La termoquímica es la parte de la ciencia que se dedica al análisis de las cantidades de calor intercambiado en las reacciones químicas.

Para este análisis, se estudian transferencias de energía en forma de calor, por lo que es una ciencia muy ligada a la termodinámica.

Conceptos básicos de termodinámica

Te aconsejo echarle un vistazo al curso de introducción a la termodinámica.

De todas formas, te dejo aquí un resumen de las cosas más importantes que deberías saber:

  • Un sistema es una cosa que aislamos para analizarla.
  • Un sistema puede ser abierto, cerrado o aislado (según si puede intercambiar materia o energía con su entorno).
  • El primer principio de la termodinámica viene a decir que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.
  • Y una consecuencia de esto es que la energía se conserva.
  • Es decir, que si un sistema gana o pierde energía es porque la toma o la cede al entorno, pero no es que aparezca y desaparezca por arte de magia.

Y por otro lado tenemos el concepto de entalpía.

Consideraciones sobre la entalpía

En los laboratorios la mayoría de las reacciones químicas suelen realizarse a presión constante, porque se producen en recipientes que están abiertos y por tanto se encuentran a presión atmosférica.

Si realizamos el cálculo del trabajo de un proceso llevado a cabo a presión constante, vemos que es igual al producto de dicha presión por la variación de volumen:

$W\:=\:p\Delta\:V$

Con lo que el primer principio de la termodinámica puede expresarse como:

$\Delta\:U\:=\:Q\:-\:W\:=\:Q_p\:-\:p\Delta\:V$

Donde $Q_p$ es la variación de calor durante el proceso a presión constante.

Si despejamos $Q_p$ vemos que su valor es:

$Q_p\:=\:\Delta\:U\:+\:p\Delta\:V$

El valor de la suma $U\:+\:pV$ resulta ser una valor que es función de estado, es decir, el valor de dicha suma es siempre el mismo para unas variables de estado del sistema determinadas.

Por eso, es un valor útil para realizar cálculos y balances energéticos, ya que es un valor que podemos tabular para cada combinación de variables de estado.

Y por darle un nombre a ese valor tan útil, se le ha decidido llamar entalpía.

Y la gracia mayor está en que si desarrollamos la expresión anterior, tenemos que:

$Q_p\:=\:(U\:+\:pV)\:-\:(U_0\:+\:pV_0)\:=\:H\:-\:H_0\:=\:\Delta\:H$

Es decir, que en un proceso que se da a presión constante, el calor intercambiado en la reacción química equivale exactamente a la variación de entalpía en el proceso.

Y eso es magnífico, porque la entalpía es función de estado y tenemos sus valores en unas tablas, que se han obtenido de manera experimental.

¿Dónde está la gracia del asunto?

Pues que puedes saber qué cantidad de calor se desprenderá o absorberá un sistema al producirse una reacción química a presión constante sin tener que realizar todo el experimento en un laboratorio y medirlo.

Una reacción es endotérmica si en su proceso se absorbe energía en forma de calor, existiendo una variación de entalpía positiva.

Una reacción es exotérmica si en su proceso se desprende energía en forma de calor, existiendo una variación de entalpía negativa.

Al hablar del calor de reacción (energía puesta en juego en forma de calor durante la reacción) hay que especificar en qué condiciones se ha dado la reacción, como la presión, temperatura, estado de las sustancias, etc…

La entalpía de formación de un compuesto, $\Delta\:H^{0}_{f}$, se define como la variación de entalpía de la reacción de formación de un mol de sustancia a partir de sus elementos, todos ellos en estado estándar.

Es una propiedad extensiva, es decir, depende de la cantidad de sustancia del sistema.

Ecuaciones Termoquímicas

Una ecuación termoquímica es igual que una ecuación química normal pero que además se utiliza para indicar el estado de cada sustancia (si esta se encuentra como líquido, sólido o gas) así como la ganancia o pérdida de energía en forma de calor.

Por ejemplo:

$C_{(s)}\:+\:O_{2(g)}\:\rightarrow\:CO_{2(g)}\:+\:393,5\:kJ/mol$

Esta ecuación representa la formación del dióxido de carbono en estado gaseoso a partir de carbono sólido y oxígeno gaseoso, en la que se desprenden además 393,5 kJ de energía en forma de calor por cada mol de sustancia.

Ley de Hess

Habiendo visto que la entalpía es una propiedad que es función de estado (podemos conocer cuánto ha variado si conocemos el estado inicial y final de un proceso), un señor llamado Germain Henri Hess formuló una ley que dice:

Cuando podemos expresar una reacción química como la suma de otras reacciones parciales, la entalpía de dicha reacción es igual a la suma de las entalpías de las reacciones parciales.

Por ejemplo:

Podemos combinar las reacciones A y B de manera que al sumarlas nos den la primera, de la que desconocemos el valor $\Delta\:H_R$

En este caso sumaremos la A tal y como está y la B pero al revés (teniendo en cuenta que si la ponemos al revés, la entalpía de la reacción cambiará de signo, pasando de ser un proceso exotérmico en el que se desprende energía - y por tanto $\Delta\:H\:<\:0$, a ser un proceso endotérmico que absorbe energía - y por tanto $\Delta\:H\:>\:0$).

Y al hacer la suma de ambas reacciones, obtendremos la reacción que buscamos junto con la energía puesta en juego durante dicha reacción, que en este caso es una disminución de energía en el sistema, porque dicha energía se ha traspasado al entorno (luego es un proceso exotérmico).

Entalpía normal de formación

Para realizar cálculos de entalpías de reacción y saber el calor que se intercambia con el entorno en un proceso químico se utilizan valores tabulados, que están ahí escritos en unas tablas de propiedades termoquímicas.

Pero sería muy poco práctico escribir todas las reacciones posibles de todos los compuestos, porque las tablas serían gigantes.

Entonces, lo que se hace es tabular las entalpías de formación de los compuestos básicos.

La entalpía normal de formación de un compuesto en condiciones estándar se expresa como $\Delta\:H^0_f$, y representa la variación de entalpía $\Delta\:H$ que se da en la formación de un mol de compuesto a partir de los elementos constituyentes en su estado de agregación más estable en condiciones estándar.

Por ejemplo:

$Ag_{(s)}\:+\:\dfrac{1}{2}\:Cl_{2(g)}\:→\:AgCl_{(s)}\:\Delta\:H\:=\:−\:127\:kJ/mol$

Obtener la entalpía de reacción a partir de las entalpías de formación

Sabiendo que las entalpías de formación $\Delta\:H^0_f$ están tabuladas, ¿cómo podemos utilizarlas para saber la entalpía de una reacción y así saber cuál es el calor puesto en juego durante un proceso químico?

Pues, la entapía de una reacción es la variación de entalpía entre el estado inicial y final del proceso.

Dado que el estado inicial es el correspondiente a los reactivos y el estado final es el correspondiente a los productos, podemos expresarlo como:

$\Delta\:H_{reaccion}\:=\:\sum\:H_{final}\:-\:\sum\:H_{inicial}$

$\Delta\:H_{reaccion}\:=\:\sum\:H_{productos}\:-\:\sum\:H_{reactivos}$

Y ya está, porque podemos asociar a cada sustancia su entalpía normal de formación en las condiciones estándar.

La única peculiaridad es que dichas entalpías de formación están asociadas a un mol de sustancia, así que habrá que multiplicarlas por sus correspondientes coeficientes estequiométricos en la reacción, y eso es bastante lógico.

Contenidos para aprender

  1. Conceptos básicos de Termoquímica

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