UNIDAD DIDÁCTICA 4: TERMOQUÍMICA

APARTADO 7 – ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y DE REACCIÓN

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 4:

TERMOQUÍMICA

7.- ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y DE REACCIÓN

ESTUDIA / APRENDE

Qué es la Entalpía Normal de Formación Hf0.

Resolución de ejercicios en los que interviene la Hf0.

La Fórmula que permite calcular la Energía Normal de Reacción a partir de las Entalpías

Normales de Formación de las sustancias que intervienen en la reacción.

7.1. ENTALPÍA ESTÁNDAR O NORMAL DE FORMACIÓN DE UN COMPUESTO

La ENTALPÍA ESTÁNDAR O NORMAL (MOLAR) DE FORMACIÓN DE UN COMPUESTO, Hf0, es igual a la variación

de entalpía de la reacción en que se forma 1 mol de ese compuesto a la presión constante de 1 atmósfera y una temperatura fija (generalmente 25ºC) a partir de los elementos que lo componen en sus estados estables a esa Presión y Temperatura.

Llamamos estado estable a una presión de 1 atmósfera y una temperatura de 25ºC o estado de referencia al estado de agregación (sólido, líquido o gas) en que se encuentra dicha sustancia a esa presión y temperatura.

Así de la ecuación:

H2 (g, 1atm, 25ºC) + ½ O2 (g, 1atm, 25ºC) H2O (l, 1atm, 25ºC) H = –285,7 kJ

Se deduce que Hf0 [H2O (l)] = –285,7 kJ, ya que se produce 1 mol de agua y los elementos que forman ésta son

el hidrógeno y el oxígeno y los dos se encuentran en estado gaseoso y en moléculas diatómicas a 1 atmósfera y 25ºC.

Lógicamente la entalpía de formación de los elementos químicos es 0.

A veces a la entalpía de formación se le denomina calor de formación.

7.2. ENTALPÍA NORMAL DE REACCIÓN A PARTIR DE LAS ENTALPÍAS NORMALES

DE FORMACIÓN

Como vimos anteriormente, la entalpía normal de reacción es la energía intercambiada en la reacción en forma de calor cuando ésta se produce a presión constante de 1 atmósfera cuando los reactivos, en sus estados normales, se transforman en los productos también en sus estados normales.

La VARIACIÓN DE ENTALPÍA ESTÁNDAR o NORMAL, H0, para una reacción es igual a la suma de las entalpías

normales de formación de los productos menos la suma de las entalpías normales de formación de los reactivos:

H0 = Hf0(productos) – Hf

0(reactivos)

( significa “suma de”)

Por ejemplo si la reacción es: aA + bB cC + dD

H0 = [cHf0(C) + dHf

0(D)] – [aHf0(A) + bHf

0(B)]

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EJERCICIOS RESUELTOS:

Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del benceno, para dar

ciclohexano: C6H6 (l) + 3H2 C6H12 (l)

Datos: entalpías de formación estándar: H0f (C6H6) = 49 kJ/mol; H0

f (C6H12)= –156,4 kJ/mol

La variación de entalpía de una reacción se puede calcular sumando las entalpías de formación de los productos menos las entalpías de formación de los reactivos:

La entalpía de formación del hidrógeno es cero, porque es un elemento en su estado natural.

Por tanto, la variación de entalpía estándar de la reacción es:

H º reacción = –156,4 – 49 – 0 = –205,4 kJ

Calcula, a partir de la entalpía de formación del agua líquida (–285,7 kJ/mol), la energía

desprendida al quemar un gramo de hidrógeno.

H2 (g, 1atm, 25ºC) + ½ O2 (g, 1atm, 25ºC) H2O (l, 1atm, 25ºC) H = –285,7 kJ

Una vez ajustada la reacción, observamos que para la formación de 1 mol de agua se necesita 1 mol de hidrógeno.

Como 1 mol de H2 = 2 gramos, al quemarse 1 gramo de hidrógeno se están quemando 0,5 moles de hidrógeno y, por tanto, se están formando 0,5 moles de agua.

Si al formarse 1 mol de agua se desprenden 285,7kJ al formarse 0,5 moles se desprenderán 142,85 kJ, luego:

Q = –142,85 kJ

La entalpía de formación del óxido de mercurio(II) es de –90,8 kJ/mol. Determina los moles de

oxígeno que reaccionan con una energía de 100kcal al formar el óxido.

La reacción que se produce es:

Hg(l)+ ½ O2(g) HgO (s) H = –90,8kJ

100kcal = 100 · 4,184kJ = 418,4kJ

Según vemos en la ecuación termoquímica: 0,5 moles de O2 desprenden 90,8kJ.

Luego no tenemos más que plantear la siguiente relación:

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0,5 moles O 90,8 kJx 2,304 moles O

x 418,4 kJ

Determina la entalpía de combustión del metanol sabiendo que:

Hºf (CH3OH (l)) = –238,7 kJ/mol

Hºf (CO2 (g)) = –393,5 kJ/mol

Hºf (H2O(g)) = –241,6 kJ/mol

La reacción de combustión del metanol es:

CH3OH (l) + 3/2 O2 CO2 (g) + 2 H2O(g) La variación de entalpía en un proceso químico es:

H0 = Hf0(productos) – Hf

0(reactivos) Por tanto la entalpía de combustión del metanol es:

H0 = 2mol · (–241,6 kJ/mol) + 1mol · (–393,5 kJ/mol) – 3/2 mol · 0 – 1mol · (–238,7 kJ/mol) = –638kJ

º º º reacción f f

productos reactivos

H H H

6 12 6 6 2En este caso, tendremos º º (C H ) º (C H ) 3 º (H ) reacción f f fH H H H

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Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción de la calcita y el dióxido de carbono, para

dar carbonato de calcio, CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)

