Calor de reacción (Q): es la energía térmica que se desprende o
se absorbe en una reacción química. Su unidad en el SI es J/mol. Según
el balance energético las reacciones químicas pueden ser:
- Reacciones exotérmicas: desprenden energía y por tanto Q < 0. Ejemplo: reacción de combustión de un hidrocarburo.
Ejemplo: H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) ΔHo = -285,8 kJ/mol
- Reacciones endotémicas: necesitan absorber calor para producirse Q > 0. Ejemplo: mezcla de vinagre y bicarbonato sódico.
Ejemplo: H2 (g) + I2 (g) → 2HI (g) ΔHo = 53,6 kJ (no kJ/mol, ya que se forman 2 moles de producto)
Muchas reacciones químicas se realizan en laboratorios a presión atmosférica y por tanto a presión constante. En este caso se utiliza una función de estado llamada entalpía:
- H = U + p · V
- Es una función de estado.
- Se mide en unidades de energía: Julio (J) en el SI.
- cuya variación es igual al calor de reacción a presión constante Qp.
ΔH = Qp
Por tanto:
- Si ΔH < 0, la reacción es exotérmica, cede calor.
- Si ΔH > 0, la reacción es endotérmica, absorbe calor.
Atención: la entalpía es una magnitud extensiva y por tanto su valor depende de la cantidad de materia que reaccione.
2 N2(g) + O2(g) → 2 N2O ΔH = +163,2 kJ
N2(g) + 1/2 O2(g) → N2O ΔH = +81,6 kJ
Si las condiciones en las que tiene lugar la reacción son la estándar (105 Pa y 298 K) la variación de entalpía se denomina variación de entalpía estándard, ΔHo. |
