La energía y las reacciones químicas

J. Eduardo Morales Méndez

Programa de Química IV Contenido temático

Energía y Reacción Química.

1.1.1 Sistemas, estados y funciones de estado.

1.1.2 Primera ley de la termodinámica.

1.1.3 Energía interna y entalpía.

1.1.4 Reacciones exotérmicas y endotérmicas.

1.1.5 Entalpías de enlace

1.1.6 Termoquímica. Ley de Hess.

1.1.7 Entropía.

1.1.8 Energía libre y espontaneidad.

1.1.9 Reacciones exergónicas y endergonicas

Objetivos

O Reconozca la relación que existe entre

entalpía, entropía y energía libre.

O Identifique los cambios de entalpía y

entropía que se verifican durante reacciones

químicas.

O Relacione la espontaneidad de las

reacciones químicas con los cambios de

energía libre.

Introducción EL universo está hecho

fundamentalmente de dos

componentes: materia y energía.

Una propiedad de la energía es

la capacidad de desarrollar un

trabajo o sea el desplazar una

fuerza a través de una distancia.

La característica fundamental de

la energía (que es una forma de

la materia) resulta poco objetiva

ya que no es fácil comprender

que la materia es una

manifestación de la energía y

que ambas son las dos caras del

universo, es decir, hay una

dualidad entre materia y energía.

En el curso anterior de química estudiaste las reacciones químicas desde el punto de vista de la forma como se realizan y de las relaciones estequiometrias de las mismas. En este curso es necesario que analicemos estas reacciones, considerando la energía necesaria para llevarse a cabo, es decir, la que absorben o liberan al romperse o formarse los enlaces entre las sustancias que intervienen en la reacción. Esta parte de la química se conoce como termoquímica.

El calor es una de las formas de la energía más importantes y guarda

una tendencia para las reacciones químicas; se mide en calorías o

unidades equivalentes y se define de la siguiente manera:

«Una energía electromagnética que está en función de la energía

cinética de las partículas»

1.1.1 Sistemas, estados y funciones

de estado

Casi todas las reacciones químicas producen (liberan) o absorben energía (E). La rama de la química que estudia la energía involucrada en las transformaciones químicas se conoce con el nombre de termoquímica. Por lo general, esta energía se manifiesta en forma de calor (Q) (detectable en la mayoría de las veces como un cambio de temperatura) y trabajo (W) (debido a la expansión o compresión de gases que intervienen en la reacción).

La Ciencia que estudia de manera general los fluidos de energía en la naturaleza se le conoce como termodinámica

Sistema termodinámico

es la parte limitada y bien

definida del universo. En el

momento de hablar de una

cierta región del espacio,

surge de manera natural el

concepto de frontera, esto

es, la región que separa al

sistema del resto del

universo físico. Fuera de

éste se encuentran los

alrededores o entorno.

Considerando una porción limitada

de materia a la cual llamamos

sistema, la cantidad total de

energía contenida en él se llama

energía interna del sistema.

SISTEMA

Clasificación de los sistemas de acuerdo con la interacción con el medio

Sistema abierto – es aquel en el que puede haber un intercambio de

materia y de energía con el entorno

Sistema cerrado – es aquel donde sólo se presenta transferencia de

energía, no hay intercambio de materia

Sistema aislado – es aquel en que no existe transferencia o intercambio

de materia y de energía

Condición de los sistemas

De acuerdo con lo anterior ,clasifica cada uno de

los siguientes ejemplos en sistemas abiertos,

cerrados o aislados.

a)Célula ---------------------------------------------- ____________

b) Botella de refresco cerrada --------- ____________

c) Vaso con agua ------------------------------- ____________

d) Mar ------------------------------------------------- ____________

e) Termo cerrado ------------------------------- ____________

f) Frasco de mermelada cerrado ----- ____________

g) Cuerpo humano --------------------------- ___________

Alrededores – Una vez definido lo que es un sistema, es necesario determinar el papel que juega el resto del universo con respecto a su condición física. Es evidente que una vez determinado el sistema, éste será afectado principalmente por aquellas partes del universo más cercana a él.

Para hablar con más precisión, diremos que la parte de dicho universo que interacciona con el sistema constituye sus alrededores.

La interacción entre el sistema y sus alrededores estará caracterizada por los intercambios mutuos de energía, en sus diversas formas.

