domingo, 19 de septiembre de 2010

Entalpías de enlace y ley de Hess

¿Por qué se producen cambios de energía en las reacciones químicas?

Durante los cambios químicos los átomos se reacomodan, esto implica que los enlaces interatómicos presentes en los reactivos se rompan para posteriormente formar nuevos enlaces.

La ruptura de enlaces se requiere energía, por lo que los valores de entalpía de enlace se reportan con valores positivos.

Mientras que al formar nuevos enlaces se libera energía.

Cálculo de entalpía de reacción a partir de los valores de entalpía de enlace

Hr = suma nH (reactivos) - suma mH(productos)

Donde n y m son los coeficientes de la reacción balanceada

Si durante una reacción la cantidad de energía que se absorbe es mayor que la liberada, entonces la reacción es endotérmica (DH+).

Pero si se libera más energía de la que se absorbe, entonces se trata de una reacción exotérmica (DH -).

Es conveniente tomar en cuenta que:

La ruptura de enlaces, requiere energía ∆H (+)

La formación de enlaces, libera energía ∆H (–)

Problemas de entalpía de enlace

Calcular la entalpía de la reacción ∆H a partir de los valores de entalpias de enlace, para ello consulta la tabla de valores:

1. CH4(g) + O2(g) CO2 (g) + H2O (l)


  1. CH3Cl (g) Cl (g) + H (g) + C (s)
  2. CH4 (g) + F2 (g) → CF4 (g) + HF(g) si F-F = 155 kJ/mol; H-F = 567 kJ/mol
  1. I2 (g) + H2(g) → HI(g) si I-I = 151 kJ/ mol; H-H = 436 kJ /mol; I-H = 299 kJ/mol
  1. CH4(g) + Br2(g) CH3Br(g) + HBr (g) si Br-Br = 193 kJ/mol; C-Br= 276 kJ/mol; H-Br = 366 kJ/mol
  1. C2H4 (g) + H2O (l) → C2H5OH (l)
  2. Calcula la entalpía de enlace en la obtención del silicio a partir del óxido de silicio (IV) SiO2(s) Si(s) + O2(g) si Si-O = 362 kJ/mol; Si-Si = 226 kJ/ mol; Si=O = 390 kJ/mol

Ley de Hess

Cuando la entalpía de una reacción no se puede calcular por el método de formación, debido a que:

  1. Algunos compuestos no se pueden sintetizar directamente a partir de sus elementos.
  2. La reacción se lleva a cabo demasiada lenta.
  3. Se llevan a cabo reacciones secundarias que producen sustancias intermedias, además del compuesto deseado.
  4. No se tienen los valores de entalpía de formación, ni de enlaces para ciertas sustancias.

Se puede calcular por el método de ley de Hess, postulado por Germain Henri Hess en 1840, en donde estableció que “La energía calorífica absorbida o desprendida en una reacción química es la misma ya sea que el proceso se lleve a cabo en una etapa o en varias”. Dado que la entalpía es una función de estado, el cambio de entalpía, asociado a cualquier proceso químico, depende sólo de la cantidad de materia que sufre el cambio y de la naturaleza del estado inicial de los reactivos y del estado final de los productos.

Esto implica que la entalpía de cierta reacción se puede efectuar en un paso o en varias etapas, la suma de los cambios de entalpía asociados a los pasos individuales, debe ser igual al cambio de entalpías asociado al proceso de un solo paso.

Por ejemplo la formación del monóxido de carbono CO (g) a partir del grafito, no se puede obtener directamente porque las condiciones en que se produce el CO (g) se transforma inmediatamente en dióxido de carbono CO2(g).

Reacción en un sólo paso que se desea calcular

C (grafito) + ½ O2 (g) → CO (g)

Reacciones en dos pasos que si se tiene la variación de entalpía de formación.

CO (g) + ½ O2 (g) CO2(g) ecuación 1 ∆H °f = -283 kJ

C (grafito) + O2(g) → CO2 (g) ecuación 2 ∆H °f = -393.5 kJ

Reacción en un solo paso = reacción 1 + reacción 2

CO2 (g) CO(g) + ½ O2(g) ∆H °f = 283 kJ ecuación 1

C(grafito) + O2 (g) CO2(g) ∆H °f = -393.5 kJ ecuación 2

_______________________________________

C(grafito) + ½ O2 (g) → CO (g) ∆H °f = -110 kJ

Problemas:

1. Calcular el ∆H °f de la conversión del carbón diamante en grafito a partir de la ley de Hess, según la siguiente ecuación: C (diamante) C (grafito), cuyas reacciones 1 y 2 son:

C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) ∆H °f = -393.5 kJ

C(diamante) + O2 (g) CO2 (g) ∆H °f = -395.38 kJ

2. El azufre monoclínico y el rómbico, son dos formas alotrópicas en las que se puede encontrar el azufre elemental. Calcular el ∆H °f según la siguiente reacción:

S (rómbico) S (monoclínico)

A partir de sus reacciones 1 y 2:

S (rómbico) + O2 (g) SO2 (g) ∆H °f = -296.9 kJ

S (monoclínico) + O2(g) SO2 (g) ∆H °f = -297.2 kJ

3. La reacción de la termita es una reacción muy exotérmica y se emplea para soldar piezas metálicas muy grandes, tal es el caso de las hélices de los barcos. Calcular el ∆H °f de esta reacción si se parte de 1 mol de óxido férrico, según la siguiente ecuación:

2 Al (s) + Fe2O3 ( s) Al2O3 (s) + 2Fe (s)

A partir de las siguientes ecuaciones:

2 Al + 3/2 O2 (g) Al2O3 (s) ∆H °f = - 1669.8 kJ

2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) Fe2O3 (s) ∆H °f = - 822.16 kJ

4. Calcular el valor de la entalpía de formación ∆H °f para una mol de metanol a partir de la siguiente ecuación:

C(grafito) + 2H2 (g) + ½ O2 (g) → CH3OH (l)

A partir de de las siguientes ecuaciones:

CH3OH (l) + 3/2 O2(g) CO2(g) + H2O (l) ∆H °f = - 726.56 kJ

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) ∆H °f = - 393.5 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O ( l) ∆H °f = - 285.83 kJ

5. Calcula el cambio de entalpía ∆H °r de la reacción de oxidación del dióxido de azufre, en los pasos en la obtención del ácido sulfúrico.

SO2 (g) + O2 (g) SO3(g)

A partir de las siguientes ecuaciones:

S (rómbico) + O2 (g) SO2 (g) ∆H °f = - 296.9 kJ

S (rómbico) + 1 ½ O2 (g) SO3 (g) ∆H °f = - 394.9 kJ

6. Calcula el cambio de entalpía ∆H °r para la obtención del gas etano, según la siguiente ecuación:

2C (grafito) + 3H2 (g) C2H6 (g)

A partir de las siguientes ecuaciones:

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) ∆H °f = - 393.5 kJ

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ∆H °f = - 285.83 kJ

2C2H6 (g) + 7 O2 (g) 4CO2 (g) + 6H2O (l) ∆H °f = - 3 119.8 kJ