ) ⟶ OsO 4 ( g ) Δ H = 56,4 kJ Calcule Δ H ° para el proceso Sb ( s ) + 5 2 Cl 2 ( g ) ⟶ SbCl 5 ( s ) a partir de la siguiente información: Sb ( s ) + 3 2 Cl 2 ( g ) ⟶ SbCl 3 ( s ) Δ H ° = -314 kJ SbCl 3 ( s ) + Cl 2 ( g ) ⟶ SbCl 5 ( s ) Δ H ° = -80 kJ −394 kJ Calcule Δ H ° para el proceso Zn ( s ) + S ( s ) + 2 O 2 ( g ) ⟶ ZnSO 4 ( s ) a partir de la siguiente información: Zn ( s ) + S ( s ) ⟶ ZnS ( s ) Δ H ° = -206,0 kJ ZnS ( s ) + 2O 2 ( g ) ⟶ ZnSO 4 ( s ) Δ H ° = -776,8 kJ Calcule Δ H para el proceso Hg 2 Cl 2 ( s ) ⟶ 2 Hg ( l ) + Cl 2 ( g ) a partir de la siguiente información: Hg ( l ) + Cl 2 ( g ) ⟶ HgCl 2 ( s ) Δ H = -224 kJ Hg ( l ) + HgCl 2 ( s ) ⟶ Hg 2 Cl 2 ( s ) Δ H = -41,2 kJ 265 kJ Calcule Δ H ° para el proceso Co 3 O 4 ( s ) ⟶ 3 Co ( s ) + 2 O 2 ( g ) a partir de la siguiente información: Co ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ CoO ( s ) Δ H ° = -237,9 kJ 3CoO ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ Co 3 O 4 ( s ) Δ H ° = -177,5 kJ Calcula la entalpía molar estándar de formación del NO( g ) a partir de los siguientes datos: N 2 ( g ) + 2 O 2 ⟶ 2 NO 2 ( g ) Δ H ° = 66,4 kJ 2NO ( g ) + O 2 ⟶ 2 NO 2 ( g ) Δ H ° = -114,1 kJ 90,3 kJ/mol Utilizando los datos del Apéndice G , calcule el cambio de entalpía estándar para cada una de las siguientes reacciones: (a) N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 NO ( g ) (b) Si ( s ) + 2 Cl 2 ( g ) ⟶ SiCl 4 ( g ) (c) Fe 2 O 3 ( s ) + 3 H 2 ( g ) ⟶ 2 Fe ( s ) + 3 H 2 O ( l ) (d) 2 LiOH ( s ) + CO 2 ( g ) ⟶ Li 2 CO 3 ( s ) + H 2 O ( g ) Utilizando los datos del Apéndice G , calcule el cambio de entalpía estándar para cada una de las siguientes reacciones: (a) Si ( s ) + 2 F 2 ( g ) ⟶ SiF 4 ( g ) (b) 2 C ( s ) + 2 H 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ CH 3 CO 2 H ( l ) (c) CH 4 ( g ) + N 2 ( g ) ⟶ HCN ( g ) + NH 3 ( g ) ; (d) CS 2 ( g ) + 3 Cl 2 ( g ) ⟶ CCl 4 ( g ) + S 2 Cl 2 ( g ) (a) −1615,0 kJ mol −1 ; (b) −484,3 kJ mol −1 ; (c) 164,2 kJ; (d) −232,1 kJ Las siguientes reacciones pueden utilizarse para preparar muestras de metales. Determine el cambio de entalpía en condiciones de estado estándar para cada uno. (a) 2 Ag 2 O ( s ) ⟶ 4 Ag ( s ) + O 2 ( g ) (b) SnO ( s ) + CO ( g ) ⟶ Sn ( s ) + CO 2 ( g ) (c) Cr 2 O 3 ( s ) + 3 H 2 ( g ) ⟶ 2 Cr ( s ) + 3 H 2 O ( l ) (d) 2 Al ( s ) + Fe 2 O 3 ( s ) ⟶ Al 2 O 3 ( s ) + 2 Fe ( s ) La descomposición del peróxido de hidrógeno, H 2 O 2 , se ha utilizado para proporcionar empuje en los chorros de control de varios vehículos espaciales. Utilizando los datos del Apéndice G , determine cuánto calor se produce por la descomposición de exactamente 1 mol de H 2 O 2 en condiciones estándar. 2 H 2 O 2 ( l ) ⟶ 2 H 2 O ( g ) + O 2 ( g ) −54.04 kJ mol −1 Calcule la entalpía de combustión del propano, C 3 H 8 ( g ), para la formación de H 2 O( g ) y CO 2 ( g ). La entalpía de formación del propano es de −104 kJ/mol. Calcular la entalpía de combustión del butano, C 4 H 10 ( g ) para la formación de H 2 O( g ) y CO 2 ( g ). La entalpía de formación del butano es de −126 kJ/mol. −2660 kJ mol −1 Tanto el propano como el butano se utilizan como combustibles gaseosos. ¿Qué compuesto produce más calor por gramo cuando se quema? El pigmento blanco TiO 2 se prepara mediante la reacción del tetracloruro de titanio, TiCl 4 , con vapor de agua en fase gaseosa: TiCl 4 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) ⟶ TiO 2 ( s ) + 4 HCl ( g ) . ¿Cuánto calor se desprende en la producción de exactamente 1 mol de TiO 2 ( s ) en condiciones de estado estándar? 