Leyes de Termoquímica y Ecuaciones de Entalpía

Las ecuaciones termoquímicas son como otras ecuaciones equilibradas, excepto que también especifican el flujo de calor para la reacción. El flujo de calor se enumera a la derecha de la ecuación usando el símbolo ΔH. Las unidades más comunes son kilojulios, kJ. Aquí hay dos ecuaciones termoquímicas:

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (g); ΔH = + 90,7 kJ

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Escribir Ecuaciones Termoquímicas

Al escribir ecuaciones termoquímicas, asegúrese de tener en cuenta los siguientes puntos:

1. Los coeficientes se refieren al número de moles. Por lo tanto, para la primera ecuación, -282.8 kJ es el ΔH cuando 1 mol de H₂O (l) se forma a partir de 1 mol H₂ (g) y ½ mol de O₂.
2. La entalpía cambia para un cambio de fase, por lo que la entalpía de una sustancia depende de si es sólida, líquida o gaseosa. Asegúrese de especificar la fase de los reactivos y productos que usan (s), (l) o (g) y asegúrese de buscar el ΔH correcto en las tablas de calor de formación. El símbolo (aq) se usa para especies en una solución acuosa (acuosa).​
3. La entalpía de una sustancia depende de la temperatura. Idealmente, debe especificar la temperatura a la que se lleva a cabo una reacción. Cuando miras una tabla de calores de formación, observa que se da la temperatura del ΔH. Para problemas de tarea, y a menos que se especifique lo contrario, se supone que la temperatura es de 25°C. En el mundo real, la temperatura puede ser diferente y los cálculos termoquímicos pueden ser más difíciles.

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Propiedades de las Ecuaciones Termoquímicas

Ciertas leyes o reglas se aplican cuando se usan ecuaciones termoquímicas:

1. ΔH es directamente proporcional a la cantidad de una sustancia que reacciona o se produce por una reacción. La entalpía es directamente proporcional a la masa. Por lo tanto, si duplica los coeficientes de una ecuación, el valor de ΔH se multiplica por dos. Por ejemplo:
   1. H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ
   2. 2 Horas₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l); ΔH = -571,6 kJ
2. ΔH para una reacción es igual en magnitud pero de signo opuesto a ΔH para la reacción inversa. Por ejemplo:
   1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (g); ΔH = + 90,7 kJ
   2. Hg (l) + ½ O₂ (l) → HgO (s); ΔH = -90,7 kJ
   3. Esta ley se aplica comúnmente a los cambios de fase, aunque es cierto cuando se invierte cualquier reacción termoquímica.
3. ΔH es independiente del número de etapas implicadas. Esta regla se llama Ley de Hess. Establece que ΔH para una reacción es el mismo si ocurre en una etapa o en una serie de etapas. Otra forma de verlo es recordar que ΔH es una propiedad de estado, por lo que debe ser independiente de la trayectoria de una reacción.
   1. Si Reacción (1) + Reacción (2) = Reacción (3), entonces ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