1.1.3. Energía interna y entalpía.
ENERGÍA INTERNA
La energía interna es la es la energía total que contiene un sistema termodinámico,
también es la energía que se necesita para crear el sistema.
La energía interna de un sistema se puede modificar ejerciendo un trabajo sobre él
o bien calentándolo (proporcionando energía calorífica). Si nos fijamos en la primera
ley de la termodinámica vemos que esta postula que el incremento de energía
interna es igual al calor total añadido más el trabajo realizado por el entorno. Si el
sistema está aislado, su energía interna se mantiene constante.
La unidad de medida de la energía interna, según el Sistema Internacional, es el
julio (J). A veces se habla de la energía interna específica. La energía interna
específica es la energía interna por unidad de masa; su unidad es el J / kg. También
se puede definir la propiedad intensiva energía interna molar, que expresa la
energía interna en relación a la cantidad de sustancia; sus unidades son el J / mol.
LA ENTALPÍA DE UN SISTEMA
Todas las reacciones químicas implican la ruptura y la formación de enlaces entre
átomos. La forma de determinar la energía consumida o producida en una reacción
tiene gran importancia entre los químicos. La primera ley de la termodinámica
permite contar con un método para vigilar los cambios en la energía del sistema,
que acompañan a una reacción química.
ΔEtotal = ΔEsis + ΔEalr = 0
La entalpía, H, se define como la suma de la energía interna y el producto de la
presión y el volumen de un sistema: H= E + PV. La variación de entalpía para un
proceso que tiene lugar a temperatura y presión constantes y con un trabajo sólo del
tipo de presión-volumen viene dada por la ecuación: ∆H= ∆E + P∆V.
Todo lo que se debe hacer es encontrar una forma de medir el calor desprendido en
una reacción química de lograrlo el calor desprendido o absorbido será
extremadamente igual al cambio de la energía del sistema que se produce en esa
reacción.
Se pueden efectuar experimentos de medición
de cambios de calor en un calorímetro.Ya que
el volumen del recipiente en el que se efectúa
a reacción no puede cambiar , la totalidad del
calor desprendido el proceso se usa en
producir cambios en los alrededores. Midiendo
el cambio de temperatura de un baño de agua
que rodea al recipiente de reacción se puede
calcular el cambio de energía de los
alrededores, producido por la formación y
ruptura de enlaces químicos . Se puede
calcular ΔEsis ya que ΔEsis = ΔEalr .
Sin embargo, en química se llevan a cabo las reacciones en recipientes como vasos
o matraces abiertos a la atmósfera. Esas reacciones suceden bajo condiciones de
presión constante. Cuando puede cambiar el volumen de un sistema, no todo el
calor suministrado al, o producido por el sistema se emplea para producir un cambio
de temperatura. Para ajustar por la diferencia de condiciones de volumen constante
y presión constante, en química se usa la entalpía del sistema. Al igual que la
energía, la entalpía es una función de estado. Cambio de entalpía que acompaña
una reacción química a presión constante es exactamente igual al calor producido o
absorbido por la reacción.
En la determinación de los valores de entalpía se usan datos calorimétricos
determinados experimentalmente para diversos compuestos estos datos se
compilan para usarse en cálculos de cambios de entalpía en reacciones químicas.
Por ejemplo es posible no usar más que los datos para comparar las economías de
dos combustibles con base en su producción de energía sino determinar cuáles son
las mejores condiciones para maximizar su rendimiento.
LA ENTALPÍA COMO FUNCIÓN DE ESTADO
Tanto la energía como la entalpía de un sistema son funciones de estado. sólo
dependen del Estado del sistema, en cualquier momento, y. para examinar las
consecuencias de lo anterior veamos la siguiente reacción:
H (g) (g) 2 + Cl2 → 2
Siendo la entalpía una función de estado podemos visualizar la reacción como
debida a dos procesos simples. Primero, se rompen los enlaces en los reactivos, y
se forman átomos de hidrógeno y claro en la fase gaseosa. A continuación, se
recombinan los átomos para formar el producto de la reacción.
No importa si la reacción se efectúa en realidad en esos pasos como la entalpía es
una función estado ∆H, para la reacción hipotética será igual a ∆H para la reacción
real, real la trayectoria de formación de los reactivos en productos.
para romper los enlaces covalentes en una mol de moléculas de Cl informar 2 2
moles de átomos de cloro, se los 243.4 KJ de entalpía.
