12. Entalpías de formación | 🔥 Termoquímica | Joseleg

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Podemos utilizar los métodos que acabamos de comentar para calcular los cambios de entalpía para un gran número de reacciones a partir de valores de ∆H⁰ tabulados. Por ejemplo, existen tablas extensas de entalpías de vaporización (∆H⁰ para convertir líquidos en gases), entalpías de fusión (∆H⁰ para fundir sólidos), entalpías de combustión (∆H⁰ para quemar una sustancia en oxígeno), etc. Un proceso particularmente importante utilizado para tabular datos termoquímicos es la formación de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes. El cambio de entalpía asociado con este proceso se denomina entalpía de formación (o calor de formación estándar), ∆H⁰_f, donde el subíndice f indica que la sustancia se ha formado a partir de sus elementos constituyentes.

La magnitud de cualquier cambio de entalpía depende de la temperatura, la presión y el estado (gas, líquido o forma cristalina sólida) de los reactivos y productos. Para comparar las entalpías de diferentes reacciones, debemos definir un conjunto de condiciones, llamado estado estándar, en el que se tabulan la mayoría de las entalpías. El estado estándar de una sustancia es su forma pura a presión atmosférica (1 atm) y la temperatura de interés, que generalmente elegimos ser 298 K o 25°C. El cambio de entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos están en sus estados estándar. Denotamos un cambio de entalpía estándar como ∆H⁰, donde el superíndice 0 indica condiciones de estado estándar.

La entalpía estándar de formación de un compuesto, ∆H_f,i⁰, es el cambio en la entalpía para la reacción que forma un mol del compuesto a partir de sus elementos con todas las sustancias en sus estados estándar. Por lo general, informamos valores de ∆H_f,i⁰ a 298 K. Si un elemento existe en más de una forma en condiciones estándar, la forma más estable del elemento se usa generalmente para la reacción de formación. Por ejemplo, la entalpía estándar de formación para el etanol, C₂H₅OH, es el cambio de entalpía para la reacción.

La fuente elemental de oxígeno es O₂, no O u O₃, porque O₂ es la forma estable de oxígeno a 298 K y presión atmosférica. De manera similar, la fuente elemental de carbono es el grafito y no el diamante porque el grafito es la forma más estable (de menor energía) a 298 K y presión atmosférica. Asimismo, la forma más estable de hidrógeno en condiciones estándar es H₂(g). En este enlace encontrará una tabla de entalpías estándar de formación para sustancias comunes.

Por definición, la entalpía estándar de formación de la forma más estable de cualquier elemento es cero porque no se necesita reacción de formación cuando el elemento ya se encuentra en su estado estándar. Por lo tanto, los valores de ∆H_f,i⁰ para C (grafito), H₂(g), O₂(g) y los estados estándar de otros elementos son cero por definición.

👉Enunciado: ¿Cuál de los siguientes valores de entalpía estándar de formación no es cero a 25 °C? Na(s), Ne(g), CH₄(g), S₈ (s), Hg(l), H(g) // Pulse aquí.

👉Enunciado: Los valores de ∆H°_f de los dos alótropos de oxígeno, O₂ y O₃, son 0 y 142.2 kJ / mol, respectivamente, a 25 ° C. ¿Cuál es la forma más estable a esta temperatura? // Pulse aquí.

Las entalpías estándar de formación no necesariamente se encuentran ajustadas a 1 mol de avance de la reacción, y por ende, los números estequiométricos pueden interpretarse como valores fraccionarios, es decir como cantidades molares. Recuerde que una ecuación química se interpreta tanto molar como molecularmente si su avance de reacción es de 1 mol.

Podemos usar la ley de Hess y tabulaciones de valores de ∆H_f⁰, para calcular el cambio de entalpía estándar para cualquier reacción para la que conocemos los valores de ∆H_f⁰ para todos los reactivos y productos. En este caso es conveniente tener en cuenta que los signos de las entalpías de los reactivos se invierten, por lo que la ley de Hess debe reescribirse en términos de productos (p) y reactivos (r):

Al simplificar la ecuación anterior puede llegar a ser difícil de manipular, por lo que es más conveniente colocar la identidad de las sustancias para el número estequiométrico y la entalpía sobre cada producto. 

Por ende, es fundamental constar con una ecuación química balanceada para masa y carga antes de ejecutar la suma ponderada. En ocasiones debemos calcular el calor desprendido por mol o por gramo de uno de los reactivos empleando los calores de formación estándar.

👉Enunciado: ¿Cuál es la cantidad más negativa a 25 °C ∆H°f para H₂O (l) o ∆H°f para H₂O (g)? // Pulse aquí.

👉Enunciado: Predecir el valor de ∆H_f° (mayor, menor o igual a cero) para estos elementos a 25 °C (a) Br₂(g); Br₂(l), (b) I₂(g); I₂(s) // Pulse aquí.

👉Enunciado: Calcule el calor de descomposición para este proceso a presión constante y 25 ° C: CaCO₃(s)→CaO(s)+CO₂(g) // Pulse aquí.

👉Enunciado: Las entalpías estándar de formación de iones en soluciones acuosas se obtienen asignando arbitrariamente un valor de cero a los iones H⁺; es decir, ∆H_f°(H⁺(aq)) = 0. Para la siguiente reacción HCl(g) → H⁺(aq)+Cl^-(aq)  ∆H°=-74.9 kJ/mol, calcule ∆H_f° para los iones Cl^- // Pulse aquí.

