Ideas clave
La termoquímica sigue el calor intercambiado en los cambios químicos y físicos. El cambio de entalpía ΔH es negativo en las reacciones exotérmicas, que liberan calor, y positivo en las endotérmicas.
- El calor para cambiar la temperatura es q = mcΔT. El agua tiene c = 4,18 J/(g·°C).
- Ley de Hess: el cambio de entalpía de una reacción es el mismo en una etapa o en varias, así que las ecuaciones y sus ΔH se pueden sumar.
- Con entalpías de formación, ΔH°_rxn = ΣΔH°f(productos) − ΣΔH°f(reactivos), con los elementos en su estado estándar en cero.
- Con entalpías de enlace, ΔH ≈ energía para romper enlaces de los reactivos menos energía liberada al formar enlaces de los productos.
Ecuaciones clave
q = mcΔTΔH°_rxn = ΣΔH°f(products) − ΣΔH°f(reactants)ΔH ≈ Σ bonds broken − Σ bonds formedq = mL (phase change)
Ejemplo resuelto
Combustión del metano: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l). Con ΔH°f de −74,8 para CH₄, −393,5 para CO₂ y −285,8 kJ/mol para H₂O(l): ΔH°_rxn = [−393,5 + 2(−285,8)] − (−74,8) = −890,3 kJ por mol de metano. En un calorímetro, 100,0 g de agua que pasan de 20,0 °C a 25,0 °C absorben q = 100,0 × 4,18 × 5,0 = 2090 J.
Errores comunes
- Olvidar multiplicar ΔH°f por el coeficiente estequiométrico.
- Invertir el orden productos menos reactivos, lo que cambia el signo de ΔH.
- Usar ΔH para un mol de reacción sin escalarlo cuando la ecuación se duplica o se invierte.
Práctica
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