Entalpía estándar de formación - Standard enthalpy of formation

La entalpía estándar de formación o calor estándar de formación de un compuesto es el cambio de entalpía durante la formación de 1 mol de la sustancia a partir de sus elementos constituyentes , con todas las sustancias en sus estados estándar . La IUPAC recomienda el valor de presión estándar p ^⦵  = 10 ⁵  Pa (= 100 kPa = 1 bar ) , aunque antes de 1982 se utilizaba el valor de 1,00 atm (101,325 kPa). No hay una temperatura estándar. Su símbolo es Δ _f H ^⦵ . El superíndice Plimsollen este símbolo indica que el proceso ha ocurrido en condiciones estándar a la temperatura especificada (generalmente 25 ° C o 298,15 K). Los estados estándar son los siguientes:

1. Para un gas: el estado hipotético que tendría asumiendo que obedecía a la ecuación del gas ideal a una presión de 1 bar.
2. Para un soluto gaseoso o sólido presente en una solución ideal diluida : el estado hipotético de concentración del soluto de exactamente un mol por litro (1  M ) a una presión de 1 bar extrapolado de la dilución infinita
3. Para una sustancia pura o un disolvente en estado condensado (líquido o sólido): el estado estándar es el líquido o sólido puro a una presión de 1 bar.
4. Para un elemento: la forma en la que el elemento es más estable bajo 1 bar de presión. Una excepción es el fósforo , para el cual la forma más estable a 1 bar es el fósforo negro , pero se elige fósforo blanco como estado de referencia estándar para la entalpía de formación cero.

Por ejemplo, la entalpía estándar de formación de dióxido de carbono sería la entalpía de la siguiente reacción en las condiciones anteriores:

C (s, grafito ) + O ₂ (g) → CO ₂ (g)

Todos los elementos se escriben en sus estados estándar y se forma un mol de producto. Esto es cierto para todas las entalpías de formación.

La entalpía estándar de formación se mide en unidades de energía por cantidad de sustancia, generalmente expresada en kilojulios por mol (kJ mol ^-1 ), pero también en kilocalorías por mol , julio por mol o kilocalorías por gramo (cualquier combinación de estas unidades se ajusta a a la directriz de energía por masa o cantidad).

Todos los elementos en sus estados estándar ( oxígeno gaseoso, carbono sólido en forma de grafito , etc.) tienen una entalpía estándar de formación de cero, ya que no hay cambios involucrados en su formación.

La reacción de formación es un proceso de presión constante y temperatura constante. Dado que la presión de la reacción de formación estándar se fija en 1 bar, la entalpía de formación estándar o el calor de reacción es función de la temperatura. Para fines de tabulación, las entalpías de formación estándar se dan todas a una sola temperatura: 298 K, representada por el símbolo Δ _f H^⦵
_{298 K}.

Ley de Hess

Para muchas sustancias, la reacción de formación puede considerarse como la suma de varias reacciones más simples, reales o ficticias. La entalpía de reacción se puede analizar aplicando la ley de Hess , que establece que la suma de los cambios de entalpía para varios pasos de reacción individuales es igual al cambio de entalpía de la reacción general. Esto es cierto porque la entalpía es una función de estado , cuyo valor para un proceso general depende solo de los estados inicial y final y no de ningún estado intermedio. En las siguientes secciones se dan ejemplos.

Compuestos iónicos: ciclo de Born-Haber

Cambio de formación de entalpía estándar en el diagrama de Born-Haber para el fluoruro de litio . ΔH _latt corresponde a U _L en el texto. La flecha hacia abajo "afinidad electrónica" muestra la cantidad negativa –EA _F , ya que EA _F generalmente se define como positiva.

Para los compuestos iónicos, la entalpía estándar de formación es equivalente a la suma de varios términos incluidos en el ciclo de Born-Haber . Por ejemplo, la formación de fluoruro de litio ,

Li (s) + 1 ⁄ 2  F ₂ (g) → LiF (s)

puede considerarse como la suma de varios pasos, cada uno con su propia entalpía (o energía, aproximadamente):

1. La entalpía estándar de atomización (o sublimación ) de litio sólido.
2. La primera energía de ionización del litio gaseoso.
3. La entalpía estándar de atomización (o energía de enlace) del gas flúor.
4. La afinidad electrónica de un átomo de flúor.
5. La energía reticular del fluoruro de litio.

La suma de todas estas entalpías dará la entalpía estándar de formación de fluoruro de litio.

${\ Displaystyle \ Delta H _ {\ text {f}} = \ Delta H _ {\ text {sub}} + {\ text {IE}} _ {\ text {Li}} + {\ frac {1} {2} } {\ text {B (F – F)}} - {\ text {EA}} _ {\ text {F}} + {\ text {U}} _ {\ text {L}}.}$

En la práctica, la entalpía de formación de fluoruro de litio se puede determinar experimentalmente, pero la energía de la red no se puede medir directamente. Por lo tanto, la ecuación se reordena para evaluar la energía de la red.

