Ejercicios de cálculo de entalpías

Ejercicio 1

entalpia-ejercicio-1

Ejercicio 2

entalpia-ejercicio-2

Ejercicio 3

Entalpia-ejercicio-3

Ejercicio 4

entalpia-ejercicio-4

Ejercicio 5

Observa las dos formas de realizar este ejercicio:

entalpia-ejercicio-5

Ejercicio 6

Con este ejercicio compararemos la diferencia en el resultado al efectuar el cálculo de la entalpía a partir de las entalpías de formación y las entalpías de enlace.

entalpia-ejercicio-6

Ejercicio 7

Comprueba que el ciclo de Born-Haber de un compuesto iónico es una aplicación de la ley de Hess.

ejercicio-termoquimica-ciclo-Born-Haber-KCl

Ejercicio 8

Ejercicio-termoquimica-entalpias-qv-qp

Ejercicio 9

Ejercicio-termoquimica-entalpias-energia-interna-qv-qp

Ejercicio 10

Ejercicio-termoquimica-combustion-glucosa-fermentacion

Cálculo de la entalpía de reacción

Ley de Hess

La entalpía de una reacción es química es la misma si se produce directamente en una etapa o si se realiza en varias etapas (reales o teóricas), que transcurren en las mismas condiciones de presión y temperatura.

ley-hess

Por ejemplo:

ley-hess-ejemplos

reacciones-ejemplos-ley-hess

Observa que al sumar las dos primeras reacciones obtenemos la tercera, por lo que la entalpía de la reacción final será la suma de las entalpías de cada una de las etapas consideradas. En la práctica, antes de llevar a cabo esta suma de reacciones, para obtener la expresión de la reacción directa, a menudo es necesario introducir coeficientes apropiados o invertir el sentido de alguna reacción.

Una aplicación conocida de la ley de Hess es el cálculo de la energía reticular de un compuesto iónico mediante el ciclo de Born-Haber.

Entalpía estándar de formación

Se define como la variación de entalpía en condiciones estándar de la reacción de formación de UN mol de una determinada sustancia a partir de sus elementos. Es importante recordar que el estado estándar de una sustancia pura se define a la presión de 1 bar (o 1 atm) y en el estado físico en el que es estable a la temperatura de 25 ºC.

reacciones-formacion-compuesto

Por definición, la entalpía de formación de los elementos en estado estándar es cero.

Como hablamos de la variación de entalpía en la formación de un mol, hablamos de entalpía molar estándar y sus unidades suelen ser kJ/mol, por lo que es una magnitud intensiva.

Teniendo en cuenta la ley de Hess, las entalpías estándar de formación nos permiten calcular la entalpía de una reacción química:

entalpia-formacion-reaccion

entalpia-reaccion-entalpias-formacion

Ya que las entalpías de formación son valores molares, se multiplican por los correspondientes coeficientes estequiométricos de cada reactivo y cada producto.

ENTALPÍAs de enlace

Una reacción química consiste en la ruptura de algunos de los enlaces de los reactivos y en la formación de nuevos enlaces que darán lugar a los productos.

Teniendo en cuenta que la ruptura de enlaces supone un consumo de energía y la formación de enlaces comporta un desprendimiento de energía, la variación de entalpía en una reacción química se puede determinar:

entalpia-reaccion-energia-enlace

En este caso, los valores obtenidos son aproximados, pues las entalpías de enlace son valores promedio de enlaces en diferentes moléculas.

Todo lo anterior tiene una evidente aplicación en la resolución de problemas.

La entalpía en las reacciones químicas

Entalpía

Ya hemos visto que, según el primer principio de la Termodinámica, en un proceso isobárico (a presión constante):

calor-presion-constante-entalpia

El calor intercambiado en un proceso a presión constante coincide con la variación de una magnitud termodinámica que llamamos entalpía (H), y que se define:

entalpia-definicion

Dado que gran cantidad de procesos transcurren a presión constante, esta equivalencia nos resultará de mucha utilidad (de hecho, nos encontraremos con frecuencia que a la entalpía se la denomina también “calor”).

Entalpía de reaccción

La entalpía es una función de estado, por lo que la variación de entalpía en una reacción química es igual a la diferencia de entalpía entre productos y reactivos:

entalpia-reaccion

Los diagramas entálpicos nos permiten representar la variación de entalpía a lo largo de un proceso:

diagrama-entalpico

  • En un proceso exotérmico la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos, por lo que la variación de entalpía es negativa, es decir, se desprende calor.
  • En un proceso endotérmico la entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos, de modo que la variación de entalpía es mayor que cero, es decir, se absorbe calor.

Típicamente, en algunos procesos bien conocidos, la entalpía de reacción toma otras denominaciones equivalentes, por ejemplo:

  • Entalpía de combustión o calor de combustión: entalpía de reacción de una combustión, o el calor desprendido en una reacción de combustión.
  • Entalpía de disociación, cuando en la reacción un compuesto se separa en otros más pequeños.

Entalpía estándar

La entalpía de un proceso depende de la presión, la temperatura y el estado físico en el que se encuentran los productos y los reactivos. De modo que, para tener un valor de referencia, es conveniente definir un estado estándar, en el cual la presión de trabajo es 1 bar (o 1 atm) y, normalmente, los reactivos y productos se encuentran en el estado en el que son estables a una temperatura de 25 ºC.

