Buenas Practicas de Manufactura para Industria Farmaceutica
1. la energía y las reacciones químicas
1. La energía y las
reacciones químicas
J. Eduardo Morales Méndez
2. Programa de Química IV
Contenido temático
Energía y Reacción Química.
1.1.1 Sistemas, estados y funciones de estado.
1.1.2 Primera ley de la termodinámica.
1.1.3 Energía interna y entalpía.
1.1.4 Reacciones exotérmicas y endotérmicas.
1.1.5 Entalpías de enlace
1.1.6 Termoquímica. Ley de Hess.
1.1.7 Entropía.
1.1.8 Energía libre y espontaneidad.
1.1.9 Reacciones exergónicas y endergonicas
3. Objetivos
O Reconozca la relación que existe entre
entalpía, entropía y energía libre.
O Identifique los cambios de entalpía y
entropía que se verifican durante reacciones
químicas.
O Relacione la espontaneidad de las
reacciones químicas con los cambios de
energía libre.
4. Introducción
EL universo está hecho
fundamentalmente de dos
componentes: materia y energía.
Una propiedad de la energía es
la capacidad de desarrollar un
trabajo o sea el desplazar una
fuerza a través de una distancia.
La característica fundamental de
la energía (que es una forma de
la materia) resulta poco objetiva
ya que no es fácil comprender
que la materia es una
manifestación de la energía y
que ambas son las dos caras del
universo, es decir, hay una
dualidad entre materia y energía.
5. En el curso anterior de química
estudiaste las reacciones químicas
desde el punto de vista de la forma
como se realizan y de las
relaciones estequiometrias de las
mismas. En este curso es
necesario que analicemos estas
reacciones, considerando la
energía necesaria para llevarse a
cabo, es decir, la que absorben o
liberan al romperse o formarse los
enlaces entre las sustancias que
intervienen en la reacción. Esta
parte de la química se conoce
como termoquímica.
El calor es una de las formas de la energía más importantes y guarda
una tendencia para las reacciones químicas; se mide en calorías o
unidades equivalentes y se define de la siguiente manera:
«Una energía electromagnética que está en función de la energía
cinética de las partículas»
6. 1.1.1 Sistemas, estados y funciones
de estado
Casi todas las reacciones químicas producen
(liberan) o absorben energía (E). La rama de la
química que estudia la energía involucrada en las
transformaciones químicas se conoce con el
nombre de termoquímica. Por lo general, esta
energía se manifiesta en forma de calor (Q)
(detectable en la mayoría de las veces como un
cambio de temperatura) y trabajo (W) (debido a la
expansión o compresión de gases que intervienen
en la reacción).
La Ciencia que estudia de manera general los
fluidos de energía en la naturaleza se le conoce
como termodinámica
7. Sistema termodinámico
es la parte limitada y bien
definida del universo. En el
momento de hablar de una
cierta región del espacio,
surge de manera natural el
concepto de frontera, esto
es, la región que separa al
sistema del resto del
universo físico. Fuera de
éste se encuentran los
alrededores o entorno.
Considerando una porción limitada
de materia a la cual llamamos
sistema, la cantidad total de
energía contenida en él se llama
energía interna del sistema.
SISTEMA
8. Clasificación de los sistemas de acuerdo con la interacción con el medio
Sistema abierto – es aquel en el que puede haber un intercambio de
materia y de energía con el entorno
Sistema cerrado – es aquel donde sólo se presenta transferencia de
energía, no hay intercambio de materia
Sistema aislado – es aquel en que no existe transferencia o intercambio
de materia y de energía
Condición de los sistemas
9. De acuerdo con lo anterior ,clasifica cada uno de
los siguientes ejemplos en sistemas abiertos,
cerrados o aislados.
a)Célula ---------------------------------------------- ____________
b) Botella de refresco cerrada --------- ____________
c) Vaso con agua ------------------------------- ____________
d) Mar ------------------------------------------------- ____________
e) Termo cerrado ------------------------------- ____________
f) Frasco de mermelada cerrado ----- ____________
g) Cuerpo humano --------------------------- ___________
10. Alrededores – Una vez definido lo que
es un sistema, es necesario
determinar el papel que juega el resto
del universo con respecto a su
condición física. Es evidente que una
vez determinado el sistema, éste será
afectado principalmente por aquellas
partes del universo más cercana a él.
