Química General · Thermochemistry
Entalpías de formación, ley de Hess y entalpías de enlace
Una lección resuelta gratis y 40 problemas de práctica en los que dibujas tú mismo cada flecha curva.
¿Atascado con entalpías de formación, ley de Hess y entalpías de enlace? Escanea el problema.
Toma una foto de la reacción de tu tarea o de tu libro y dibuja su mecanismo con cada flecha revisada. 1 escaneo gratis ya, sin registrarte; 1 más con una cuenta gratuita.
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Lo que aprenderás
- State what a standard state is, recognise formation reactions and explain why elements in their reference forms have ΔH°f = 0.
- Calculate ΔH°rxn from tabulated standard enthalpies of formation, and work backwards from a reaction enthalpy to an unknown ΔH°f.
- Combine thermochemical equations with Hess's law by reversing, scaling and adding them.
- Estimate reaction enthalpies from average bond enthalpies and explain why the estimates are approximate and apply to gases.
- Compare fuels by the energy they release per mole, per gram and per litre.
Lección gratis
El texto de la lección resuelta. En Arrow Lab, cada paso incluye sus estructuras y sus flechas dibujadas.
Leer la lección gratis (6 partes)
Estados estándar y entalpías de formación
El símbolo de grado en ΔH° indica que cada sustancia está en su estado estándar: la sustancia pura en una fase especificada a 1 bar (los solutos a 1 M), a una temperatura especificada, por lo general 25 °C. Las tablas más antiguas usan 1 atm; la diferencia es despreciable. La entalpía estándar de formación, ΔH°f, es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos, cada uno en su forma de referencia (su forma más estable a 1 bar y 25 °C). Para el etanol líquido, la reacción de formación es 2 C(s, grafito) + 3 H₂(g) + ½ O₂(g) → C₂H₅OH(l), ΔH°f = −277.7 kJ/mol. Formar un elemento en su forma de referencia a partir de sí mismo no cambia nada, así que ΔH°f = 0 para O₂(g), H₂(g), N₂(g), C(s, grafito), Br₂(l) y Fe(s). Otras formas de un elemento no valen cero: O₃(g) +142.7, C(s, diamante) +1.9, Br₂(g) +30.9 kJ/mol. Un ΔH°f negativo significa que el compuesto se encuentra por debajo de sus elementos en entalpía; uno positivo, como el del acetileno (+226.7 kJ/mol), significa que se encuentra por encima de ellos. Un ΔH°f positivo no implica que el compuesto no pueda existir: eso es una cuestión de velocidades.
ΔH°rxn a partir de entalpías de formación
Convención de signos: ΔH es el calor ganado por el sistema a presión constante, de modo que ΔH < 0 es exotérmico (se libera calor) y ΔH > 0 es endotérmico. Como la entalpía es una función de estado, cualquier reacción puede imaginarse como la descomposición de los reactivos en sus elementos y la formación de los productos a partir de ellos: ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(productos) − Σ n ΔH°f(reactivos), donde n son los coeficientes de la ecuación balanceada y las unidades son kJ para la reacción tal como está escrita (kJ por mol de reacción). Verifica la fase de cada especie: el ΔH°f del H₂O(l) es −285.8 y el del H₂O(g) es −241.8 kJ/mol. Ejemplo resuelto, la combustión del etanol líquido: C₂H₅OH(l) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l). ΔH° = [2(−393.5) + 3(−285.8)] − [(−277.7) + 3(0)] = −1644.4 + 277.7 = −1366.7 kJ. La misma ecuación puede resolverse para un ΔH°f desconocido cuando se conocen ΔH°rxn y los demás valores.
Ley de Hess: invertir, escalar, sumar
Si unas ecuaciones suman la ecuación objetivo, sus valores de ΔH suman el ΔH de la ecuación objetivo. Tres reglas: invertir una ecuación cambia el signo de ΔH; multiplicar todos los coeficientes por un factor multiplica ΔH por ese mismo factor; las especies que aparecen en ambos lados se cancelan. Trabaja a partir del objetivo: busca cada especie del objetivo en una sola ecuación de las dadas, colócala del lado correcto y asígnale el coeficiente correcto. Ejemplo resuelto: halla el ΔH°f del eteno, 2 C(s, grafito) + 2 H₂(g) → C₂H₄(g), a partir de (1) C(s, grafito) + O₂(g) → CO₂(g), −393.5 kJ; (2) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), −285.8 kJ; (3) C₂H₄(g) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(l), −1410.9 kJ. Toma 2 × (1), 2 × (2) y la inversa de (3): ΔH = 2(−393.5) + 2(−285.8) + 1410.9 = −787.0 − 571.6 + 1410.9 = +52.3 kJ. El CO₂, el H₂O y los tres O₂ se cancelan.
