La termodinámica es un campo de la física que estudia la relación entre el calor, el trabajo y la temperatura, así como sus relaciones con la energía, la entropía y las propiedades físicas de la materia y la radiación. Los cuatro principios de la termodinámica regulan el comportamiento de estas cantidades, que brindan una descripción cuantitativa usando cantidades físicas macroscópicas cuantificables pero pueden describirse en términos de elementos microscópicos usando mecánica estadística. La termodinámica es una rama de la ciencia y la ingeniería que cubre una amplia gama de temas, incluida la química física, la bioquímica, la ingeniería química y la ingeniería mecánica, así como otros campos complejos como la meteorología.
Entalpías de diferentes tipos de reacciones
La entalpía de un sistema es el producto de su energía interna y el producto de su presión y volumen. También se conoce como contenido de calor. Es decir,
H = E + PV
Dónde,
E = Energía interna del sistema
P = Presión del sistema
V = Volumen del sistema
El valor absoluto de la entalpía no se puede calcular porque es una función de estado. Por otro lado, un cambio en la entalpía (ΔH) asociado con un proceso puede medirse con precisión y lo proporciona la fórmula.
ΔH = H productos – H reactivos
= H p – H r
Si ΔV es el cambio de volumen en una reacción a temperatura y presión constantes, el cambio de entalpía será igual a la suma del cambio de energía interna (ΔE) y el trabajo realizado en expansión o contracción. Eso es correcto.
ΔH = ΔE + P × ΔV
La entalpía o los cambios de entalpía que acompañan a los procesos químicos se expresan de diversas formas, según la naturaleza de la reacción. Estos serán explorados más abajo.
Entalpía de formación
La entalpía de formación es el cambio de entalpía que ocurre cuando se obtiene un mol de un compuesto a partir de sus partes constituyentes. ΔHf es el símbolo para ello. Por ejemplo, la entalpía de producción de sulfuro ferroso y acetileno se puede expresar como:
Fe(s) + S(s) → FeS(s) ΔH f = –100.41kJmol –1
2C(s) + H 2 (g) → C 2 H 2 (g) ΔH f = 222.3kJmol –1
Entalpía estándar de formación
La entalpía estándar de producción de un compuesto se define como el cambio de entalpía que ocurre cuando se crea un mol de un compuesto a partir de sus elementos cuando todos los componentes están en sus estados estándar (298k y 1 atm de presión). ΔH ∘ f es su símbolo. Por convención, la entalpía estándar de producción de todos los elementos en su estado estándar se toma como cero.
Entalpía estándar de reacción a partir de entalpía estándar de formación
Podemos calcular la entalpía de reacción en condiciones estándar utilizando los valores de las entalpías estándar de formación de varios reactivos y productos. La entalpía estándar de reacción es igual a la entalpía de formación del producto menos la entalpía de formación del reactivo.
ΔH ∘ = [Calor estándar total de formación de productos] – [Calor estándar total de formación de reactivos]
ΔH ∘ = ΔH ∘ f (productos) – ΔH ∘ f (reactivos)
Consideremos una reacción general:
aA + bB → cC+ dD
La entalpía estándar de reacción viene dada por
ΔH ∘ = ΔH ∘ f (productos) – ΔH ∘ f (reactivos)
= – [a × ΔH ∘ f (A) + b × ΔH ∘ f (B)]
Entalpía de combustión
La entalpía de combustión es el cambio en la entalpía de un sistema cuando un mol de una sustancia se quema por completo en exceso de aire u oxígeno. ΔH c es su símbolo. La entalpía de la combustión del metano se ve en la siguiente reacción:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O(l) ΔH c = –890.3kJmol –1
Entalpía de solución
Los cambios de entalpía prevalecen cuando un material se disuelve en un solvente. Cuando ocurre una reacción en una solución, se debe abordar la entalpía de la solución de reactivos y productos. La entalpía de solución es el cambio de entalpía que ocurre cuando un mol de una sustancia se disuelve en una cantidad específica de solvente a una temperatura específica.