En el caso de que un sistema esté contenido en un recipiente, lo cual, es un caso común en termodinámica, el grado de interacción con sus alrededores dependerá obviamente de la naturaleza de las paredes.

Tipo de paredes en los sistemas termodinámicos

Paredes aislantes –son aquéllas que no permiten interacción alguna entre el sistema y sus alrededores. Como estas paredes no permiten intercambios de energía: mecánica, eléctrica, magnética, térmica, etc., pero si gravitacional, supondremos en general que los sistemas poseen dimensiones suficientemente pequeñas para poder despreciar los efectos de este campo.

Paredes adiabáticas – son aquellas que solamente permiten interacciones de tipo mecánico. Esencialmete, abusando del lunguaje, son aislantes térmicos. Gruesas capas de madera, asbesto, etc., constituyen excelentes aproximaciones experimentales de paredes adiabáticas.

Paredes diatérmicas – son las que permiten el intercambio de energía térmica. La pared diatérmica más común es una lámina metálica delgada.

Cuando un sistema se encuentra encerrado en un recipiente con paredes aislantes, adiabáticas o diatérmicas, decimos que se encuentra aislado, térmicamente aislado y en contacto con sus alrededores, respectivamente.

IDENTIFICA EL TIPO DE PARED

FUNCIONES DE ESTADO

Si un sistema está limitado por paredes que no pueden ser atravesadas ni por materia ni por energía, la primera ley se puede enunciar como sigue: la energía interna de un sistema aislado es constante. La energía interna de un sistema, es lo que se llama una función de estado.

Las variables que se utilizan para especificar el estado de un sistema se les conoce como variables termodinámicas. En otras palabras, se llaman variables o funciones de estado

Para especificar el estado de un sistema, se utilizan magnitudes macroscópicas y sólo dependen del estado inicial y del final; pero nunca del camino recorrido.

Algunas de estas variables son: Temperatura (T), Presión (P), Volumen (V), concentración de reactivos y productos (c), entropía (ΔS), energía interna (Δ E)

Calor (Q) El calor (Q) lo percibimos a través de un cambio de temperatura. En termodinámica tiene un significado más amplio y se puede definir como energía en transito o transferencia de energía de un cuerpo a otro o entre el sistema y los alrededores, debido a una diferencia de temperatura entre ellos. Es una manifestación de energía electromagnética, que dependerá del número de partículas que tenga una sustancia o un cuerpo y de la energía cinética promedio de éstas, expresándose mediante : calorías (cal), Kilocalorías (Kcal) y la unidad térmica británica (B.T.U)

1 cal = 4. 184 Joules

1 Kcal = 4184 Kjoules

1 B.T.U = 252 cal

1 Kcal = 1000 cal

Medición de Calor Con frecuencia, en termodinámica es necesario medir la energía calorífica relacionada con un proceso químico o físico. El aparato comúnmente utilizado para estas mediciones es el calorímetro.

Como el calor es una forma de energía debe medirse con la misma unidad con que se mide la energía mecánica en (SI), es decir, el Joule (J). Sin embargo se usan otras unidades como: caloría y BTU

El calorímetro esta diseñado para medir pequeños cambios de energía

Una caloría (cal) se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua a 1°C ( de 14.5 a 15.5 °C). La caloría es una unidad muy pequeña, por lo que se emplea su múltiplo: la Kilocaloría, que equivale a 1000 calorías. Los países de habla inglesa usa el BTU unidad térmica británica, la cual se define como la cantidad de calor necesaria para cambiar una libra de agua en un grado Fahrenheit (de 63° a 64°F)

1BTU = 252 cal

1 cal = 4.186 J

Cuando se presenta el flujo de calor (Q) entre dos cuerpos, por ejemplo de A a B, podemos establecer una relación directa entre calor y temperatura (diferencia de temperatura ΔT)

Q = C Δ T o C ( T2 – T 1)

C – es una constante de proporcionalidad de B y depende de las características y capacidad para absorber el calor de la sustancia que se trate. Esta constante se conoce como Capacidad calorífica (Cc) - es la cantidad de calor (de energía calorífica) que se necesita agregar a un cuerpo para incrementar en 1°C temperatura.

