El cambio de entalpía de una reacción es la cantidad de calor absorbido o liberado a medida que se produce la reacción, si ocurre a una presión constante. Completa el cálculo de diferentes maneras dependiendo de la situación específica y de la información que tenga disponible. Para muchos cálculos, la ley de Hess es la información clave que necesita usar, pero si conoce la entalpía de los productos y los reactivos, el cálculo es mucho más simple.

TL; DR (Demasiado largo; Didn 't Read)

Puede calcular los cambios en la entalpía utilizando la fórmula simple: ∆H \u003d H _{productos - H reactivos
Definición de entalpía}

La definición precisa de entalpía (H) es la suma de la energía interna (U) más el producto de presión (P) y volumen (V). En símbolos, esto es:

H \u003d U + PV

Por lo tanto, un cambio en la entalpía (thereforeH) es:

∆H \u003d ∆U + ∆P∆V

Donde el símbolo delta (∆) significa "cambio". En la práctica, la presión se mantiene constante y la ecuación anterior se muestra mejor como:

∆H \u003d ∆U + P∆ V

Sin embargo, para una presión constante, el cambio en la entalpía es simplemente el calor (q) transferido:

∆H \u003d q

Si (q) es positivo, la reacción es endotérmica (es decir, absorbe calor de su entorno) y, si es negativa, la reacción es exotérmica (es decir, libera calor a su entorno). La entalpía tiene unidades de kJ /mol o J /mol, o en general, energía /masa. Las ecuaciones anteriores están realmente relacionadas con la física del flujo de calor y la energía: termodinámica.
Cálculo simple del cambio de entalpía

La forma más básica de calcular el cambio de entalpía utiliza la entalpía de los productos y los reactivos. Si conoce estas cantidades, use la siguiente fórmula para calcular el cambio general:

∆H \u003d H _{productos - H reactivos}

La adición de un ion de sodio a Un ion cloruro para formar cloruro de sodio es un ejemplo de una reacción que puede calcular de esta manera. El sodio iónico tiene una entalpía de −239.7 kJ /mol, y el ion cloruro tiene entalpía −167.4 kJ /mol. El cloruro de sodio (sal de mesa) tiene una entalpía de −411 kJ /mol. Al insertar estos valores se obtiene:

∆ H
\u003d −411 kJ /mol - (−239.7 kJ /mol −167.4 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol - (−407.1 kJ /mol)

\u003d −411 kJ /mol + 407.1 kJ /mol \u003d −3.9 kJ /mol

Entonces, la formación de sal libera casi 4 kJ de energía por mol .
Entalpía de transiciones de fase

Cuando una sustancia cambia de sólido a líquido, de líquido a gas o de sólido a gas, hay entalpías específicas involucradas en estos cambios. La entalpía (o calor latente) de fusión describe la transición de sólido a líquido (lo inverso es menos este valor y se llama entalpía de fusión), la entalpía de vaporización describe la transición de líquido a gas (y lo opuesto es la condensación) y la entalpía de sublimación describe la transición de sólido a gas (lo inverso se llama nuevamente entalpía de condensación).

Para el agua, la entalpía de fusión es ∆H _{fusión \u003d 6.007 kJ /mol. Imagine que calienta hielo de 250 Kelvin hasta que se derrita, y luego calienta el agua a 300 K. El cambio de entalpía para las partes de calentamiento es solo el calor requerido, por lo que puede encontrarlo usando:}

\u003dH \u003d nC∆T

Donde (n) es el número de moles, (∆T) es el cambio de temperatura y (C) es el calor específico. El calor específico del hielo es 38.1 J /K mol y el calor específico del agua es 75.4 J /K mol. Entonces el cálculo se lleva a cabo en algunas partes. Primero, el hielo debe calentarse de 250 K a 273 K (es decir, -23 ° C a 0 ° C). Para 5 moles de hielo, esto es:

∆H \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 38.1 J /K mol × 23 K

\u003d 4.382 kJ

Ahora multiplique la entalpía de fusión por el número de moles:

∆H \u003d n ∆H _fusión

\u003d 5 mol × 6.007 kJ /mol

\u003d 30.035 kJ

Los cálculos para la vaporización son los mismos, excepto con la entalpía de vaporización en lugar de la fusión. Finalmente, calcule la fase de calentamiento final (de 273 a 300 K) de la misma manera que la primera:

∆H \u003d nC∆T

\u003d 5 mol × 75.4 J /K mol × 27 K

\u003d 10.179 kJ

Suma estas partes para encontrar el cambio total en la entalpía para la reacción:

∆H _{total \u003d 10.179 kJ + 30.035 kJ + 4.382 kJ}

\u003d 44.596 kJ
Ley de Hess

La ley de Hess es útil para cuando la reacción que está considerando tiene dos o más partes y desea encontrar el cambio general en la entalpía. Establece que el cambio de entalpía para una reacción o proceso es independiente de la ruta a través de la cual ocurre. Esto significa que si la reacción se transforma en una sustancia en otra, no importa si la reacción ocurre en un paso (los reactivos se convierten en productos inmediatamente) o si pasa por muchos pasos (los reactivos se convierten en intermediarios y luego se convierten en productos), el cambio de entalpía resultante es lo mismo en ambos casos.

Por lo general, ayuda dibujar un diagrama (ver Recursos) para ayudarlo a usar esta ley. Un ejemplo es si comienza con seis moles de carbono combinados con tres de hidrógeno, se queman para combinarse con oxígeno como un paso intermedio y luego forman benceno como producto final.

La ley de Hess establece que el cambio En la entalpía de la reacción está la suma de los cambios en la entalpía de ambas partes. En este caso, la combustión de un mol de carbono tiene ∆H \u003d −394 kJ /mol (esto ocurre seis veces en la reacción), el cambio en la entalpía para la combustión de un mol de hidrógeno gaseoso es ∆H \u003d −286 kJ /mol (esto ocurre tres veces) y los intermediarios de dióxido de carbono y agua se convierten en benceno con un cambio de entalpía de ∆H \u003d +3,267 kJ /mol.

Tome la suma de estos cambios para encontrar el cambio total de entalpía, recordando multiplicar cada uno por el número de moles necesarios en la primera etapa de la reacción:

∆H _{total \u003d 6 × (−394) + 3 × (−286) +3,267}

\u003d 3,267 - 2,364 - 858

\u003d 45 kJ /mol