Termoquímica y energía de las reacciones
La EvAU pregunta entalpías de reacción por la ley de Hess, cálculos con entalpías de formación o energías de enlace, calorimetría y, cada vez más, la espontaneidad mediante ΔG = ΔH − TΔS.
Signos y convenios
ΔH < 0 exotérmica (desprende calor), ΔH > 0 endotérmica. La entalpía de formación de un elemento en su estado estándar es cero, incluido el O₂(g). Condiciones estándar: 1 bar (o 1 atm) y 25 °C.
Ley de Hess y energías de enlace
- ΔH° = Σ n·ΔH°f(productos) − Σ m·ΔH°f(reactivos).
- Con energías de enlace: ΔH = Σ E(enlaces rotos) − Σ E(enlaces formados); se rompe lo que hay en reactivos y se forma lo que aparece en productos.
- Las ecuaciones se pueden invertir (cambia el signo de ΔH) y multiplicar (se multiplica ΔH).
Calorimetría
q = m·c·ΔT, con c(agua) = 4,18 J/g·K. A presión constante q = ΔH; a volumen constante q = ΔU. Si el calorímetro tiene equivalente en agua, se suma a la masa.
Espontaneidad
ΔS crece con el desorden: gas > líquido > sólido, aumento de moles gaseosos, disolución de un sólido. ΔG = ΔH − TΔS; el proceso es espontáneo si ΔG < 0, está en equilibrio si ΔG = 0 (T = ΔH/ΔS) y no es espontáneo si ΔG > 0. ΔH negativo y ΔS positivo siempre es espontáneo; ΔH positivo y ΔS negativo nunca lo es.
Ejemplo resuelto
Calcula ΔH° de CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) con ΔH°f = −74,8; −393,5 y −285,8 kJ/mol. ΔH° = [−393,5 + 2(−285,8)] − [−74,8 + 0] = −965,1 + 74,8 = −890,3 kJ/mol. Como hay 3 mol de gas en reactivos y solo 1 mol de gas en productos, ΔS < 0, y la reacción deja de ser espontánea a temperaturas muy altas, aunque a 25 °C ΔG es claramente negativo.
Errores que restan puntos
- Olvidar los coeficientes estequiométricos al sumar entalpías de formación.
- Invertir el orden de la resta en Hess o los signos en las energías de enlace.
- Asignar entalpía de formación distinta de cero al O₂ o a un elemento puro.
- Decidir la espontaneidad solo con el signo de ΔH, o usar T en grados Celsius en ΔG = ΔH − TΔS.