Cc = _Q_ este valor se expresa (J/°K) o (J/°C) o (cal/°C)

ΔT

( La sustancia que tarda más en hervir, tendrá mayor capacidad calorífica)

( el anticongelante para el auto es agua con etilenglicol, tarda más en hervir, que el agua pura )

Problema ejemplo

Si se desea obtener una cantidad que sea característica de cada sustancia, se establece el calor específico (Ce) de una sustancia, como la capacidad calorífica (Cc) por unidad de masa (m) de esa sustancia, para que su temperatura se eleve en un grado (14.5 a 15.5 °C) y se expresa matemáticamente por:

Ce = Cc / m sustituyendo el valor de Cc tenemos

Ce = Q / m Δ T en (Cal /g °C) o (J /Kg°C)

Al ordenar la ecuación anterior se obtiene la siguiente

ecuación matemática:

Q = m Ce ΔT

Esta expresión se interpreta como el calor (Q) que se debe suministrar o eliminar para cambiar la temperatura

de una sustancia de masa (m) una cantidad ΔT

Tabla de calores específicos

Se calienta una muestra de 5.63g de oro sólido de 21°C a 32°C ¿Cuánta energía (en joules y calorías) se requiere para el proceso?

DATOS FORMULA

m= 5.63 g Q = m Ce Δ T

T1 = 21°

T2 = 32 °C

Ce Au = 129 J/Kg°C (lo cerramos a 130 y si lo pasamos a g queda 0.13)

1 cal = 4.186 J

sustitución de valores

Q = 5.63 g (0.13 J/g°C) (32-21 °C)

Q = 8.0509 J

Q = 1.92 cal

Problema ejemplo

Ejercicio de reforzamiento

¿Cuánto calor se requiere para que una

pulsera de oro de 100g eleve su temperatura

de 20 a 37°C? R = 51 cal

Cambios de fase La materia se presenta en los tres estados de agregación; sólido, líquido, gas o como plasma. Por ejemplo, el agua es una sustancia que en los polos y en los climas fríos se encuentra es estado sólido, como hielo. Cuando a éste se le agrega energía pierde la rígida estructura molecular y pasa al estado líquido. Si se agrega más energía, el agua cambia al estado gaseoso, por lo que se la encuentra como vapor en el aire. Los cambios de fase pueden realizarse suministrando o extrayendo energía, acción que consiste en separar o juntar las moléculas de las sustancias que va a cambiar de fase.

La cantidad de calor que participa en un cambio de fase

por unidad de masa se conoce como calor latente

Calor latente El calor latente (L) se define como la relación entre la cantidad de calor (Q)(absorbido o liberado) y la masa (m) del material que experimenta el cambio de fase, es decir: L = Q si despejamos Q tenemos Q = m L m

CALOR LATENTE

DE FUSIÓN

Q = m L f

CALOR LATENTE

DE VAPORIZACIÓN

Q = m Lv

Temperatura

Se define como una medida o indicación relativa de calor o frio del cuerpo.

La temperatura de un cuerpo es una propiedad directamente relacionada con la energía cinética promedio de los átomos y las moléculas que lo componen.

Al aumentar la energía cinética promedio de las moléculas o átomos de un cuerpo su temperatura aumenta.

También es una propiedad de los sistemas que indica cuándo se encuentran en equilibrio térmico. Es una propiedad intensiva, es decir, no depende de la cantidad de masa que se tenga, por ejemplo si se tiene una alberca llena de agua y de ahí se extrae un poco en una cubeta, ésta sigue teniendo la misma temperatura que en la alberca, aunque su masa sea mucho menor.

Trabajo (W)

El trabajo al igual que el calor, incluye la

transferencia de energía, pero existe una

diferencia entre ellos. En mecánica se define

al trabajo como una cantidad escalar, igual en

magnitud al producto de una fuerza (F) por un

desplazamiento (d), la temperatura no tiene

nada que ver en este caso. La expresión

matemática es:

W = F x d

F = m x g

El trabajo aplicado al gas

En un sistema de pistón la altura del embolo llega a hi, donde existe un equilibrio de fuerza del gas contenido en el recipiente y la fuerza externa ( de la presión atmosférica y del peso del embolo); en este caso, el área es constante.