Para hablar con más precisión,
diremos que la parte de dicho
universo que interacciona con el
sistema constituye sus alrededores.
La interacción entre el sistema y sus
alrededores estará caracterizada por
los intercambios mutuos de energía,
en sus diversas formas.
En el caso de que un sistema esté
contenido en un recipiente, lo cual, es
un caso común en termodinámica, el
grado de interacción con sus
alrededores dependerá obviamente de
la naturaleza de las paredes.
11. Tipo de paredes en los sistemas termodinámicos
Paredes aislantes –son aquéllas que no permiten interacción
alguna entre el sistema y sus alrededores. Como estas paredes
no permiten intercambios de energía: mecánica, eléctrica,
magnética, térmica, etc., pero si gravitacional, supondremos en
general que los sistemas poseen dimensiones suficientemente
pequeñas para poder despreciar los efectos de este campo.
Paredes adiabáticas – son aquellas que solamente permiten
interacciones de tipo mecánico. Esencialmete, abusando del
lunguaje, son aislantes térmicos. Gruesas capas de madera,
asbesto, etc., constituyen excelentes aproximaciones
experimentales de paredes adiabáticas.
Paredes diatérmicas – son las que permiten el intercambio de
energía térmica. La pared diatérmica más común es una lámina
metálica delgada.
Cuando un sistema se encuentra encerrado en un recipiente con
paredes aislantes, adiabáticas o diatérmicas, decimos que se
encuentra aislado, térmicamente aislado y en contacto con sus
alrededores, respectivamente.
13. FUNCIONES DE ESTADO
Si un sistema está limitado por paredes que no pueden
ser atravesadas ni por materia ni por energía, la primera
ley se puede enunciar como sigue: la energía interna de
un sistema aislado es constante. La energía interna de
un sistema, es lo que se llama una función de estado.
Las variables que se utilizan para especificar el estado
de un sistema se les conoce como variables
termodinámicas. En otras palabras, se llaman variables o
funciones de estado
Para especificar el estado de un sistema, se utilizan
magnitudes macroscópicas y sólo dependen del estado
inicial y del final; pero nunca del camino recorrido.
Algunas de estas variables son: Temperatura (T), Presión
(P), Volumen (V), concentración de reactivos y productos
(c), entropía (ΔS), energía interna (Δ E)
14. Calor (Q)
El calor (Q) lo percibimos a través de un
cambio de temperatura. En termodinámica
tiene un significado más amplio y se puede
definir como energía en transito o
transferencia de energía de un cuerpo a
otro o entre el sistema y los alrededores,
debido a una diferencia de temperatura
entre ellos. Es una manifestación de
energía electromagnética, que dependerá
del número de partículas que tenga una
sustancia o un cuerpo y de la energía
cinética promedio de éstas, expresándose
mediante : calorías (cal), Kilocalorías (Kcal)
y la unidad térmica británica (B.T.U)
1 cal = 4. 184 Joules
1 Kcal = 4184 Kjoules
1 B.T.U = 252 cal
1 Kcal = 1000 cal
15. Medición de Calor
Con frecuencia, en
termodinámica es necesario
medir la energía calorífica
relacionada con un proceso
químico o físico. El aparato
comúnmente utilizado para
estas mediciones es el
calorímetro.
Como el calor es una forma
de energía debe medirse con
la misma unidad con que se
mide la energía mecánica en
(SI), es decir, el Joule (J). Sin
embargo se usan otras
unidades como: caloría y BTU
El calorímetro esta diseñado para medir pequeños cambios de energía
16. Una caloría (cal) se define como
la cantidad de calor necesaria
para elevar la temperatura de 1
g de agua a 1°C ( de 14.5 a
15.5 °C). La caloría es una
unidad muy pequeña, por lo que
se emplea su múltiplo: la
Kilocaloría, que equivale a 1000
calorías. Los países de habla
inglesa usa el BTU unidad
térmica británica, la cual se
define como la cantidad de calor
necesaria para cambiar una libra
de agua en un grado Fahrenheit
(de 63° a 64°F)
1BTU = 252 cal
1 cal = 4.186 J
17. Cuando se presenta el flujo de calor (Q) entre dos cuerpos, por
ejemplo de A a B, podemos establecer una relación directa entre
calor y temperatura (diferencia de temperatura ΔT)
Q = C Δ T o C ( T2 – T 1)
C – es una constante de proporcionalidad de B y depende de
las características y capacidad para absorber el calor de la
sustancia que se trate. Esta constante se conoce como
Capacidad calorífica (Cc) - es la cantidad de calor (de energía
calorífica) que se necesita agregar a un cuerpo para
incrementar en 1°C temperatura.