ENTALPÍAS DE REACCIÓN DE ESTADO ESTÁNDAR
El calor desprendido o absorbido por una reacción química depende de las
condiciones de esa reacción. hay tres factores importantes: 1) la de, los) la
temperatura de la reacción, y 3) la presión de los gases que intervengan en ella. la
reacción en la que se quema el metano sirve como ejemplo para ilustrar porqué es
necesario especificar las condiciones de reacción.
Supongamos que comenzamos con una mezcla deCH (g) HCL(g) ,En un 4 → 2
recipiente del tamaño Exacto que la presión de cada gas sea de un átomo.
CH (g) HCL(g) (g) H O(g) 4 → 2 → CO2 + 2 2
Bajo esas condiciones, la 802,4 KJ/mol de CH consumido. Sin embargo, si 4
comenzamos con reactivos a 1000°C y un atm de presión, y los productos que están
a 1000°C y 1 atm, la reacción sólo produce 792.4 kj/molreacción . Esto ilustra la
importancia que tiene especificar las condiciones bajo las que se lleva a cabo una
reacción, al informar los datos termodinámicos.
Con frecuencia, los datos termodinámicos se miden a 25°C, (298K). Las mediciones
a otras temperatura
s se identifican con un subíndice que indica la temperatura, en kelvins.
ENTALPÍAS DE FORMACIÓN
La entalpía de un elemento o compuesto depende de la temperatura y presión. Si
deseamos comparar los valores de ∆H, las condiciones bajo las cuales se han
medido deben de ser idénticas. El estado estándar de una sustancia es el estado en
que la sustancia es estable a 1 atmósfera de presión y 25oC. El símbolo ∆Ho se
utiliza para indicar cambios entálpicos estándares, los cuales son aplicables a
reacciones que comprenden solamente materiales es sus estados estándares.
La entalpía estándar de formación ∆Hof , de un compuesto es el cambio entálpico
para la reacción en la cual 1 mol del compuesto en su estado estándar se prepara
de sus elementos en sus estados estándares. Las entalpías de formación se miden
directamente o se calculan de otros datos termoquímicos por aplicación de la ley de
Hess.
Tabla 4.1:Entalpías de formación a 25oC y 1 atmósfera
Compuesto
|
∆Hoƒ(kJ/mol)
|
Compuesto
|
∆Hoƒ(kJ/mol)
|
H2O(g)
H2O(l)
HF(g)
HCl(g)
HBr(g)
HI(g)
H2S(g)
HCN(g)
NH3(g)
PH3(g)
CH4(g)
C2H6(g)
C2H4(g)
C2H2(g)
C6H6(l)
CH3OH(g)
CH3OH(l)
CH3NH2(g)
NF3(g)
CF4(g)
CHCl3(l)
|
-241.8
-285.9
-269
-92.30
-36.2
+25.9
-20.2
+130.5
-46.19
+9.25
-74.85
-84.68
+52.30
+226.7
+49.04
-201.2
-238.6
-28
-113
-913.4
-132
|
COCl2(g)
SO2(g)
CO(g)
CO2(g)
NO(g)
NO2(g)
HNO3(l)
NH4NO3(s)
NaCl(s)
MgO(s)
CaO(s)
Ca(OH)2(s)
CaCO3(s)
Ca3P2(s)
BaO(s)
BaCO3(s)
Al2O3(s)
Fe2O3(s)
AgC(s)
HgBr2(s)
ZnO(s)
|
-223
-296.9
-110.5
-393.5
+90.37
+33.8
-173.2
-365.1
-411.0
-601.83
-635.5
-986.59
-1206.9
-504.17
-588.1
-1218
-1669.8
-822.2
-127
-169
-348
|
ENTALPÍA DE REACCIÓN
En las reacciones químicas, los enlaces entre átomos pueden romperse,
reconstituirse o experimentar ambos procesos, ya sea para absorber o liberar
energía. El resultado es un cambio de la energía potencial del sistema. El calor que
absorbe o libera un sistema sometido a presión constante se conoce como entalpía,
y el cambio de entalpía que se produce en una reacción química es la entalpía de
reacción. La entalpía de reacción se escribe a menudo como ΔHr.
