QUÍMICA · ENERGÍA Y REACCIONES
Una pila que alimenta una linterna, un combustible que arde y una disolución que se enfría muestran cambios de energía asociados a la composición química. Estos ejemplos distinguen lo que se transforma, lo que se mide y las condiciones de cada cálculo.
La energía química está asociada a la composición y a las interacciones entre las partículas de un sistema. En una reacción cambia su distribución: para saber si se libera o se absorbe energía hay que comparar el estado inicial completo con el final.
Romper enlaces requiere energía; formar enlaces la libera. El resultado de una reacción depende del balance de todas esas contribuciones, no de un enlace aislado.
EJEMPLO 01
Durante la descarga, reacciones de oxidación y reducción permiten mantener una corriente en el circuito.
Transformación: energía química → energía eléctrica → luz y energía térmica.
Resultado: Parte de la energía llega al entorno como calor; la luz no representa toda la energía transferida.
Condiciones: Pila conectada a un circuito; el funcionamiento depende de su química y del estado de carga.
EJEMPLO 02
La combustión cambia la composición del combustible y del oxígeno; los gases calientes pueden realizar trabajo.
Balance ilustrativo: 100 kJ de entrada = 25 kJ de trabajo + 75 kJ de otras transferencias.
Rendimiento del modelo = 25 / 100 = 25 %.
Resultado: Se obtienen 25 kJ de trabajo útil en este balance.
Condiciones: Ejercicio de régimen estable sin acumulación; 25 % es un dato elegido, no el rendimiento de todo motor.
EJEMPLO 03
La disolución de algunas sales, como el nitrato de amonio, puede absorber calor.
Separar partículas e hidratar iones tienen contribuciones energéticas distintas.
Resultado: Si el balance de disolución es endotérmico, el sistema absorbe calor del entorno.
Condiciones: El signo depende de la sustancia, temperatura y composición final; describimos el fenómeno, no un montaje.
EJEMPLO 04
Para H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g), usa energías de enlace de 436, 243 y 432 kJ/mol, respectivamente.
Romper: 436 + 243 = 679 kJ.
Formar: 2 × 432 = 864 kJ liberados.
ΔH estimada = 679 − 864 = −185 kJ.
Resultado: El proceso neto es exotérmico, aunque romper los enlaces haya requerido energía.
Condiciones: Estimación por energías de enlace, para las cantidades estequiométricas de la ecuación; no es una instrucción experimental.
La entalpía estándar de formación, ΔfH°, es el cambio de entalpía al formar un mol de sustancia desde sus elementos en sus estados de referencia. No es la energía total que «contiene» ese mol. Los valores siguientes corresponden a 298,15 K (25 °C); (s), (l) y (g) indican sólido, líquido y gas.
EJEMPLO 05
Se forma 1 mol de NH₃(g) a partir de los elementos en sus estados de referencia.
½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) → NH₃(g)
ΔfH° ≈ −45,9 kJ/mol.
Resultado: Un coeficiente fraccionario expresa una proporción molar. Para formar 2 mol, se duplica tanto la ecuación como el cambio de entalpía.
Condiciones: Referencia a 298,15 K y presión estándar; las ecuaciones definen un balance termodinámico, no una receta de síntesis.
EJEMPLO 06
Se forma 1 mol de H₂SO₄(l) a partir de los elementos en sus estados de referencia.
H₂(g) + ⅛ S₈(s, rómbico) + 2 O₂(g) → H₂SO₄(l)
ΔfH° ≈ −813,989 kJ/mol.
Resultado: La formación desde elementos no es la disolución de ácido en agua: son procesos y estados finales diferentes.
Condiciones: Referencia a 298,15 K y presión estándar; las ecuaciones definen un balance termodinámico, no una receta de síntesis.
EJEMPLO 07
Se forma 1 mol de CO₂(g) a partir de los elementos en sus estados de referencia.