Cc = _Q_ este valor se expresa (J/°K) o (J/°C) o (cal/°C)
ΔT
( La sustancia que tarda más en hervir, tendrá mayor capacidad
calorífica)
( el anticongelante para el auto es agua con etilenglicol, tarda más
en hervir, que el agua pura )
19. Si se desea obtener una cantidad que sea característica
de cada sustancia, se establece el calor específico (Ce)
de una sustancia, como la capacidad calorífica (Cc) por
unidad de masa (m) de esa sustancia, para que su
temperatura se eleve en un grado (14.5 a 15.5 °C) y se
expresa matemáticamente por:
Ce = Cc / m sustituyendo el valor de Cc tenemos
Ce = Q / m Δ T en (Cal /g °C) o (J /Kg°C)
Al ordenar la ecuación anterior se obtiene la siguiente
ecuación matemática:
Q = m Ce ΔT
Esta expresión se interpreta como el calor (Q) que se
debe suministrar o eliminar para cambiar la temperatura
de una sustancia de masa (m) una cantidad ΔT
21. Se calienta una muestra de 5.63g de oro sólido de 21°C
a 32°C ¿Cuánta energía (en joules y calorías) se requiere
para el proceso?
DATOS FORMULA
m= 5.63 g Q = m Ce Δ T
T1 = 21°
T2 = 32 °C
Ce Au = 129 J/Kg°C (lo cerramos a 130 y si lo pasamos a g queda 0.13)
1 cal = 4.186 J
sustitución de valores
Q = 5.63 g (0.13 J/g°C) (32-21 °C)
Q = 8.0509 J
Q = 1.92 cal
Problema ejemplo
23. Cambios de faseLa materia se presenta en los tres estados de agregación; sólido, líquido, gas o
como plasma. Por ejemplo, el agua es una sustancia que en los polos y en los
climas fríos se encuentra es estado sólido, como hielo. Cuando a éste se le
agrega energía pierde la rígida estructura molecular y pasa al estado líquido. Si
se agrega más energía, el agua cambia al estado gaseoso, por lo que se la
encuentra como vapor en el aire. Los cambios de fase pueden realizarse
suministrando o extrayendo energía, acción que consiste en separar o juntar las
moléculas de las sustancias que va a cambiar de fase.
La cantidad de calor que participa en un cambio de fase
por unidad de masa se conoce como calor latente
24. Calor latente
El calor latente (L) se define como la relación entre la
cantidad de calor (Q)(absorbido o liberado) y la masa
(m) del material que experimenta el cambio de fase, es
decir:
L = Q si despejamos Q tenemos Q = m L
m
CALOR LATENTE
DE FUSIÓN
Q = m L f
CALOR LATENTE
DE VAPORIZACIÓN
Q = m Lv
25.
26.
27. Temperatura
Se define como una medida o indicación
relativa de calor o frio del cuerpo.
La temperatura de un cuerpo es una
propiedad directamente relacionada con
la energía cinética promedio de los
átomos y las moléculas que lo
componen.
Al aumentar la energía cinética
promedio de las moléculas o átomos de
un cuerpo su temperatura aumenta.
También es una propiedad
de los sistemas que indica
cuándo se encuentran en
equilibrio térmico. Es una
propiedad intensiva, es
decir, no depende de la
cantidad de masa que se
tenga, por ejemplo si se
tiene una alberca llena de
agua y de ahí se extrae un
poco en una cubeta, ésta
sigue teniendo la misma
temperatura que en la
alberca, aunque su masa
sea mucho menor.
28. Trabajo (W)
El trabajo al igual que el calor, incluye la
transferencia de energía, pero existe una
diferencia entre ellos. En mecánica se define
al trabajo como una cantidad escalar, igual en
magnitud al producto de una fuerza (F) por un
desplazamiento (d), la temperatura no tiene
nada que ver en este caso. La expresión
matemática es:
W = F x d
F = m x g
29. El trabajo aplicado al gas
En un sistema de pistón la altura del
embolo llega a hi, donde existe un
equilibrio de fuerza del gas contenido en
el recipiente y la fuerza externa ( de la
presión atmosférica y del peso del
embolo); en este caso, el área es
constante.
