Calor de reacción
Conceptos básicos
En este artículo aprenderás sobre el calor de reacción, su significado en termodinámica y cómo calcularlo.
Temas cubiertos en otros artículos
- ¿Qué es la entalpía?
- Otras formas de entalpía
- Cómo calcular la entalpía
- Ley de Hess
Entalpía
La Entalpía de Reacción (ΔHrxn°) es otro nombre para el Calor de Reacción. La entalpía de reacción es el cambio de entalpías producido por una reacción química en condiciones de presión constante. Es importante señalar que existen muchas otras formas de entalpía. También podemos describir la entalpía como una unidad termodinámica que mide la energía por mol que produce o libera un proceso químico. Dado que esta función se obtiene a partir de la energía interna, la presión, la temperatura y el volumen, se considera una función de estado.
Dado que tiende a medirse a presión constante, el cambio de entalpía se expresa a menudo como:
ΔH = q
La entalpía estándar de reacción se muestra comúnmente como ΔHrxn° o ΔH° . Sus unidades de medida son kilojulios por mol. Las condiciones estándar para esta función son 1atm y 25℃.
Cómo calcular el Calor de Reacción
Calculando Experimentalmente
Para cuantificar experimentalmente el cambio de entalpía, necesitas un calorímetro, que es un sistema aislado con presión constante. Incluso puedes fabricar tu propio calorímetro (https://www.youtube.com/watch?v=xizMoB6sZ7Y).
Calculando Numéricamente
Para calcular numéricamente el calor de reacción, necesitarás las entalpías de formación estándar de todos los productos y reactantes. Normalmente puedes encontrar esta información en las tablas termodinámicas de tu libro de texto. Una vez que tengas esos números, sólo tienes que seguir esta ecuación:
ΔHrxn ° = ∑ΔvpΔHf (productos) – ∑ΔvrΔHf (reactantes)
donde vp es el coeficiente estequiométrico del producto de la reacción balanceada, vr es el coeficiente estequiométrico del reactante, y ΔHf es la entalpía estándar de formación para cada producto y reactante.
Además, como el Calor de Reacción es una función de estado, sólo depende de los pasos final e inicial, no de la trayectoria. Como resultado, utilizando la Ley de Hess (https://chemistrytalk.org/what-is-hesss-law/), se puede calcular la entalpía global de una reacción multipaso como la suma de las ΔH’s de cada paso individual.
El valor de ΔH puede ser positivo o negativo porque representa la cantidad de energía intercambiada a lo largo de la reacción. Si el valor es negativo, significa que la energía calorífica sale del sistema y pasa al entorno. También significa que se trata de una reacción exotérmica. Si el valor es positivo, significa que la energía térmica del entorno entra en el sistema, lo que indica que se trata de una reacción endotérmica.
Ejemplo del cálculo de la reacción de calor
Calcula la reacción de calor de la combustión del acetileno:
1.En primer lugar, encuentra y balancea la ecuación química.
2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(g)
2. En segundo lugar, busca cada calor de formación. Puedes utilizar un recurso como esta tabla (https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/ChemPRIME_(Moore_et_al.)/03%3A_Using_Chemical_Equations_in_Calculations/3.10%3A_Standard_Enthalpies_of_Formation).
3. En tercer lugar, multiplica cada entalpía por su coeficiente estequiométrico.
3.1 Empezando con los productos
ΔHf,CO2 = -396.5kJ/mol
ΔHf,H2O = -241.8kJ/mol
vpΔHf,CO2 = 4mol(-396.5kJ/mol) = -1574kJ
vpΔHf,H2O = 2mol(-241.8kJ/mol = -483.6kJ
3.2. Después los reactantes
ΔHf,C2H2 = 227kJ/mol
ΔHf,O2 = 0kJ/mol
vpΔHf,C2H2 = 2mol(227kJ/mol) = 454kJ
vpΔHf,O2 = 5mol(0kJ/mol) = 0kJ
4. En cuarto lugar, suma ambos valores a los reactantes y productos para obtener el total de ambos.
∑vpΔHf(productos) = -1574kJ + (-483.6kJ) = -2057.6kJ
∑vpΔHf(reactantes) = 454kJ + 0 = 454kJ
5. Finalmente, ahora es posible usar la Ley de Hess para encontrar el calor de reacción.
ΔHrxn° = ∑vpΔHf(productos) – ∑vrΔHf(reactantes)
ΔHrxn = (-2057.6kJ) – (454kJ) = -2511.6kJ
Puntos importantes del ejemplo
Como puede observarse, la entalpía de formación estándar del O2 es 0. Esto se debe a que las moléculas puras no tienen entalpía de formación. El oxígeno elemental se encuentra de forma natural como una estructura diatómica, por lo que O2 sería la molécula pura. También puedes observar que el resultado es negativo. Este resultado nos indica que está saliendo energía del sistema, lo que la convierte en una reacción exotérmica. De hecho, toda reacción de combustión es exotérmica.
Comprendiendo los gráficos de Calor de Reacción
Los gráficos son muy útiles para comprender el mecanismo del calor de reacción. En el gráfico siguiente, podemos ver cómo el calor de reacción es exactamente el cambio de energía. En el mismo gráfico, es posible ver la energía relativa del estado de transición en la parte superior del gráfico. Durante el estado de transición, los enlaces de los compuestos se rompen para formar otros nuevos, generando los productos. La reacción requiere una cierta cantidad de energía, llamada energía de activación, para iniciar este cambio en el enlace químico. Por último, la energía liberada dependerá de las características específicas de la reacción; el gráfico siguiente representa una reacción exotérmica. Una reacción endotérmica tendría probablemente una energía de activación mayor y se absorbería calor en lugar de liberarse.
Problemas de práctica de calor de reacción
Problema 1
¿Cuál es el calor de reacción para la formación de óxido de aluminio?
Al + O2 → Al2O3
f,Al2O3 = -1675kJ/mol
Problema 2
Considere la combustión del benceno:
2C6H6(g) + 15O2(g) → 12CO2(g) + 6H2O(g)
Si el calor de reacción es -6370kJ ¿cuál es el calor de formación del benceno?
Soluciones a problemas de práctica de calor de reacción
1: -3350kJ/mol
2: 80.6kJ/mol