C(s, grafito) + O₂(g) → CO₂(g)
ΔfH° ≈ −393,51 kJ/mol.
Resultado: Aquí la reacción de formación es también una combustión del carbono. Se especifica grafito, no diamante.
Condiciones: Referencia a 298,15 K y presión estándar; las ecuaciones definen un balance termodinámico, no una receta de síntesis.
EJEMPLO 08
Se forma 1 mol de Ag₂O(s) a partir de los elementos en sus estados de referencia.
2 Ag(s) + ½ O₂(g) → Ag₂O(s)
ΔfH° ≈ −31,05 kJ/mol.
Resultado: El valor corresponde a un mol de Ag₂O, que contiene dos moles de átomos de plata.
Condiciones: Referencia a 298,15 K y presión estándar; las ecuaciones definen un balance termodinámico, no una receta de síntesis.
EJEMPLO 09
Se forma 1 mol de Fe₂O₃(s) a partir de los elementos en sus estados de referencia.
2 Fe(s) + 3/2 O₂(g) → Fe₂O₃(s)
ΔfH° ≈ −824,2 kJ/mol.
Resultado: Fe₂O₃ y Fe₃O₄ son sustancias diferentes: no se intercambian sus entalpías.
Condiciones: Referencia a 298,15 K y presión estándar; las ecuaciones definen un balance termodinámico, no una receta de síntesis.
EJEMPLO 10
Se forma 1 mol de NaCl(s) a partir de los elementos en sus estados de referencia.
Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s)
ΔfH° ≈ −411,2 kJ/mol.
Resultado: Esta referencia de formación no describe disolver sal ni mezclar dos disoluciones.
Condiciones: Referencia a 298,15 K y presión estándar; las ecuaciones definen un balance termodinámico, no una receta de síntesis.
EJEMPLO 11
Se forma 1 mol de NaOH(s) a partir de los elementos en sus estados de referencia.
Na(s) + ½ O₂(g) + ½ H₂(g) → NaOH(s)
ΔfH° ≈ −425,93 kJ/mol.
Resultado: Se considera el sólido cristalino. NaOH acuoso tiene otro estado y otra entalpía de referencia.
Condiciones: Referencia a 298,15 K y presión estándar; las ecuaciones definen un balance termodinámico, no una receta de síntesis.
Para cada combustible se usa ΔH° = ΣνΔfH° de productos − ΣνΔfH° de reactivos. ν es el coeficiente estequiométrico. El oxígeno en su estado de referencia aporta cero por convenio. Especificar los estados evita confundir el calor de una combustión con o sin condensación del agua.
EJEMPLO 12
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de CH₄ gaseoso.
CH₄(g) + 2 O₂(g) → 1 CO₂(g) + 2 H₂O(l)
ΔH° = 1 × (−393,51) + 2 × (−285,83) − (−74,6)
ΔH° ≈ −890,57 kJ por mol de combustible.
Resultado: Para 0,50 mol, ΔH ≈ −445,29 kJ: se libera la mitad de energía que para 1 mol.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 13
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de C₂H₆ gaseoso.
C₂H₆(g) + 3,5 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l)
ΔH° = 2 × (−393,51) + 3 × (−285,83) − (−84)
ΔH° ≈ −1 560,51 kJ por mol de combustible.
Resultado: El valor es por mol de etano. Para comparar combustibles por masa habría que convertir a kJ/g.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 14
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de C₃H₈ gaseoso.
C₃H₈(g) + 5 O₂(g) → 3 CO₂(g) + 4 H₂O(l)
ΔH° = 3 × (−393,51) + 4 × (−285,83) − (−103,8)
ΔH° ≈ −2 220,05 kJ por mol de combustible.
Resultado: El agua líquida como producto permite incluir el calor de condensación; con vapor, el resultado sería menos negativo.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 15
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de C₄H₁₀ gaseoso.
