Entalpía de reacción, formación y combustión

Conceptos básicos

En este artículo, aprenderás los conceptos básicos de la entalpía, así como a utilizar la entalpía de formación para calcular entalpías de reacción y entalpías de combustión.

Temas tratados en otros artículos

• Cálculo de la entalpía
• Entalpía de enlace
• Las Leyes de la Termodinámica
• Energía libre de Gibbs
• Reacción de combustión
• Entropía

Entalpía

Los químicos y los físicos suelen definir el cambio de entalpía como el intercambio de calor de un sistema a presión constante.

La entalpía es un concepto termodinámico importante porque informa sobre la probabilidad que se produzca un proceso, incluidas las reacciones químicas. En concreto, los químicos suelen utilizar la energía libre de Gibbs para representar la favorabilidad, o espontaneidad, de una reacción. La entalpía tiene una relación directa con la energía libre de Gibbs, como indica la ecuación:

dG = dH – TdS

Dado que los cambios negativos en Gibbs indican reacciones espontáneas, muchas reacciones «exotérmicas», que implican cambios negativos en la entalpía, tienden a ser espontáneas. Lo contrario ocurre con las reacciones «endotérmicas» que tienen cambios positivos en la entalpía. Debido a la importancia de la entalpía en la descripción termodinámica de las reacciones químicas, los químicos han determinado muchas formas de medir y calcular la entalpía.

Entalpía de formación

Una de las formas más habituales de calcular la entalpía de una reacción (o «calor de reacción») consiste en utilizar lo que los químicos denominan entalpías de formación (o «calor de formación»). Por contexto, cada molécula tiene una entalpía de formación característica. Esta entalpía representa esencialmente la suma de la energía total de cada enlace en la molécula. Expresado de otro modo, la entalpía de formación de una molécula es el calor asociado a su formación a partir de sus componentes más básicos.

Por ejemplo, tomemos la reacción que forma hexano (C₆H₁₄) a partir de seis moles de carbono elemental y siete moles de H₂. El calor desprendido por esta reacción, a presión constante, es igual a la entalpía de formación del hexano.

6C + 7H₂ → C₆H₁₄

ΔH_f° = -199kJ/mol

Es importante señalar que el valor anterior de entalpía de formación sólo se aplica en «condiciones estándar». En concreto, una temperatura de 20 grados Celsius (o 298.15K) y una presión de 1 atm. En el contexto, a menudo verá las condiciones estándar abreviadas como «STP» por «standard temperature and pressure» (temperatura y presión estándar). Si la reacción tiene lugar en condiciones no estándar, la entalpía de formación cambiaría. Todas las entalpías que asumen condiciones estándar tienen un pequeño círculo en superíndice, similar a la notación para grados.

Es importante destacar que todas las entalpías son lo que los químicos denominan funciones de estado, en el sentido de que el cambio de entalpía entre dos estados es igual a la diferencia entre las entalpías de los estados, independientemente de los pasos intermedios que se den entre los dos estados. Así, independientemente del mecanismo entre el carbono y el hidrógeno, siempre se produce un cambio entálpico de -199kJ/mol en condiciones estándar.

Para obtener más ayuda, vea nuestro vídeo interactivo sobre la entalpía de formación.

Entalpía de reacción

Utilizando las entalpías de formación, se puede calcular el cambio entálpico de cualquier reacción química a una temperatura dada. Es importante destacar que existen muchas formas de calcular una entalpía de reacción. Algunos ejemplos incluyen el uso de entalpías de enlace o el cambio de temperatura en los alrededores. Sin embargo, si su reacción implica reactantes bien conocidos en condiciones familiares, entonces las entalpías de formación necesarias existen en línea. En tales casos, con una fórmula bastante sencilla, las entalpías de formación dan más fácilmente la entalpía de reacción.

Para calcular la entalpía de reacción, hay que multiplicar las entalpías de formación de cada uno de los reactivos por los coeficientes estequiométricos de dichos reactivos en la ecuación química equilibrada. A continuación, hay que sumar las entalpías multiplicadas de los productos y los reactantes por separado. Por último, resta la entalpía combinada de los reactantes de los productos para obtener la entalpía global de reacción.

aA + bB → cC + dD

ΔHrxn° = [(c ∗ ΔH_f,C^°) + (d ∗ ΔH_f,D^°)] – [(a ∗ ΔH_f,A^°) + (b ∗ ΔH_f,B^°)]

Curiosamente, los químicos también utilizan este proceso de restar los valores combinados de los reactantes de los valores combinados de los productos para calcular un valor de reacción global para muchas otras variables de estado, como la entropía de reacción y la energía libre de Gibbs de reacción. En general, los químicos llaman a este método de cálculo del cambio en una variable de estado Ley de Hess, en honor al químico suizo Germain Hess. Muchos estudiantes de química memorizan la frase «productos menos reactantes» para recordar la fórmula asociada a la Ley de Hess.

ΔH_rxn° = ∑ΔH_f,products° –  ∑ΔH_f,reactants°

ΔSrxn° = ∑S_products° –  ∑S_reactants°

ΔGrxn° = ∑ΔG_f,products° –  ∑ΔG_f,reactants°

Veamos un ejemplo práctico.

