En todas las reacciones químicas, el calor puede recibirse del entorno o liberarse al entorno. El intercambio de calor entre una reacción química y su entorno se conoce como entalpía de la reacción, o H. Sin embargo, H no se puede medir directamente; en cambio, los científicos usan el cambio de temperatura de una reacción a lo largo del tiempo para encontrar el cambio de entalpía. con el tiempo (escrito como H). Con H, un científico puede determinar si una reacción emite calor (o es "exotérmica") o recibe calor (o es "endotérmica"). En general, H = metro x s x T, donde m es la masa de los reactivos, s es el calor específico de los productos y T es el cambio de temperatura en la reacción.
Paso
Método 1 de 3: resolución de problemas de entalpía
Paso 1. Determine la reacción de sus productos y reactivos
Cualquier reacción química involucra dos categorías químicas: productos y reactivos. Los productos son sustancias químicas que resultan de reacciones, mientras que los reactivos son sustancias químicas que se combinan o se dividen para producir productos. En otras palabras, los reactivos de una reacción son como los ingredientes de una receta de comida, mientras que los productos son el alimento terminado. Para encontrar el H de una reacción, primero identifique los productos y reactivos.
Por ejemplo, digamos que vamos a encontrar la entalpía de la reacción para la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno: 2H2 (Hidrógeno) + O2 (Oxígeno) → 2H2O (agua). En esta ecuación, H2 y O2 es el reactivo y H2O es un producto.
Paso 2. Determine la masa total de los reactivos
Luego, encuentre la masa de sus reactivos. Si no conoce su masa y no puede pesarlo en una escala científica, puede usar su masa molar para encontrar su masa real. La masa molar es una constante que se puede encontrar en la tabla periódica regular (para elementos individuales) y otras fuentes químicas (para moléculas y compuestos). Simplemente multiplique la masa molar de cada reactivo por el número de moles para encontrar la masa de los reactivos.
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En el ejemplo del agua, nuestros reactivos son gases de hidrógeno y oxígeno, que tienen masas molares de 2 gy 32 g. Dado que estamos usando 2 moles de hidrógeno (a juzgar por el coeficiente de 2 en H2) y 1 mol de oxígeno (a juzgar por la ausencia de coeficientes en O2), podemos calcular la masa total de los reactivos de la siguiente manera:
2 × (2 g) + 1 × (32 g) = 4 g + 32 g = 36g
Paso 3. Encuentre el calor específico de su producto
A continuación, encuentre el calor específico del producto que está analizando. Cada elemento o molécula tiene un calor específico específico: este valor es una constante y generalmente se encuentra en los recursos de aprendizaje de química (por ejemplo, en la tabla al final de un libro de texto de química). Hay diferentes formas de calcular el calor específico, pero para la fórmula que estamos usando, usamos la unidad Joule / gramo ° C.
- Tenga en cuenta que si su ecuación tiene varios productos, deberá calcular la entalpía de las reacciones de los elementos utilizados para producir cada producto y luego sumarlos para encontrar la entalpía general de la reacción.
- En nuestro ejemplo, el producto final es agua, que tiene un calor específico de aprox. 4,2 julios / gramo ° C.
Paso 4. Encuentre la diferencia de temperatura después de que ocurra la reacción
A continuación, encontraremos T, el cambio de temperatura antes y después de la reacción. Reste la temperatura inicial de la reacción (o T1) de la temperatura final después de la reacción (o T2) para calcularla. Como en la mayoría de los trabajos químicos, se usa la temperatura Kelvin (K) (aunque Celsius (C) dará el mismo resultado).
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Para nuestro ejemplo, digamos que la temperatura inicial de la reacción es de 185 K, pero se enfría a 95 K cuando la reacción se completa. En este problema, T se calcula de la siguiente manera:
T = T2 - T1 = 95K - 185K = - 90K
Paso 5. Usa la fórmula H = m x s x T para resolver
Si tiene m, la masa de los reactivos, s, el calor específico de los productos y T, el cambio en la temperatura de la reacción, entonces está listo para encontrar la entalpía de la reacción. Reemplaza tus valores en la fórmula H = m x s x T y multiplica para resolver. Su respuesta está escrita en unidades de energía, a saber, Joules (J).
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Para nuestro problema de ejemplo, la entalpía de la reacción es:
H = (36 g) × (4.2 JK-1 g-1) × (-90K) = - 13,608 J
Paso 6. Determine si su reacción está recibiendo o perdiendo energía
Una de las razones más comunes para calcular H para varias reacciones es determinar si la reacción es exotérmica (pierde energía y libera calor) o endotérmica (gana energía y absorbe calor). Si el signo de su respuesta final para H es positivo, entonces la reacción es endotérmica. Mientras tanto, si el signo es negativo, la reacción es exotérmica. Cuanto mayor sea el número, mayor será la reacción exo o endotérmica. Tenga cuidado con las reacciones exotérmicas fuertes: a veces liberan grandes cantidades de energía que, si se liberan muy rápidamente, pueden causar una explosión.
En nuestro ejemplo, la respuesta final es -13608J. Dado que el signo es negativo, sabemos que nuestra reacción es exotérmico. Esto tiene sentido - H2 y O2 es un gas, mientras que H2O, el producto, es un líquido. El gas caliente (en forma de vapor) debe liberar energía al ambiente en forma de calor, para enfriarlo para formar un líquido, es decir, la reacción para formar H2O es exotérmico.
Método 2 de 3: Estimación del tamaño de la entalpía
Paso 1. Utilice energías de enlace para estimar la entalpía
Casi todas las reacciones químicas implican la formación o ruptura de enlaces entre átomos. Dado que en las reacciones químicas, la energía no se puede destruir ni crear, si conocemos la cantidad de energía requerida para formar o romper enlaces en una reacción, podemos estimar el cambio de entalpía para la reacción general con un alto grado de precisión sumando estos enlaces. energías.
