LA entalpía de formación, también llamado entalpía estándar de formación, o calor estándar de formación, es el cálculo del calor liberado o absorbido en la formación de 1 mol de una sustancia a partir de sustancias simples, en estado estándar.
Es imposible calcular el valor absoluto de las entalpías de cada sustancia, pero es posible calcular la variación de la entalpía que se produce en la reacción mediante un calorímetro.
Es necesario recordar que se acordó adoptar el valor de entalpía igual a cero para sustancias simples en el estado estándar. Así, si queremos averiguar cuál es la entalpía de formación de una sustancia, solo necesitamos conocer el valor de la entalpía de su reacción de formación a partir de sustancias simples.
Por ejemplo, queremos encontrar la entalpía de 18 gramos de agua, que corresponde a 1 mol, ya que su masa molar es de 18 g / mol. Para hacer esto, primero necesitamos la reacción para formar agua a partir de sustancias simples, como se muestra a continuación:
Nótese que el valor del cambio de entalpía que se produjo en esta reacción se determinó experimentalmente mediante un calorímetro y es igual a -286 kJ / mol.
La fórmula que calcula este cambio de entalpía (ΔH) es:
ΔH = HProductos - HReactivos
Así, como ya conocemos el valor de ΔH y que la entalpía de los reactivos es igual a cero (dado que son sustancias simples en estado estándar), podemos concluir que el valor de entalpía de 1 mol de agua es igual al cambio de entalpía de la reacción de formación, ya que es el único producto de esa reacción, como se muestra bramido:
ΔH = HProductos - HReactivos
-286 kJ / mol = HH2O - (HH2 + H1/2 O2)
-286 kJ / mol = HH2O - 0
HH2O = - 286 kJ / mol
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Este tipo de entalpía, conseguida a partir de la entalpía de sustancias simples en estado estándar, es por tanto la entalpía estándar de formación (ΔH0).
Ahora bien, hay muchas sustancias que no se forman directamente por una sola reacción, como el agua. En tales casos, la entalpía de formación se puede calcular a partir de la variación de entalpía de la reacción.
Por ejemplo, NH4El Cl se forma mediante la siguiente reacción:
NUEVA HAMPSHIRE3 + HCl → NH4Cl ΔH = -176 kJ / mol
Tenga en cuenta que ninguno de los reactivos es una sustancia simple, por lo que no podemos asignarles una entalpía de cero. Necesitamos conocer las entalpías de formación de cada uno de los reactivos, ya que estos se forman por reacciones entre sustancias simples:
NUEVA HAMPSHIRE3: ΔH = -46 kJ / mol
HCl: ΔH = -92,4 kJ / mol
Sumando estas dos entalpías, obtenemos el valor de la entalpía de los reactivos y podemos encontrar la entalpía de NH4Cl:
HR = HNH3 + HHCl
HR = (-46 + (-92,4) kJ / mol)
HR = -138,4 kJ / mol
Sustituyendo en la fórmula:
ΔH = HProductos - HReactivos
-176 = HNH4Cl - ( -138,4)
HNH4Cl = - 176 - 138,4
HNH4Cl = -314,4 kJ / mol
En este caso, sumamos directamente los valores de las entalpías de formación del reactivo porque la relación de reacción fue de solo 1 mol. Sin embargo, si en otras reacciones la cantidad de moles es diferente, será necesario multiplicar primero la entalpía de formación del reactivo por el número de moles.
A continuación se muestra una tabla con la entalpía estándar de formación de algunas sustancias a 25 ° C y 1 atm:
Por Jennifer Fogaça
Licenciada en Química
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FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Entalpía de formación"; Escuela Brasil. Disponible: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/entalpia-formacao.htm. Consultado el 27 de junio de 2021.