Viabilidad de conversiones mediante análisis de cambios de Enthalpy

El contenido de calor total de un sistema se llama entalpía. El cambio de entalpía es la cantidad de calor absorbido o liberado en una reacción a presión constante. El símbolo del cambio de entalpía es delta H. Cuando se absorbe calor, el cambio de entalpía es positivo. Cuando se libera calor, el cambio de entalpía es negativo.

El cambio de entalpía estándar es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de una sustancia a partir de sus elementos puros en el estado estándar. El estado estándar es 1 atmósfera de presión y 298,15 kelvin de temperatura. El cambio de entalpía estándar de una reacción es igual a la suma de la entalpía estándar de formación de productos menos la suma de la entalpía estándar de formación de reactivos.

Calculemos el cambio de entalpía en un proceso. El metanol se convierte en formaldehído y gas hidrógeno. El cambio de entalpía durante este proceso se puede calcular de la siguiente maneraEn primer lugar, debemos encontrar el calor de combustión del metanol, el formaldehído y el gas hidrógeno que se dan en la ilustraciónAhora determinaremos el cambio de entalpía para la conversión de metanol en formaldehído y gas hidrógeno.

En primer lugar, reorganizaremos estas ecuaciones según nuestra reacción principal. El metanol está en el lado de los reactivos, por lo que escribiremos la ecuación de combustión del metanol tal como estáEn nuestra reacción principal se toma un mol de metanol, pero en la reacción de combustión hay moles de metanol. Dividiremos toda la ecuación de combustión del metanol por dos. También dividiremos el calor de combustión por dos como se muestra en la ilustración.

Porque el formaldehído está en el lado del producto en la reacción principal, pero en la reacción de combustión está en el lado de los reactivos. Daremos la vuelta a la reacción de combustión del formaldehído. Al invertir la ecuación, también invertiremos el signo más-menos del calor de reacción. Como podemos ver en la ilustración dada, hay un mol de formaldehído en la reacción principal y también en la reacción de combustión.

Ahora, para la combustión de hidrógeno, podemos ver que hay gas hidrógeno en el lado del producto en la reacción principal y en el lado del reactivo en la combustión. Daremos la vuelta a la ecuación de la combustión junto con el calor de combustiónDespués de eso dividiremos la ecuación de combustión por dos porque hay un mol de gas hidrógeno en la ecuación principal y dos moles de gas hidrógeno en la ecuación de combustión.

Después de organizar las reacciones de combustión, sumaremos estas reacciones y su calor de combustión para obtener la reacción final y el cambio en el valor de entalpíaPodemos ver en la ilustración que el cambio de entalpía para la conversión de metanol en formaldehído y gas hidrógeno es +86 kJ.

El diagrama de entalpía representa el cambio de entalpía de una reacción. Una reacción puede ser exotérmica o endotérmicaEn el eje x se da el proceso de reacción. En el eje y se da el cambio de entalpíaAhora calculemos el cambio de entalpía para la formación de benceno a partir de carbono e hidrógenoAhora escribiremos las reacciones de combustión de los reactivos y productos en nuestra reacción principal y luego dibujaremos un ciclo para calcular el cambio de entalpía.

El calor de combustión de un mol de carbono es -394 kJ y para un mol de hidrógeno es -286 kJ. Como hay seis moles de carbono y tres moles de hidrógeno en el reactivo, multiplicamos el calor de combustión por seis y tres y los sumamosAhora bien, si observamos que el delta H2 es -3268kJ. Daremos la vuelta a la ecuación y al signo más-menos del calor de combustión para completar el ciclo hacia el producto.

Ahora sumaremos delta H2 y delta H3 para obtener el cambio de entalpía de nuestra reacción. También dibujaremos el ciclo de entalpíaEl ciclo de entalpía también muestra que el proceso delta H3 era exotérmico y el proceso delta H2 era endotérmico. Cuando sumamos ambos valores obtenemos el valor de cambio de entalpía para nuestra reacción. El cambio de entalpía para la formación de un mol de benceno a partir de carbono e hidrógeno es +46 kJ.

Podemos medir la entalpía estándar de disolución experimentalmente. En primer lugar, tome un vaso de plástico y agregue un poco de disolvente y cúbralo completamente. Ahora coloque el termómetro y mida la temperatura inicial. Después de esto, ponga una cantidad pesada de soluto en el disolvente y revuélvalo hasta que esté completamente disuelto. Ahora mida la temperatura final. Después de eso mide el cambio de temperatura. Ahora coloque los valores de masa, capacidad calorífica específica del solvente y temperatura en la fórmula dada en la ilustración y calcule el calor q de la solución. Podemos encontrar la masa del disolvente multiplicando su densidad por el volumen utilizado. Puede ser una reacción exotérmica o endotérmicaAhora encuentre el número de moles de soluto dividiendo la masa de soluto por la masa molar del solutoFinalmente, divida el valor del calor de la solución por el número de moles de soluto tomados. La respuesta resultante es el calor estándar de disolución de ese soluto.