En el caso de hf , el embolo sube, ya sea
que el gas aumentó su temperatura o
porque disminuyó la presión externa,
esto provoca un cambio en el volumen (Δ
V). El resultado es que el movimiento del
pistón fue provocado por la transferencia
de energía de las moléculas hacia el
émbolo, ocasionando el desplazamiento
del mismo. Esta transferencia se
denomina trabajo. Para calcular la
magnitud del trabajo realizado por el gas
(sistema), se debe multiplicar la fuerza
que actúa sobre el pistón (F) por la
distancia que se desplaza (Δh).
W = F x Δh
h i
hf
P ext
P ext
Pext = P int P ext < P int
Δh Δ V
área
W= P Δ V
La presión (P)que ejerce el gas en el cilindro se
define P = F / A F – fuerza . A – área
Cambio de volumen Δ V = A x Δ h
Despejando F tenemos F = P x A
W = P x A x Δh
W = P x Δ V
32. 1.1.2 Primera ley de la termodinámica
Ley de la conservación de la energía
La energía se puede convertir
de unas formas en otras. El
término interconversión de la
energía significa que siempre
que desaparece una forma
de energía, aparece otra, de
manera que la energía total
en el universo permanece
constante.
La energía no puede
crearse ni destruirse, sólo
se transforma de un tipo de
energía a otro tipo.
33. Expresión matemática de la primera Ley de la
Termodinámica
Establece que la energía (E) mecánica total de un sistema
aislado, es igual a la energía que en forma de calor (Q) el
sistema absorbe del medio ambiente externo, menos la
energía que en forma de trabajo (W) el sistema entrega o
realiza hacia el medio ambiente externo. Expresión
matemática. E = Q – W
Convención de signos para el trabajo y el calor
Q(+) si un sistema recibe o absorbe
energía por este medio
W(+) los alrededores W ( - ) El sistema realiza
hacen trabajo sobre trabajo sobre
el sistema los alrededores
Q(- ) si el sistema libera o pierde (absorben los
alrededores ) energía por medio del calor
SISTEMA
34. Ejemplo
En la figura indica que el calor
neto (ΔQ) proporcionado a un
Sistema es igual al trabajo neto
(W) Que realizó más el cambio
neto de la energía interna (Δ E)
del sistema. La ley se expresa
ΔQ = Δ E + W
El calor proporcionado al gas en el
cilindro provoca un cambio en su
energía interna (ΔE) y el
desplazamiento del émbolo, por lo
que el gas realiza un trabajo (W)
sobre su vecindad.
36. 1.1.3 Energía interna (Δ E) y entalpía (Δ H)
La cantidad total de energía interna (Δ E) que tiene un
cuerpo no se puede determinar experimentalmente
(aunque se puede calcular de acuerdo con los principios
de la teoría de la Relatividad). Lo que sí se puede
determinar experimentalmente son cambios en dos formas
de energía, a saber trabajo y calor,
La (Δ E) del sistema, es el total de todas energías que
posee un sistema como consecuencia de la energía
cinética de sus átomos, iones o moléculas, más la energía
potencial que proviene de las fuerzas de enlace entre las
partículas que forman el sistema. Δ E es la diferencia
entre la energía que contiene un sistema en su estado
final y la energía que poseía en un estado inicial.
La Δ E es la que tiene cualquier sistema debido a su
constitución interna y es una propiedad del mismo. Las
propiedades de un sistema que depende de la cantidad de
materia contenida en él, se llaman propiedades
extensivas. La energía interna es una propiedad extensiva.
37. Cuando un sistema pierde energía operando contra alguna fuerza
externa (mecánica o eléctrica, por ejemplo), se dice que hace un
trabajo. Cuando pierde energía sin hacer trabajo (por ejemplo por
conducción térmica o por radiación), se dice que emite calor. El efecto
calorífico que acompaña a un proceso determinado se mide por los
métodos calorimétricos que enseña la física. El trabajo mecánico o el
eléctrico se mide por los métodos que también enseña la física.
Denotaremos por Q a la cantidad de calor que recibe un sistema del
medio que lo rodea. Llamaremos W la cantidad de trabajo que un
sistema produce sobre el medio que lo rodea. Por su puesto, cuando
los fenómenos son a la inversa, las cantidades indicadas son
negativa.