Datos: entalpías de formación estándar: Hºf (CaO) = –635 kJ/mol; Hºf (CO2) = –393 kJ/mol;

Hºf (CaCO3) = –1207 kJ/mol

La variación de entalpía de una reacción se puede calcular sumando las entalpías de formación de los

productos menos las entalpías de formación de los reactivos:

Hº = –1 207 – (–635) – (393) = –179 kJ

7.3. REACCIONES EXO Y ENDOENERGÉTICAS. DIAGRAMAS ENTÁLPICOS

Como ya hemos señalado, dependiendo del signo de H, las reacciones químicas pueden clasificarse como exoenergéticas o endoenergéticas. Si la reacción se produce en condiciones normales (1atmósfera y 298K) la

variación de entalpía se escribe H0 y tendremos:

Reacción exoenergética H0 < 0

Reacción endoenergética H0 > 0

Como

se cumplirá que:

a) en una reacción exoenergética: H0f, PRODUCTOS < H0

f ,REACTIVOS

b) en una reacción endoenergética: H0f, PRODUCTOS > H0

f ,REACTIVOS

A partir de estas dos últimas relaciones se pueden construir los correspondientes DIAGRAMAS ENTÁLPICOS:

El primer diagrama entálpico corresponde a una reacción exoenergética. En una reacción exoenergética la suma de las entalpías de los reactivos es mayor que la suma de las entalpías de los productos.

El segundo diagrama entálpico corresponde a una reacción endoenergética. En una reacción endoenergética la suma de las entalpías de los reactivos es menor que la suma de las entalpías de los productos.

º º º reacción f f

productos reactivos

H H H

3 2En este caso, tendremos: º º (CaCO ) º (CaO) º (CO ), es decir: reacción f f fH H H H

º º º reacción f f

productos reactivos

H H H

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EJEMPLOS

El diagrama exotérmico corresponde a la reacción: CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O (l); H = –890 kJ

El valor H resulta de:

H = Hproductos – Hreactivos = –890 kJ

El diagrama endotérmico corresponde a la reacción: 2NO(g) N2(g) + O2(g); H = +180,5 kJ

El valor H resulta de:

H = Hproductos – Hreactivos = +180,5 kJ

EJERCICIOS RESUELTOS:

Al reaccionar un mol de hidrógeno con un mol de cloro, a 250C y 1 atm, se transfiere al medio exterior 184,4 kJ. Calcula la entalpía normal de formación del cloruro de hidrógeno.

La ecuación termoquímica de la reacción es:

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g); H0 = — 184,4 kJ

Según dicha ecuación, la entalpía normal de formación del HCl (g) es:

0 184 4 0 0 92 2

2 molfH H

, kJ kJ,

mol g

lC

Halla la entalpía normal de la siguiente reacción: Fe2O3 (s) + H2 (g) Fe (s) + H2O (l).

Datos: H0f [H2O(l)] = – 285,8 kJ/mol y H0

f [Fe2O3(s)] = — 822,1 kJ/mol.

La ecuación química ajustada de la reacción es:

Fe2O3 (s) + 3H2 (g) 2Fe (s) + 3H2O (l). Las entalpías normales de formación del Fe (s) y del H2 (g) son cero por estar en su estado normal de referencia, luego aplicando:

H0 = Hf0(productos) – Hf

0(reactivos)

resulta:

H0 = 2·0 + 3mol (—285,8 kJ/mol) — [1mol (—822,1 kJ/mol) + 3·0] = —35,3 kJ

La reacción es exotérmica y hay que observar que la variación de entalpía para la reacción se ha expresado en kJ, que es la energía que se transfiere del sistema al medio exterior cuando reacciona 1 mol de óxido de hierro(III) con 3 moles de hidrógeno.

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Halla la variación de la entalpía normal de la reacción de combustión del amoníaco para producir monóxido de nitrógeno y agua.

Datos: H0f [NH3(g)] = —46,1 kJ/mol y H0

f [NO(g)] = 90,2 kJ/mol. H0f [H2O(l)] = – 285,8 kJ/mol

La ecuación termoquímica es:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (I); H0 reacción

Se aplica la relación:

H0 = Hf0(productos) – Hf

0(reactivos) =

4 H0f [NO (g)] + 6 H0

f [H2O(l)] – 4 H0f [NH3 (g)]– 5 H0

f [O2 (g)]

La variación de la entalpía de formación del oxígeno, al ser un elemento, es cero, luego:

0 4 90 2 6 285 8 4 46 1 5 0 1169 6 reacción

kJ kJ kJH mol , mol , mol , , kJ

mol mol mol

CONTESTA Y REPASA

Determina la cantidad de calor desprendida al quemar 3L de propano medidos en condiciones normales, sabiendo que la entalpía normal de formación del agua líquida es de –68,3 kcal/mol, la del dióxido de carbono es de –94,1 kcal/mol y la del propano es de –24,8 kcal/mol.

La entalpía normal de formación del cloruro de plata sólido es de –30,3 kcal/mol y la

variación de entalpía en el proceso Pb (s) + 2AgCl (s) PbCl2 (s) + 2Ag (s) es de –25,1 kcal a 1 atm y 298K. Determina la entalpía normal de formación del PbCl2 (s).

Calcula la energía que se desprende cuando reaccionan 1,21024 átomos de plomo.

Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción de combustión del acetileno,

Datos: entalpías de formación estándar:

H0f (C2H2) = 227 kJ/mol; H0f (CO2) = –393 kJ/mol; H0f (H2O) = –286 kJ/mol.

Determina los moles de acetileno que se queman al desprenderse 4000 kJ de calor.

2 2 2 2 22 C H 5 O 4 CO 2 H O(g) (g) (l)