👉Enunciado: Las entalpías estándar de formación de iones en soluciones acuosas se obtienen asignando arbitrariamente un valor de cero a los iones H⁺; es decir, ∆H_f°(H⁺(aq)) = 0. Dado que ∆H_f° para los iones OH^- es -229.6 kJ/mol, calcule la entalpía de neutralización cuando 1 mol de un ácido monoprótico fuerte (como HCl) se valora por 1 mol de una base fuerte (como KOH) a 25 °C // Pulse aquí.

👉Enunciado: Calcule el calor de combustión para 2H₂(g)+O₂(g)→2H₂O(l) a partir de las entalpías estándar de formación // Pulse aquí.

👉Enunciado: Calcule el calor de combustión para 2C₂H₂(g) + 5O₂(g) → 4CO₂(g) + 2H₂O(l) // Pulse aquí.

👉Enunciado: Calcule el calor de combustión para C₂H₄(g) + 3O2(g) → 2CO₂(g) + 2H₂O(l) // Pulse aquí.

👉Enunciado: Calcule el calor de combustión para 2H₂S(g) + 3O₂(g) → 2H₂O(l) + 2SO₂(g) // Pulse aquí.

Del ejercicio anterior se desprende una pregunta importante con respecto a la simbología estándar de la teoría de termoquímica básica ¿cuál es la relación entre la entalpía estándar de una sustancia y las terapias estándar de formación de una sustancia? en este caso tenemos 2 opciones: (1) que sea en el mismo concepto o (2) que estén relacionadas mediante una constante de proporcionalidad. Para resolver esta pregunta vamos a emplear el enunciado anterior, pero cambiando la pregunta.

👉Enunciado: Determinar la entalpía estándar del oxígeno para la combustión de hidrógeno sí la entalpía estándar de la reacción fue de -571.6 kJ/mol // Pulse aquí.

👉Enunciado: El cambio de entalpía estándar para la siguiente reacción es 436.4 kJ/mol: H2(g) → H(g) + H(g) Calcule la entalpía estándar de formación del hidrógeno atómico (H) // Pulse aquí.

👉Enunciado: A partir de las entalpías estándar de formación, calcule ∆H°rxn para la reacción C6H12(l) → 9O2(g) + 6CO2(g) + 6H₂O(l) Para C₆H₁₂(l), ∆H°f = -151.9 kJ/mol // Pulse aquí.

Por lo tanto, se hace evidente que los 2 conceptos son diferentes, entonces ¿cuál es la función que relaciona a la entrega estándar de una sustancia con la entalpía estándar de formación?

Entalpía de la reacción específica y ley de Hess

👉Enunciado: Hallar una función para calcular el calor emitido por una reacción tomando como patrón 1 mol o 1 gramo de uno de los reactivos o productos, los calores estándar de formación de las sustancias involucradas y una ecuación química balanceada // Pulse aquí.

👉Enunciado: La reacción de la termita involucra aluminio y óxido de hierro (III) 2Al(s) + Fe₂O₃(s) → Al₂O₃(s) + 2Fe(l) Esta reacción es altamente exotérmica y el hierro líquido formado se usa para soldar metales. Calcule el calor liberado en kilojulios por gramo de Al reaccionado con Fe₂O₃. El ∆H_f⁰ para Fe (l) es 12.40 kJ / mol // Pulse aquí.

👉Enunciado: El benceno (C₆H₆) se quema en el aire para producir dióxido de carbono y agua líquida. Calcule el calor liberado (en kilojulios) por gramo del compuesto que reaccionó con oxígeno. La entalpía estándar de formación de benceno es 49.04 kJ/mol // Pulse aquí.

👉Enunciado: En general, los compuestos con valores ∆H_f°negativos son más estables que aquellos con valores ∆H_f°positivos. El H₂O₂(l) tiene un ∆H_f°negativo. Entonces, ¿por qué el H₂O₂(l) tiene tendencia a descomponerse en H₂O(l) y O₂(g)? // Pulse aquí.

👉Enunciado: Sugiera formas (con ecuaciones apropiadas) que le permitirían medir los valores ∆H_f° de Ag₂O(s) y CaCl₂(s) a partir de sus elementos. No son necesarios cálculos. // Pulse aquí.

👉Enunciado: Pentaborano-9, B₅H₉, es un líquido incoloro altamente reactivo que estallará en llamas cuando se exponga al oxígeno. La reacción es 2B₅H₉(l) + 12O₂(g) → 5B₂O₃(s) + 9H₂O(l) Calcule los kilojulios de calor liberados por gramo del compuesto que reacciona con el oxígeno. La entalpía estándar de formación de B₅H₉ es 73.2 kJ/mol // Pulse aquí.

👉Enunciado: Hallar la ecuación que permite calcular la entalpía de la reacción o calor de reacción en kJ a partir de las entalpías estándar de reacción.

👉Enunciado: A 850 °C, el CaCO₃ sufre una descomposición sustancial para producir CaO y CO₂. Suponiendo que los valores de ∆H°f del reactivo y los productos son los mismos a 850 °C que a 25 °C, calcule el cambio de entalpía (en kJ) si se producen 66.8 g de CO₂ en una reacción.