Ecuación termoquímica.
Es la ecuación química ajustada con su valor de DH. Debe
indicarse siempre el estado físico de las especies que
reaccionan y de los productos, ya que los cambios de estado
de una sustancia tienen lugar con intervención de calor.
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) DH = -1.367 KJ/mol
(Reacción Exotérmica)
Esto quiere decir:
1.367 KJ se liberan / mol de reacción = 1.367 KJ se liberan / mol de etanol
consumido = 1.367 KJ se liberan / 3 moles de O2 consumido =
1.367 KJ se liberan / 2 moles de CO2 formados.
La reacción inversa requeriría la absorción de 1.367 KJ en las
mismas condiciones, es decir, sería endotérmica.
2 CO2 (g) + 3 H2O (l) -------- C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ΔH = +1.367 KJ/mol
Entalpía estándar (DH0).
Es la variación de entalpía que acompaña a una reacción
cuando todas las sustancias que participan en la misma se
encuentran en su estado estándar.
Una sustancia está en su estado estándar cuando se
encuentra a P = 1 atm y a T = 25 oC (298 K).
Entalpía estándar de formación (DHf0).
Es el cambio de entalpía, DH0, para la reacción en la que se
forma un mol de sustancia, en un estado específico, a partir
de sus elementos constituyentes en sus estados estándar.
La entalpía de formación se denomina comúnmente
“Calor de formación”.
Debe especificarse el estado (sólido, líquido y gaseoso) al que
están referidos los valores de DH0f.
Por definición, el valor de DH0f de la variedad más estable de
un elemento en el estado en que se encuentra en condiciones
estándar es cero.
Ejemplo:
DH0f Br2 (l)=0 mientras DH0f Br2 (g)=30.91 KJ
Entalpía estándar de combustión (DHc0).
Es la cantidad de calor desarrollada en la combustión de un
mol de sustancia. Todas las combustiones son procesos exotérmicos.
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) ---------- 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) DH0c = -1.560 KJ/mol
Energía de enlace (E. E.).
Es la cantidad de energía necesaria para romper un mol de
enlaces de una sustancia covalente en fase gaseosa, para
formar productos en fase gaseosa a Tª y P constantes.
CH4 (g) ---------- C (g) + 4 H (g) DH0 = +1.665 KJ/mol
Energía promedio del enlace C-H es:
DH0/4 mol de enlaces = 416 KJ/mol.
Ley de Hess.
“Cuando una reacción puede expresarse como suma algebraica
de otras dos o más reacciones, el calor de reacción global es
igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones
parciales”. “El cambio de entalpía para una reacción es el mismo tanto si
tiene lugar en una como en varias etapas”.
Esta Ley permite calcular los calores de reacción de muchos procesos
que no pueden medirse directamente.
Se puede calcular a partir de entalpías de combustión, de formación o de energías de enlace.
1. Cálculo a partir de Entalpías de combustión.
Las entalpías de combustión se encuentran entre las más
fáciles de medir experimentalmente y, con frecuencia, se
utilizan para determinar los valores de otras entalpías de
reacción.
Ejemplo :
C (s) + 2 H2 (g) -------- CH4 (g) DH0 = ¿?
C (grafito) + O2 (g) --------- CO2 (g) DH0 = -393,5 KJ/mol
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ---------- H2O(l) DH0 = -285,5 KJ/mol
CH4 (g) + 2 O2 (g) ---------- CO2 (g) + 2 H2O(l) DH0 = -890,4 KJ/mol
DH0 = (-393,5) + 2 . (-285,5) – (-890,4) = - 74,1 KJ/mol
2. Cálculo a partir de Entalpías de formación.
Si se conocen las entalpías de formación correspondientes a los
reactivos y a los productos de una reacción, es posible calcular
DH0 para la reacción.
El cambio en la entalpía estándar de una reacción es igual a la
suma de las entalpías estándar de formación de los productos,
menos la suma correspondiente de las entalpías estándar de
formación de los reactivos, multiplicadas, respectivamente, por
los coeficientes estequiométricos que figuren en la ecuación
ajustada.
DH0 = (suma de las entalpías de formación de los productos) –
(suma de las entalpías de formación de los reactivos)
DH0 =Σm DH0 f (productos) -Σm DH0 f (reactivos)
3. Cálculo a partir de Energías de enlace.
DH0 = Σ (energía de enlaces rotos) - Σ (energía de enlaces formados)
La DH0 de una reacción puede calcularse, de forma aproximada,
como la diferencia entre la energía necesaria para romper todos
los enlaces de los reactivos y la liberada en la formación de los
enlaces de los productos.
Sólo es válida para sustancias en fase gaseosa.
Este método sólo proporciona un valor aproximado de la
variación de entalpía de una reacción en fase gaseosa.
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