Cuando se disuelve un mol de sulfato de cobre en agua para generar una solución molar, la entalpía absorbida es de 78,5 kJ/mol. Si la solución se diluye más, la entalpía cambiará nuevamente. Llegaremos a un punto en el que una mayor dilución no tendrá efecto térmico si continuamos diluyendo el fluido. Esta circunstancia se conoce como estado de dilución sin fin. Para evitar incluir la cantidad del solvente en nuestra definición, debemos incorporar el concepto de dilución infinita, que se puede establecer de la siguiente manera: El cambio en la entalpía que ocurre cuando un mol de un químico se disuelve en un solvente de modo que tiene una mayor dilución. ningún efecto sobre la entalpía. La entalpía de una solución también se puede expresar como:
KCl(s) + H 2 O(l) → KCl(aq) ΔH = –18.4kJmol –1
MgSO 4 (s) + H 2 O(l) → MgSO 4 (aq) ΔH = –84.8kJmol –1
Entalpía de neutralización
La entalpía de neutralización es el cambio en la entalpía de un sistema cuando un equivalente gramo de un ácido es neutralizado por un equivalente gramo de una base o viceversa en una solución diluida. La entalpía de neutralización se puede demostrar usando el siguiente ejemplo.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H 2 O(l) ΔH = –57.1kJmol –1
Según los datos, la entalpía de neutralización de un ácido fuerte y una base fuerte es de –57,1 kJmol– 1 , independientemente del ácido o la base que se utilice. Este patrón ha sido adecuadamente descrito utilizando la teoría de la ionización. Obtenemos HA y BOH cuando mezclamos cantidades equivalentes de cualquier ácido fuerte y base en una solución diluida.
H + (aq)+A – (aq)+B + (aq)+OH – → A – (aq)→(aq)+B + (aq)+H 2 O(l) ΔH = –57.1kJmol –1
Ignorando los iones que están presentes en ambos lados de la ecuación, obtenemos
H + (aq)+OH – (aq)→H 2 O(l) ΔH = –57.1kJmol –1
La entalpía de neutralizar un ácido y una base es, por lo tanto, la misma que la entalpía de producir agua a partir de iones de hidrógeno e hidroxilo. Cuando los ácidos débiles o las bases débiles son neutralizados por bases fuertes o ácidos fuertes, la entalpía de neutralización varía sustancialmente de –57,1 kJmol– 1 .
Entalpía de hidratación
La entalpía de hidratación se define como el cambio de entalpía que ocurre cuando un mol de sal anhidra se combina con el número requerido de moles de agua para generar sal hidratada.
Entalpía de Fusión
La entalpía de fusión es el cambio de entalpía que ocurre cuando un mol de una sustancia sólida se convierte en estado líquido en su punto de fusión. Considere la fusión de un mol de hielo en su punto de fusión de 0 ∘ C o 273 ∘ F. La siguiente es una descripción del procedimiento:
H 2 O hielo (s)→H 2 O Agua (l) ΔH=6.0kJmol –1
Durante este procedimiento, se absorbe un total de 6,0 kJmol- 1 de entalpía. Las magnitudes de las fuerzas intermoleculares entre diferentes sustancias se pueden comparar utilizando sus valores de fusión. A medida que aumenta la entalpía de fusión de una sustancia, también aumenta la cantidad de fuerzas intermoleculares.
Entalpía de vaporización
Este proceso consume un total de 6.0kJmol –1 de entalpía. Basándonos en los valores de fusión de diferentes sustancias, podemos comparar las magnitudes de las fuerzas intermoleculares entre ellas. A medida que aumenta la entalpía de fusión de una sustancia, también lo hace la cantidad de fuerzas intermoleculares.
H 2 O Agua (l)→H 2 O vapor (g) ΔH=40.6kJmol –1
Entalpía de Sublimación
La sublimación es la transformación de un sólido a un estado gaseoso sin volverse líquido primero. Ocurre a una temperatura por debajo del punto de fusión del sólido. La entalpía de sublimación es el cambio de entalpía que ocurre cuando un mol de un sólido se convierte directamente en estado gaseoso a una temperatura por debajo de su punto de fusión. La entalpía de sublimación del yodo, por ejemplo, es de 62,4 kJmol- 1 . Es posible escribirlo como:
Yo 2( s) → Yo 2 (g) ΔH = 62.4kJmol –1
Entalpía de transición
La entalpía de transición es el cambio de entalpía que ocurre cuando un mol de un elemento cambia de un estado alotrópico a otro. Por ejemplo, la transformación del diamante en carbono amorfo podría ilustrarse como
C diamante →C amorfo ΔH = 13.8kJmol –1
Entalpía de enlace
El establecimiento de un enlace entre dos átomos provoca la liberación de energía. La misma cantidad de energía se absorbe cuando se corta el enlace. La cantidad promedio de energía requerida para romper todos los enlaces de cierto tipo en un mol de una sustancia se conoce como energía de enlace. Como resultado, la energía de enlace del enlace HH es igual a la energía requerida para romper todos los enlaces en un solo mol de gas. Se expresa en términos de kcal/mol o kJ/mol. El enlace HH, por ejemplo, tiene una energía de enlace de 433 kJ/mol –1 o 103,58 kcal/mol –1 . Las siguientes son las energías de enlace de varios enlaces comunes:
| Vínculo | Energía de enlace |
| Cl–Cl | 243 kJmol –1 |
| O–O | 499,0 kJmol –1 |
| C–H | 414,0 kJmol –1 |
| OH | 460.0 kJmol –1 |
Ejemplos de preguntas
Pregunta 1: ¿Qué es la entalpía y cuáles son sus tipos?