La entalpía de neutralización es la cantidad de calor absorbido o liberado cuando se forma un mol de agua por la reacción de una solución acuosa de ácido y una solución acuosa de base en condiciones estándarPodemos determinar experimentalmente la entalpía de neutralización. En primer lugar, tome un vaso de poliestireno y coloque una solución acuosa de base en él. Ahora coloque el termómetro y mida la temperatura inicial. Cubre la taza completamenteAhora ponle solución de ácido. Luego mida la temperatura final. Calcular el cambio de temperatura. Ahora coloque los valores de la masa de la solución, la capacidad calorífica específica y el cambio de temperatura en la fórmula dada en la ilustración y encuentre el calor liberado. Finalmente, encuentre el número de moles de agua formados a partir de la reacción de neutralización. Dividir el calor de la solución por el número de moles de agua formados. El valor final resultante será la entalpía de neutralización.

Cuando un metal más electropositivo desplaza un mol de metal de su solución salina en condiciones estándar, se produce un cambio en la entalpía. Este cambio de entalpía se llama entalpía de desplazamientoCuando hacemos reaccionar el metal zinc con una solución de sulfato de cobre, el cobre es desplazado por el metal zinc. El cambio de entalpía durante este proceso es de -210 kJ/mol. Esta es la entalpía de desplazamiento.

Ahora determinaremos experimentalmente la entalpía de desplazamiento de un mol de iones de cobre en una solución de sulfato de cobre por el metal magnesio. Tomamos un vaso de plástico. Luego le ponemos el termómetro. Después de esto colocamos un cubo de cincuenta centímetros de solución de sulfato de cobre de cero coma uno molar y medimos la temperatura inicial durante dos minutos. Anotamos la temperatura inicial. Luego le ponemos dos gramos de polvo de magnesio. Revolvemos la mezcla y pasado un tiempo anotamos la temperatura final.

Ahora anotamos los valores de temperatura inicial y final y medimos el cambio de temperaturaDespués de eso, encontramos el número de moles de cobre a partir del número de moles de solución de sulfato de cobre utilizada. Luego encontramos el cambio en entalpía mediante la fórmula delta H es igual a la masa multiplicada por la capacidad calorífica c multiplicada por theta. Theta representa el cambio de temperatura.

Obtenemos el cambio de entalpía por el desplazamiento de cero punto cero un mol de cobre. Finalmente encontramos el cambio de entalpía para el desplazamiento de un mol de cobre. Todos los cálculos se muestran en la ilustración dada.

Cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos puros en condiciones estándar, se produce un cambio de entalpía. Este cambio de entalpía se llama entalpía estándar de formación. Se denota por ∆HfAl escribir la ecuación para la entalpía estándar de formación, siempre debemos escribir un mol de compuesto en el lado del producto. Si es necesario escribir el coeficiente en la fracción en el lado del reactivo, eso está perfectamente bien.

Tomemos un ejemplo de entalpía de formación de agua. Un mol de agua se forma a partir de gas hidrógeno y gas oxígeno. En este proceso se libera energía. En este proceso se liberan doscientos noventa y seis kilojulios negativos por mol de calorEste es un proceso exotérmico, lo que significa que se libera calor en el procesoEste calor se llama entalpía estándar de formación.

En otro ejemplo, el carbono reacciona con el oxígeno para formar el benceno. Como podemos ver se forma un mol de benceno. En este proceso se absorbe energíaEsta energía absorbida se llama entalpía de formación.

Cuando quemamos un mol de compuesto en condiciones estándar en oxígeno, se produce un cambio en la entalpía. Este cambio de entalpía se llama entalpía estándar de combustión. En la ilustración dada estamos llevando a cabo la combustión de un mol de hidrógeno en presencia de oxígeno para formar agua. La entalpía estándar de combustión de esta reacción es negativa de doscientos ochenta y seis kilojulios por mol.

En otro ejemplo estamos quemando etano. La entalpía estándar de combustión del etano es -1560 kJ/molAl escribir la ecuación de la entalpía de combustión, escribimos el compuesto que se quemará como un mol, sin importar si el oxígeno está escrito en fracciones. Además, los reactivos y productos se escriben en su estado estándar. Por ejemplo, el agua existe como líquido en estado estándar. Entonces el agua se escribe como líquido (l).

