6.11
Entalpía Estándar de Formación
El cambio de entalpía de una reacción. se puede medir con un calorímetro, o se puede encontrar calculando la diferencia de entalpía entre los reactivos y los productos. Sin embargo, las entalpías absolutas de los reactivos y productos no se puede medir directamente;por lo tanto, los químicos generalmente usan el cambio de entalpía, o delta H, relativo a una sustancia de referencia en estado estándar acordado.
El estado estándar está definido por un conjunto específico de condiciones. Esto incluye una temperatura establecida, generalmente de 25 grados Celsius o 298 Kelvin, y una presión constante de 1 bar para los gases. Para las soluciones, el estado estándar es una concentración de 1 molar de un soluto puro en un solvente.
El estado estándar de una sustancia también incluye el estado físico de la materia en el que la sustancia existe en estas condiciones. Por ejemplo, el cloruro de sodio como sólido, el mercurio como líquido, o el helio como gas. Si un elemento existe en más de una forma en estas condiciones, la forma más estable del elemento se define como el estado estándar.
Por ejemplo, el carbono puede existir como cristales de grafito o como un diamante, pero el grafito es la forma más estable y, por tanto, el estado estándar del carbono. Cuando los elementos en sus estados estándar se combinan para formar 1 mol de un compuesto puro, la entalpía de la reacción se llama entalpía estándar, o calor estándar, de formación. Esto lo indica delta H cero, subíndice f, donde cero indica los estados estándar de los elementos constitutivos, mientras que f indica la formación.
La entalpía estándar de formación para elementos puros en condiciones estándar es siempre cero porque no hay reacción, y por lo tanto sin cambios en la entalpía, cuando el elemento ya está en su estado estándar. Los valores de la entalpía estándar de formación en kilojulios por mol para un compuesto se puede encontrar en las tablas de referencia. Estas sustancias incluyen elementos en estados no estándar, como sodio gaseoso, y compuestos como cloruro de sodio.
El cambio de entalpía estándar de una reacción se puede calcular a partir de la diferencia de productos y reactivos, que a su vez, pueden calcularse utilizando los valores de la entalpía de la tabla de referencia.
Los cambios en la entalpía suelen tabularse para las reacciones en las que tanto los reactivos como los productos se encuentran en las mismas condiciones. Un estado estándar es un conjunto de condiciones comúnmente aceptadas que se utiliza como punto de referencia para la determinación de propiedades bajo otras condiciones diferentes. Para los químicos, el estado estándar de la IUPAC se refiere a materiales bajo una presión de 1 bar y soluciones a 1 M y no especifica una temperatura. Muchas tablas termoquímicas enumeran valores con un estado estándar de 1 atm. Debido a que la ΔH de una reacción cambia muy poco con cambios tan pequeños en la presión (1 bar = 0,987 atm), los valores de ΔH (excepto los valores medidos con mayor precisión) son esencialmente los mismos en ambos conjuntos de condiciones estándar. Un superíndice “o” en el símbolo de cambio de entalpía designa el estado estándar. Puesto que la temperatura habitual (pero no técnicamente estándar) es de 298,15 K, se asumirá esta temperatura a menos que se especifique otra temperatura. Por lo tanto, el símbolo (ΔH°) se utiliza para indicar un cambio de entalpía en un proceso que se produce en estas condiciones. (El símbolo ΔH se utiliza para indicar un cambio de entalpía en una reacción que se produce en condiciones no estándar.)
Los cambios en la entalpía para muchos tipos de procesos químicos y físicos están disponibles en la literatura de referencia, incluyendo aquellos para reacciones de combustión, transiciones de fase y reacciones de formación. Dado que el cambio de entalpía para una reacción dada es proporcional a las cantidades de las sustancias involucradas, puede ser reportado sobre esa base (es decir, como el ΔH para cantidades específicas de reactantes). Sin embargo, a menudo nos resulta más útil dividir una propiedad extensiva (ΔH) por otra (cantidad de sustancia), y reportar un valor intensivo por cantidad de ΔH, a menudo “normalizado” a una base por mol.
