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Durante cualquier reacción química, el calor puede absorberse desde el medio ambiente o liberarse al medio ambiente a través de la reacción. El intercambio de calor entre una reacción química y su entorno se conoce como la entalpía de reacción o H. Sin embargo, H no se puede medir directamente; en cambio, los científicos usan el cambio en la temperatura de una reacción con el tiempo para encontrar el cambio de entalpía en el tiempo (indicado como ΔH ). Con el dato de ΔH un científico puede determinar si una reacción desprende calor (o "es exotérmica ") o absorbe calor (o "es endotérmica "). En general ΔH = m x s x ∆T, donde m es la masa de los reactivos, s es el calor específico del producto, y el ΔT es el cambio en la temperatura de la reacción.
Pasos
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Determina los productos y reactivos de la reacción. Cualquier reacción química implica dos categorías de productos químicos: productos y reactivos. Los productos son la materia química creada por la reacción, mientras que los reactivos son las sustancias químicas que interactúan, combinan o descomponen para hacer el producto. En otras palabras, los reactivos de una reacción son como los ingredientes de una receta, mientras que los productos son como el plato terminado. Para encontrar la ΔH de una reacción, primero debes identificar sus productos y reactivos.
- A modo de ejemplo, digamos que queremos encontrar la entalpía de reacción para la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno: 2H 2 (Hidrógeno) + O 2 (Oxígeno) → 2H 2 O (Agua). En esta ecuación, H 2 y O 2 son los reactivos y H 2 O es el producto.
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Determina la masa total de los reactivos. A continuación, debes encontrar cuales son las masas de los reactivos. Si no sabes las masas y no tienes una balanza científica para pesar los reactivos, puedes utilizar sus masas molares para encontrar sus masas reales. Las masas molares son constantes que puedes encontrar en las tablas periódicas estándar (para elementos individuales) y en otros recursos de la química (para moléculas y compuestos). Simplemente multiplicas la masa molar de cada reactivo por el número de moles que debes utilizar para encontrar las masas de los reactivos.
- En nuestro ejemplo del agua, nuestros reactivos son gases de hidrógeno y oxígeno, que tienen masas molares de 1 y 16 g/mol, respectivamente. Desde que usamos 2 moles de hidrógeno (representado por el coeficiente "2" en la ecuación siguiente para H 2
) y 1 mol de oxígeno (representado por ningún coeficiente próximo al O 2
), podemos calcular la masa total de los reactivos de la siguiente manera:
2 × (1 g/mol) + 1 × (16 g/mol) = 2 g/mol + 16 g/mol = 18 g/mol .
- En nuestro ejemplo del agua, nuestros reactivos son gases de hidrógeno y oxígeno, que tienen masas molares de 1 y 16 g/mol, respectivamente. Desde que usamos 2 moles de hidrógeno (representado por el coeficiente "2" en la ecuación siguiente para H 2
) y 1 mol de oxígeno (representado por ningún coeficiente próximo al O 2
), podemos calcular la masa total de los reactivos de la siguiente manera:
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Encuentra el calor específico de tu producto. A continuación, encontrarás el calor específico del producto que estás analizando. Cada elemento o molécula tiene un valor específico de calor asociado: estos valores son constantes y por lo general se encuentran en los materiales de química (como, por ejemplo, en los cuadros de la parte posterior de un libro de texto de química). Hay varias maneras diferentes de medir el calor específico, pero para nuestra fórmula, vamos a utilizar el valor medido en unidades de joules/gramo °C.
- Ten presente que, si la ecuación tiene varios productos, necesitarás realizar un cálculo de entalpía para la reacción de cada componente utilizado para producir cada uno de los productos, y luego sumarlos para encontrar la entalpía para la reacción completa.
- En nuestro ejemplo, el producto final es agua, que tiene un calor específico de aproximadamente 4,2 joules/gramo °C .
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Encuentra la diferencia en la temperatura después de la reacción. A continuación, vamos a encontrar el ΔT, que es el cambio de temperatura dado desde antes de la reacción hasta que la reacción finaliza. Para calcular este valor resta la temperatura inicial (o T1) de la reacción de la temperatura final (o T2). Al igual que en la mayoría del trabajo en la química, debes utilizar la temperatura en grados Kelvin (K) pero si utilizas grados Celsius C te dará los mismos resultados.
- Para nuestro ejemplo, digamos que nuestra reacción estaba en 185 K al inicio, pero se había enfriado a 95 K en el momento en que terminó. En este caso el ΔT se debe calcularse así:
∆T = T2 – T1 = 95 K – 185 K = -90 K
- Para nuestro ejemplo, digamos que nuestra reacción estaba en 185 K al inicio, pero se había enfriado a 95 K en el momento en que terminó. En este caso el ΔT se debe calcularse así:
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Para resolverlo, utiliza la fórmula ∆H = m x s x ∆T. Una vez que tengas m, la masa de los reactivos, s, el calor específico del producto, y ΔT, el cambio de temperatura en tu reacción, ya tienes todo para encontrar la entalpía de la reacción. Solo tienes que insertar los valores en la fórmula ∆H = m x s x ∆T y para resolver los multiplicas. La respuesta será dada en unidad de julios de energía (J).
