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Termoquímica 1/6
QUÍMICA
Las transformaciones químicas y los balances energéticos
Las reacciones químicas: energía
Como bien sabemos, el conocimiento de las transformaciones que puede sufrir la materia es una las dos grandes
preocupaciones de la Química (la otra es el estudio de su estructura). Todas las sustancias son susceptibles de reaccionar
químicamente. Un cambio químico implica un proceso en el que se producen modificaciones en la composición de alguna
sustancia, convirtiéndose en otra u otras sustancias diferentes: en cualquier reacción química se forma algún producto
nuevo, con propiedades diferentes a las de las sustancias de partida. Pero de una reacción química no sólo nos interesan
los balances entre cantidades y tipos de sustancias que intervienen en la reacción, sino también la energía asociada a la
transformación (energía de reacción). La reordenación de los átomos que tiene lugar en el transcurso de una reacción
química implica la ruptura de unos enlaces químicos y la formación de otros nuevos. Esto conduce a unas variaciones de
energía entre las sustancias en su forma final con respecto a las sustancias iniciales: los enlaces son interacciones entre
los átomos o iones que formas las sustancias originadas por distintos tipos de fuerzas que los mantienen “unidos”, dando
esta combinación y disposición espacial concreta de los átomos un nivel energético concreto para ese sistema, que se verá
alterado cuando éste se transforme (los átomos se reordenen y recombinen). Es decir, en el transcurso de una determinada
reacción podrá haber un desprendimiento de energía o necesitaremos administrar energía al sistema que reacciona, según
la energía de las sustancias iniciales sea mayor o menor que la de las finales.
En una reacción química no sólo nos interesan las cantidades de sustancias que
reaccionan y que se producen, sino también la energía asociada a la transformación:
la energía de la reacción.
Una disposición espacial concreta de un conjunto de átomos implica una determinada energía
Cada fragmento de materia, cada sistema, que analicemos está formado por
una o más sustancias, cada una de ellas caracterizadas por una colocación
concreta de una serie de átomos en el espacio. Estas diferentes
disposiciones de los átomos, en interacción unos con otros, tendrán
asociadas una cierta cantidad de energía. En definitiva, un mol de un
sustancia tiene una determinada cantidad de energía, de la misma forma que
tiene una determinada cantidad de masa. A esta energía inherente a nuestro
sistema y que depende de su constitución (tipo, cantidad y estado físico de la
materia) es a lo que denominamos Energía interna, E, del sistema.
Energía interna:
Energía total inherente a un
sistema que depende de su
constitución: tipo y cantidad de
materia y estado físico. Será el
resultado de sumar la energía
potencial más la energía cinética
asociadas con una determinada
disposición espacial de los
átomos que forman la muestra.
Cuando en el transcurso de una reacción química una sustancia reacciona para transformarse en otra, la
nueva agrupación de átomos tendrá una energía interna diferente a la inicial. Es decir, cuando tiene lugar
una reacción química existirá una liberación de energía (si la energía interna de los productos en menor que
la de los reactivos) o necesitaremos suministrar energía al sistema (si la energía de los reactivos es menor
que la de los productos).
Variaciones en la energía durante una transformación química: la Entalpía de una reacción
La energía de los sistemas puede presentarse de distintas formas: energía térmica, energía mecánica,
energía eléctrica, ... incluso la masa sabemos que la podemos considerar como una manifestación de la
energía (en las reacciones nucleares se produce energía que procede de una disminución de la masa). Hoy
en día está bien establecido que la energía así entendida en el Universo siempre se conserva, o lo que es lo
mismo, si una forma de energía disminuye, esta se invierte en aumentar otra: esto es lo que nos dice el
Primer Principio de la Termodinámica.