Para entender mejor la entalpía de reacción, vamos a considerar la hidrogenación
del propano, C3H6, para formar propano, C3H8. En esta reacción, el gas propano
reacciona con el gas hidrógeno, H2(g), para formar gas propano de la forma:
¿Qué está sucediendo en esta reacción? Primero tenemos que romper el enlace
C=C del carbono y el enlace H−H de los reactivos. Como regla general, romper
enlaces entre átomos requiere agregar energía. Cuanto más fuerte sea el enlace,
más energía se necesita para romperlo. Para formar el producto propano, se forma
un nuevo enlace C-C y dos nuevos enlaces de C-H. Ya que romper enlaces requiere
agregar energía, el proceso opuesto de formar nuevos enlaces siempre libera
energía. Cuanto más fuerte es el enlace formado, se libera más energía durante el
proceso de su formación. En esta reacción particular, a causa de que los enlaces
recientemente formados liberan más energía de la que se necesita para romper los
enlaces originales, el sistema resultante tiene una energía potencial menor que la de
los reactivos. Esto significa que la entalpía de reacción es negativa.
ENTALPÍA DE HIDRATACIÓN
La formación de un enlace siempre libera energía y la ruptura de un enlace siempre
requiere energía. La energía liberada por un proceso hipotético en el cual los iones
hidratados se han formado a partir de iones gaseosos se llama entalpía de
hidratación de los iones. Ejemplo:
K+(g) + Cl−(g) → K+(aq) + Cl−(aq)
La magnitud de la entalpía de hidratación, depende de la concentración de la
solución final. Si no se hace ninguna distinción (como en el ejemplo dado
anteriormente), se supone que el cambio de entalpía se refiere el proceso en el cual
los iones se han hidratado hasta el grado máximo posible. Este alto grado de
hidratación ocurrirá solamente si la solución es muy diluida. Los valores de ∆H
correspondientes se llaman entalpías de hidratación a dilución infinita.
ENTALPIA DE DISOLUCION
El cambio de entalpía asociado con el proceso en el cual un soluto se disuelve en
un disolvente se llama entalpía de solución. El valor de una entalpía de solución
(dada en kJ/mol de soluto) depende de la concentración de la solución final al igual
que una entalpía de hidratación. El cambio de entalpía observado cuando se
prepara una solución es el resultado neto de la energía requerida para romper
ciertos enlaces químicos o atracciones (soluto-soluto y disolvente-disolvente) y la
energía liberada por la formación de nuevos enlaces (soluto-solvente).
1. La energía requerida para romper la red cristalina de KCl y formar iones
gaseosos:
KCl(s) → K+(g) + Cl−(g) ∆H = +701.2 kJ
PROBLEMAS:
1. Utilice entalpías de formación para calcular ∆Ho de la reacción:
Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)
2. El calor de combustión a volumen constante de metano se midió en una
bomba calorífica a 25°C y se halló se -885.394J/mol. ¿Cuál es el valor de
∆H?
Solución:
Para la reacción
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆E= -885.394
∆n = 1 - (2 + 1) = -2
por consiguiente,
∆H = ∆E + (∆n)RT
∆H= -885.394J + (-2 mol)[8.3143J/(K*mol)](298.2K)
∆H= -885.394J - 4959J
∆H= -890.348J = -890.348KJ
3. Determine la entalpía promedio de enlace C - H para los siguientes
compuestos:
a) CH4
b) C2H6
c) C3H8
d) C4H10 n-butano
4. Calcule ∆H° de la descomposición del peróxido de hidrógeno:
2H2O2(ac) → 2H2O(l) + O2(g)
5. ¿Cuánto calor se desprende cuando 1 mol de nitrógeno reacciona con dos
moles de O2 formando dos moles de NO2(g) si la ∆H° de la reacción es 33.2
KJ/mol?
N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g)
6. ¿Cuando se quema carbono en el aire, se efectúa la siguiente reacción y se
desprende calor.
C(s) + O2(g) → CO2(g)
a) Ruptura de enlaces oxigeno-oxigeno
b) Formación de enlaces carbono-oxígeno
c) Ruptura de enlaces carbono-carbono
d) tanto (a) como (c) son correctas
e) tanto (a) como (b) y como (c) son correctas
f) Ninguna de las anteriores
7. Calcule ∆H° de la siguiente reacción, a partir de datos de entalpía de
combinación de átomos de la tabla 4.1.
CO(g) + NH3(g) → HCN(g) + H2O(g)
