Termoquímica y ley de Hess
Calcula la entalpía de una reacción con las entalpías de formación, combina reacciones con la ley de Hess y mira si es espontánea con la energía libre de Gibbs.
Datos
Resultados
Diagrama de entalpías
Desarrollo
Entalpía de reacción
La entalpía ΔH es el calor que intercambia una reacción a presión constante. Si es negativa, la reacción es exotérmica y desprende calor; si es positiva, es endotérmica y lo absorbe.
Con las entalpías de formación
La entalpía de formación estándar $ΔH_f^"°"$ es la de formar un mol de sustancia a partir de sus elementos en su estado estándar (que valen 0). La de la reacción es la de los productos menos la de los reactivos, cada una por su coeficiente:
$ΔH_r^"°" = Σ n_p ΔH_f^"°"("productos") − Σ n_r ΔH_f^"°"("reactivos")$
Ley de Hess
La entalpía es una función de estado: solo importa dónde empieza y dónde acaba la reacción, no el camino. Por eso se puede obtener la ΔH de una reacción sumando otras. Si se le da la vuelta a una reacción, su ΔH cambia de signo; si se multiplica por un número, su ΔH se multiplica por el mismo.
Energía libre de Gibbs
Una reacción es espontánea cuando $ΔG < 0$, con $ΔG = ΔH − T ΔS$. Si ΔH y ΔS tienen el mismo signo, la espontaneidad depende de la temperatura, y en $ΔG = 0$ queda la temperatura de equilibrio $T_e = ΔH/ΔS$.
Entropía y energía libre desde la ecuación
Con las entropías molares estándar $S^"°"$ de la tabla, la calculadora obtiene $ΔS^"°"_r = Σ n S^"°"("productos") − Σ n S^"°"("reactivos")$, la energía libre a la temperatura que pidas, $ΔG = ΔH − T ΔS$, y la temperatura de equilibrio $T_e = ΔH/ΔS$ sin que tengas que teclear ΔS. A 25 °C también calcula $ΔG^"°"$ con las energías libres de formación y lo compara con $ΔH − TΔS$. Se supone que ΔH y ΔS no cambian con la temperatura, lo que es una buena aproximación en un intervalo no muy grande.
Ciclo de Born-Haber
La energía reticular no se puede medir directamente, pero sí se puede calcular con la ley de Hess: la formación de la sal a partir de sus elementos equivale a sublimar el metal, ionizarlo, atomizar el no metal, darle los electrones (afinidad electrónica) y formar la red cristalina con los iones gaseosos. Despejando el último paso, $ΔH_"red" = ΔH_f − (ΔH_"sub" + ΔH_"ion" + ΔH_"at" + ΔH_"AE")$. Cuanto mayor es la carga de los iones y menor su tamaño, mayor es la energía reticular: por eso el MgO (3790 kJ/mol) es mucho más estable que el NaCl (787 kJ/mol).
Sobre los datos de la tabla
Las entalpías de formación, las entropías y las energías libres de formación son valores de tablas habituales (CRC Handbook, NBS) a 25 °C y 1 bar; los de elementos y energías de ionización del ciclo de Born-Haber, de las mismas fuentes. Si tu libro de clase usa otros, escribe los tuyos detrás de un «;» (entalpía; entropía; energía libre) y la calculadora usará esos.
Preguntas frecuentes
¿Cómo se calcula la entalpía de una reacción?
ΔH° = Σ n·ΔH_f°(productos) − Σ n·ΔH_f°(reactivos). Para CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l): −393,5 + 2(−285,8) − (−74,8) ≈ −890,3 kJ.
¿Cómo se usan la ley de Hess y la energía libre de Gibbs?
Con Hess se suman las reacciones y sus ΔH; invertir una reacción cambia el signo y multiplicarla multiplica su ΔH. Con Gibbs, ΔG = ΔH − TΔS y la reacción es espontánea si ΔG < 0: con ΔH = −100 kJ y ΔS = −0,2 kJ/K a 298 K, ΔG ≈ −40,4 kJ.