6.6 Introducción a la entalpía de reacción

Pregunta esencial

¿Por qué algunas reacciones se calientan?

Un cerillo arde, una bolsa calentadora de manos se calienta y una estufa de gas desprende muchísimo calor. En este tema vas a ponerle un número a ese calor, que se llama entalpía de reacción, y vas a explicar de dónde viene la energía.

Cambio de entalpía, ΔH

• ΔH es el calor que una reacción absorbe o libera a presión constante.
• ΔH < 0 (exotérmica): se libera calor a los alrededores.
• ΔH > 0 (endotérmica): se absorbe calor de los alrededores.

Error común: un aumento grande de temperatura no significa que ΔH sea positivo. Si los alrededores se calentaron, el sistema perdió energía, así que ΔH es negativo.

Ecuaciones termoquímicas

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = −890 kJ/mol_rxn

• Los estados importan. Producir agua líquida libera una cantidad de energía distinta que producir vapor de agua.
• ΔH es para los moles tal como están escritos. Un “mol de reacción” significa que 1 mol de CH₄ reacciona con 2 mol de O₂ para formar 1 mol de CO₂ y 2 mol de H₂O.
• Así que se liberan 890 kJ de calor cada vez que eso sucede.

ΔH por mol de reacción

Los coeficientes convierten ΔH en factores de conversión. En la reacción del metano de arriba, se liberan 890 kJ:

Por…	Calor liberado
1 mol de CH4	890 kJ
2 mol de O2	890 kJ
1 mol de CO2	890 kJ
2 mol de H2O	890 kJ

¿De dónde viene la energía?

• Romper y formar enlaces cambia la energía potencial química del sistema.
• Exotérmica: la energía potencial baja, así que la energía cinética de las partículas sube y la temperatura aumenta (al principio).
• Endotérmica: la energía potencial sube, así que la energía cinética baja y la temperatura disminuye (al principio).

Productos y alrededores

• Exotérmica: los productos empiezan más calientes que los alrededores. La energía fluye hacia los alrededores hasta llegar al equilibrio térmico.
• Endotérmica: los productos empiezan más fríos que los alrededores. La energía fluye desde los alrededores hacia los productos hasta llegar al equilibrio térmico.

q = (mol rxn)(ΔH)

q = (mol rxn)(ΔH)

1. Gramos → moles de sustancia (divide entre la masa molar).
2. Moles de sustancia → moles de reacción (divide entre el coeficiente de esa sustancia).
3. Moles de reacción → q en kJ (multiplica por ΔH).

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Ejemplos resueltos

Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.

Ejemplo 1: Combustión del metano

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l), ΔH = −890. kJ/mol_rxn. ¿Cuánto calor se libera cuando se queman 8.00 g de CH₄?

Mostrar la solución

1. Moles de CH₄: 8.00 g ÷ 16.04 g/mol = 0.4988 mol de CH₄.
2. Moles de reacción: el coeficiente del CH₄ es 1, así que 0.4988 mol de CH₄ = 0.4988 mol_rxn.
3. Calor: q = (0.4988 mol_rxn)(−890. kJ/mol_rxn) = −443.9 kJ.
4. Redondeo: 3 cifras significativas (8.00 g y 890.).
5. Respuesta: q = −444 kJ, así que se liberan 444 kJ de calor.

Ejemplo 2: Cuidado con el coeficiente

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l), ΔH = −572 kJ/mol_rxn. ¿Cuánto calor se libera cuando reaccionan 10.0 g de H₂?

Mostrar la solución

1. Moles de H₂: 10.0 g ÷ 2.016 g/mol = 4.960 mol de H₂.
2. Moles de reacción: el coeficiente del H₂ es 2, así que 4.960 mol ÷ 2 = 2.480 mol_rxn.
3. Calor: q = (2.480 mol_rxn)(−572 kJ/mol_rxn) = −1418.6 kJ.
4. Respuesta: q = −1.42 × 10³ kJ, así que se liberan 1.42 × 10³ kJ de calor.

Error común: olvidar dividir entre el coeficiente da 2.84 × 10³ kJ, que es el doble de la respuesta correcta.

Ejemplo 3: ΔH a partir de la calorimetría

0.0500 mol de NaOH reacciona con HCl en exceso en un calorímetro de vaso de espuma que contiene 100.0 g de solución. La temperatura sube de 21.50°C a 28.20°C. Calcula ΔH en kJ por mol de NaOH. Supón que c = 4.18 J/(g·°C).

Mostrar la solución

1. ΔT de la solución: 28.20°C − 21.50°C = 6.70°C.
2. Calor que ganó la solución: q_soln = (100.0 g)(4.18 J/(g·°C))(6.70°C) = 2,800.6 J = 2.80 kJ.
3. Calor de la reacción: la reacción liberó lo que ganó la solución, así que q_rxn = −2.80 kJ.
4. Por mol de NaOH: ΔH = −2.8006 kJ ÷ 0.0500 mol = −56.0 kJ/mol.
5. Respuesta: ΔH = −56.0 kJ/mol de NaOH. Es negativo porque la solución se calentó, así que la reacción es exotérmica.

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Práctica

La hoja de práctica llegará pronto.

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Diapositivas de la lección

• Diapositivas de 6.6 Introducción a la entalpía de reacción (PDF) (en inglés)

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Ideas clave

• ΔH < 0 libera calor. ΔH > 0 absorbe calor.
• ΔH es por mol de reacción, tal como está en la ecuación balanceada.
• Cambios en los enlaces → cambio de energía potencial → cambio de temperatura.
• q = (mol rxn)(ΔH).

De vuelta a la pregunta esencial: algunas reacciones se calientan porque los productos tienen menos energía potencial química que los reactivos: formar los enlaces nuevos libera más energía de la que absorbe romper los enlaces viejos. Esa energía aparece como partículas que se mueven más rápido, una temperatura más alta y calor liberado a los alrededores. A continuación, el Tema 6.7 Entalpías de enlace, donde vas a estimar ΔH a partir de los enlaces que se rompen y se forman.

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