Energía de las reacciones químicas

Las reacciones químicas o procesos químicos se llevan a cabo con intercambio de energía con el medio en el que se realizan. Este intercambio puede ser de energía luminosa, energía eléctrica y, fundamentalmente, energía calorífica. La parte de la Química que estudia las relaciones energéticas de las reacciones químicas se denomina Termoquímica.

Reacciones químicas endotérmicas y exotérmicas

Una reacción química es exotérmica (en general exoenergética) cuando se realiza con desprendimiento de energía calorífica:
reacción química exotérmica
El calor desprendido se considera negativo Q < 0. Una reacción química es endotérmica (en general endoenergética) cuando se realiza con absorción de energía calorífica: reacción química endotérmica
El calor absorbido se considera positivo Q > 0

Entalpía

El calor que se produce en un proceso a presión constante, recibe el nombre de variación de la entalpia (H) del sistema.

La entalpia es una función de estado, es decir, una magnitud física que depende únicamente del estado inicial y final del sistema:
H = U + P V
donde U es la energía interna.
y su variación a presión constante es:
DH = DU + P V
verificándose que
Q p = H
Por ello el calor desprendido o absorbido en una reacción química a presión constante se expresa como la variación de la entalpia en el proceso:
Qp (reacción) = SH (reacción) = SH (productos) – SH (reactivos)

Para una reacción del tipo
A + B ——-> C + D
su calor de reacción y, por lo tanto, su variación de entalpia sería:
Qp = H = [HC + HD] – [HA + HB]
La unidad de entalpía es Julio/mol.
H (reactivos) H (productos)
DH < O DH > O
H (productos) H (reactivos)
Reacciones Exotérmicas. Reacciones Endotérmicas.

Entalpía de formación normal

Entalpia de formación standard o normal, DHº, de una sustancia es la entalpia de la reacción de formación de 1 mol de dicha sustancia en su estado normal a partir de sus elementos en estado normal o standard. El estado normal o standard es el correspondiente a 25º C (298 K) y 1 atmósfera de presión.

Se considera que la entalpia normal de un elemento químico es cero.
Ejemplo: La reacción de formación del metano sería:
C (s) + 2 H2 (g) ——> CH4 (g)
La variación de entalpia de este proceso es la entalpia de formación del metano:
DHº = [HCH4 – (Hºc + HºH2)] = HºCH4
pues los términos Hºc y HºH2 son nulos en el estado stándard.

Ley de Hess

La ley termoquímica de Hess es una consecuencia del principio general de conservación de la energía. Se enuncia de la siguiente forma: “el calor de una reacción química, que puede ex presarse como una suma algebraica de otras reacciones, es igual a la suma de los calores de las reacciones parciales que la originan“.
Ejemplo: Sea la reacción
C + 2 H2 —> C H4 (G) (A)
y las reacciones:
C + O2 —> CO2 (1) con un calor de reacción DH1
2 H2 + O2 —> 2 H2 O (2) con un calor de reacción H2
y
CO2 + 2H20 —>CH4 + 2O2(3), con calor de reacción DH3
La reacción A puede obtenerse por suma de las reacciones (1), (2) y (3).
Entonces el calor de la reacción A es igual a la suma de los calores de las reacciones (1), (2) y (3)
DHA = H1 + DH2 + DH3
La ley de Hess es una herramienta de gran utilidad en el cálculo de calores de reacciones.

Energía libre

Energía libre (G) es una magnitud termodinámica de estado que se define como:
G = U + pV – TS
donde S es la entropía del sistema o grado de desorden del mismo.
A presión y temperatura constante la variación de la energía libre de un proceso es:
DG = DH TDS
en función de los valores standard DHº y DSº, la variación de energía libre standard de un proceso (a 25º C y 1 atm) es:
DGº = DHº TDSº

Espontaneidad de las reacciones químicas

La variación de energía libre de un proceso químico es una magnitud que nos indica la espontaneidad del proceso. En general, los procesos químicos espontáneos son aquellos en los que se produce una disminución de entalpia (exotérmica) DH < 0 y un mayor grado de desorden o reacción de entropía máxima DS > 0.

Por ello los procesos químicos espontáneos son aquellos que se realizan con una variación de su energía libre negativa.
Si DG < 0 entonces el proceso es espontáneo Si, por el contrario, el proceso se verifica con aumento de energía libre DG>0, la reacción no es espontánea. En general, puede resumirse tal como se indica a continuación:
Si DH < 0 y DS > 0, el proceso es espontáneo en todas las condiciones.
Si DH < 0 y DS < 0, el proceso es espontáneo a bajas temperaturas. Si DH > 0 y DS > 0, el proceso es espontáneo a altas temperaturas.
Si DH > 0 y DS < 0, el proceso no es espontáneo. Si la variación de energía libre del proceso es nula, se dice que el proceso químico se encuentra en equilibrio.

Energía libre y presión

La variación de la energía libre de formación de 1 mol de un compuesto gaseoso, a una presión p, es:
DG = DGº + R T ln p
donde DGº es el valor de la energía libre de formación en su estado normal (p = 1 atm).

Energía libre y concentración
La variación de la energía libre para la disolución de una sustancia a concentración C es:
DG = DGº + R T ln C
Donde DGº es la variación correspondiente a la energía libre de una disolución de concentración 1 molar.

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