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Entalpias de formacion ejercicios resueltos



junio 14, 2022

Esquema de reacción de entalpía de combustión

La calorimetría es una aplicación de la Primera Ley de la Termodinámica a la transferencia de calor, y nos permite medir las entalpías de reacción o las capacidades caloríficas de las sustancias. A partir de la primera ley podemos afirmar

Un calorímetro es un instrumento que tiene un compartimento aislado térmicamente que está diseñado para evitar el flujo de calor a los alrededores. Técnicamente, se denomina superficie adiabática en el sentido de que no entra ni sale calor del calorímetro, lo que contrasta con la isoterma, que significa temperatura constante. En realidad, no existe un sistema aislado térmicamente, pero podemos diseñar sistemas que se aproximen a él en la escala de tiempo de una medición. Consideraremos dos tipos de calorímetros, los calorímetros ideales, en los que el propio calorímetro no absorbe calor, y los calorímetros reales, en los que el calorímetro absorbe calor. Aplicaremos la calorimetría a dos procesos termodinámicos diferentes, el de la transferencia de calor a través de objetos a diferentes temperaturas, y el liberado o absorbido por una reacción química. Veremos dos formas de medir este calor, bien el cambio de temperatura del calorímetro, bien la masa de una sustancia que sufre un cambio de fase dentro del calorímetro a una temperatura constante.

Reacción delta h

En el capítulo 5 «La estequiometría y el mol», relacionamos cantidades de una sustancia con otra en una ecuación química realizando cálculos que utilizaban la ecuación química balanceada; la ecuación química balanceada proporcionaba equivalencias que utilizábamos para construir factores de conversión. Por ejemplo, observe la siguiente ecuación química equilibrada:

Es decir, ahora podemos añadir una cantidad de energía a las equivalencias: el cambio de entalpía de una reacción química equilibrada. Esta equivalencia también puede utilizarse para construir factores de conversión, de modo que podamos relacionar el cambio de entalpía con las cantidades de sustancias que reaccionan o se producen.

Obsérvese que estas equivalencias responden a una preocupación. Cuando se indica una cantidad de energía para una reacción química equilibrada, ¿a qué cantidad(es) de reactivos o productos se refiere? La respuesta es que se refiere al número de moles de la sustancia indicada por su coeficiente en la reacción química equilibrada. Así, 2 mol de H2 están relacionados con -570 kJ, mientras que 1 mol de O2 está relacionado con -570 kJ. Por eso la unidad del cambio de energía es kJ, no kJ/mol.

Calcular el cambio de entalpía

En el capítulo 5 «La estequiometría y el mol», relacionamos cantidades de una sustancia con otra en una ecuación química realizando cálculos que utilizaban la ecuación química balanceada; la ecuación química balanceada proporcionaba equivalencias que utilizábamos para construir factores de conversión. Por ejemplo, en la ecuación química balanceada

Es decir, ahora podemos añadir una cantidad de energía a las equivalencias: el cambio de entalpía de una reacción química equilibrada. Esta equivalencia también puede utilizarse para construir factores de conversión, de modo que podamos relacionar el cambio de entalpía con las cantidades de sustancias que reaccionan o se producen.

Obsérvese que estas equivalencias responden a una preocupación. Cuando se indica una cantidad de energía para una reacción química equilibrada, ¿a qué cantidad(es) de reactivos o productos se refiere? La respuesta es que se refiere al número de moles de la sustancia indicada por su coeficiente en la reacción química equilibrada. Así, 2 mol de H2 se relacionan con -570 kJ, mientras que 1 mol de O2 se relaciona con -570 kJ. Por eso la unidad del cambio de energía es kJ, no kJ/mol.

Entalpía de combustión del metano

Cuando se añaden compuestos iónicos al agua, suelen producirse cambios de energía a medida que el compuesto se disuelve. Estos cambios pueden observarse como cambios de temperatura. Son el resultado de dos procesos principales. La red iónica se rompe y para ello se necesita energía. A continuación, cuando los iones se liberan, se «hidratan», es decir, las moléculas de agua forman enlaces con los iones del compuesto. Esto libera energía. El cambio de temperatura global depende de las cantidades relativas de energía que se toman para romper la red y que se liberan cuando los iones se hidratan. En este modelo, calculamos la entalpía de solución, por mol, para cada uno de los tres compuestos iónicos.

Los cambios de energía que acompañan a la disolución de un compuesto iónico en agua pueden medirse mediante cambios de temperatura. En un proceso exotérmico, se emite calor y la temperatura aumenta. En un proceso endotérmico, el calor se absorbe y la temperatura desciende. El cambio de entalpía por mol se puede calcular mediante la expresión

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