Durante una transformación química encontramos que las transferencias de energía se realizan
fundamentalmente en forma de calor, esto es, la diferencia entre la energía térmica que contienen los
reactivos y los productos. Esta energía térmica es la energía debida al movimiento continuo en el que se
encuentran las partículas que constituyen el sistema químico. Por otra parte, aplicando el Primer Principio de
la Termodinámica a los sistemas químicos, el calor que absorbe un sistema se invierte en realizar un trabajo
que consistirá principalmente en variar el volumen del sistema (expansión o compresión) contra una presión
externa:
ΔE= q –w
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA
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QUÍMICA
Las transformaciones químicas y los balances energéticos
Las reacciones químicas: energía
Desde un punto de vista práctico nos encontramos que en el estudio de los
balances energéticos de las reacciones químicas se trabaja midiendo diferencias
de calor, ya que los flujos de calor durante una transformación química los
podemos relacionar directamente con las variaciones en la energía interna del
sistema estudiado. En realidad, con lo que trabajamos es con una función que
definimos como el calor de una reacción, cuando el proceso tiene lugar a una
presión constante (ya que así es como se realizan la mayoría de las reacciones
químicas: en recipientes abiertos, sometidos por tanto a la presión atmosférica). A
esta función la llamamos Entalpía (H) de la reacción.
Con este planteamiento, podemos escribir el Primer Principio de la Termodinámica
como:
ΔE = ΔH - pΔV
donde lo que estamos diciendo es que, durante una transformación química que
tiene lugar a presión atmosférica (1 atm), la variación en la Energía interna de un
sistema es el resultado del balance entre el calor que entra al sistema (∆H) y lo
que este invierte en realizar un trabajo (ΔV, o lo que es lo mismo, expandirse o
contraerse). Teniendo además en cuenta que cuando las sustancias que
intervienen en el proceso estudiado están en fase sólida o líquida la variación en
volumen es muy pequeña, y que por tanto el trabajo realizado por el sistema será
nulo (el término pV es prácticamente despreciable), la variación en la entalpía del
proceso será prácticamente igual a la variación en la energía interna del sistema.
Si entre de las sustancias que participan en la reacción hay gases, habrá que
considerar la diferencia entre el número de moles totales entre reactivos y
productos de sustancias gaseosas, ya que estará directamente relacionado con la
variación en el volumen (siendo esta otra manifestación de transferencia de
energía en el proceso estudiado).
Calor:
Forma de transferencia de
energía, en concreto de la
energía térmica o lo que es
lo mismo la energía
cinética o de movimiento
de las partículas
constituyentes de la
materia.
Trabajo:
Forma de transferencia de
energía. En los sistemas
químicos consideramos
que la energía que se
invierte en realizar un
trabajo va principalmente
encaminada a variar el
volumen (expansión o
compresión) del sistema
contra una presión externa.
Entalpía, H:
Calor absorbido o
producido en un proceso
que se realiza a presión
constante. Es reflejo de la
energía interna del sistema
y se define por la ecuación:
H = E + pV
donde E es la Energía
interna y el término “pV”
refleja el trabajo realizado.
En resumen, la Termoquímica se ocupa de estudiar las variaciones en la entalpía en las reacciones químicas
como una manifestación de la variación entre la energía interna de los productos y de los reactivos.
Clasificación de las reacciones según la variación en energía
La variación en la entalpía entre el estado final (productos) y el estado inicial
(reactivos) de una transformación química se manifiestan como cambios en la
temperatura cuando tiene lugar la reacción: si la energía del sistema aumenta con
la reacción (energía de productos mayor que la de reactivos), el sistema absorberá
calor, que detectemos como un descenso de la temperatura. Si durante la reacción
el sistema está liberando calor, claramente la temperatura aumentará.
Cuando en una reacción se libera calor (sube la temperatura del sistema)
hablamos de reacción exotérmica.
Las reacciones químicas en las que se absorbe calor (baja la temperatura del
sistema) se denominan reacciones endotérmicas.
A nivel atómico/molecular las variaciones entre la energía de los productos y los
reactivos puede ser interpretada como el balance entre la energía que hay que
administrar al sistema para romper unos determinados enlaces y la que éste
invierte en crear unos enlaces nuevos.
Reacciones exotérmicas
Reacciones en las que se
libera calor. En global
podemos decir que la
energía de los productos
es menor que la de los
reactivos.
Reacciones endotérmicas
Las reacciones en las que
se absorbe calor. La
energía de los productos
es mayor que la de los
reactivos.