En el caso de hf , el embolo sube, ya sea que el gas aumentó su temperatura o porque disminuyó la presión externa, esto provoca un cambio en el volumen (Δ V). El resultado es que el movimiento del pistón fue provocado por la transferencia de energía de las moléculas hacia el émbolo, ocasionando el desplazamiento del mismo. Esta transferencia se denomina trabajo. Para calcular la magnitud del trabajo realizado por el gas (sistema), se debe multiplicar la fuerza que actúa sobre el pistón (F) por la distancia que se desplaza (Δh).

W = F x Δh

h i

hf

P ext

P ext

Pext = P int P ext < P int

Δh Δ V

área

W= P Δ V

La presión (P)que ejerce el gas en el cilindro se

define P = F / A F – fuerza . A – área

Cambio de volumen Δ V = A x Δ h

Despejando F tenemos F = P x A

W = P x A x Δh

W = P x Δ V

Ejemplo de aplicación

Identifica los diferentes sistema termodinámicos

Ejercicio de reforzamiento

a) b) c)

1.1.2 Primera ley de la termodinámica Ley de la conservación de la energía

La energía se puede convertir de unas formas en otras. El término interconversión de la energía significa que siempre que desaparece una forma de energía, aparece otra, de manera que la energía total en el universo permanece

constante.

La energía no puede crearse ni destruirse, sólo se transforma de un tipo de energía a otro tipo.

Expresión matemática de la primera Ley de la Termodinámica

Establece que la energía (E) mecánica total de un sistema

aislado, es igual a la energía que en forma de calor (Q) el

sistema absorbe del medio ambiente externo, menos la

energía que en forma de trabajo (W) el sistema entrega o

realiza hacia el medio ambiente externo. Expresión

matemática. E = Q – W

Convención de signos para el trabajo y el calor

Q(+) si un sistema recibe o absorbe

energía por este medio

W(+) los alrededores W ( - ) El sistema realiza

hacen trabajo sobre trabajo sobre

el sistema los alrededores

Q(- ) si el sistema libera o pierde (absorben los

alrededores ) energía por medio del calor

SISTEMA

Ejemplo

En la figura indica que el calor

neto (ΔQ) proporcionado a un

Sistema es igual al trabajo neto

(W) Que realizó más el cambio

neto de la energía interna (Δ E)

del sistema. La ley se expresa

ΔQ = Δ E + W

El calor proporcionado al gas en el

cilindro provoca un cambio en su

energía interna (ΔE) y el

desplazamiento del émbolo, por lo

que el gas realiza un trabajo (W)

sobre su vecindad.

Problema ejemplo

E

1.1.3 Energía interna (Δ E) y entalpía (Δ H)

La cantidad total de energía interna (Δ E) que tiene un cuerpo no se puede determinar experimentalmente (aunque se puede calcular de acuerdo con los principios de la teoría de la Relatividad). Lo que sí se puede determinar experimentalmente son cambios en dos formas de energía, a saber trabajo y calor,

La (Δ E) del sistema, es el total de todas energías que posee un sistema como consecuencia de la energía cinética de sus átomos, iones o moléculas, más la energía potencial que proviene de las fuerzas de enlace entre las partículas que forman el sistema. Δ E es la diferencia entre la energía que contiene un sistema en su estado final y la energía que poseía en un estado inicial.

La Δ E es la que tiene cualquier sistema debido a su constitución interna y es una propiedad del mismo. Las propiedades de un sistema que depende de la cantidad de materia contenida en él, se llaman propiedades extensivas. La energía interna es una propiedad extensiva.

Cuando un sistema pierde energía operando contra alguna fuerza externa (mecánica o eléctrica, por ejemplo), se dice que hace un trabajo. Cuando pierde energía sin hacer trabajo (por ejemplo por conducción térmica o por radiación), se dice que emite calor. El efecto calorífico que acompaña a un proceso determinado se mide por los métodos calorimétricos que enseña la física. El trabajo mecánico o el eléctrico se mide por los métodos que también enseña la física.

Denotaremos por Q a la cantidad de calor que recibe un sistema del medio que lo rodea. Llamaremos W la cantidad de trabajo que un sistema produce sobre el medio que lo rodea. Por su puesto, cuando los fenómenos son a la inversa, las cantidades indicadas son negativa.

