Entalpia de enlaces Algunos tipos de átomos tienden a unirse químicamente con otros átomos, iguales o diferentes, para formar moléculas y adquirir estados más estables de energía. La unión se da a través de enlaces covalentes que dan como resultado moléculas diatómicas o poliatómicas energéticamente más estables que los átomos individuales. A la medida de dicha estabilidad se le denomina energía de enlace y es la que corresponde al cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de un mol de moléculas gaseosas. Cuando se forma un mol del mismo tipo de moléculas a partir de átomos gaseosos, la magnitud de la entalpía es igual, pero de signo contrario, esto es, se libera energía. La energía de enlace se determina experimentalmente a presión atmosférica (1 atmósfera), temperatura de 25 o C (298.15 K) y
33
Embed
Algunos tipos de átomos tienden a unirse químicamente con otros átomos
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
Entalpia de enlaces
Algunos tipos de átomos tienden a unirse químicamente con otros átomos, iguales o diferentes, para formar moléculas y adquirir estados más estables de energía. La unión se da a través de enlaces covalentes que dan como resultado moléculas diatómicas o poliatómicas energéticamente más estables que los átomos individuales.
A la medida de dicha estabilidad se le denomina energía de enlace y es la que
corresponde al cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de
un mol de moléculas gaseosas. Cuando se forma un mol del mismo tipo de
moléculas a partir de átomos gaseosos, la magnitud de la entalpía es igual, pero
de signo contrario, esto es, se libera energía.
La energía de enlace se determina experimentalmente a presión atmosférica (1
atmósfera), temperatura de 25 oC (298.15 K) y en fase gaseosa por la menor
influencia de las interacciones moleculares.
A las mediciones realizadas a esta presión y temperatura se les llama condiciones
estándares.
La entalpía de enlace medida experimentalmente para un mol de
moléculas de hidrógeno y ácido clorhídrico es:
H2(g) → H(g) + H(g) ∆H = 436.4 kJ
HIl(g) → H2(g) + Il2(g) ∆H = 298.3 kJ
La determinación de la energía de enlace para las moléculas diatómicas con
átomos iguales o diferentes y con enlaces simples, dobles o triples, se calcula
directamente, pero en las moléculas poliatómicas resulta más complicado, puesto
que interviene la influencia de los otros enlaces presentes en la molécula ya sean
iguales o diferentes, en otras palabras, de las condiciones químicas que
prevalezcan.
En moléculas poliatómicas sólo se puede hablar de energía de enlace promedio
para un tipo de enlace.
En la siguiente tabla encontrarás los valores de las entalpías de enlace más
Para llegar a la ecuación global, la ecuación anterior se divide entre dos, sin
olvidar la entalpía de reacción:
2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g) ∆H0
r = +226.6 kJ
Entropia
En la naturaleza todos los procesos que se realizan, son procesos que tienden a
adquirir estados energéticos más estables, esto es, conseguir disminuir la energía
contenida del sistema. Esta situación se logra, al desprender parte de la energía y
emplearla para realizar trabajo útil.
De acuerdo con la primera ley de la termodinámica, la energía total del universo se
conserva, es decir,en todo proceso natural la energía se conserva pero dicha
energía tiende a dispersarse y se vuelve menos aprovechable. (La energía se
conserva en cantidad pero no en calidad).
Uno de los principales objetivos de la termodinámica es predecir si un proceso
ocurrirá o no de manera espontánea en ciertas condiciones. En los laboratorios y
en la industria es de gran utilidad conocer los factores que influyen en la
espontaneidad de las reacciones para valorar su viabilidad. También es útil para
entender los complicados procesos biológicos.
A una reacción que ocurre en ciertas condiciones se le llama reacción espontánea
y si no se verifica en esas condiciones es una reacción no espontánea. Cabe
aclarar, que si un proceso se lleva a cabo en ciertas condiciones no
necesariamente ocurre en dirección opuesta bajo las mismas condiciones.
Un proceso es reversible, cuando el cambio que sufre el sistema se efectúa de tal
forma que se puede devolver a su estado original, sin que haya cambio neto en el
sistema ni en el entorno. Un proceso irreversible es aquel en el que no se puede
devolver el sistema y el entorno a su estado original.
De estas situaciones, se derivan dos conceptos importantes:
Siempre que un sistema químico está en equilibrio, los reactivos y productos se
interconvierten reversiblemente.
En todo proceso espontáneo, el camino que va de reactivos a productos es
irreversible.
Muchos procesos físicos y químicos ocurren de forma espontánea en
la naturaleza:
El agua de una cascada cae pero nunca sube espontáneamente. Al dejar caer un huevo se rompe y no se une espontáneamente. El hielo se funde a temperatura ambiente y no se congela
El sodio reacciona con el agua para formar hidróxido de sodio e hidrógeno y nunca el hidrógeno reacciona con el hidróxido espontáneamente para formar sodio y agua.
El calor fluye de un sistema de mayor temperatura a uno de menor y no espontáneamente al contrario.
Se ha observado que numerosos procesos exotérmicos son espontáneos, pero
también que algunos no lo son y que procesos endotérmicos son espontáneos.
Esto nos indica que existe otro factor que influye sobre la espontaneidad y es la
entropía, S.
De aquí se desprende la Segunda Ley de la Termodinámica: (existen diversas maneras de expresarla)
Los procesos naturales ocurren sólo en una dirección, la de la máxima dispersión de energía.
La entropía del universo aumenta en el curso de todo proceso natural.
Clausius: Todo proceso cíclico cuyo único efecto final sobre los alrededores sea transferir calor de un cuerpo frío a un cuerpo caliente, es imposible.
Kelvin-Planck: Todo proceso cíclico cuyo único efecto final sobre los alrededores sea absorber calor de un cuerpo y convertirlo íntegramente en trabajo, es imposible.
Para entender la entropía, se analizará que sucede a nivel microscópico en un
sistema determinado.
En un sólido, las partículas están juntas en una posición fija, sólo existen
movimientos de vibración. En un líquido se encuentran más separadas y en un
gas aún más. Cuando aumenta la temperatura del gas, la energía cinética de las
partículas es mayor y la separación entre ellas se incrementa. Esto nos muestra
que cuando la cantidad de energía de un sistema aumenta, la entropía también lo
hace debido a la dispersión de la materia o desorden en el sistema.
S sólido< S líquido < S gas < S gas a mayor temperatura
La entropía por lo tanto se define como el grado de dispersión de la energía
o el grado de desorden de la materia en un sistema. La entropía no puede
decrecer naturalmente, por lo tanto, un sistema que la disminuya será sumamente
improbable.
El agua líquida a temperatura ambiente y a presión atmosférica es
imposible que se transforme en hielo.
La entropía estándar de una sustancia es la entropía absoluta a 1 atmósfera de
presión y 25 0C, casi siempre es positiva y a diferencia de las entalpías de
formación para los elementos en su forma más estable, también tienen un valor.
La entropía, es una función de estado y cuando un sistema cambia de un estado a
otro se tiene:
∆S0 = S0f – S0
i
El valor de la entropía del agua líquida es mayor que en el agua sólida, por lo
tanto:
∆S0 < 0 = -
La conexión entre la entropía y la espontaneidad de un proceso queda expresada
en la segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo aumenta en un
proceso espontáneo y se mantiene constante en uno en equilibrio.