Responder
La suma de la energía interna de un sistema y el producto de su presión y volumen se llama entalpía. El valor absoluto de la entalpía no se puede establecer porque es una función del estado. Por otro lado, se puede medir con precisión un cambio en la entalpía (H) asociado con un proceso. La entalpía o los cambios de entalpía que acompañan a las reacciones químicas se expresan de diversas formas según la naturaleza de la reacción, como entalpía de formación, entalpía de combustión y entalpía de neutralización.
Pregunta 2: ¿Cuáles son los distintos tipos de entalpías?
Responder
Los siguientes son algunos de los tipos más comunes de entalpías:
- Entalpía de formación
- Entalpía de combustión
- Entalpía de solución
- Entalpía de neutralización
- Entalpía de hidratación
- Entalpía de Fusión
- Entalpía de vaporización
- Entalpía de Sublimación
- Entalpía de transición
- Entalpía de enlace
Pregunta 3: A partir de la entalpía estándar de formación, ¿cómo podemos calcular la entalpía estándar de reacción?
Responder
La entalpía estándar de reacción se puede calcular utilizando la entalpía estándar de formación de varios reactivos y productos. La entalpía estándar de reacción es igual a la entalpía de formación del producto menos la entalpía de formación del reactivo.
ΔH ∘ = [Calor estándar total de formación de productos] – [Calor estándar total de formación de reactivos]
ΔH ∘ = ΔH ∘ f (productos) – ΔH ∘ f (reactivos)
Consideremos una reacción general:
aA+bB→cC+dD
La entalpía estándar de reacción viene dada por
ΔH°= ΔH° f (productos) – ΔH° f (reactivos)
= – [a×ΔH ∘ f (A)+b×ΔH ∘ f (B)]
Pregunta 4: ¿Cuál es la entalpía de neutralización?
Responder
La entalpía de neutralización es el cambio en la entalpía de un sistema cuando un equivalente gramo de un ácido es neutralizado por un equivalente gramo de una base o viceversa en una solución diluida. La entalpía de neutralizar un ácido y una base es la misma que la entalpía de producir agua a partir de iones de hidrógeno e hidroxilo. Cuando los ácidos débiles o las bases débiles son neutralizados por bases fuertes o ácidos fuertes, la entalpía de neutralización difiere significativamente de 57,1 kJmol- 1 .
Pregunta 5: ¿Qué es la entalpía de enlace?
Responder
La liberación de energía se produce por el establecimiento de un enlace entre dos átomos. Se absorbe la misma cantidad de energía cuando se corta un enlace. La energía de enlace es la cantidad promedio de energía requerida para romper todos los enlaces de una sustancia de un tipo particular en un mol. Como resultado, la energía de enlace del enlace HH es la energía requerida para romper todos los enlaces en un solo mol de gas. Se expresa en unidades kcal/mol o kJ/mol. El enlace HH, por ejemplo, tiene una energía de enlace de 433 kJ/mol –1 (103,58 kcal/mol –1 ).
Pregunta 6: ¿Qué es la entalpía de vaporización?
Responder
La entalpía de vaporización es el cambio de entalpía que ocurre cuando un mol de líquido se convierte en vapor o gaseoso en su punto de ebullición. La entalpía absorbida cuando un mol de agua se convierte en vapor a 100 °C es de 40,6 kJmol- 1 , que es la entalpía de vaporización del agua. Así es como funciona el proceso:
H 2 O Agua (l) → H 2 O vapor (g) ΔH = 40,6 kJmol –1
Publicación traducida automáticamente
Artículo escrito por omkarsinghbaghel y traducido por Barcelona Geeks. The original can be accessed here. Licence: CCBY-SA