Entalpías de enlace y sus límites
Una entalpía de enlace es la entalpía necesaria para romper un mol de un enlace dado en moléculas gaseosas y obtener fragmentos gaseosos; siempre es positiva. Romper enlaces cuesta energía y formar enlaces la libera, así que ΔH ≈ Σ(entalpías de enlace de los enlaces rotos) − Σ(entalpías de enlace de los enlaces formados). Ejemplo, la cloración del metano en fase gaseosa, CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl, con C–H 413, Cl–Cl 243, C–Cl 328 y H–Cl 431 kJ/mol: rotos 413 + 243 = 656 kJ, formados 328 + 431 = 759 kJ, ΔH ≈ 656 − 759 = −103 kJ. Los enlaces que se mantienen sin cambios pueden omitirse. Hay dos límites que importan. Los valores tabulados son promedios de muchas moléculas (el enlace C–H no es idéntico en el metano, el etanol y el cloroformo), por lo que las estimaciones suelen diferir en unas pocas decenas de kJ. Describen únicamente gases: una reacción que produce agua líquida libera unos 44 kJ más por mol de agua que la estimación por entalpías de enlace, la entalpía de condensación. El orden de enlace importa: C–O ≈ 358, C=O ≈ 745 y C≡O ≈ 1072 kJ/mol.
Combustibles y energía por gramo
El valor de un combustible depende de lo que transportes. Por mol, gana un hidrocarburo grande; por gramo, ganan los combustibles ricos en hidrógeno, porque el hidrógeno es ligero y formar los fuertes enlaces O–H del agua libera mucha energía. Divide el calor liberado por mol entre la masa molar: el propano, ΔH°c = −2219.9 kJ/mol (a agua líquida) y M = 44.10 g/mol, libera 2219.9 ÷ 44.10 = 50.3 kJ/g. Los combustibles que ya contienen oxígeno, como el metanol y el etanol, están parcialmente oxidados, así que liberan menos por gramo que los hidrocarburos. La fase del agua producida importa: los valores citados con agua líquida (el poder calorífico superior) superan a los de agua en vapor (el poder calorífico inferior) en unos 44 kJ por mol de agua formada. Para los gases, compara también por litro: volúmenes iguales contienen igual número de moles, así que el hidrógeno, el mejor combustible por gramo, transporta mucha menos energía por litro que el metano o el propano, cuyas entalpías molares de combustión son mucho mayores.
Lo que conviene recordar
Usa ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(productos) − Σ n ΔH°f(reactivos) con los elementos en su forma de referencia iguales a cero y verificando cada fase. Para la ley de Hess, invierte (cambia el signo), escala (multiplica ΔH) y suma hasta obtener la ecuación objetivo. Las entalpías de enlace dan ΔH ≈ enlaces rotos − enlaces formados, una estimación para gases construida a partir de valores promedio. Compara combustibles por gramo dividiendo el calor liberado por mol entre la masa molar.
Problemas de práctica (40)
Practicar es gratis con una cuenta.
Predice el producto 2
Estados estándar y ΔH°f
- Reacción de formación del etanolEscribe la reacción de formación cuyo ΔH° es igual al ΔH°f de un compuesto.
Ley de Hess
- Invertir y ajustar la ecuación del peróxidoPredice el ΔH de una ecuación que es la inversa de otra dada multiplicada por un factor fraccionario.
Clasificar 2
Entalpías de enlace
- Qué es una entalpía de enlaceClasifica como correctas o incorrectas distintas afirmaciones sobre las entalpías de enlace a partir de su definición.
Estados estándar y ΔH°f
- ¿Qué sustancia tiene ΔH°f = 0?Identifica qué forma de un elemento es su forma de referencia, con entalpía estándar de formación igual a cero.
Comparar 4
Entalpías de enlace
- Ordena los enlaces carbono–oxígeno según su fuerzaOrdena los enlaces carbono–oxígeno según su entalpía de enlace usando el orden de enlace.
Combustibles y energía por gramo
- Acetileno o metano: por mol y por gramoCompara dos combustibles por mol y por gramo, y reconoce que el orden puede cambiar.
- Hidrógeno y metano por gramo y por litroCompara dos combustibles gaseosos por gramo y por litro usando el volumen molar.
- Ordena los combustibles por energía por gramoOrdena los combustibles según la energía liberada por gramo a partir de las entalpías molares de combustión y las masas molares.
Calcular 21
Entalpías de reacción a partir de ΔH°f
- Oxidación del amoníaco a óxido nítricoCalcula ΔH°rxn a partir de entalpías de formación con coeficientes grandes y una mezcla de signos.
- Descomposición del nitrato de amonioCalcula ΔH°rxn para una descomposición en la que uno de los productos tiene entalpía de formación positiva.
- Dimerización del dióxido de nitrógenoAplica productos menos reactivos cuando ambas especies tienen entalpías de formación positivas.
- Oxidación del dióxido de azufreCalcula ΔH°rxn a partir de entalpías de formación para una reacción con coeficientes iguales a dos.
- Energía por gramo de mezcla de termitaCombina un cálculo de ΔH°f con masas molares para hallar la energía liberada por gramo de una mezcla que reacciona.
