LOS entalpía es una función termodinámica por la cual calcula el calor involucrado en los procesos isobáricos, es decir, que se mantienen bajo presión constante. Su desarrollo tuvo lugar poco después de la caída de la teoría calórica, con el avance de termodinámica entre los años 1840 y 1850.
La entalpía, para el quéumica, no tiene mucho sentido si se trabaja como valor absoluto y aislado, pero sí al considerar el variación de su valor en un proceso químico. Hay varias formas de calcular la variación de entalpía de un proceso, siendo las principales a través de las energías de formación, unión y también por la allíhey de hess.
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Resumen de entalpía
La entalpía es una herramienta termodinámica para calcular el calor involucrado en procesos que ocurren a presión constante.
Fue definido por el físico estadounidense Josiah W. Gibbs, en el contexto de la caída de la teoría calórica.
En química, siempre usamos el cambio de entalpía, representado como ΔH.
Las reacciones químicas que absorben calor se denominan endotérmicas y tienen ΔH> 0.
Las reacciones químicas que liberan calor se denominan exotérmicas y tienen ΔH <0.
Lección en video sobre entalpía
¿Qué es la entalpía?
La entalpía, siempre representada por H, fue inicialmente definido por el físico estadounidense Josiah Willard Gibbs, a la que llamó función de calor a presión constante, ya que, en sus palabras:
“[…] La disminución de la función representa, en todos los casos en los que la presión no varía, el calor cedido por el sistema”.
Del trabajo de Gibbs, entonces, podemos entender la entalpía como una función termodinámica cuya La variación es numéricamente igual a la cantidad de calor intercambiado en el sistema, para presión constante. Esto significa que, en los procesos isobáricos (como la mayoría de los procesos químicos), conocer calcular la variación de la función de entalpía, entonces se puede conocer el valor del calor intercambiado entre el sistema y vecindario.
Tal correlación con el calor causa muchos estudiantes piensan erróneamente que la entalpía es sinónimo de calor o algo como contenido de energía, contenido de calor, calor liberado y calor absorbido, etc.
La entalpía surgió en el contexto del colapso de la teoría calórica, que trataba al calor como una sustancia material imponderable que se trasladaba de cuerpos más calientes a cuerpos más fríos. Por tanto, era necesario disponer de una nueva herramienta para calcular el calor. La solución, entonces, fue utilizar cantidades que ya tenían ecuaciones termodinámicas definidas, como la entalpía.
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variación de entalpía
Dado que la entalpía es una herramienta que se usa para calcular el calor intercambiado en un proceso químico, no tiene sentido usarlo como un número absoluto y aislado, pero considerando su variación, es decir, en la práctica, solo debemos evaluar cuánto, numéricamente, cambió la entalpía durante el proceso químico, ya que la termodinámica nos asegura que su la variación es numéricamente igual al calor liberado o absorbido en el proceso.
Estrictamente hablando, podemos definir la variación de entalpía como:
ΔH = HFinal - Hinicial
Al igual que en los procesos químicos, el paso final se puede considerar los productos y el paso inicial se pueden considerar los reactivos. También es común ver la definición de variación de entalpía como:
ΔH = Hproductos - Hreactivos
Desde un punto de vista práctico e interpretativo, si el cambio de entalpía es positivo (ΔH> 0), decimos que la reacción química es endotérmico, es decir, hay absorción de calor durante todo el proceso. Ya si el cambio de entalpía es negativo (ΔH < 0), decimos que la reacción química es exotérmico, es decir, se libera calor durante todo el proceso.
La variación de entalpía, en muchos casos, se observa en gráficos, como se muestra en los siguientes ejemplos.
Ejemplo 1:
Tabla de reacciones endotérmicas
En los gráficos de entalpía para reacciones endotérmicas, se puede ver que la cantidad de entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos, lo que indica que la variación a lo largo de la reacción es positiva. Así, si ΔH> 0, podemos decir que el proceso químico ocurrió con absorción de calor.
Ejemplo 2:
Tabla de reacciones exotérmicas:
En los gráficos de entalpía para reacciones exotérmicas, se puede ver que la cantidad de entalpía de los productos es menor que la de los reactivos, lo que indica que la variación a lo largo de la reacción es negativa. Así, siendo ΔH <0, podemos decir que el proceso químico ocurrió con la liberación de calor.
Lea más sobre estas clasificaciones de reacciones químicas en el texto: PORprocesos endotérmicos y exotérmicos.
Tipos de entalpía
entalpía de formación
LOS entalpía de formación é calculado basado en el reacciones químicas de formación, que son reacciones en las que se forma un mol de sustancias compuestas a partir de sus sustancias simples más estables a temperatura ambiente y 1 atmósfera de presión.
H2(g) + ½ O2 (g) → H2O (l) H °F = -286 kJ / mol
La gran ventaja de la entalpía de formación es que las sustancias simples que son más estables a temperatura ambiente y 1 atmósfera de presión tienen una entalpía acorde a cero. Esto no quiere decir que en realidad sean cero, pero, para simplificar y clasificar mejor, se tratan así.
Ser H = Hproductos - Hreactivos, si consideramos, entonces, que Hreactivos = 0, podemos decir que el valor observado de ΔH solo está relacionado con los productos, que, en estos casos, son siempre un mol de la sustancia compuesta. Por lo tanto, presentamos este valor como la variación de entalpía estándar de la formación de agua, representada por ΔH °F.
Fue con esta metodología que varias sustancias tuvieron sus variaciones de entalpía estándar tablas de formación, como podemos ver a continuación.
Sustancia |
Entalpía de formación (ΔH °F) en kJ / mol |
CO2 (gramo) |
-393,4 |
CaO (s) |
-634,9 |
Hola (g) |
+25,9 |
NO (g) |
+90,1 |
entalpía de unión
La entalpía de unión sirve para indicar la cantidad de energía involucrada en la ruptura o formación de un mol determinado. enlace químico.