Se define como aumento de la energía interna de un sistema que pasa del estado A al esta B como la diferencia entre la cantidad de calor recibido y la cantidad de trabajo realizado por el sistema durante este proceso; esto es, se define como Δ E del proceso la siguiente expresión:

ΔE = E B - E A = Q - W En la ecuación anterior Q se mide experimentalmente por los métodos de la calorimetría y W por métodos de mecánica o de electricidad.

Δ E + , indica que el sistema ha ganado energía, mientras que una Δ E - , hace referencia a que el sistema ha perdido energía dándosela a los alrededores.

Estado, inicial y final de los procesos termodinámicos

En los proceso termodinámico las transformaciones deben transcurrir

desde un estado de equilibrio inicial a otro final; es decir, que las

magnitudes que sufren una variación al pasar de un estado a otro deben estar

perfectamente definidas en dichos estados inicial y final. De una manera

menos abstracta, un proceso termodinámico puede ser visto como los cambios

de un sistema, desde unas condiciones iniciales hasta otras condiciones

finales, debidos a la desestabilización del sistema.

Pueden realizarse a

Proceso isobárico : Para su estudio el sistema que se considerará será un gas encerrado en un recipiente con un émbolo móvil.

Es un proceso en el que la presión del sistema permanece constante. Por tanto, al proporcionar calor (ΔQ) al gas de la figura 16.10 se aplica la primera Ley de la Termodinámica, lo que permitirá ver qué sucede con la energía interna y el trabajo realizado por el sistema si se mantiene la presión constante. Es decir

ΔQ = Δ E + W

Como hay cambio de volumen

ΔQ = Δ E + PΔV , en otras palabras, la energía calorífica agregada al sistema es igual al incremento de la energía interna del sistema ( lo que implica un aumento de temperatura) más el trabajo realizado por éste, observe el proceso.

Problema ejemplo

Proceso isocorico: es un proceso en el cual el volumen del sistema permanece constante, es decir, en un proceso en el cual el trabajo realizado por o sobre el sistema es cero W = 0. Aplicando la 1° Ley de la termodinámica. ΔQ = Δ E + W se obtiene ΔQ = Δ E

Es decir, en este proceso el calor suministrado al sistema (gas encerrado en el recipiente) se emplea en el aumento de su energía interna y en consecuencia de su temperatura. La gráfica PV de un proceso isovolumétrico see ilusta en la fig. 16.9

Problema ejemplo

Proceso adiabático: es un proceso en el que el sistema (gas encerrado en un recipiente) no gana ni pierde calor, es decir, cuando Δ Q = 0. Este proceso ocurre cuando el sistema está rodeado de una pared adiabática (espuma de poliestireno, por ejemplo).

Aplicando la 1° Ley de la termodinámica

ΔQ = Δ E + W

sustituyendo valores tenemos

Δ E = - W

Es decir, cuando sobre el sistema se realiza trabajo comprimiéndolo adiabáticamente, el gas gana energía interna ( ΔE +) y se calienta.

Si es gas experimenta una expansión adiabática realiza trabajo sobre su entorno o vecindad y cede energía interna. Un ejemplo común de procesos adiabáticos es la compresión y expansión de los gases en los cilindros del motor de un automóvil.

De acuerdo con lo anterior, cuando en un proceso adiabático aumenta la energía interna del sistema también aumentará su temperatura, pero si la energía interna disminuye también lo hará la temperatura del sistema, vea la fig. 16.8

Problema ejemplo

Ejemplos cotidianos

Proceso isobárico :El agua que hierve en un recipiente abierto a la atmósfera. Proceso isocorico: El proceso térmico que se desarrolla en una olla presión de uso doméstico, desde el momento que se coloca al fuego hasta que escapa por primera vez aire a través de la válvula, corresponde a un proceso a volumen constante. Proceso adiabático: La emisión de aerosol por un pulverizador, acompañada de una disminución de la temperatura del pulverizador. La expansión de los gases consume energía, que procede del calor del líquido del pulverizador.

Entalpía (Δ H) Ordinariamente es posible medir los cambios de energía que ocurren

durante las reacciones químicas, midiendo las cantidades de calor

absorbidas o desprendidas; podemos relacionar esos cambios con un

contenido calorífico de cada una de las sustancias químicas que

intervienen .