- Para nuestro problema de ejemplo, encontraríamos que la entalpía de reacción se define de la siguiente manera:
ΔH = (36 g) x (4,2 JK-1 g-1) x (-90 K) = -13,608 J
- Para nuestro problema de ejemplo, encontraríamos que la entalpía de reacción se define de la siguiente manera:
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Determina si tu reacción gana o pierde energía. Una de las razones más comunes por las que ΔH es calculada en diversas reacciones es para determinar si la reacción es exotérmica (pierde energía y desprende calor) o endotérmica (gana de energía y absorbe el calor). Si el signo de tu respuesta final de ΔH es positivo, la reacción es endotérmica. Por otro lado, si el signo es negativo, la reacción es exotérmica. Cuanto mayor sea el número en sí, más exo o endo térmica es la reacción. Ten cuidado con las reacciones fuertemente exotérmicas; estas a veces pueden presentar una gran liberación de energía, que si es lo suficientemente rápida pueden causar una explosión.
- En nuestro ejemplo, nuestra respuesta final es de -13.608 J. Puesto que el signo es negativo, sabemos que nuestra reacción es exotérmica . Esto tiene sentido; H 2 y O 2 son gases, mientras que H 2 O, el producto es un líquido. Los gases calientes (en forma de vapor) liberan energía al medio ambiente en forma de calor para enfriarlo hasta el punto en que pueden formar agua líquida, lo que significa que la formación de H 2 O es exotérmica.
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Utiliza energías de enlace para estimar la entalpía. Casi todas las reacciones químicas implican la formación o ruptura de enlaces entre los átomos. Dado que en una reacción química, la energía no puede destruirse ni crearse, si conocemos la energía necesaria para formar o romper los enlaces en la reacción, se puede estimar la variación de entalpía para la reacción completa con gran precisión al sumar estas energías de enlace.
- Por ejemplo, consideremos la reacción H 2
+ F 2
→ 2HF. En este caso, la energía necesaria para romper los átomos de H en el H 2
apartándolos de la molécula es 436 kJ / mol, mientras que la energía necesaria para F 2
es 158 kJ/mol. [1]
X
Fuente de investigación
Por último, la energía necesaria para formar HF entre H y F es = -568 kJ / mol. [2]
X
Fuente de investigación
Multiplicamos esto por 2 porque el producto en la ecuación es 2
HF, dándonos 2 y los tiempos; -568 = -1136 KJ / mol. Añadiendo todo esto obtenemos:
436 + 158 + -1136 = -542 kJ/mol .
- Por ejemplo, consideremos la reacción H 2
+ F 2
→ 2HF. En este caso, la energía necesaria para romper los átomos de H en el H 2
apartándolos de la molécula es 436 kJ / mol, mientras que la energía necesaria para F 2
es 158 kJ/mol. [1]
X
Fuente de investigación
Por último, la energía necesaria para formar HF entre H y F es = -568 kJ / mol. [2]
X
Fuente de investigación
Multiplicamos esto por 2 porque el producto en la ecuación es 2
HF, dándonos 2 y los tiempos; -568 = -1136 KJ / mol. Añadiendo todo esto obtenemos:
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Utiliza entalpías de formación para calcular la entalpía. En las entalpías de formación se establecen valores ΔH que representan los cambios de entalpía de las reacciones que se utilizan para crear productos químicos específicos. Si conoces las entalpías de formación necesarias para crear productos y reactivos en una ecuación, puede sumarlos para estimar la entalpía de la misma forma en que lo harías con las energías de enlace como se describe anteriormente.
- Por ejemplo, consideremos la reacción C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O. En este caso, sabemos que las entalpías de formación para las siguiente reacciones [3]
X
Fuente de investigación
C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 = 228 kJ/mol
2C + 2O 2 → 2CO 2 = -394 x 2 = -788 kJ/mol
3H 2 + 1.5 O 2 → 3H 2 O = -286 x 3 = -858 kJ/mol
Dado que podemos añadir estas ecuaciones para obtener C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O, la reacción para la cual estamos tratando de encontrar la entalpía , simplemente podemos sumar las entalpías de las reacciones de formación de arriba para encontrar la entalpía de esta reacción de la siguiente manera:
228 + -788 + -858 = -1418 kJ/mol .
- Por ejemplo, consideremos la reacción C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O. En este caso, sabemos que las entalpías de formación para las siguiente reacciones [3]
X
Fuente de investigación
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No olvides cambiar los signos cuando despejes las ecuaciones. Es importante tener en cuenta que cuando utilizas las entalpías de formación para calcular la entalpía de una reacción, es necesario invertir el signo de la entalpía de formación cada vez que despejas algún componente en la ecuación de la reacción. En otras palabras, tienes que convertir una o más veces tus ecuaciones de reacción de formación con el fin de obtener todos los productos y reactivos en posición para cancelarlos correctamente, e invertir el signo de las entalpías de las reacciones de formación que has despejado.
