- comprender que las reacciones químicas van acompañadas de cambios de entalpía y que estos cambios pueden ser exotérmicos ($\Delta H$ es negativo) o endotérmicos ($\Delta H$ es positivo).
- construir e interpretar un diagrama de la trayectoria de reacción, en términos del cambio de entalpía de la reacción y de la energía de activación.
- definir y utilizar los términos: (a) condiciones estándar (este programa asume que estas son $298\text{ K}$ y $101\text{ kPa}$), representadas por $^{\ominus}$. (b) cambio de entalpía con referencia particular a: reacción, $\Delta H_r$, formación, $\Delta H_f$, combustión, $\Delta H_c$, neutralización, $\Delta H_{\text{neut}}$.
- comprender que se producen transferencias de energía durante las reacciones químicas debido al rompimiento y formación de enlaces químicos.
- utilizar energías de enlace ($\Delta H$ positivo, es decir, ruptura de enlace) para calcular el cambio de entalpía de la reacción, $\Delta H_r$.
- comprender que algunas energías de enlace son exactas y otras son promedios.
- calcular cambios de entalpía a partir de resultados experimentales apropiados, incluyendo el uso de las relaciones $q = mc\Delta T$ y $\Delta H = -mc\Delta T/n$.
Energetica química
A-Level Química · Tema 5
8:21
Energetica Química
Un mechero se calienta lo suficiente para ablandar vidrio. Un pack frío instantáneo, apretado una vez, baja cerca de congelarse. Ambos son simplemente reacciones químicas —una en un…
Narración en inglés · Subtítulos en inglés + 中文 quemados en pantalla
5.1
Cambio de entalpía, ΔH
Syllabus
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
Toda reacción química absorbe o libera energía. Este cambio energético, medido a presión constante, se denomina cambio de entalpía (焓变), con símbolo $\Delta H$.
- En una reacción exotérmica (放热), el sistema libera calor; por tanto, los productos tienen menos energía que los reactivos y $\Delta H$ es negativo.
- En una reacción endotérmica (吸热), el sistema absorbe calor; por tanto, los productos tienen más energía que los reactivos y $\Delta H$ es positivo.
Diagramas de la trayectoria de la reacción
Un diagrama de la trayectoria de la reacción (反应路径图) muestra la energía de los reactivos y los productos, así como la "colina" energética entre ellos. La altura de esta colina representa la energía de activación (活化能): la mínima energía que necesitan las partículas para poder reaccionar.
- Exotérmica: los productos se sitúan más abajo que los reactivos ($\Delta H < 0$).
- Endotérmica: los productos se sitúan más arriba que los reactivos ($\Delta H > 0$).
Condiciones estándar y tipos de cambio de entalpía
Los valores energéticos se comparan bajo condiciones estándar (标准条件): $298\ \text{K}$ y $101\ \text{kPa}$, indicadas mediante el símbolo $^{\ominus}$. Cada sustancia se encuentra en su estado físico normal a dichas condiciones.
| Símbolo | Nombre | Definición (por mol, en condiciones estándar) |
|---|---|---|
| $\Delta H_r^{\ominus}$ | Cambio de entalpía de reacción (反应焓变) | para las cantidades mostradas en la ecuación |
| $\Delta H_f^{\ominus}$ | Cambio de entalpía de formación (生成焓变) | un mol de un compuesto se forma a partir de sus elementos |
| $\Delta H_c^{\ominus}$ | Cambio de entalpía de combustión (燃烧焓变) | un mol de una sustancia se quema completamente en oxígeno |
| $\Delta H_{\text{neut}}^{\ominus}$ | Cambio de entalpía de neutralización (中和焓变) | un mol de agua se forma a partir de un ácido y una base |
Energía de ruptura y formación de enlaces
Durante una reacción, se rompen enlaces antiguos y se forman nuevos. Romper un enlace requiere energía (endotérmico); formar un enlace libera energía (exotérmico). El cambio de entalpía de la reacción es la diferencia entre ambos:
$$\Delta H_r = \sum (\text{bond energies broken}) - \sum (\text{bond energies made})$$
La energía de enlace (键能) es la energía necesaria para romper un mol de un tipo específico de enlace en estado gaseoso, por lo que siempre es positiva. Algunas energías de enlace son exactas (para una molécula específica); otras son promedios tomados sobre muchas moléculas diferentes, por lo que los cálculos que las utilizan son solo aproximados.
Ejemplo resuelto. Utilice las energías de enlace para hallar $\Delta H$ para $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$. Energías de enlace (kJ mol⁻¹): H–H $= 436$, Cl–Cl $= 242$, H–Cl $= 431$.
$$\Delta H = \sum(\text{broken}) - \sum(\text{made}) = (436 + 242) - (2 \times 431) = 678 - 862 = -184\ \text{kJ mol}^{-1}.$$
Medición del cambio de entalpía en el laboratorio
Cuando una reacción calienta (o enfría) una masa conocida de agua o disolución, el calor transferido es:
$$q = mc\Delta T$$
donde $m$ es la masa, $c$ es la capacidad calorífica específica (比热容) (cuánta energía se necesita para elevar 1 g en 1 K), y $\Delta T$ es el cambio de temperatura. A continuación, el cambio de entalpía por mol viene dado por:
$$\Delta H = -\frac{mc\Delta T}{n}$$
El signo negativo hace que $\Delta H$ sea negativo cuando la temperatura sube (una reacción exotérmica).