Cuando el etanol se quema en presencia de oxígeno, se forma dióxido de carbono y agua. -1366,8 kJ/mol de calor se liberan en el proceso. Este calor se llama entalpía estándar de combustión. La reacción tiene lugar en condiciones estándar de 1 atmósfera de presión y 298,15 kelvin de temperatura.

La energía almacenada en los enlaces entre los átomos de una molécula se llama entalpía de enlace. La entalpía de disociación de enlace es la cantidad de entalpía que se agrega para la escisión homolítica del enlace entre dos átomos en una moléculaEn la ilustración dada, el enlace entre las moléculas AB se rompe simétricamente. Esto da lugar a la formación de radicalesSe requiere entalpía para romper este enlace.

Se requieren cuatrocientos treinta y seis kilojulios por mol de entalpía para romper el enlace simétrico entre dos átomos de hidrógeno en una molécula de hidrógenoEsta entalpía necesaria para romper el enlace se llama entalpía de disociación del enlaceDespués de la ruptura del enlace se forman los radicales de hidrógeno.

En Prop-1-eno el doble enlace se rompe simétricamente entre dos átomos de carbono. La entalpía necesaria para romper este enlace es de seiscientos diez kilojulios por molComo resultado se forman radicalesEsta entalpía se llama entalpía de disociación de enlace.

Cuando reaccionamos soluciones de ácido y solución de base para producir un mol de agua en condiciones estándar, se produce un cambio de entalpía. Este cambio de entalpía se llama entalpía estándar de neutralizaciónCuando un ácido reacciona con una base forma sal y agua. Esta reacción se llama reacción de neutralizaciónHacemos reaccionar hidróxido de sodio en forma acuosa con ácido clorhídrico en estado acuoso para formar cloruro de sodio acuoso y un mol de agua. El cambio de entalpía en este proceso es -57,9 kJ/molEsto se denomina entalpía estándar de neutralización. En este proceso se libera calor.

La cantidad de energía liberada o absorbida cuando un mol de soluto se disuelve en agua en condiciones estándar se denomina entalpía estándar de solvataciónCuando un mol de cloruro de aluminio sólido se disuelve en agua, se liberan -373,63 kJ de calor. La entalpía estándar de solvatación del cloruro de aluminio es -373,63 kJ/mol.

El cambio de entalpía que ocurre cuando disolvemos un mol de iones gaseosos en una cantidad suficiente de agua para formar una solución diluida infinita en condiciones estándar se denomina entalpía estándar de hidrataciónSolución diluida infinitamente significa que no habrá cambios en la entalpía si diluimos aún más la solución agregando aguaSe denota por ∆HhydEn la ilustración dada, M+ está en estado gaseoso y después de agregar agua está en estado acuoso.

El cambio de entalpía para el ion Na+ es -405 kJ/molLos iones de sodio en estado gaseoso se disuelven en el agua. Luego están en estado acuoso. De manera similar, los iones de litio en estado gaseoso se disuelven en suficiente agua para formar una dilución infinita. La entalpía de hidratación estándar para los iones de litio es -520 kJ/mol.

La entalpía estándar de disolución es la cantidad de energía o calor liberado o absorbido cuando un mol de soluto se disuelve completamente en el disolvente en condiciones estándar. Está representado por ∆Hsoln. Se mide en kJ/molSe puede calcular dividiendo el calor de la solución por el número de moles de soluto disueltos. La entalpía de disolución del cloruro de amonio es +14,78 kJ/mol. Significa que se absorben 14,78 kilojulios de calor cuando un mol de cloruro de amonio se disuelve completamente en un disolvente.

La ley de Hess establece que si una reacción puede llevarse a cabo en una serie de pasos, entonces la suma de las entalpías de cada paso debe ser igual al cambio de entalpía de la reacción generalPodemos validar esta ley midiendo primero la entalpía de conversión de carbono e hidrógeno en gas etino. Esta reacción se puede escribir en una serie de pasos. La entalpía de cada paso se mide experimentalmente utilizando un calorímetro. También hemos medido experimentalmente el valor de entalpía para nuestra reacción principal, que es +224 kJ/mol. Pero encontraremos el cambio en la entalpía de la reacción principal usando la ley de Hess. Ahora agregaremos las entalpías de las reacciones individuales. La entalpía final después de sumar las entalpías de cada paso de reacción es +226,7 kJ, que es un valor bastante cercano al valor medido experimentalmente de nuestra reacción principal. Esto valida la ley de Hess.