- La reacción de termitaCalcula ΔH°rxn a partir de entalpías de formación cuando varias especies son elementos con ΔH°f = 0.
Entalpías de enlace
- Cloruro de hidrógeno a partir de entalpías de enlaceEstima ΔH de una reacción en fase gaseosa a partir de los enlaces rotos y los enlaces formados, contando todos los enlaces que se forman.
- Entalpía media del enlace C–H a partir de la atomizaciónDeduce una entalpía de enlace media a partir de la entalpía de atomización calculada con entalpías de formación de átomos gaseosos.
- Combustión del vapor de metanol a partir de entalpías de enlaceEstima una entalpía de combustión a partir de entalpías de enlace, incluyendo un coeficiente fraccionario en el O₂.
Combustibles y energía por gramo
- Energía por gramo de glucosaCalcula la energía liberada por gramo cuando una molécula de alimento se oxida por completo, a partir de entalpías de formación.
- Energía por gramo de hidrógenoConvierte una entalpía de combustión molar en energía liberada por gramo de combustible.
- Metano quemado con vapor de agua en los gases de escapeElige la fase correcta del agua al calcular la energía de un combustible por gramo en condiciones reales.
- Energía por gramo del octano a partir de ΔH°fCalcula el contenido energético de un combustible por gramo a partir de las entalpías de formación y su masa molar.
Ley de Hess
- ΔH°f del acetileno a partir de tres ecuacionesCombina tres ecuaciones termoquímicas, duplicando, invirtiendo y dividiendo entre dos, para hallar una entalpía de formación.
- Combustión del amoníaco hasta nitrógenoHalla la entalpía de una reacción invirtiendo una ecuación y multiplicando otras dos por factores distintos.
- Hidratación del eteno a partir de datos de combustiónDeduce la entalpía de una reacción entre dos compuestos orgánicos a partir de sus entalpías de combustión.
- De grafito a diamante con la ley de HessUsa dos entalpías de combustión para hallar la entalpía de una transformación que no se puede medir directamente.
- ΔH°f del NO₂ con la ley de HessSuma dos ecuaciones termoquímicas y ajusta la suma a un mol de producto.
- La reacción de desplazamiento de gas de aguaCombina dos ecuaciones termoquímicas, invirtiendo una, para obtener la entalpía de una reacción dada.
Estados estándar y ΔH°f
- ΔH°f del ozonoObtén una entalpía estándar de formación ajustando una ecuación a un mol de producto.
- Vaporización del agua a partir de valores de ΔH°fUsa las entalpías de formación de dos fases de un mismo compuesto para hallar una entalpía de cambio de fase.
Encuentra el error 3
Entalpías de enlace
- Encuentra el error: entalpías de enlace y agua líquidaDiagnostica por qué una estimación con entalpías de enlace no acierta con la entalpía de una reacción que forma un líquido.
Entalpías de reacción a partir de ΔH°f
- Encuentra el error: combustión del etanoDiagnostica una resta de productos menos reactivos invertida en un cálculo con ΔH°f.
Estados estándar y ΔH°f
- Encuentra el error: ΔH°f del vapor de aguaDiagnostica un error en ΔH°f causado por una ecuación que forma más de un mol de producto.
Interpreta la evidencia 1
- Qué significa un ΔH°f positivoInterpreta el signo y el significado de una entalpía estándar de formación positiva.
Trabaja hacia atrás 2
Entalpías de enlace
- Entalpía del enlace H–F a partir de una entalpía de reacciónTrabaja hacia atrás desde una entalpía de reacción para hallar una entalpía de enlace desconocida.
Entalpías de reacción a partir de ΔH°f
- ΔH°f del propano a partir de su entalpía de combustiónTrabaja hacia atrás desde una entalpía de combustión medida hasta una entalpía de formación desconocida.
Planea una síntesis 1
- Plantea una ruta de ley de Hess hasta la ΔH°f del etanoElige la combinación de ecuaciones de combustión que da la reacción de formación buscada.
Explica por qué 4
Entalpías de enlace
- Por qué falla la estimación con entalpías de enlaceExplica por qué una estimación con entalpías de enlace difiere del valor obtenido a partir de entalpías de formación en una reacción totalmente gaseosa.
Estados estándar y ΔH°f
- Por qué el Br₂(g) no es ceroExplica por qué un elemento diatómico gaseoso puede tener una entalpía estándar de formación distinta de cero.
- Qué significa el signo de gradoExplica las condiciones que especifica el signo de grado en ΔH°.
Combustibles y energía por gramo
- Por qué el etanol da menos energía por gramoExplica por qué un combustible que contiene oxígeno libera menos energía por gramo que un hidrocarburo.
¿Atascado con entalpías de formación, ley de Hess y entalpías de enlace? Escanea el problema.
Toma una foto de la reacción de tu tarea o de tu libro y dibuja su mecanismo con cada flecha revisada. 1 escaneo gratis ya, sin registrarte; 1 más con una cuenta gratuita.
Después, Scan Standard: /mes