Entalpía y calor de reacción

Química

Conceptos clave

La entalpía ( $H$ ) es el contenido de energía de una sustancia a presión constante; lo que importa es su cambio: $\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}}$ .
$\Delta H < 0$ : la reacción libera calor → exotérmica (el entorno se calienta).
$\Delta H > 0$ : la reacción absorbe calor → endotérmica (el entorno se enfría).
La entalpía estándar de formación ( $\Delta H^\circ_f$ ) es el calor al formar 1 mol de un compuesto desde sus elementos en estado estándar; por definición, $\Delta H^\circ_f = 0$ para un elemento en su estado estándar.
El símbolo $^\circ$ indica condiciones estándar: 298 K, 100 kPa.

Si los productos quedan por debajo de los reactivos en energía → flecha descendente → $\Delta H < 0$ → exotérmica.
Si los productos quedan por encima → flecha ascendente → $\Delta H > 0$ → endotérmica.
En una ecuación termoquímica el valor de $\Delta H$ se escribe junto a la reacción balanceada, en kJ mol⁻¹:

$\text{CH}_4 + 2,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2,\text{H}_2\text{O}$

$\Delta H = -890\ \text{kJ mol}^{-1}$

Para cualquier reacción balanceada, la entalpía de reacción se obtiene con:

$\Delta H^\circ_r = \sum \Delta H^\circ_f(\text{productos}) - \sum \Delta H^\circ_f(\text{reactivos})$

Cada $\Delta H^\circ_f$ se multiplica por el coeficiente estequiométrico de esa especie. Los elementos en estado estándar aportan cero.

Romper enlaces cuesta energía (contribución positiva a $\Delta H$ ).
Formar enlaces libera energía (contribución negativa a $\Delta H$ ).
Si los enlaces formados son colectivamente más fuertes que los rotos → $\Delta H < 0$ → exotérmica.
Si los enlaces rotos cuestan más de lo que libera formarlos → $\Delta H > 0$ → endotérmica.

Problema: Calcula $\Delta H^\circ_r$ de $\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3$ , con $\Delta H^\circ_f(\text{NH}_3) = -46\ \text{kJ mol}^{-1}$ y $\Delta H^\circ_f(\text{N}_2) = \Delta H^\circ_f(\text{H}_2) = 0$ .
Aplico productos menos reactivos, con cada especie multiplicada por su coeficiente:

$\Delta H^\circ_r = [2 \times (-46)] - [1 \times 0 + 3 \times 0]$

$\Delta H^\circ_r = -92\ \text{kJ mol}^{-1}$

Error frecuente: olvidar multiplicar $\Delta H^\circ_f$ por el coeficiente estequiométrico (p. ej., usar $-46$ en vez de $2 \times (-46)$ para 2 mol de $\text{NH}_3$ ).
Error frecuente: dar $\Delta H^\circ_f \neq 0$ a un elemento (como $\text{O}_2$ o $\text{N}_2$ ); siempre es cero en estado estándar.
Al describir un diagrama de entalpía, di explícitamente qué están arriba y qué están abajo, y el signo de la flecha ( $\Delta H < 0$ o $> 0$ ).
La ecuación de $\Delta H^\circ_f$ siempre tiene exactamente 1 mol del compuesto como único producto; si hay coeficientes fraccionarios en los reactivos, está bien.
Las unidades son kJ mol⁻¹: no confundir con J ni omitir "mol⁻¹".

Conceptos clave

La entalpía ( $H$ ) es el contenido de energía de una sustancia a presión constante; lo que importa es su cambio: $\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}}$ .
$\Delta H < 0$ : la reacción libera calor → exotérmica (el entorno se calienta).
$\Delta H > 0$ : la reacción absorbe calor → endotérmica (el entorno se enfría).
La entalpía estándar de formación ( $\Delta H^\circ_f$ ) es el calor al formar 1 mol de un compuesto desde sus elementos en estado estándar; por definición, $\Delta H^\circ_f = 0$ para un elemento en su estado estándar.
El símbolo $^\circ$ indica condiciones estándar: 298 K, 100 kPa.

Convención de signos y diagramas

Si los productos quedan por debajo de los reactivos en energía → flecha descendente → $\Delta H < 0$ → exotérmica.
Si los productos quedan por encima → flecha ascendente → $\Delta H > 0$ → endotérmica.
En una ecuación termoquímica el valor de $\Delta H$ se escribe junto a la reacción balanceada, en kJ mol⁻¹:

$\text{CH}_4 + 2,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2,\text{H}_2\text{O}$

$\Delta H = -890\ \text{kJ mol}^{-1}$

Ecuación de entalpías de formación

Para cualquier reacción balanceada, la entalpía de reacción se obtiene con:

$\Delta H^\circ_r = \sum \Delta H^\circ_f(\text{productos}) - \sum \Delta H^\circ_f(\text{reactivos})$

Cada $\Delta H^\circ_f$ se multiplica por el coeficiente estequiométrico de esa especie. Los elementos en estado estándar aportan cero.

Enlace y entalpía (nivel cualitativo)

Romper enlaces cuesta energía (contribución positiva a $\Delta H$ ).
Formar enlaces libera energía (contribución negativa a $\Delta H$ ).
Si los enlaces formados son colectivamente más fuertes que los rotos → $\Delta H < 0$ → exotérmica.
Si los enlaces rotos cuestan más de lo que libera formarlos → $\Delta H > 0$ → endotérmica.

Ejemplo resuelto

Problema: Calcula $\Delta H^\circ_r$ de $\text{N}_2 + 3\,\text{H}_2 \rightarrow 2\,\text{NH}_3$ , con $\Delta H^\circ_f(\text{NH}_3) = -46\ \text{kJ mol}^{-1}$ y $\Delta H^\circ_f(\text{N}_2) = \Delta H^\circ_f(\text{H}_2) = 0$ .
Aplico productos menos reactivos, con cada especie multiplicada por su coeficiente:

$\Delta H^\circ_r = [2 \times (-46)] - [1 \times 0 + 3 \times 0]$

$\Delta H^\circ_r = -92\ \text{kJ mol}^{-1}$

En el examen IB

Error frecuente: olvidar multiplicar $\Delta H^\circ_f$ por el coeficiente estequiométrico (p. ej., usar $-46$ en vez de $2 \times (-46)$ para 2 mol de $\text{NH}_3$ ).
Error frecuente: dar $\Delta H^\circ_f \neq 0$ a un elemento (como $\text{O}_2$ o $\text{N}_2$ ); siempre es cero en estado estándar.
Al describir un diagrama de entalpía, di explícitamente qué están arriba y qué están abajo, y el signo de la flecha ( $\Delta H < 0$ o $> 0$ ).
La ecuación de $\Delta H^\circ_f$ siempre tiene exactamente 1 mol del compuesto como único producto; si hay coeficientes fraccionarios en los reactivos, está bien.
Las unidades son kJ mol⁻¹: no confundir con J ni omitir "mol⁻¹".