Se define como aumento de la energía interna de un sistema que
pasa del estado A al esta B como la diferencia entre la cantidad de
calor recibido y la cantidad de trabajo realizado por el sistema
durante este proceso; esto es, se define como Δ E del proceso la
siguiente expresión:
ΔE = E B - E A = Q - W
En la ecuación anterior Q se mide experimentalmente por los métodos de la calorimetría y W por
métodos de mecánica o de electricidad.
Δ E + , indica que el sistema ha ganado energía, mientras que una Δ E - , hace referencia a que el
sistema ha perdido energía dándosela a los alrededores.
38. Estado, inicial y final de los procesos termodinámicos
En los proceso termodinámico las transformaciones deben transcurrir
desde un estado de equilibrio inicial a otro final; es decir, que las
magnitudes que sufren una variación al pasar de un estado a otro deben estar
perfectamente definidas en dichos estados inicial y final. De una manera
menos abstracta, un proceso termodinámico puede ser visto como los cambios
de un sistema, desde unas condiciones iniciales hasta otras condiciones
finales, debidos a la desestabilización del sistema.
Pueden realizarse a
39. Proceso isobárico : Para su estudio
el sistema que se considerará será
un gas encerrado en un recipiente
con un émbolo móvil.
Es un proceso en el que la presión
del sistema permanece constante.
Por tanto, al proporcionar calor
(ΔQ) al gas de la figura 16.10 se
aplica la primera Ley de la
Termodinámica, lo que permitirá
ver qué sucede con la energía
interna y el trabajo realizado por el
sistema si se mantiene la presión
constante. Es decir
ΔQ = Δ E + W
Como hay cambio de volumen
ΔQ = Δ E + PΔV , en otras
palabras, la energía calorífica
agregada al sistema es igual al
incremento de la energía interna
del sistema ( lo que implica un
aumento de temperatura) más el
trabajo realizado por éste, observe
el proceso.
41. Proceso isocorico: es un
proceso en el cual el volumen
del sistema permanece
constante, es decir, en un
proceso en el cual el trabajo
realizado por o sobre el sistema
es cero W = 0. Aplicando la 1°
Ley de la termodinámica.
ΔQ = Δ E + W se obtiene ΔQ = Δ E
Es decir, en este proceso el
calor suministrado al sistema
(gas encerrado en el recipiente)
se emplea en el aumento de su
energía interna y en
consecuencia de su
temperatura. La gráfica PV de
un proceso isovolumétrico see
ilusta en la fig. 16.9
43. Proceso adiabático: es un proceso en el
que el sistema (gas encerrado en un
recipiente) no gana ni pierde calor, es
decir, cuando Δ Q = 0. Este proceso ocurre
cuando el sistema está rodeado de una
pared adiabática (espuma de
poliestireno, por ejemplo).
Aplicando la 1° Ley de la termodinámica
ΔQ = Δ E + W
sustituyendo valores tenemos
Δ E = - W
Es decir, cuando sobre el sistema se
realiza trabajo comprimiéndolo
adiabáticamente, el gas gana energía
interna ( ΔE +) y se calienta.
Si es gas experimenta una expansión
adiabática realiza trabajo sobre su
entorno o vecindad y cede energía interna.
Un ejemplo común de procesos
adiabáticos es la compresión y expansión
de los gases en los cilindros del motor de
un automóvil.
De acuerdo con lo anterior, cuando en un
proceso adiabático aumenta la energía
interna del sistema también aumentará su
temperatura, pero si la energía interna
disminuye también lo hará la temperatura
del sistema, vea la fig. 16.8
45. Ejemplos cotidianos
Proceso isobárico :El agua que hierve en un
recipiente abierto a la atmósfera.
Proceso isocorico: El proceso térmico que se
desarrolla en una olla presión de uso doméstico,
desde el momento que se coloca al fuego hasta que
escapa por primera vez aire a través de la válvula,
corresponde a un proceso a volumen constante.
Proceso adiabático: La emisión de aerosol por un
pulverizador, acompañada de una disminución de la
temperatura del pulverizador. La expansión de los
gases consume energía, que procede del calor del
líquido del pulverizador.
46. Entalpía (Δ H)
Ordinariamente es posible medir los cambios de energía que ocurren
durante las reacciones químicas, midiendo las cantidades de calor
absorbidas o desprendidas; podemos relacionar esos cambios con un
contenido calorífico de cada una de las sustancias químicas que
intervienen .