67,1 kJ El gas de agua, una mezcla de H 2 y CO, es un importante combustible industrial producido por la reacción del vapor con el coque al rojo vivo, esencialmente carbono puro: C ( s ) + H 2 O ( g ) ⟶ CO ( g ) + H 2 ( g ) . (a) Suponiendo que el coque tiene la misma entalpía de formación que el grafito, calcule el Δ H ° para esta reacción. (b) El metanol, un combustible líquido que podría sustituir a la gasolina, puede prepararse a partir de gas de agua e hidrógeno adicional a alta temperatura y presión en presencia de un catalizador adecuado: 2 H 2 ( g ) + CO ( g ) ⟶ CH 3 OH ( g ) . En las condiciones de la reacción, el metanol se forma como gas. Calcule Δ H ° para esta reacción y para la condensación del metanol gaseoso en metanol líquido. (c) Calcule el calor de combustión de 1 mol de metanol líquido en H 2 O( g ) y CO 2 ( g ). En los primeros tiempos de los automóviles, la iluminación nocturna se conseguía quemando acetileno, C 2 H 2 . Aunque ya no se utiliza como faro para automóviles, el acetileno sigue siendo utilizado como fuente de luz por algunos exploradores de cuevas. El acetileno es (era) preparado en la lámpara por la reacción del agua con el carburo de calcio, CaC 2 : CaC 2 ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( s ) + C 2 H 2 ( g ) . Calcule la entalpía estándar de la reacción. El Δ H f ° del CaC 2 es de -15,14 kcal/mol. −122,8 kJ A partir de los datos de la , determine cuál de los siguientes combustibles produce la mayor cantidad de calor por gramo cuando se quema en condiciones estándar: CO( g ), CH 4 ( g ), o C 2 H 2 ( g ). La entalpía de combustión de la hulla es, por término medio, de −35 kJ/g; la de la gasolina, de 1,28 × 10 5 kJ/gal. ¿Cuántos kilogramos de hulla proporcionan la misma cantidad de calor que se obtiene con 1,0 galón de gasolina? Supongamos que la densidad de la gasolina es de 0,692 g/mL (la misma que la densidad del isooctano). 3,7 kg El etanol, C 2 H 5 OH, se utiliza como combustible para automóviles de motor, especialmente en Brasil. (a) Escriba la ecuación balanceada para la combustión del etanol a CO 2 ( g ) y H 2 O( g ) y, utilizando los datos del Apéndice G , calcule la entalpía de combustión de 1 mol de etanol. (b) La densidad del etanol es de 0,7893 g/mL. Calcule la entalpía de combustión de exactamente 1 L de etanol. (c) Suponiendo que el kilometraje de un automóvil es directamente proporcional al calor de combustión del combustible, calcule la distancia que se puede esperar que recorra un automóvil con 1 L de gasolina que con 1 L de etanol. Supongamos que la gasolina tiene el calor de combustión y la densidad del n-octano, C 8 H 18 ( Δ H f ° = -208,4 kJ/mol; densidad = 0,7025 g/mL). Entre las sustancias que reaccionan con el oxígeno y que han sido consideradas como potenciales combustibles para cohetes están el diborano [B 2 H 6 , produce B 2 O 3 ( s ) y H 2 O( g )], el metano [CH 4 , produce CO 2 ( g ) y H 2 O( g )] y la hidracina [N 2 H 4 , produce N 2 ( g ) y H 2 O( g )]. Basándose en el calor liberado por 1,00 g de cada sustancia en su reacción con el oxígeno, ¿cuál de estos compuestos ofrece la mejor posibilidad como combustible para cohetes? El término Δ H f ° de B 2 H 6 ( g ), CH 4 ( g ) y N 2 H 4 ( l ) se puede encontrar en el Apéndice G . Partiendo de la base de que el mejor combustible para cohetes es el que desprende más calor, el B 2 H 6 es el principal candidato. ¿Cuánto calor se produce cuando 1,25 g de cromo metálico reacciona con oxígeno gaseoso en condiciones estándar? El etileno, C 2 H 4 , subproducto de la destilación fraccionada del petróleo, ocupa el cuarto lugar entre los 50 compuestos químicos producidos comercialmente en mayores cantidades. Alrededor del 