${\ Displaystyle -U _ {\ text {L}} = \ Delta H _ {\ text {sub}} + {\ text {IE}} _ {\ text {Li}} + {\ frac {1} {2}} {\ text {B (F – F)}} - {\ text {EA}} _ {\ text {F}} - \ Delta H _ {\ text {f}}.}$

Compuestos orgánicos

Las reacciones de formación de la mayoría de los compuestos orgánicos son hipotéticas. Por ejemplo, el carbono y el hidrógeno no reaccionarán directamente para formar metano (CH ₄ ), por lo que la entalpía estándar de formación no se puede medir directamente. Sin embargo, la entalpía estándar de combustión se puede medir fácilmente usando calorimetría de bomba . A continuación, se determina la entalpía estándar de formación utilizando la ley de Hess . La combustión de metano (CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O) es equivalente a la suma de la descomposición hipotética en elementos seguida de la combustión de los elementos para formar dióxido de carbono y agua:

CH ₄ → C + 2 H ₂

C + O ₂ → CO ₂

2 H ₂ + O ₂ → 2 H ₂ O

Aplicando la ley de Hess,

Δ _comb H ^⦵ (CH ₄ ) = [Δ _f H ^⦵ (CO ₂ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (H ₂ O)] - Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ).

Resolviendo el estándar de entalpía de formación,

Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ) = [Δ _f H ^⦵ (CO ₂ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (H ₂ O)] - Δ _comb H ^⦵ (CH ₄ ).

Se determina que el valor de Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ) es -74,8 kJ / mol. El signo negativo muestra que la reacción, si continuara, sería exotérmica ; es decir, el metano es entálpicamente más estable que el gas hidrógeno y el carbono.

Es posible predecir los calores de formación de compuestos orgánicos simples no filtrados con el método de aditividad del grupo de calor de formación .

Utilizar en el cálculo de otras reacciones.

El cambio de entalpía estándar de cualquier reacción se puede calcular a partir de las entalpías estándar de formación de reactivos y productos utilizando la ley de Hess. Una reacción dada se considera como la descomposición de todos los reactivos en elementos en sus estados estándar, seguida de la formación de todos los productos. El calor de reacción es entonces menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos (cada una multiplicada por su respectivo coeficiente estequiométrico, ν ) más la suma de las entalpías estándar de formación de los productos (cada una también multiplicada por su respectiva estequiométrica coeficiente), como se muestra en la siguiente ecuación:

Δ _r H ^⦵ = Σ ν  Δ _f H ^⦵ (productos) - Σ ν  Δ _f H ^⦵ (reactivos).

Si la entalpía estándar de los productos es menor que la entalpía estándar de los reactivos, la entalpía estándar de reacción es negativa. Esto implica que la reacción es exotérmica. Lo contrario también es cierto; la entalpía estándar de reacción es positiva para una reacción endotérmica. Este cálculo tiene una suposición tácita de solución ideal entre reactivos y productos donde la entalpía de mezcla es cero.

Por ejemplo, para la combustión de metano, CH ₄ + 2 O ₂ → CO ₂ + 2 H ₂ O:

Δ _r H ^⦵ = [Δ _f H ^⦵ (CO ₂ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (H ₂ O)] - [Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (O ₂ )].

Sin embargo, el O ₂ es un elemento en su estado estándar, de modo que Δ _f H ^⦵ (O ₂ ) = 0, y el calor de reacción se simplifica a

Δ _r H ^⦵ = [Δ _f H ^⦵ (CO ₂ ) + 2 Δ _f H ^⦵ (H ₂ O)] - Δ _f H ^⦵ (CH ₄ ),

que es la ecuación de la sección anterior para la entalpía de combustión Δ _comb H ^⦵ .

Conceptos clave para realizar cálculos de entalpía

1. Cuando se invierte una reacción, la magnitud de Δ H permanece igual, pero el signo cambia.
2. Cuando la ecuación balanceada de una reacción se multiplica por un número entero, el valor correspondiente de Δ H también debe multiplicarse por ese número entero.
3. El cambio de entalpía para una reacción se puede calcular a partir de las entalpías de formación de los reactivos y los productos.
4. Los elementos en sus estados estándar no contribuyen a los cálculos de entalpía para la reacción, ya que la entalpía de un elemento en su estado estándar es cero. Los alótropos de un elemento distinto del estado estándar generalmente tienen entalpías de formación estándar distintas de cero.

Ejemplos: entalpías estándar de formación a 25 ° C

Propiedades termoquímicas de sustancias seleccionadas a 298,15 K y 1 atm

Sustancias inorgánicas

Hidrocarburos alifáticos

Otros compuestos orgánicos

Ver también

• Calorimetría
• Entalpía
• Calor de combustión
• Termoquímica

Referencias

• Zumdahl, Steven (2009). Principios químicos (6ª ed.). Bostón. Nueva York: Houghton Mifflin. págs. 384–387. ISBN 978-0-547-19626-8.

enlaces externos

• Libro web de química del NIST