Un mol de partículas de una sustancia tiene cierto contenido calorífico,
que recibe el nombre de entalpía y que no se puede medir, según ya
indicamos. A la entalpía se le representa con H; también es una función
de estado. Pero aunque no se puede medir, en cambio si se puede medir
la variación de entalpía ΔH entre dos estados de un sistema.
Cuando se efectúa una reacción se puede medir el cambio de calor que
ocurre. A ese cambio de calor se le llama entalpía de la reacción (o ΔH
de la reacción) e indica el cambio de entalpía de las sustancias que
intervienen.
ΔH = (H de los productos) – ( H de los reactivos)
47. En la entalpía la cantidad de calor involucrado en una reacción
química es a presión constante.
Δ H = Δ E + W sustituyendo el valor de W (si se trabaja con gas)
Δ H = Δ E + P Δ V sustituyendo el valor ΔE
Δ H = Q p - W + P Δ V sustituyendo el valor de W
Δ H = Q p - P Δ V + P Δ V
Δ H = Q p recuerda que Qp = m Cp ΔT
Δ H = m C p Δ T
Δ E – variación de la energía interna
Δ E = Q - W ( a p-cte) Δ E = Qp - W
Q p = m C p Δ T Q p - calor ganado o cedido a presión constante
W = P Δ V m - masa
P - presión C p – Calor específico
Δ V – variación de volumen Δ T - T2 - T1 ( temperatura final e inicial)
Δ – se emplea para indica variación
48. En una reacción química suceden dos procesos en los reactivos y en los productos
Calor de reacción (ΔHR)
1) Es el calor absorbido o desprendido al efectuarse una reacción química
2) Es importante considerar que el involucramiento en la reacción depende de la
ruptura y formación de enlaces de la misma; por lo tanto, se debe cuantificar
los valores de cada una de las sustancias
3) Este calor de formación (Hf), que acompaña a la formación de un mol de un
compuesto en su estado normal ( 1 atm y 298°K), a partir de sus elementos
en su estado normal
4) Por convención el calor de formación de cualquier elemento a 1 atm y 298°K,
vale cero.
5) Las entalpías de formación de las moléculas de las sustancias se han
cuantificado y se encuentran registradas en tablas, estas entalpias de
formación son determinadas por medio de un calorímetro, cuando la reacción
es completa, es decir, cuando no tiene reacciones secundarias.
6) Si la reacción no es completa, o sea que se producen reacciones secundarias
o intermedias (más de un producto) la determinación es por cálculo,
utilizando el concepto de variable o función de estado.
ΔHR = ΣHf productos - ΣHf reactivos
49. Problemas ejemplo
Si ΔH es – la reacción es exotérmica
Si ΔH es + la reacción es endotérmica
Ejemplo:
Determine el calor de la siguiente reacción
PCl5 (g) + H2O (g) POCl 3 (g) + 2 HCl (g)
Sustancia H f (Kcal / mol)
PCl5 (g) - 95.4
POCl 3 (g)
-141.5
H2O (g)
-57.8
HCl (g) -22.1
ΔHR = (-141.5 +2(-22.1)) – (95.4 – 57.8)= -185.7 + 153.2
= - 32. 5 Kcal / mol ( reacción exotérmica)
50. Ejercicio de reforzamiento
Determine el calor de la siguiente reacción:
H2(g) + ½ O2(g) H2 O(g)
SUSTANCIA Hf ( Kcal /mol)
H2O (g) - 57.8
H 2 (g) 0
O2(g
0
ΔHR =
51. Otros sistemas químicos
evolucionan de reactivos a
productos precisando
energía. Son las reacciones
endotérmicas
La termoquímica es la parte de la
Química que se encarga del estudio del
intercambio energético de un sistema
químico con el exterior.