Ejemplo de entalpía de reacción: Descomposición del dióxido de nitrógeno

El dióxido de nitrógeno se descompone a veces en monóxido de nitrógeno y oxígeno diatómico según la siguiente reacción química:

2NO₂ → 2NO + O₂

En condiciones estándar, el dióxido de nitrógeno y el monóxido de nitrógeno tienen entalpías de formación de 33.18kJ/mol y 90.25kJ/mol, respectivamente. Dado que el oxígeno elemental se presenta de forma natural como oxígeno diatómico, el O₂ tiene una entalpía de formación nula.

ΔH_f,NO2° = 33.18kJ/mol

ΔH_f,NO° = 90.25kJ/mol

ΔH_f,O2° = 0kJ/mol

Para calcular la entalpía de reacción, tenemos que multiplicar por 2 las entalpías de formación tanto del dióxido de nitrógeno como del monóxido de nitrógeno, porque ambos tienen un coeficiente estequiométrico de 2 en la ecuación química equilibrada. A continuación, tomamos la entalpía multiplicada del dióxido de nitrógeno (los «productos») y restamos la entalpía multiplicada del monóxido de nitrógeno (los «reactantes») para obtener nuestra entalpía global de reacción de 114.14 kilojulios por «un mol de reacción». Esta entalpía de reacción positiva revela que la descomposición del dióxido de nitrógeno es endotérmica.

ΔH_rxn° = ∑ΔH_f,products° –  ∑ΔH_f,reactants°

ΔH_rxn° = (2 ∗ 90.25) – (2 ∗ 33.18) = 114.14kJ/mol

Es importante destacar que «un mol de reacción» se refiere aquí a la descomposición de dos moles de dióxido de nitrógeno. Esto se debe a que calculamos la entalpía de reacción usando una ecuación balanceada que dio al dióxido de nitrógeno un coeficiente de 2. Si en lugar de eso quisieras saber la entalpía de reacción de la descomposición de un mol de dióxido de nitrógeno, puedes simplemente dividir la entalpía que calculamos entre dos, ya que eso sería «medio mol de reacción». Del mismo modo, si quisieras hacer lo mismo para cuatro moles de dióxido de nitrógeno, o «dos moles de reacción», multiplicarías nuestro valor por 2.

NO₂ → NO + 1/2O₂ ΔH° = 114.14 / 2 = 57.07kJ

4NO₂ → 4NO + 2O₂ ΔH° = 2 ∗ 114.4 = 228.28kJ

Entalpía de combustión

Ejemplo de reacción de combustión. Fuente.

Las reacciones de combustión son uno de los tipos de reacción más comunes para los que los químicos utilizan la Ley de Hess para calcular la entalpía de reacción a partir de las entalpías de formación. Es importante destacar que el término «entalpía de combustión» se utiliza para dichas entalpías de reacción, específicamente en relación con la molécula que se está quemando. Por ejemplo, los químicos utilizarían la expresión «entalpía de combustión del hexano» para describir la entalpía de reacción estándar asociada a la reacción de combustión del hexano.

Para calcular la entalpía de combustión se aplican las mismas reglas que para la entalpía de reacción, con la ventaja añadida que las distintas reacciones de combustión suelen tener los mismos productos. En el caso de los hidrocarburos, los productos suelen ser únicamente dióxido de carbono y agua, aunque las cantidades pueden variar en función del número de carbonos y oxígenos de la molécula. La combustión también puede producir dióxido de nitrógeno y sulfuro de hidrógeno si la molécula quemada tiene nitrógenos o azufres.

	ΔHf° (kJ/mol)
CO2	-393.51
H2O	-241.82
NO2	33.18
H2O	-20.63

Tabla de entalpías de formación de productos de combustión habituales

Veamos otro ejemplo, esta vez una reacción de combustión.

Ejemplo de entalpía de la reacción de combustión: combustión del etanol

Cuando una molécula de etanol entra en combustión en condiciones normales, la reacción produce dos dióxidos de carbono y tres moléculas de agua según la siguiente ecuación:

  H₃CCH₂OH + 3O₃  → 2CO₂ + 3H₂O

Así, para obtener la entalpía de la reacción de combustión, sumamos las entalpías de formación de los productos, ponderadas por sus coeficientes estequiométricos, y restamos la entalpía de formación del etanol (-277.69kJ/mol). El resultado es una entalpía de combustión estándar del etanol de -1234.79kJ/mol.

ΔH_rxn° = [(2 ∗ ΔH_f,CO₂) + (3 ∗  ΔH_f,H₂O°)] – (ΔH_f,ethanol°)

ΔH_rxn° = [(2 ∗ -395.51) + (3 ∗ -241.82)] – (-277.69)

Problemas de práctica de entalpía de reacción

Problema 1

¿Cuál es la entalpía de reacción?

CaO ΔH_f = -635.5kJ/mol

CO₂ ΔH_f = -313.5kJ/mol

CaCO₃ ΔH_f = -1207kJ/mol

CaO + CO₂ → CaCO₃  

Problema 2

¿Cuál es la entalpía de reacción?

BaO ΔH_f = -558.1kJ/mol

2Ba + O₂ → 2BaO

Problema 3

¿Cuál es la entalpía de combustión de la cisteína?

C₃H₇NO₂S ΔH_f = -567.4kJ/mol

C₃H₇NO₂S + 3O₂ → 3CO₂ + H₂S + NO₂

Soluciones a los problemas de práctica de entalpía de reacción

1: -258.0kJ/mol

2: -1116kJ/mol

3: -600.6kJ/mol