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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La entalpía o calor de reacción visto como un producto o reactivo más
El calor lo podemos considerar como un “reactivo” o como un “producto” más de la
reacción. De esta forma, en una reacción exotérmica podemos considerar que el
calor será un producto más, mientras que en una reacción endotérmica,
necesitaremos suministrar al sistema calor, al igual que cualquiera otro de los
reactivos que intervienen. Igual que veíamos que las reacciones químicas las
representábamos mediante las ecuaciones químicas, cuando en estas
ecuaciones químicas incluimos información sobre la entalpía de la reacción
hablamos de ecuaciones termoquímicas. En una ecuación termoquímica
debemos incluir, además, siempre información sobre si las sustancias que
intervienen están en estado sólido (s), líquido (l), gas (g) o disolución (aq =
disolución acuosa), ya que la variación de la entalpía de la reacción depende del
estado físico de los productos y reactivos.
En cuanto a la notación utilizada, el calor se especifica de dos formas:
. o bien lo incluimos como un término más de la ecuación: a la derecha en
una reacción exotérmica, como un producto más, o a la izquierda, en una
reacción endotérmica, junto a los reactivos.
Ejemplo: H2(g) + ½ O2 (g) –> H2O (g) + 57,798 kcal (R. exotérmica)
. o bien se incluye al lado de la ecuación química convencional, expresado
como variación de entalpía, ∆H. En este caso, la variación de entalpía se
define como la diferencia de entalpía de todos los productos menos la
entalpía de todos los reactivos, por supuesto para un proceso realizado a
presión constante, y con una temperatura y estado físico de las sustancias
determinado. Por convenio sabremos, por tanto, que en las reacciones
endotérmicas ∆H >0 y al contrario, en las exotérmicas ∆H <0.
Ejemplo: H2(g) + ½ O2 (g) –> H2O (g) ∆H = - 57,798 kcal (R. exotérmica)
Calor de reacción
Se utiliza como sinónimo
de variación de entalpía en
una reacción química.
Ecuación termoquímica
Representación de una
reacción química en la que
se incluye información
sobre la variación de
entalpía que tiene lugar.
Debe detallar igualmente el
estado físico de las
sustancias que intervienen,
ya que el calor de reacción
depende de ellos.
Variación de entalpía de
una reacción, ∆H
la diferencia entre la
entalpía de todos los
productos y de todos los
reactivos, para un proceso
realizado a presión
constante, y con una
temperatura y estado físico
de las sustancias
determinado.
∆H= ∑H prodductos. - ∑H reactivos
Caloría
cantidad de calor
necesaria para elevar la
temperatura de 1 gramo de
agua desde 14,5º a
15,5ºC.
Las unidades de calor usadas más frecuentemente en relación con las reacciones
químicas son las kilocalorías.
Combinación de ecuaciones químicas y de sus entalpías de reacción
La entalpía es una función de estado, esto implica que la variación de entalpía entre dos estados, un estado
inicial (reactivos) y un estado final (productos) es independiente del camino recorrido para llegar de un
estado a otro, y de cuales sean las etapas intermedias. Por ejemplo, imaginemos las siguientes reacciones:
A Æ B Æ CÆ D [1]
A Æ X Æ ZÆ D [2]
A y D son respectivamente los estados iniciales y finales. La diferencia de entalpía entre A y D será la misma
si han tenido lugar la secuencia de reacciones [1] o la secuencia de reacciones [2].
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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Si queremos conocer la variación de entalpía entre de A a D, será
suficiente con conocer las ∆H de los pasos intermedios (AÆ B, BÆC
y CÆD; o bien, AÆ X, XÆZ y ZÆD); ya que la ∆H del proceso A Æ
D será el resultado de la suma de las ∆H parciales. Esto es una
consecuencia directa de lo que ya hemos mencionado: la variación
de entalpía de la reacción dependerá únicamente de los calores
relativos de A y D (los estados inicial y final) y no de la forma o el
camino por el que se haya llegado de A a D.
Estos pasos intermedios no tienen porque ser pasos consecutivos
reales de una secuencia de reacciones. Simplemente, si podemos
expresar una ecuación química como combinación de otras
ecuaciones químicas (por supuesto, todas ellas realizadas bajo las
mismas condiciones de presión y temperatura), la variación de
entalpía del proceso será igualmente la combinación de las
variaciones de entalpías de los procesos representados por las
ecuaciones químicas que hemos combinados.
La importancia de esta propiedad radica, principalmente, en que en
más de una ocasión podremos deducir las variaciones de entalpía en
procesos difíciles de estudiar directamente, a partir de los datos de
otras reacciones que, experimentalmente, sean más fáciles de
estudiar.