Hay sistemas químicos que
evolucionan de reactivos a
productos desprendiendo
energía. Son las reacciones
exotérmicas
1.1.4 Reacciones exotérmicas y endotérmicas
52. 1.1.5 Entalpías de enlace
Cuando se forma un enlace químico estable se desprende una cierta
cantidad de energía, que será la misma cantidad de energía que se debe
aportar posteriormente para romper el enlace formado. A esta energía se
la denomina entalpía de enlace (si tiene lugar a presión constante) o, más
coloquialmente, energía de enlace. Así, podemos definir la entalpía de
enlace normal o estándar como la variación de entalpía o calor liberado,
en condiciones estándar de 1 atmósfera y 25ºC, que acompaña a la
reacción de formación de un mol de enlaces a partir de los átomos
aislados en estado gaseoso. Como cuando se forma un mol de enlaces se
desprende energía, la entalpía de enlace de este proceso será negativa:
Si en lugar de considerar la reacción de formación de un mol de enlaces
consideramos la reacción inversa, es decir, la disociación de un mol de
Cl2, la entalpía de dicha reacción tendrá la misma magnitud pero signo
contrario:
Cuanto mayor es el valor absoluto de energía de enlace, mayor es la
fortaleza de dicho enlace. Por ejemplo, para la reacción de formación de
un mol de H2 a partir de los átomos de H en estado gaseoso:
53. Como la entalpía o energía de enlace es mayor para la molécula
de H2 que para la molécula de Cl2, significa que el H-H es más
fuerte que el enlace Cl – Cl.
El valor de la energía de enlace puede determinarse de forma
precisa para moléculas diatómicas, como las del ejemplo, y
también O2, N2, F2… y para moléculas poliatómicas que tengan
todos los enlaces iguales, como H2O, NH3 o CH4. Pero cuando
tenemos moléculas poliatómicas con enlaces de distinto tipo,
determinar la energía de enlace precisa no es posible. Por ello, en
verdad se toma una entalpía de enlace media y los valores que
aparecen en tablas se han calculado a partir de distintas
moléculas que presentan dicho enlace. Por este motivo, las
entalpías de enlace tabuladas presentan un margen de error; no
son precisas, y sólo se usan para realizar cálculos aproximados
cuando no se dispone de otros valores experimentales precisos,
como las entalpías de formación de los compuestos que
intervienen en la reacción.
Además, sólo son aplicables para moléculas covalentes sencillas,
no siendo aplicables para compuestos muy polares o iónicos, ya
que éstas presentan fuerzas electrostáticas que afectan a las
entalpías de enlace.
Se presenta una tabla a continuación para su análisis.
54.
55. 1.1.6 Ley de Hess.
En muchas reacciones es fácil medir las cantidades de calor que se
desprenden o que se requieren para efectuar la reacción.
En general los cálculos termoquímicos se basan en una ley
fundamental enunciada desde 1840 por el químico ruso Hess. « La
cantidad de calor desprendido o absorbido durante una reacción
química dada no cambia si se efectúa en una sola etapa o en varias
consecutivas.
Lo anterior significa que la suma de los calores de reacción de las
varias etapas es igual al calor de reacción cuando se efectúa en una
sola etapa.
Con esto podemos concluir que si tenemos una reacción cualquiera,
podemos determinar el calor o entalpía de la reacción, conociendo
las etapas de formación de todos los compuestos que intervienen en
la misma.
ΔH R = ΔH f (productos) - ΔHf (reactivos) = calor de reacción
56.
57. 1.1.7 Entropía(ΔS)
O La medida del desorden de un sistema se llama entropía
del sistema y se representa con el símbolo S.
O Es, en realidad una medida de la improbabilidad de encontrar
las partículas en un arreglo ordenado. La fuerza impulsora de
entropía de un cambio de sistema se dirige siempre hacia
aumento de entropía, es decir, hacia aumento de desorden.
O Una magnitud es una propiedad si, y sólo sí, su cambio de
valor entre dos estados es independiente del proceso. Esta
proposición puede ser fundamental a la hora de definir la
variación de entropía(ΔS) .
O La variación de entropía, nos muestra la variación del orden
molecular ocurrido en una reacción química. Si el incremento
de entropía es positivo, los productos presentan un mayor
desorden molecular (mayor entropía) que los reactivos. En
cambio, cuando el incremento es negativo, los productos
son más ordenados.
ΔS = Q rev / T Q rev – calor reversible
T - temperatura °K
58. La entropía (S) es función de estado de un sistema
y es una medida de su desorden. Por ejemplo,
cuando se añade energía térmica a un sistema,
éste se hace más desordenado. Así, cuando
añadimos suficiente calor a una mol de agua ( a
100°C) para convertirla en vapor, el cambio de
entropía es:
ΔS = 9720 = 26 cal / °K = 26 ue
373 (unidades entrópicas)
Entonces, la entropía o desorden de una mol de
agua aumenta en 26 ue, lo cual implica que una
muestra dada de materia se encuentra más
desordenada en estado de vapor que en estado
líquido, puesto que en estado sólido posee más
orden (menos entropía) que como líquido.
