Reactividad 1.2 · Ciclos energéticos en reacciones

Este folleto cubre temas seleccionados del SL para el curso evaluado por primera vez en 2025; no constituye el programa completo.

Requisitos previos: cambio de entalpía y calorimetría de Reactividad 1.1, balanceo de ecuaciones y aritmética con cantidades con signo.

Los ejemplos son originales y ficticios: no son mediciones reales ni investigaciones estudiantiles reales.

¿Qué explicaría esta observación?

• Algunos cambios de entalpía no pueden medirse directamente: el carbono y el hidrógeno no se combinarán simplemente para formar metano en un calorímetro. ¿Cómo podemos conocer aún así el cambio de entalpía de esa reacción?

Construya el modelo

• Ley de Hess: el cambio total de entalpía de una reacción es el mismo independientemente de la ruta tomada, porque la energía se conserva. Un ciclo de energía vincula la ruta directa con una ruta indirecta a través de sustancias compartidas, de modo que el cambio desconocido se encuentra a partir de mediciones directas.
• Con datos de entalpía estándar de formación la regla es ΔH = ΣΔHf(productos) − ΣΔHf(reactivos). Con datos de entalpía estándar de combustión el ciclo pasa por los productos de combustión: ΔH = ΣΔHc(reactivos) − ΣΔHc(productos). Los elementos en sus estados estándar tienen ΔHf = 0.
• ciclo de energía: Un diagrama que vincula dos rutas entre los mismos puntos de inicio y fin; entalpía estándar de formación: El cambio de entalpía cuando un mol de compuesto se forma a partir de sus elementos bajo condiciones estándar; entalpía estándar de combustión: El cambio de entalpía cuando un mol quema completamente bajo condiciones estándar.

Elija evidencias que puedan probarlo

• Medir las entalpías de combustión del carbono, hidrógeno y metano por calorimetría; cada una es directamente medible. El ciclo luego predice la entalpía de formación del metano, y el mismo método aplicado a una reacción que SÍ puede medirse directamente (como la neutralización) confirma que la ruta y la medición directa coinciden dentro de la incertidumbre experimental.
• Indicar los estados físicos de cada sustancia y las condiciones estándar; un valor de entalpía sin estados es incompleto.

Trabaje desde cantidades conocidas

• Conocido: ΔHc(C) = −394 kJ/mol, ΔHc(H₂) = −286 kJ/mol, ΔHc(CH₄) = −890 kJ/mol. El objetivo es ΔHf para C (s) + 2H₂ (g) → CH₄ (g). Por la Ley de Hess a lo largo de la ruta de combustión: ΔHf = [ΔHc(C) + 2ΔHc(H₂)] − ΔHc(CH₄). Sustitución: ΔHf = [−394 + 2 × (−286)] − (−890) = −966 + 890 = −76 kJ/mol. El signo negativo indica que la formación de metano a partir de sus elementos es exotérmica.

Ejemplo:

El etanol quema: C₂H₅OH (l) + 3O₂ (g) → 2CO₂ (g) + 3H₂O (l). Usando ΔHf(CO₂) = −394, ΔHf(H₂O) = −286 y ΔHf(C₂H₅OH) = −278 kJ/mol, encuentra ΔHc del etanol con la misma secuencia: cantidades conocidas → modelo → relación → sustitución → unidad e interpretación. (Respuesta: ΔH = [2 × (−394) + 3 × (−286)] − [−278 + 0] = −1646 + 278 = −1368 kJ/mol; el oxígeno es un elemento en su estado estándar, por lo que su ΔHf es 0.)

Verifique la conclusión y sus límites

• La Ley de Hess asume que las rutas comparten los mismos estados iniciales y finales y que los valores tabulados aplican a las condiciones indicadas. La calorimetría real pierde calor, por lo que los valores medidos tienen incertidumbre; la ley en sí es exacta.

Advertencia:

El cambio de entalpía de una reacción depende de la ruta por la cual ocurre la reacción. Esta afirmación es falsa: la Ley de Hess deriva de la conservación de la energía — el cambio total depende únicamente de los estados inicial y final, por lo que un cambio no medible puede calcularse a partir de una ruta indirecta medible.

Clave:

Ciclos de energía en reacciones: ΔH es independiente de la ruta. Usar ΔH = ΣΔHf(productos) − ΣΔHf(reactivos) a partir de datos de formación, o ΔH = ΣΔHc(reactivos) − ΣΔHc(productos) a partir de datos de combustión, manteniendo explícitamente los signos y los estados.