Un mol de partículas de una sustancia tiene cierto contenido calorífico,

que recibe el nombre de entalpía y que no se puede medir, según ya

indicamos. A la entalpía se le representa con H; también es una función

de estado. Pero aunque no se puede medir, en cambio si se puede medir

la variación de entalpía ΔH entre dos estados de un sistema.

Cuando se efectúa una reacción se puede medir el cambio de calor que

ocurre. A ese cambio de calor se le llama entalpía de la reacción (o ΔH

de la reacción) e indica el cambio de entalpía de las sustancias que

intervienen.

ΔH = (H de los productos) – ( H de los reactivos)

En la entalpía la cantidad de calor involucrado en una reacción química es a presión constante.

Δ H = Δ E + W sustituyendo el valor de W (si se trabaja con gas)

Δ H = Δ E + P Δ V sustituyendo el valor ΔE

Δ H = Q p - W + P Δ V sustituyendo el valor de W

Δ H = Q p - P Δ V + P Δ V

Δ H = Q p recuerda que Qp = m Cp ΔT

Δ H = m C p Δ T

Δ E – variación de la energía interna

Δ E = Q - W ( a p-cte) Δ E = Qp - W

Q p = m C p Δ T Q p - calor ganado o cedido a presión constante

W = P Δ V m - masa

P - presión C p – Calor específico

Δ V – variación de volumen Δ T - T2 - T1 ( temperatura final e inicial)

Δ – se emplea para indica variación

En una reacción química suceden dos procesos en los reactivos y en los productos

Calor de reacción (ΔHR)

1) Es el calor absorbido o desprendido al efectuarse una reacción química

2) Es importante considerar que el involucramiento en la reacción depende de la ruptura y formación de enlaces de la misma; por lo tanto, se debe cuantificar los valores de cada una de las sustancias

3) Este calor de formación (Hf), que acompaña a la formación de un mol de un compuesto en su estado normal ( 1 atm y 298°K), a partir de sus elementos en su estado normal

4) Por convención el calor de formación de cualquier elemento a 1 atm y 298°K, vale cero.

5) Las entalpías de formación de las moléculas de las sustancias se han cuantificado y se encuentran registradas en tablas, estas entalpias de formación son determinadas por medio de un calorímetro, cuando la reacción es completa, es decir, cuando no tiene reacciones secundarias.

6) Si la reacción no es completa, o sea que se producen reacciones secundarias o intermedias (más de un producto) la determinación es por cálculo, utilizando el concepto de variable o función de estado.

ΔHR = ΣHf productos - ΣHf reactivos

Problemas ejemplo

Si ΔH es – la reacción es exotérmica

Si ΔH es + la reacción es endotérmica

Ejemplo:

Determine el calor de la siguiente reacción

PCl5 (g) + H2O (g) POCl 3 (g) + 2 HCl (g)

Sustancia H f (Kcal / mol)

PCl5 (g) - 95.4

POCl 3 (g) -141.5

H2O (g) -57.8

HCl (g) -22.1

ΔHR = (-141.5 +2(-22.1)) – (95.4 – 57.8)= -185.7 + 153.2

= - 32. 5 Kcal / mol ( reacción exotérmica)

Ejercicio de reforzamiento

Determine el calor de la siguiente reacción:

H2(g) + ½ O2(g) H2 O(g)

SUSTANCIA Hf ( Kcal /mol)

H2O (g) - 57.8

H 2 (g) 0

O2(g 0

ΔHR =

Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas

La termoquímica es la parte de la

Química que se encarga del estudio del

intercambio energético de un sistema

químico con el exterior.

Hay sistemas químicos que

evolucionan de reactivos a

productos desprendiendo

energía. Son las reacciones

exotérmicas

1.1.4 Reacciones exotérmicas y endotérmicas

1.1.5 Entalpías de enlace

Cuando se forma un enlace químico estable se desprende una cierta cantidad de energía, que será la misma cantidad de energía que se debe aportar posteriormente para romper el enlace formado. A esta energía se la denomina entalpía de enlace (si tiene lugar a presión constante) o, más coloquialmente, energía de enlace. Así, podemos definir la entalpía de enlace normal o estándar como la variación de entalpía o calor liberado, en condiciones estándar de 1 atmósfera y 25ºC, que acompaña a la reacción de formación de un mol de enlaces a partir de los átomos aislados en estado gaseoso. Como cuando se forma un mol de enlaces se desprende energía, la entalpía de enlace de este proceso será negativa:

Si en lugar de considerar la reacción de formación de un mol de enlaces consideramos la reacción inversa, es decir, la disociación de un mol de Cl2, la entalpía de dicha reacción tendrá la misma magnitud pero signo contrario:

Cuanto mayor es el valor absoluto de energía de enlace, mayor es la fortaleza de dicho enlace. Por ejemplo, para la reacción de formación de un mol de H2 a partir de los átomos de H en estado gaseoso:

Como la entalpía o energía de enlace es mayor para la molécula de H2 que para la molécula de Cl2, significa que el H-H es más fuerte que el enlace Cl – Cl.

El valor de la energía de enlace puede determinarse de forma precisa para moléculas diatómicas, como las del ejemplo, y también O2, N2, F2… y para moléculas poliatómicas que tengan todos los enlaces iguales, como H2O, NH3 o CH4. Pero cuando tenemos moléculas poliatómicas con enlaces de distinto tipo, determinar la energía de enlace precisa no es posible. Por ello, en verdad se toma una entalpía de enlace media y los valores que aparecen en tablas se han calculado a partir de distintas moléculas que presentan dicho enlace. Por este motivo, las entalpías de enlace tabuladas presentan un margen de error; no son precisas, y sólo se usan para realizar cálculos aproximados cuando no se dispone de otros valores experimentales precisos, como las entalpías de formación de los compuestos que intervienen en la reacción.

Además, sólo son aplicables para moléculas covalentes sencillas, no siendo aplicables para compuestos muy polares o iónicos, ya que éstas presentan fuerzas electrostáticas que afectan a las entalpías de enlace.

Se presenta una tabla a continuación para su análisis.

1.1.6 Ley de Hess.

En muchas reacciones es fácil medir las cantidades de calor que se

desprenden o que se requieren para efectuar la reacción.

En general los cálculos termoquímicos se basan en una ley fundamental enunciada desde 1840 por el químico ruso Hess. « La cantidad de calor desprendido o absorbido durante una reacción química dada no cambia si se efectúa en una sola etapa o en varias consecutivas.

Lo anterior significa que la suma de los calores de reacción de las varias etapas es igual al calor de reacción cuando se efectúa en una sola etapa.

Con esto podemos concluir que si tenemos una reacción cualquiera, podemos determinar el calor o entalpía de la reacción, conociendo las etapas de formación de todos los compuestos que intervienen en la misma.

ΔH R = ΔH f (productos) - ΔHf (reactivos) = calor de reacción

1.1.7 Entropía(ΔS)

O La medida del desorden de un sistema se llama entropía del sistema y se representa con el símbolo S.

O Es, en realidad una medida de la improbabilidad de encontrar las partículas en un arreglo ordenado. La fuerza impulsora de entropía de un cambio de sistema se dirige siempre hacia aumento de entropía, es decir, hacia aumento de desorden.

O Una magnitud es una propiedad si, y sólo sí, su cambio de valor entre dos estados es independiente del proceso. Esta proposición puede ser fundamental a la hora de definir la variación de entropía(ΔS) .

O La variación de entropía, nos muestra la variación del orden molecular ocurrido en una reacción química. Si el incremento de entropía es positivo, los productos presentan un mayor desorden molecular (mayor entropía) que los reactivos. En cambio, cuando el incremento es negativo, los productos son más ordenados.

ΔS = Q rev / T Q rev – calor reversible

T - temperatura °K

La entropía (S) es función de estado de un sistema y es una medida de su desorden. Por ejemplo, cuando se añade energía térmica a un sistema, éste se hace más desordenado. Así, cuando añadimos suficiente calor a una mol de agua ( a 100°C) para convertirla en vapor, el cambio de entropía es: ΔS = 9720 = 26 cal / °K = 26 ue

373 (unidades entrópicas)

Entonces, la entropía o desorden de una mol de agua aumenta en 26 ue, lo cual implica que una muestra dada de materia se encuentra más desordenada en estado de vapor que en estado líquido, puesto que en estado sólido posee más orden (menos entropía) que como líquido.

1.1.8 Energía libre y espontaneidad

1.1.9 Reacciones exergónicas y endergonicas