C₄H₁₀(g) + 6,5 O₂(g) → 4 CO₂(g) + 5 H₂O(l)
ΔH° = 4 × (−393,51) + 5 × (−285,83) − (−125,6)
ΔH° ≈ −2 877,59 kJ por mol de combustible.
Resultado: Se especifica n-butano: un isómero distinto puede tener otra entalpía de formación.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 16
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de C₅H₁₂ gaseoso.
C₅H₁₂(g) + 8 O₂(g) → 5 CO₂(g) + 6 H₂O(l)
ΔH° = 5 × (−393,51) + 6 × (−285,83) − (−146,8)
ΔH° ≈ −3 535,73 kJ por mol de combustible.
Resultado: El reactivo se toma gaseoso. Si se parte de pentano líquido, se debe usar su entalpía de formación líquida.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 17
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de C₂H₄ gaseoso.
C₂H₄(g) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(l)
ΔH° = 2 × (−393,51) + 2 × (−285,83) − (52,4)
ΔH° ≈ −1 411,08 kJ por mol de combustible.
Resultado: Su doble enlace no significa que romperlo libere energía. El balance incluye todos los enlaces de reactivos y productos.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 18
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de C₂H₂ gaseoso.
C₂H₂(g) + 2,5 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 1 H₂O(l)
ΔH° = 2 × (−393,51) + 1 × (−285,83) − (227,4)
ΔH° ≈ −1 300,25 kJ por mol de combustible.
Resultado: Una combustión incompleta tiene otros productos y otro balance. Esta ecuación supone conversión completa a CO₂ y agua.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 19
Calcula el cambio de entalpía para 1 mol de C₆H₆ gaseoso.
C₆H₆(g) + 7,5 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 3 H₂O(l)
ΔH° = 6 × (−393,51) + 3 × (−285,83) − (82,927)
ΔH° ≈ −3 301,477 kJ por mol de combustible.
Resultado: Se usa benceno gaseoso para definir este balance; no se intercambia su dato con el del líquido.
Condiciones: 298,15 K, estados estándar; O₂ tiene ΔfH° = 0; CO₂ gaseoso y agua líquida. Valores redondeados; no son temperaturas ni energías útiles garantizadas de una llama.
EJEMPLO 20
Compara la combustión de 1 mol de metano con agua líquida y con vapor como producto.
Con líquido: −393,51 + 2 × (−285,83) − (−74,60) = −890,57 kJ.
Con vapor: −393,51 + 2 × (−241,82) − (−74,60) = −802,55 kJ.
Diferencia: 88,02 kJ por mol de CH₄.
Resultado: La condensación de 2 mol de agua explica la diferencia entre estos balances.
Condiciones: Misma temperatura de referencia, 298,15 K; se comparan estados termodinámicos especificados, no la temperatura de la combustión.
EJEMPLO 21
Para N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g), utiliza ΔfH° del amoníaco = −45,9 kJ/mol.
Formación de 2 mol: ΔH° ≈ 2 × (−45,9) = −91,8 kJ.
Reacción inversa: 2 NH₃(g) → N₂(g) + 3 H₂(g), ΔH° ≈ +91,8 kJ.
Resultado: Multiplicar la ecuación multiplica ΔH; invertirla cambia el signo.
Condiciones: Mismos estados y temperatura de referencia. El signo de ΔH no determina por sí solo la rapidez ni la espontaneidad.
EJEMPLO 22
Un proceso transmite calor a 200 g de agua, cuya temperatura pasa de 20 a 25 °C. Usa c = 4,18 J/(g·K).
q del agua = m c ΔT = 200 × 4,18 × 5 = 4 180 J = 4,18 kJ.
q del proceso = −4,18 kJ en este modelo.
Resultado: El agua gana calor y el proceso lo cede.
Condiciones: Modelo de calorimetría sin pérdidas; se desprecia el calor absorbido por el recipiente. Para identificar q del proceso con ΔH, presión constante y solo trabajo de expansión.