80% del etanol sintético se fabrica a partir del etileno mediante su reacción con el agua en presencia de un catalizador adecuado. C 2 H 4 ( g ) + H 2 O ( g ) ⟶ C 2 H 5 OH ( l ) Utilizando los datos de la tabla del Apéndice G , calcule el Δ H ° para la reacción. −88,2 kJ La oxidación del azúcar glucosa, C 6 H 12 O 6 , se describe mediante la siguiente ecuación: C 6 H 12 O 6 ( s ) + 6 O 2 ( g ) ⟶ 6 CO 2 ( g ) + 6 H 2 O ( l ) Δ H = -2816 kJ El metabolismo de la glucosa da los mismos productos, aunque reacciona con el oxígeno en una serie de pasos en el organismo. (a) ¿Cuánto calor en kilojulios puede producir el metabolismo de 1,0 g de glucosa? (b) ¿Cuántas Calorías puede producir el metabolismo de 1,0 g de glucosa? El propano, C 3 H 8 , es un hidrocarburo que se utiliza habitualmente como combustible. (a) Escriba una ecuación balanceada para la combustión completa del gas propano. b) Calcule el volumen de aire a 25 °C y 1,00 atmósfera que se necesita para quemar completamente 25,0 gramos de propano. Supongamos que el aire tiene un 21,0% de O 2 en volumen. (Pista: Veremos cómo hacer este cálculo en un capítulo posterior sobre los gases; por ahora, utilice la información de que 1,00 L de aire a 25 °C y 1,00 atm contiene 0,275 g de O 2 ). (c) El calor de combustión del propano es de −2219,2 kJ/mol. Calcule el calor de formación, Δ H f ° de propano dado que Δ H f ° de H 2 O( l ) = −285,8 kJ/mol y Δ H f ° de CO 2 ( g ) = −393,5 kJ/mol. (d) Suponiendo que todo el calor liberado al quemar 25,0 gramos de propano se transfiere a 4,00 kilogramos de agua, calcule el aumento de la temperatura del agua. (a) C 3 H 8 ( g ) + 5 O 2 ( g ) ⟶ 3 CO 2 ( g ) + 4 H 2 O ( l ) ; (b) 1570 L de aire; (c) −104,5 kJ mol −1 ; (d) 75,4 °C Durante un reciente mes de invierno en Sheboygan, Wisconsin, fue necesario obtener 3.500 kWh de calor proporcionados por un horno de gas natural con una eficiencia del 89% para mantener caliente una pequeña casa (la eficiencia de un horno de gas es el porcentaje del calor producido por la combustión que se transfiere a la casa). (a) Suponga que el gas natural es metano puro y determine el volumen de gas natural en pies cúbicos que fue necesario para calentar la casa. La temperatura media del gas natural era de 56 °F; a esta temperatura y a una presión de 1 atm, el gas natural tiene una densidad de 0,681 g/L. (b) ¿Cuántos litros de GLP (gas licuado de petróleo) serían necesarios para sustituir el gas natural utilizado? Supongamos que el GLP es propano líquido [C 3 H 8 : densidad, 0,5318 g/mL; entalpía de combustión, 2219 kJ/mol para la formación de CO 2 ( g ) y H 2 O( l )] y que el horno utilizado para quemar el GLP tiene el mismo rendimiento que el horno de gas. (c) ¿Qué masa de dióxido de carbono se produce por la combustión del metano utilizado para calentar la casa? (d) ¿Qué masa de agua se produce por la combustión del metano utilizado para calentar la casa? (e) ¿Qué volumen de aire se necesita para proporcionar el oxígeno para la combustión del metano utilizado para calentar la casa? El aire contiene un 23% de oxígeno en masa. La densidad media del aire durante el mes fue de 1,22 g/L. (f) ¿Cuántos kilovatios-hora (1 kWh = 3,6 × 10 6 J) de electricidad se necesitarían para proporcionar el calor necesario para calentar la casa? Tenga en cuenta que la electricidad es 100% eficiente en la producción de calor dentro de una casa. (g) Aunque la electricidad es 100% eficiente en la producción de calor dentro de una casa, la producción y distribución de electricidad no es 100% eficiente. La eficiencia de la producción y distribución de la electricidad producida