Ejemplo resuelto. Al quemar $0.50\ \text{g}$ de metanol ($M_r = 32$), la temperatura de $100\ \text{g}$ de agua aumenta $18\ ^{\circ}\text{C}$. Calcule el cambio de entalpía de combustión por mol. ($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$.)
El calor liberado es $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$. La cantidad quemada es $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$, por lo tanto:
$$\Delta H_c = -\frac{q}{n} = -\frac{7520}{0.0156} \approx -480\ \text{kJ mol}^{-1}.$$
Explorar
Reacciones exotérmicas y endotérmicas
Arrastra ΔH. Una reacción exotérmica libera energía (productos más bajos); una endotérmica la absorbe (productos más altos).
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| enthalpy change/enˈθælpi tʃeɪndʒ/ | 焓变 | hán biàn |
| exothermic/eɡzəˈðɜːmɪk/ | 放热 | fàng rè |
| endothermic/ˌendəʊˈθɜːmɪk/ | 吸热 | xī rè |
| reaction pathway diagram/rɪˈækʃn ˈpæθweɪ ˈdaɪəɡræm/ | 反应路径图 | fǎn yìng lù jìng tú |
| activation energy/ˌæktɪˈveɪʃn ˈenədʒi/ | 活化能 | huó huà néng |
| standard conditions/ˈstændəd kənˈdɪʃnz/ | 标准条件 | biāo zhǔn tiáo jiàn |
| enthalpy change of reaction/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv rɪˈækʃn/ | 反应焓变 | fǎn yìng hán biàn |
| enthalpy change of formation/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv fɔːˈmeɪʃn/ | 生成焓变 | shēng chéng hán biàn |
| enthalpy change of combustion/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv kəmˈbʌstʃn/ | 燃烧焓变 | rán shāo hán biàn |
| enthalpy change of neutralisation/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv ˌnjuːtrəlaɪˈzeɪʃn/ | 中和焓变 | zhōng hé hán biàn |
| bond energy/bɒnd ˈenədʒi/ | 键能 | jiàn néng |
| specific heat capacity/spəˈsɪfɪk hiːt kəˈpæsɪti/ | 比热容 | bǐ rè róng |
| Hess's law/ˈhesɪz lɔː/ | 盖斯定律 | gài sī dìng lǜ |
| energy cycle/ˈenədʒi ˈsaɪkl/ | 能量循环 | néng liàng xún huán |
5.2
Ley de Hess
Syllabus
- aplicar la ley de Hess para construir ciclos energéticos simples
- realizar cálculos utilizando ciclos y términos energéticos relevantes, incluyendo: (a) determinación de cambios de entalpía que no pueden obtenerse mediante experimento directo (b) uso de datos de energía de enlace
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
La ley de Hess (盖斯定律) establece que el cambio total de entalpía para una reacción es el mismo, independientemente de la ruta seguida desde los reactivos hasta los productos. Esto se debe a que la energía se conserva.
Esto permite dibujar un ciclo energético (能量循环): vincular los reactivos y los productos mediante un paso directo y una ruta indirecta, y luego sumar los pasos para que ambas rutas den el mismo total.
La ley de Hess resulta útil de dos formas:
- Permite determinar un cambio de entalpía que no se puede medir directamente (por ejemplo, la formación de un compuesto que se forma lentamente o con reacciones secundarias).
- Permite calcular $\Delta H_r$ a partir de datos de energía de enlace, o de datos de formación o combustión proporcionados en el enunciado.
Explorar
Ciclo de la Ley de Hess
El cambio de entalpía es el mismo sin importar qué ruta se siga, por lo que un ΔH desconocido puede determinarse mediante una ruta alternativa.
5.2
Consejos para el examen
- Defina cada cambio de entalpía especificando sus condiciones estándar exactas (p. ej., combustión = un mol quemado completamente en exceso de oxígeno).
- Utilice $\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$; la ruptura es endotérmica ($+$), la formación es exotérmica ($-$): invertir los signos es el error clásico.
- En $q = mc\Delta T$, utilice la masa del agua/disolución, divida después por los moles y añada el signo negativo para una reacción exotérmica.
- Dibuje ciclos de Hess con flechas orientadas correctamente, siga la ruta alternativa y asigne siempre un signo y unidades ($\Delta H$) a $\text{kJ mol}^{-1}$.
Lecciones interactivas sobre este tema
Trátalo paso a paso, con ejercicios de verificación instantánea.