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Por ejemplo, la reacción utilizó H2 + F2 → 2HF. En esta ecuación, la energía requerida para descomponer los átomos de H en la molécula de H es2 es 436 kJ / mol, mientras que la energía requerida para F2 es 158 kJ / mol. Finalmente, la energía requerida para formar HF a partir de H y F es = -568 kJ / mol. Multiplicamos por 2 porque el producto en la ecuación es 2 HF, entonces eso es 2 × -568 = -1136 kJ / mol. Si los sumamos todos, obtenemos:
436 + 158 + -1136 = - 542 kJ / mol.
Paso 2. Utilice la entalpía de formación para estimar la entalpía
La entalpía de formación es un conjunto de valores H que representa el cambio de entalpía de una reacción para producir una sustancia química. Si conoce la entalpía de formación requerida para producir los productos y reactivos en la ecuación, puede sumarlos para estimar la entalpía como las energías de enlace descritas anteriormente.
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Por ejemplo, la ecuación utilizó C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O. En esta ecuación, sabemos que la entalpía de formación para la siguiente reacción es:
C2H5OH → 2C + 3H2 + 0.5O2 = 228 kJ / mol
2C + 2O2 → 2CO2 = -394 × 2 = -788 kJ / mol
3H2 +1,5 O2 → 3H2O = -286 × 3 = -858 kJ / mol
Como podemos sumar estas ecuaciones para obtener C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O, a partir de la reacción que estamos tratando de encontrar la entalpía, solo necesitamos sumar la entalpía de la reacción de formación anterior para encontrar la entalpía de esta reacción, de la siguiente manera:
228 + -788 + -858 = - 1418 kJ / mol.
Paso 3. No olvide cambiar el signo al invertir la ecuación
Es importante tener en cuenta que cuando usa la entalpía de formación para calcular la entalpía de una reacción, debe cambiar el signo de la entalpía de formación siempre que invierta la ecuación de la reacción de los elementos. En otras palabras, si invierte una o más de sus ecuaciones para la formación de una reacción de modo que los productos y los reactivos se cancelen entre sí, cambie el signo de la entalpía de la reacción de formación que está intercambiando.
En el ejemplo anterior, observe que la reacción de formación que usamos para C2H5OH al revés. C2H5OH → 2C + 3H2 + 0.5O2 mostrar C2H5OH se divide, no se forma. Como invertimos esta ecuación para que los productos y los reactivos se cancelen entre sí, cambiamos el signo de la entalpía de formación para dar 228 kJ / mol. De hecho, la entalpía de formación de C2H5OH es -228 kJ / mol.
Método 3 de 3: Observación del cambio de entalpía en experimentos
Paso 1. Tome un recipiente limpio y llénelo con agua
Es fácil ver el principio de entalpía con un simple experimento. Para asegurarse de que su reacción experimental no esté contaminada con sustancias externas, limpie y esterilice los recipientes que desea utilizar. Los científicos usan recipientes sellados especiales llamados calorímetros para medir la entalpía, pero se pueden obtener buenos resultados con cualquier tubo de ensayo de vidrio o pequeño. Cualquiera que sea el recipiente que utilice, llénelo con agua limpia a temperatura ambiente. También debes experimentar en una habitación con una temperatura fría.
Para este experimento, necesitará un recipiente bastante pequeño. Examinaremos el efecto del cambio de entalpía de Alka-Seltzer en el agua, por lo que cuanto menos agua use, más pronunciado será el cambio de temperatura
Paso 2. Inserte el termómetro en el recipiente
Tome un termómetro y colóquelo en el recipiente de modo que la punta del termómetro esté debajo del agua. Lea la temperatura del agua; para nuestros propósitos, la temperatura del agua se indica con T1, la temperatura inicial de la reacción.
Digamos que medimos la temperatura del agua y el resultado es 10 grados C. En unos pocos pasos, usaremos estas lecturas de temperatura para probar el principio de entalpía
Paso 3. Agregue un Alka-Seltzer al recipiente
Cuando esté listo para comenzar el experimento, deje caer un Alka-Seltzer en el agua. Notarás inmediatamente que el grano burbujea y silba. Cuando las perlas se disuelven en agua, se descomponen en el bicarbonato químico (HCO.).3-) y ácido cítrico (que reacciona en forma de iones de hidrógeno, H+). Estos productos químicos reaccionan para formar agua y gas dióxido de carbono en la ecuación 3HCO3− + 3H+ → 3H2O + 3CO2.
Paso 4. Mida la temperatura cuando se complete la reacción
Observe cómo avanza la reacción: los gránulos de Alka-Seltzer se disolverán lentamente. Tan pronto como la reacción del grano termine (o se haya ralentizado), vuelva a medir la temperatura. El agua debe estar más fría que antes. Si hace más calor, el experimento puede verse afectado por fuerzas externas (por ejemplo, si la habitación en la que se encuentra es cálida).
Para nuestro ejemplo experimental, digamos que la temperatura del agua es de 8 grados C después de que los granos dejan de burbujear
Paso 5. Estime la entalpía de la reacción
En un experimento ideal, cuando se deja caer un grano de Alka-Seltzer en agua, se forma agua y gas de dióxido de carbono (el gas se puede observar como una burbuja silbante) y hace que la temperatura del agua baje. A partir de esta información, suponemos que la reacción es endotérmica, es decir, absorbe energía del entorno circundante. Los reactivos líquidos disueltos requieren energía adicional para producir un producto gaseoso, por lo que absorben energía en forma de calor del entorno (en este experimento, agua). Esto hace que la temperatura del agua disminuya.