Así, la entalpía estándar de una reacción es la variación de entalpía de una reacción en la cual todos los reactivos y productos se encuentran en su estado estándar, que se simboliza mediante un superíndice (º):

entalpia-estandar-reaccion

Ecuación Termoquímica

Una ecuación termoquímica representa la reacción estequiométrica y en ella se reflejan los estados físicos de los reactivos y productos así como la variación de entalpía del proceso:

ecuacion-termoquimica

Observa que:

  • Si multiplicamos o dividimos todos los términos de la ecuación termoquímica por un mismo factor, la entalpía también queda multiplicada o dividida por él. La entalpía es una magnitud extensiva.
  • Si invertimos los miembros de la ecuación termoquímica, la entalpía de la reacción inversa cambia de signo (aunque el módulo es el mismo, la cantidad de energía intercambiada es la misma, sólo que si en un proceso se desprende, en el contrario se absorbe, y viceversa).

Conceptos fundamentales de Termodinámica

A grandes rasgos, podemos definir la Termodinámica como la ciencia que estudia los cambios de energía que se producen en los procesos físicos y químicos.

Su estudio debe comenzarse con la definición de algunos conceptos que resultan fundamentales:

Sistema termodinámico

Un sistema termodinámico es una porción o región del espacio que separamos del resto para su estudio. Esta separación puede ser real o imaginaria, y lo que se encuentra fuera del sistema lo denominamos entorno (o medio ambiente):

sistema-entorno

Según sea la interacción que mantiene con su entorno, podemos distinguir:

sistema-abierto-cerrado-aislado

  • Un sistema abierto es aquel que intercambia materia y energía con el entorno. Sería el caso de una olla en la que estamos hirviendo agua (estamos suministrando calor y se está perdiendo agua por ebullición) o el motor de un coche (se produce una combustión que provoca el movimiento).
  • Un sistema cerrado es aquel que intercambia energía con el entorno, pero no materia. Por ejemplo, el gas encerrado en un globo (aunque lo deformemos la cantidad de gas en su interior es la misma) o una lata de refresco que metemos en la nevera (al perder calor se enfría pero su contenido no varía).
  • Un sistema aislado es aquel que no intercambia materia ni energía con su entorno. Podríamos decir que un termo “perfecto” no permite la pérdida de calor ni de materia (en realidad siempre hay pérdidas de calor, pero el estudio de algunos sistemas se simplifica, sin cometer un grave error, si suponemos que, en condiciones ideales, éstas no se producen).

Variables termodinámicas

Son el conjunto de magnitudes macroscópicas que permiten definir o describir un sistema termodinámico. Pueden ser:

  • Variables intensivas: no dependen de la cantidad de materia del sistema. Por ejemplo: temperatura, presión, densidad, masa molar, capacidad calorífica, concentración…
  • Variables extensivas: dependen de la cantidad de materia del sistema. Por ejemplo: la masa, el volumen o la energía interna.

Una manera sencilla de identificarlas es dividir el sistema en dos: si la magnitud no varía será una variable intensiva, si la magnitud también se divide será una variable extensiva.

Funciones de estado

Una variable se considera una función de estado cuando su valor sólo depende del estado actual del sistema, y no de la manera en la que el sistema ha llegado a dicho estado. Es decir, cuando su variación sólo depende de los estados inicial y final del sistema y no del proceso seguido para pasar de un estado a otro.

La presión, el volumen y la temperatura son funciones de estado. Además, como veremos más adelante, la energía interna, la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs también lo son.

Sin embargo, otras magnitudes como el calor y el trabajo no lo son, ya que su valor depende del camino o del proceso a través del cual el sistema ha pasado de un estado inicial a otro final.

Ecuación de estado

Una ecuación de estado es una expresión que relaciona las variables de estado que describen un sistema en equilibrio termodinámico, es decir, aquel que mantiene unas propiedades fijas y definidas.

Un ejemplo bien conocido es la ecuación de estado de los gases ideales:

ecuacion-estado-gas-ideal

Proceso Termodinámico

Un proceso termodinámico es una transformación en la que un sistema intercambia energía con su entorno. Idealmente, consideramos que tiene lugar entre dos estados en equilibrio termodinámico, y pueden ser reversibles (ideales) o irreversibles (reales).

Según las condiciones en las que se produzca la transformación, podemos definir los siguientes procesos:

  • Isotérmicos: proceso que tiene lugar a temperatura constante.
  • Isobárico: proceso que tiene lugar a presión constante.
  • Isocórico: proceso que tiene lugar sin variación de volumen.
  • Adiabático: proceso en el que no se produce intercambio de calor con el entorno

Condiciones Estándar

Las condiciones estándar son aquellas que fijamos como referencia cuando definimos un estado. Se establecen de forma arbitraria:

  • Presión: en condiciones estándar se fija a la presión de 1 bar (100.000 Pa; es la referencia que fija la IUPAC) o de 1 atm (101.325; era la recomendada antiguamente y está muy difundida)
  • Temperatura: es sentido estricto, no se fija una temperatura estándar, aunque es habitual manejar las magnitudes termodinámicas a 25 ºC (298 K)
  • El estado físico es aquel en el que una sustancia pura es estable a las condiciones de presión y temperatura establecidas
  • En el caso de procesos en los que intervienen disoluciones, se utiliza una concentración estándar de 1 M.