Entalpía estándar de formación
La entalpía estándar de formación ΔHf° es un cambio de entalpía para una reacción en la que se forma exactamente 1 mol de una sustancia pura a partir de elementos libres en sus estados más estables bajo condiciones de estado estándar. Estos valores son especialmente útiles para calcular o predecir cambios de entalpía para reacciones químicas que son poco prácticas o peligrosas de realizar, o para procesos para los que es difícil realizar mediciones. Utilizando valores conocidos de entalpías estándar de formación, se puede determinar el cambio de entalpía para cualquier reacción.
La entalpía estándar de formación del CO2 (g) es −393,5 kJ/mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción exotérmica:
comenzando con los reactantes a una presión de 1 atm y 25 °C (con el carbono presente como grafito, la forma más estable de carbono en estas condiciones) y terminando con un mol de CO2, también a 1 atm y 25 °C. Para el dióxido de nitrógeno, NO2 (g), la ΔHf° es 33,2 kJ/mol. Este es el cambio de entalpía para la reacción endotérmica:
Una ecuación de reacción con 1/2 mol de N2 y 1 mol de O2 es correcta en este caso porque la entalpía estándar de formación siempre se refiere a 1 mol de producto: NO2 (g).
Por definición, la entalpía estándar de formación de un elemento en su forma más estable es igual a cero en condiciones estándar. Por ejemplo, las entalpías estándar de formación de carbono (grafeno), gas de oxígeno diatómico, gas de nitrógeno diatómico, metal de sodio y mercurio líquido son cero en condiciones estándar.
Este texto ha sido adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 5.3: Entalpía.
El cambio de entalpía de una reacción. se puede medir con un calorímetro, o se puede encontrar calculando la diferencia de entalpía entre los reactivos y los productos. Sin embargo, las entalpías absolutas de los reactivos y productos no se puede medir directamente;por lo tanto, los químicos generalmente usan el cambio de entalpía, o delta H, relativo a una sustancia de referencia en estado estándar acordado.
El estado estándar está definido por un conjunto específico de condiciones. Esto incluye una temperatura establecida, generalmente de 25 grados Celsius o 298 Kelvin, y una presión constante de 1 bar para los gases. Para las soluciones, el estado estándar es una concentración de 1 molar de un soluto puro en un solvente.
El estado estándar de una sustancia también incluye el estado físico de la materia en el que la sustancia existe en estas condiciones. Por ejemplo, el cloruro de sodio como sólido, el mercurio como líquido, o el helio como gas. Si un elemento existe en más de una forma en estas condiciones, la forma más estable del elemento se define como el estado estándar.
Por ejemplo, el carbono puede existir como cristales de grafito o como un diamante, pero el grafito es la forma más estable y, por tanto, el estado estándar del carbono. Cuando los elementos en sus estados estándar se combinan para formar 1 mol de un compuesto puro, la entalpía de la reacción se llama entalpía estándar, o calor estándar, de formación. Esto lo indica delta H cero, subíndice f, donde cero indica los estados estándar de los elementos constitutivos, mientras que f indica la formación.
La entalpía estándar de formación para elementos puros en condiciones estándar es siempre cero porque no hay reacción, y por lo tanto sin cambios en la entalpía, cuando el elemento ya está en su estado estándar. Los valores de la entalpía estándar de formación en kilojulios por mol para un compuesto se puede encontrar en las tablas de referencia. Estas sustancias incluyen elementos en estados no estándar, como sodio gaseoso, y compuestos como cloruro de sodio.
El cambio de entalpía estándar de una reacción se puede calcular a partir de la diferencia de productos y reactivos, que a su vez, pueden calcularse utilizando los valores de la entalpía de la tabla de referencia.
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