En general los procesos físicos y químicos van acompañados de cambios de energía que pueden manifestarse de diferentes maneras.
Siempre que ocurre una reacción química se produce un intercambio de energía entre los reactivos, los productos y el medio ambiente. Por lo general esta energía se presenta en forma de calor (energía calórica o calorífica), aunque también puede ser luminosa, eléctrica, mecánica, etc.
El calor liberado o absorbido durante una reacción química se denomina calor de reacción y se refiere siempre a una cierta cantidad de reactivo o de producto. En los laboratorios puede medirse el calor de reacción, controlando ciertos parámetros como volumen y presión, por lo que el valor medido para el calor de reacción suele referenciarse a una cierta presión, que
se mantiene constante.
En general los procesos tanto físicos como químicos ocurren a presión atmosférica, por lo cual esta puede considerarse constante durante el desarrollo de los mismos, sin introducir errores significativos.
El calor (Q) intercambiado a presión constante corresponde a la variación de una propiedad del sistema, la entalpía (H).
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El cambio en la entalpía de un sistema durante una reacción química, es igual al calor liberado o absorbido a presión constante Qp = Δ H |
Durante el transcurso de una reacción química puede producirse o liberarse energía.
Cuando el sistema libera energía hacia el ambiente se habla de reacciones exotérmicas. Por el contrario, cuando el sistema absorbe energía del medio para que la reacción pueda llevarse a término, se habla de reacciones endotérmicas.
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En el estado inicial de un proceso químico están presentes los reactivos y en el estado final los productos, por lo que la variación de entalpía puede representarse, según: Reactivos → Productos ΔH = H productos - H reactivos |
1- REACCIONES EXOTÉRMICAS:
La combustión y la fermentación son ejemplos de procesos exotérmicos. Por lo general, las reacciones exotérmicas necesitan un pequeño aporte inicial de energía para que ocurran, el mismo puede ser suministrado por una pequeña llama o una chispa eléctrica. Pero una vez iniciada la reacción, la cantidad de energía que se desprende es muy superior a la que se suministró al comienzo de la reacción.
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En los procesos exotérmicos la entalpía de los productos es menor que la de los reactivos, por lo que la variación de entalpía tiene signo negativo: Δ H < 0 |
EJEMPLO: Reacciones de combustión
En las reacciones de combustión completa un combustible reacciona con un comburente, en este caso el oxígeno del aire, liberándose dióxido de carbono (CO2) y agua.
Cuando se quema completamente 1 mol de metano gaseoso (CH4) en presencia de oxígeno, se liberan 890,4 kJ/ mol de energía, según:
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
Δ H = -802,4 kJ/ mol
En esta ecuación además de la ecuación aparece el valor de la entalpía, es por ello que esta ecuación recibe el nombre de ECUACIÓN TERMOQUÍMICA. En este caso el signo de la misma es negativo.
2- REACCIONES ENDOTÉRMICAS:
Se denominan así porque en ellas es necesario suministrar energía al sistema para que las transformaciones químicas tengan lugar. En la mayoría de los casos esta energía se suministra en forma de calor.
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En los procesos endotérmicos la entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos, por lo que la variación de entalpía tiene signo positivo: Δ H > 0 |
EJEMPLO:
La formación de hidracina (N2H4) gaseosa a partir de sus elementos constitutivos, dinitrógeno y dihidrógeno gaseosos, es un proceso endotérmico. En este caso la ecuación termoquímica puede escribirse, según:
N2 (g) + H2 (g) → N2H4 (g)
Δ H = + 95,4 kJ/ mol
En este caso el signo de la entalpía es positivo, coincidiendo con el proceso que es endotérmico.