Se entiende que, para romper un enlace químico, es necesario absorber calor, de modo que los átomos de enlace aumentan su energía interna y, en consecuencia, aumenta tu energía cinética. con mas grande energía cinética, los átomos vibran más intensamente, provocando la rotura de los enlaces. Por tanto, toda ruptura de enlaces es un proceso endotérmico.
De lo contrario, para formar un enlace químico, los átomos pierden libertad de movimiento y necesitan disminuir su grado de movimiento, disminuyendo su energía cinética. La energía sobrante se libera luego en forma de calor. Así, Toda la formación de enlaces es un proceso exotérmico..
La siguiente tabla muestra los valores de las energías asociadas con cada enlace químico.
Conexión |
Energía de enlace (kJ / mol) |
C-H |
412,9 |
C-C |
347,8 |
O═O |
497,8 |
F-F |
154,6 |
NO |
943,8 |
Tenga en cuenta que no hay signos en los valores, ya que están en módulo. Esto se debe a que usted debe asignar la señal dependiendo de si el enlace está roto o formado.
Entalpía de combustión
LOS entalpía de combustión sirve para indicar el cantidad de calor liberado en la combustión de un mol de una sustancia. Cabe señalar que toda reacción de combustión es exotérmica, ya que cada combustión libera calor.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2El ΔH °C = -889,5 kJ / mol
La siguiente tabla muestra la entalpía de los valores de combustión para algunas sustancias químicas.
Sustancia |
Entalpía de combustión (ΔH °C) en kJ / mol |
Etanol - C2H5OH (1) |
-1368 |
Benceno - C6H6 (1) |
-3268 |
Octano - C8H18 (1) |
-5471 |
Glucosa - C6H12O6 (s) |
-2808 |
Entalpía del cambio de estado físico
Todo cambio en el estado físico implica un intercambio de calor. por lo tanto, el entalpía de cambio de estado físico sirve para indicar el cantidad de calor involucrada en los procesos de cambio de estado físico.
Por ejemplo, tenemos vaporización de agua:
H2O (1) → H2O (g) ΔH = +44 kJ / mol
En el derretimiento del agua, tenemos:
H2O (s) → H2O (l) ΔH = +7,3 kJ / mol
Los valores de entalpía son simétricos para procesos inversos, lo que significa que, por ejemplo, el cambio de entalpía en la licuefacción del agua es de -44 kJ / mol, mientras que en su solidificación es igual a -7,3 kJ / mol.
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Ejercicios resueltos de entalpía
Pregunta 1 - (UERJ 2018) La capacidad contaminante de un hidrocarburo utilizado como combustible está determinada por la relación entre la energía liberada y la cantidad de CO2 formado en su completa combustión. Cuanto mayor sea el ratio, menor será la capacidad contaminante. La siguiente tabla muestra la entalpía estándar de combustión de cuatro hidrocarburos.
De la tabla, el hidrocarburo con menor capacidad contaminante es:
Octano
Hexano
Benceno
pentano
Resolución
Alternativa D
La pregunta indica que la capacidad contaminante se define como la relación (cociente) entre la energía liberada y la cantidad de CO2 formado en su completa combustión. Cuanto mayor sea el razón, cuanto menor es la capacidad contaminante, es decir, se libera más energía por mol de CO2 generado.
Las reacciones de combustión completas de Hidrocarburos citados son:
Octano: C8H18 +25/2 O2 → 8 CO2 + 9 horas2La razón: 5440/8 = 680
Hexano: C6H14 +19/2 O2 → 6 CO2 + 7 horas2La razón: 4140/6 = 690
Benceno: C6H6 + 15/2 O2 → 6 CO2 + 3 H2La razón: 3270/6 = 545
pentano: C5H12 + 8 O2 → 5 CO2 + 6 H2La razón: 3510/5 = 702
Así, podemos concluir que el pentano es el hidrocarburo con menor capacidad contaminante.
Pregunta 2 - (Enem 2015) El uso de residuos forestales es cada día más atractivo, ya que son una fuente de energía renovable. La figura representa la quema de un bioaceite extraído de residuos de madera, donde ΔH1 la variación de entalpía debida a la quema de 1 g de este bioaceite, dando como resultado dióxido de carbono y agua líquida, y ΔH2 el cambio de entalpía involucrado en la conversión de 1 g de agua en estado gaseoso a estado líquido.
La variación de entalpía, en kJ, para quemar 5 g de este bioaceite, resultando en CO2 (gaseoso) y H2El (gaseoso) es:
A) -106
B) -94
C) -82
D) -21,2
E) -16,4
Resolución
Alternativa C
Del gráfico que se muestra, tenemos ΔH1 como la variación de entalpía de la quema de bioaceites que produce CO2 (g) y H2O (1) y ΔH2 como el cambio de entalpía de la licuefacción del agua, ya que el CO2 permanece gaseoso y sólo el estado físico del Agua cambios (de gas a líquido).
El ejercicio solicita el cambio de entalpía de quemar 5 g de bioaceite, lo que genera CO2 (gaseoso) y H2O (gaseoso). A partir del diagrama, este cambio de entalpía se puede definir como ΔH = ΔH1 - H2. Por tanto, el valor de ΔH será igual a -16,4 kJ / g. Esta variación, como podemos ver en la unidad, es para CADA gramo de bioaceite. Por 5 gramos, debemos hacer el Proporción:
1 g de bioaceite -16,4 kJ
5 g de bioaceite x
1. x = 5. (-16,4)
x = -82 kJ
Luego podemos marcar la alternativa C.
Por Stéfano Araújo Novais
Profesor de química