Ejemplo real de combinación de
ecuaciones químicas y de entalpías de
reacción
Conocemos que:
[A]
H2(g) + ½ O2 –> H2O (g)
∆H = - 57,798 kcal
Si también sabemos que:
[B]
H2O (l) Æ H2O (g)
∆H = 10,519 kcal
A
B
¿Podríamos saber cual es la variación de
entalpía para la formación de un mol de H2O
en estado líquido a partir de H2 (g) y O2 (g)?
[C]
H2(g) + ½ O2 (g) –> H2O (l)
C
∆H = ¿?
Es fácil observar que podemos llegar a [C]
como combinación de [A] y la inversa de [B].
C
Luego ∆H será el resultado de sumar la
entalpía de [A] a la entalpía de [B] cambiada
de signo (proceso inverso):
C
A
B
∆H = ∆H -∆H = -68,317 kcal
Otros conceptos relacionados que conviene recordar/consultar
Enlace químico: Unión entre diferentes átomos debido a las fuerzas generadas por el intercambio o compartición de electrones
externos de los átomos que se unen. Ver ficha: Moléculas y otras posibilidades.
Ecuaciones químicas y estequiometría de una reacción. Ver ficha: Estequiometría.
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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Ejemplo
º
Si los valores de las entalpías estándar de formación, a 25 ºC, del dióxido de carbono, del agua y
del butano son los que se especifican a continuación ¿Podríamos saber cuál será la entalpía
estándar de la reacción de la combustión completa del butano, en presencia de oxígeno,
expresada en kilojulios/mol? (1 cal = 4,184 J)
Reacción
C (grafito) + O2 (g) Æ CO2
ΔHof /kcal
-94,03
2 H2(g) + O2(g) Æ 2 H2O (l)
-136,63
4 C(grafito) + 5 H2(g) Æ C4H10 (g)
-29,81
Solución:
Queremos conocer la entalpía de la siguiente reacción:
2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g)Æ 8 CO2 (g)+ 10 H2O (g)
La entalpía estándar de formación ( ΔHof ) se define como el cambio de calor que se produce cuando se
forma un mol de una sustancia a partir de sus elementos en su forma más estable, bajo una presión de
1 atm. Así, por definición, la entalpía estándar de formación de cualquier elemento en su forma más
estable será cero.
De esta forma, combinando la información de la que disponemos podemos ver que:
Reacción: Productos Æ
Reactivos
8 C (grafito) + 8 O2 (g) Æ
8 CO2 (g)
-752,24
-683,17
ΔHo /kcal
10 H2(g) +5 O2(g)
Æ
10 H2O (g)
2 C4H10 (g)
Æ
8 C(grafito) + 10 H2(g)
59,62
2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g) Æ
8 CO2 (g)+ 10 H2O (l)
1375,79
Luego, la entalpía de combustión de 1 mol de C4H10(g) será 1270,62 /2 = 688 kcal/mol
Por tanto, expresándolo en kilojulios:
688 kcal/mol * 4,184 = 2878 kJ/mol
Finalmente, podríamos escribir la ecuación termoquímica de la combustión completa del butano, a
25 ºC, como:
2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g) Æ 8 CO2 (g)+ 10 H2O (l) + 5756 kJ
o bien
2 C4H10 (g)+ 13 O2 (g) Æ 8 CO2 (g)+ 10 H2O (l)
ΔHo = - 2878 kJ/mol
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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Ejercicio de autoevaluación
Sabiendo que la entalpía de combustión del butano es -2878 kJ/mol y que la energía desprendida
cuando se queman 10 mL de octano es de 337 kJ, y cuando se quema 1 gramo de metano es de
55 kJ ¿cuál de los tres tiene mayor entalpía de combustión? ¿Si quemamos los mismos gramos
de metano, butano y octano, de dónde se obtendrá más calor? Consideramos la densidad del
octano igual a 0,7 g/mL.
Consideramos las masas atómicas: C=12 y H=1.
Solución:
a) Mayor entalpía de combustión: el octano ( ΔHc C8H18 = - 5471 kJ/mol; ΔHc CH4 = - 890 kJ/mol); b) se
obtiene más calor por gramo de compuesto en el metano (55,6 kJ/g). En el butano serán 49,6 kJ/g y en
el octano 48 kJ/g.
Autora: Mercedes de la Fuente Rubio
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