en una central eléctrica de carbón es de aproximadamente el 40%. Un determinado tipo de carbón proporciona 2,26 kWh por libra en su combustión. ¿Qué masa de este carbón, en kilogramos, se necesitará para producir la energía eléctrica necesaria para calentar la casa si la eficiencia de generación y distribución es del 40%? termodinámica química área de la ciencia que trata de las relaciones entre el calor, el trabajo y todas las formas de energía asociadas a los procesos químicos y físicos entalpía ( H ) suma de la energía interna de un sistema y el producto matemático de su presión y volumen cambio de entalpía (Δ H ) calor liberado o absorbido por un sistema bajo presión constante durante un proceso químico o físico trabajo de expansión (trabajo de presión-volumen) trabajo realizado cuando un sistema se expande o se contrae contra la presión externa primera ley de termodinámica la energía interna de un sistema cambia debido al flujo de calor que entra o sale del sistema o al trabajo realizado en o por el sistema ley de Hess si un proceso puede representarse como la suma de varios pasos, el cambio de entalpía del proceso es igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos hidrocarburo compuesto formado únicamente por hidrógeno y carbono; el principal componente de los combustibles fósiles energía interna ( U ) total de todos los tipos posibles de energía presentes en una sustancia o sustancias entalpía estándar de combustión ( Δ H c ° ) calor liberado cuando un mol de un compuesto sufre una combustión completa en condiciones estándar entalpía estándar de formación ( Δ H f ° ) cambio de entalpía de una reacción química en la que se forma 1 mol de una sustancia pura a partir de sus elementos en sus estados más estables en condiciones de estado estándar estado estándar conjunto de condiciones físicas aceptadas como condiciones de referencia comunes para informar de las propiedades termodinámicas; 1 bar de presión, y soluciones a concentraciones 1 molares, normalmente a una temperatura de 298,15 K función de estado propiedad que solo depende del estado de un sistema, y no del camino recorrido para llegar a ese estado

Ciencia


Introducción La Nebulosa del Cangrejo está formada por los restos de una supernova (la explosión de una estrella). El Telescopio Espacial Hubble, de la NASA, produjo esta imagen compuesta. Las mediciones de las longitudes de onda de la luz emitida permitieron a los astrónomos identificar los elementos de la nebulosa, determinando que contiene iones específicos, entre ellos el S + (filamentos verdes) y el O2 + (filamentos rojos) (créditos: modificación del trabajo de la NASA y la ESA). En 1054, los astrónomos chinos registraron la aparición de una "estrella invitada" en el cielo, visible incluso durante el día, que luego desapareció lentamente durante los dos años siguientes. La repentina aparición se debió a la explosión de una supernova, mucho más brillante que la estrella original. Aunque esta supernova se observó hace casi un milenio, la Nebulosa del Cangrejo restante ( ) sigue liberando energía en la actualidad. No solo emite luz visible, sino también luz infrarroja, rayos X y otras formas de radiación electromagnética. La nebulosa emite tanto espectros continuos (el resplandor blanco-azulado) como espectros de emisión atómica (los filamentos de color). En este capítulo hablaremos de la luz y otras formas de radiación electromagnética y de cómo se relacionan con la estructura electrónica de los átomos. También veremos cómo esta radiación puede utilizarse para identificar elementos, incluso a miles de años luz de distancia.

Ciencia