Clase 7 — Calor de Reacción y Formación

📋 Temas que cubre

Procesos exotérmicos y endotérmicos: convenio de signos del calor
Aplicación de la primera ley al calor de reacción
$Δ H$ de reacción como diferencia entre entalpías de productos y de reactivos
El problema: cuatro entalpías absolutas desconocidas y una sola ecuación
Reacciones de formación: definición y ejemplos
Por qué $Δ H$ de reacción no depende de las entalpías de los elementos
Escala arbitraria: asignar cero a los elementos en su forma más estable
Estado estándar: 1 atm y 298,15 K
Entalpía estándar de formación $Δ H_{f}^{\circ}$ y su tabulación
Casos de alotropía: $O_{2}$ vs. $O_{3}$ , grafito vs. diamante
Relación entre el calor a presión constante y a volumen constante: $Δ H = Δ U + Δ n_{gas} R T$
Dependencia de $H^{\circ}$ con la temperatura

💡 Conceptos clave

Exotérmico y endotérmico

Una reacción cambia la temperatura del sistema; recuperar la $T$ inicial implica un flujo de calor. Exotérmico ( $Q < 0$ ): el sistema entrega calor al entorno. Endotérmico ( $Q > 0$ ): el entorno debe suministrar calor al sistema.

El calor de reacción es $Δ H$

Como la mayoría de las reacciones se hacen a presión atmosférica constante, el calor medido es directamente $Δ H = H_{final} - H_{inicial}$ . Y como $H$ es extensiva, se suma sobre todas las especies con sus coeficientes estequiométricos.

El problema de las incógnitas

Escribir $Δ H$ como diferencia de entalpías molares absolutas deja cuatro incógnitas y una ecuación. Ninguna entalpía absoluta es medible — sólo diferencias. Hay que romper el problema de otro modo.

Reacción de formación

La que produce un mol de un compuesto a partir de sus elementos puros en sus estados estables de agregación. Escribir cada compuesto vía su reacción de formación permite que las entalpías de los elementos se cancelen a ambos lados.

La escala arbitraria

Como $Δ H$ de cualquier reacción es independiente de los valores numéricos asignados a los elementos, se les puede asignar cualquier valor conveniente. Se elige cero, a 1 atm y 298,15 K. Todas las entalpías tabuladas cuelgan de esa convención.

Forma más estable

El cero se asigna a la forma más estable del elemento: $Δ H_{f}^{\circ} (O_{2}) = 0$ pero $Δ H_{f}^{\circ} (O_{3}) = 142$ kJ/mol; $Δ H_{f}^{\circ} (C_{g r a f i t o}) = 0$ pero $Δ H_{f}^{\circ} (C_{d i a m a n t e}) = 1, 90$ kJ/mol. El estado de agregación importa: $H_{2} O (l)$ y $H_{2} O (g)$ tienen valores distintos.

$Δ H$ frente a $Δ U$

La bomba calorimétrica mide a volumen constante ( $Q_{V} = Δ U$ ); las tablas están a presión constante ( $Q_{P} = Δ H$ ). Sólo difieren en el trabajo que hace la reacción al cambiar el número de moles gaseosas: sólidos y líquidos no cuentan.

📐 Fórmulas fundamentales

Convenio de signos del calor de reacción

Ejemplo exotérmico:

2 H_{2} (g) + O_{2} (g) \to 2 H_{2} O (l) + Energía

. Ejemplo endotérmico:

Energía + 2 H g O (s) \to 2 H g (l) + O_{2} (g)

Reacción de referencia

Estado inicial (

T

P

): 1 mol de

F e_{2} O_{3}

y 3 mol de

H_{2}

· Estado final (misma

T

P

): 2 mol de Fe y 3 mol de

H_{2} O

Δ H

como diferencia de entalpías

Correcto pero inservible: cuatro entalpías molares absolutas desconocidas y una sola ecuación.

Entalpía de formación

La entalpía del compuesto menos la de sus elementos en sus estados estables de agregación. Ejemplos:

H_{2} (g) + \frac{1}{2} O_{2} \to H_{2} O (l)

;

2 F e (s) + \frac{3}{2} O_{2} \to F e_{2} O_{3} (s)

El resultado tras la cancelación

Las entalpías de Fe

(s)

H_{2} (g)

O_{2} (g)

— los elementos — desaparecen por sí solas. Sólo sobreviven los calores de formación de los compuestos.

Calor de reacción estándar

ν_{i}

coeficientes estequiométricos. Válido a cualquier

T

P

mientras se usen entalpías de formación consistentes con esas condiciones.

Convención del estado estándar

El punto de referencia de toda la termoquímica. Se elige por conveniencia, no por una razón física: las diferencias — que es lo único medible — no cambian.

Δ H

Δ U

de reacción

Δ n_{gas}

cuenta sólo los coeficientes estequiométricos de las especies gaseosas: el volumen de sólidos y líquidos es despreciable frente al de un gas. Si la reacción no cambia el número de moles de gas,

Δ H = Δ U

. A 298 K el término

R T

vale

2, 48

kJ/mol, así que la corrección suele ser pequeña frente a un calor de reacción típico — pero no siempre despreciable.

Dependencia de

H^{\circ}

con la temperatura

Permite trasladar una entalpía tabulada a 298 K hasta la temperatura de trabajo. Es el germen de la ecuación de Kirchhoff de la clase 8.

🎯 Qué hay que entender

✦ Lo esencial de la clase 7

Distinguir qué se midió: un calorímetro a volumen constante entrega $Δ U$ , y hay que corregirlo con $Δ n_{gas} R T$ antes de compararlo con una tabla de $Δ H_{f}^{\circ}$ .
El truco central: las entalpías absolutas no son medibles, pero se cancelan al escribir la reacción vía reacciones de formación. Por eso la tabla de $Δ H_{f}^{\circ}$ resuelve todo.
$Δ H_{f}^{\circ} = 0$ sólo para elementos en su forma más estable a 298,15 K y 1 atm. El ozono, el diamante y el azufre monoclínico no valen cero.
Anotar siempre el estado de agregación: $Δ H_{f}^{\circ} (H_{2} O, l) = - 285, 8$ kJ/mol y $Δ H_{f}^{\circ} (H_{2} O, g) = - 241, 8$ kJ/mol difieren justo en el calor de vaporización.
La fórmula $Δ H^{\circ} = \sum ν Δ H_{f}^{\circ} (prod) - \sum ν Δ H_{f}^{\circ} (reac)$ es "productos menos reactivos". Invertir el orden invierte el signo — y el signo es la respuesta a si la reacción libera o consume calor.
Invertir una reacción cambia el signo de $Δ H$ ; multiplicarla por un factor multiplica $Δ H$ por ese factor. $H$ es extensiva.
Exotérmico $\Leftrightarrow Δ H < 0$ : el sistema pierde entalpía y el entorno se calienta.

🧠 Quiz de repaso

← Anterior

Primera Ley II

Ley de Hess y Ecuación de Kirchhoff

Clase 7: Calor de Reacción y Entalpías de Formación