QUÈ ÉS L'ENTALPIA? - QUIMICA - 2026

La entalpia és la mesura de la quantitat d'energia continguda en un cos (sistema) que té un volum, es troba sotmès a una pressió i pot intercanviar-se amb el seu entorn. Es representa per la lletra H. La unitat física associada a ella és el Juliol (J = kgm2 / s 2).

Matemàticament es pot expressar de la següent manera:

H = U + PV

on:

H = Entalpia

O = Energia interna de sistema

P = Pressió

V = Volum

Si tant U com P i V són funcions d'estat, H també ho serà. Això és perquè en un moment donat, es poden donar unes condicions finals i inicials de la variable que es vagi a estudiar en el sistema.

Què és l'entalpia de formació?

És la calor absorbida o alliberat per un sistema quan, 1 mol d'un producte d'una substància, es produeix a partir dels seus elements en el seu estat normal d'agregació; sòlid, líquid, gasós, dissolució o en el seu estat alotrópic més estable.

L'estat alotrópic més estable de l'carboni és el grafit, a més de trobar-se a condicions normals de pressió 1 atmosfera i 25 ° C de temperatura.

Es denota com ΔH ° f. D'aquesta manera:

ΔH ° f = H final - H inicial

Δ: Lletra grega que simbolitza el canvi o variació en l'energia d'un estat final i un inicial. El subíndex f, vol dir formació de l'compost i el superíndex o condicions estàndard.

exemple

Considerant la reacció de formació de l'aigua líquida

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285.84 kJ / mol

Reactius: Hidrogen i Oxigen seu estat natural és gasós.

Producte: 1 mol d'aigua líquida.

Cal destacar que les entalpies de formació segons la definició són per a 1 mol de compost produït, per la qual cosa cal ajustar la reacció de ser possible amb coeficients fraccionaris, com es veu en l'exemple anterior.

Reaccions exotèrmiques i endotèrmiques

En un procés químic, l'entalpia de formació pot ser positiva ΔHof> 0 si la reacció és endotèrmica, és a dir que absorbeix calor de l'mitjà o negativa ΔHof <0 si la reacció és exotèrmica amb emissió de calor des del sistema.

reacció exotèrmica

Els reactius tenen major energia que els productes.

ΔH ° f <0

reacció endotèrmica

Els reactius tenen menor energia que els productes.

ΔH ° f> 0

Per escriure correctament una equació química, ha d'estar molarmente equilibrada. Per tal de que es compleixi la "Llei de la conservació de la matèria", ha de contenir a més informació sobre l'estat físic dels reactius i dels productes, el que es coneix com a estat d'agregació.

Cal tenir en compte a més que les substàncies pures tenen una entalpia de formació de zero a condicions estàndard i en la seva forma més estable.

En un sistema químic on hi ha reactius i productes, s'ha de l'entalpia de reacció és igual a l'entalpia de formació en condicions estàndard.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

Tenint en compte l'anterior tenim que:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hproductos Σnreactivos Hreactivos

Donada la reacció fictícia

aA + bB cC

On a, b, c són els coeficients de l'equació química balancejada.

L'expressió per a l'entalpia de reacció és:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

Suposant que: a = 2 mol, b = 1 mol ic = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Calcular ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Correspon llavors a una reacció exotèrmica.

Valors d'entalpia de formació d'alguns compostos químics inorgànics i orgànics a 25 ° C i 1 atm de pressió

Exercicis per calcular l'entalpia

exercici 1

Halle l'entalpia de reacció de l'NO2 (g) segons la següent reacció:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

Usant l'equació per l'entalpia de reacció es té:

ΔH ° rxn = Σnproductos Hproductos Σnreactivos Hreactivos

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

A la taula de l'apartat anterior podem observar que l'entalpia de formació per a l'oxigen és de 0 KJ / mol, perquè l'oxigen és un compost pur.

ΔH ° rxn = 2mol (33.18KJ / mol) - (2mol 90.25 KJ / mol + 1mol 0)

ΔH ° rxn = -114.14 KJ

Una altra manera de calcular l'entalpia de reacció en un sistema químic és mitjançant la LLEI DE HESS, proposada pel químic suís Germain Henri Hess en l'any 1840.

La llei diu: "L'energia absorbida o emesa en un procés químic en què els reactius es converteixen en productes, és la mateixa si aquest es porta a terme en una etapa o en diverses".

exercici 2

L'addició d'hidrogen a acetilè per formar età pot efectuar-se en una etapa:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311.42 KJ / mol

O també pot transcórrer en dues etapes:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

Sumant algebraicament les dues equacions tenim:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174.47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136.95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311.42 KJ / mol

exercici 3

(Pres de quimitube.com. Exercici 26. Termodinàmica Llei d'Hess)

Com es pot veure en l'enunciat de el problema, només apareixen unes dades numèrics, però no apareixen les reaccions químiques, Per tant és necessari escriure-les.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

S'escriu el valor de l'entalpia negativa perquè el problema diu que hi ha despreniment d'energia. També cal considerar que són 10 grams d'etanol, per tant cal calcular l'energia per cada mol d'etanol. Per això es fa el següent:

Es busca el pes molar d'l'etanol (suma dels pesos atòmics), valor igual a 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) etanol = - 1380 kJ / mol

10 g etanol 1mol etanol

Es fa el mateix per a l'àcid acètic:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g àcid acètic) = - 840 KJ / mol

10 g àcid acètic 1 mol àcid acètic.

En les reaccions anteriors es descriuen les combustions de l'etanol i de l'àcid acètic, per la qual cosa es fa necessari escriure la fórmula problema que és l'oxidació de l'etanol fins àcid acètic amb producció d'aigua.

Aquesta és la reacció que demana el problema. Ja està balancejada.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Aplicació la llei de Hess

Per a això multipliquem les equacions termodinàmiques per coeficient numèrics per tornar-les algebraiques i poder organitzar correctament cada equació. Això es fa quan un o diversos reactius no es troben al costat corresponent a l'equació.

La primera equació queda igual causa de que l'etanol és al costat dels reactius com indica l'equació problema.

La segona equació és necessari multiplicar pel coeficient -1 de tal manera que l'àcid acètic que està com a reactiu pugui passar a ser el producte

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Se sumen algebraicament i aquest és el resultat: l'equació demanada en el problema.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Determinar l'entalpia de la reacció.

De la mateixa manera com es va multiplicar cada reacció pel coeficient numèric, el valor de les entalpies també s'ha de multiplicar

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1.380) -1x (-840)

ΔH3 = -1.380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

En l'exercici anterior, l'etanol presenta dues reaccions, combustió i oxidació.

En tota reacció de combustió hi ha formació de CO2 i H2O, mentre que en l'oxidació d'un alcohol primari com ho és etanol hi ha formació d'àcid acètic

referències

1. Cedró, Joan Carles, Victòria Landa, Joana Robles (2011). Química General. Material d'ensenyament. Lima: Pontifícia Universitat Catòlica de Perú.
2. Chemistry. Libretexts. Thermochemistry. Pres de hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Fisicoquímica. vol.2.