- En el ejemplo anterior, observa que la reacción de formación que utilizamos para C 2 H 5 OH es al revés. C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 se muestra C 2 H 5 OH, no se forma. Debido a que invertimos la ecuación con el fin de obtener todos los productos y reactivos para cancelar correctamente, invertimos el signo en la ecuación de la entalpía de formación para otener 228 kJ/mol. En realidad, la entalpía de formación para C 2 H 5 OH is -228 kJ/mol.
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Toma un recipiente limpio y llénalo con agua. Es fácil ver los principios de la entalpía en acción con un sencillo experimento. Para asegurarte de que la reacción en el experimento funcione sin ningún tipo de contaminación exterior limpia y esteriliza el contenedor que utilizarás. Los científicos usan recipientes cerrados especiales llamados calorímetros para medir la entalpía, pero se puede lograr resultados razonables con cualquier frasco de vidrio pequeño. Independientemente del envase que utilices, llénalo con agua limpia del chorro a temperatura ambiente. También es importante que lleves a cabo la reacción dentro de algún lugar que tenga temperatura ambiente.
- Para este experimento debes usar un recipiente pequeño. Vamos a hacer la prueba de la alteración de los efectos de entalpía con Alka-Seltzer en agua, por lo que a menor cantidad de agua utilizada más evidente será el cambio de temperatura.
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Inserta un termómetro en el recipiente. Coloca un termómetro y ajústalo en el recipiente de forma que el extremo del lector de temperatura quede por debajo del nivel del agua. Toma una lectura de la temperatura del agua, para nuestros propósitos, la temperatura del agua representará la T1 que es la temperatura inicial de la reacción.
- Digamos que medimos la temperatura del agua y encontramos que es exactamente de 10 grados C. En unos pocos pasos, vamos a utilizar esta temperatura de muestra para demostrar los principios de la entalpía.
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Agrega una tableta de Alka-Seltzer al recipiente. Cuando estés listo para comenzar el experimento, deja caer una sola tableta de Alka-Seltzer en el agua. Notarás de inmediato que empieza a burbujear y a hacer efervescencia. A medida que la tableta se disuelve en el agua, la sucede la descomposición de los productos químicos formados que son bicarbonato (HCO 3 - ) y ácido cítrico (que reacciona en forma de iones de hidrógeno, H + ). Estos productos químicos reaccionan para formar gas de agua y dióxido de carbono en la reacción 3HCO 3 − + 3H + → 3H 2 O + 3CO 2 .
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Mide la temperatura cuando termina la reacción. Supervisa la reacción a medida que avanza; la tableta de Alka-Seltzer debe disolverse gradualmente. Tan pronto como la tableta termina su reacción (o parece haber disminuido a paso de tortuga), mide la temperatura de nuevo. El agua debe estar ligeramente más fría que antes. Si hace más calor, el experimento puede estar afectado por algún factor externo (como, por ejemplo, si la habitación donde estás es especialmente caliente).
- Para nuestro experimento de ejemplo, digamos que la temperatura del agua es de 8 grados C después de que la tableta termine la efervescencia.
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Estima la entalpía de la reacción. En un experimento ideal, cuando agregas la tableta de Alka-Seltzer al agua, esta forma agua y dióxido de carbono gaseoso (el último de los cuales puedes observar como burbujas) y hace que la temperatura del agua descienda. A partir de esta información, se esperaría una reacción endotérmica; es decir, una reacción que absorbe la energía del medio ambiente circundante. Los reactivos líquidos disueltos necesitan energía extra para dar el salto al producto gaseoso, por lo que toma la energía en forma de calor de su entorno (en este caso el agua). Esto provoca la caída de temperatura del agua.
- En nuestro experimento de ejemplo, la temperatura del agua cayó dos grados después de añadir el Alka-Seltzer. Esto es consistente con el tipo de reacción ligeramente endotérmica que esperaríamos.
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Consejos
- Los cálculos son realizados con grados Kelvin (K) - una escala para medir la temperatura al igual que grados centígrados. Para realizar una conversión entre grados centígrados y Kelvin, solo tienes que sumar o restar 273 grados: K = °C + 273.
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Referencias
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- ↑ http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/heatreac.html
- http://www.science.uwaterloo.ca/~cchieh/cact/c120/chemener.html#enthalpy
- http://www.iun.edu/~cpanhd/C101webnotes/matter-and-energy/specificheat.html
- http://education.seattlepi.com/delta-h-represent-chemistry-3557.html
- https://www.chem.tamu.edu/class/majors/tutorialnotefiles/enthalpy.htm
- http://www.pasco.com/chemistry/experiments/online/classic-endothermic-reaction-alka-seltzer-and-water.cfm
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