Entalpía de reacción

Reaction Enthalpy

Una reacción es moléculas que cruzan la colina de la energía de activación: si los productos están más bajos hay desprendimiento de calor; si más altos, absorción. Romper enlaces absorbe energía y formarlos la libera, y su diferencia da ΔH. La entalpía es función de estado, así que el cambio total solo depende del inicio y el final: la ley de Hess. Aquí mueves el deslizador de ΔH en el diagrama y conectas energías de enlace con la ley de Hess.

Intuición — cruzar la colina de energía

💡 Analogía: subir y bajar una colina

①Una reacción = moléculas que cruzan una 'colina de energía'

②Altura de la colina = energía de activación E_a — necesaria para arrancar

③Si el final está por debajo del inicio → exotérmica

④Si el final está por encima → endotérmica

⑤Calentadores: exotérmicos (ΔH<0); bolsas frías: endotérmicas (ΔH>0)

Diagrama de entalpía

ΔH (kJ)-40

🔍 ¡Prueba el slider!

①ΔH negativo → productos por debajo de reactivos = exotérmica

②ΔH positivo → productos por encima = endotérmica

③En cualquier caso hay que cruzar el estado de transición

④E_a = energía mínima para iniciar la reacción

Calcular ΔH a partir de energías de enlace

grado de ruptura del enlace3

Fórmula con energías de enlace

ΔH = Σ(enlaces reactivos) − Σ(enlaces productos)

Romper enlaces absorbe energía − formarlos la libera

💡 ¿Por qué funciona la fórmula?

①Toda reacción = 'romper enlaces antiguos + formar nuevos'

②Romper = absorbe (siempre +)

③Formar = libera (siempre −)

④Nuevos enlaces más fuertes → liberación > absorción → exotérmica (ΔH<0)

⑤Por eso 'productos más estables'

Ley de Hess

ΔH_total = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ⋯

Independiente del camino: solo dependen estado inicial y final

Uso de entalpías de formación

ΔH = Σ(ΔH_f productos) − Σ(ΔH_f reactivos)

Con las entalpías de formación se calcula cualquier ΔH de reacción

💡 ¿Por qué no depende del camino?

①La entalpía es una 'función de estado' — depende solo del estado actual

②Seúl→Busan: por autopista o nacional, la diferencia de altura es la misma

③Aunque no conozcas un ΔH directo, lo deduces sumando otros

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1

Halla ΔH para H₂ + Cl₂ → 2HCl usando energías de enlace. (H−H = 436, Cl−Cl = 243, H−Cl = 431 kJ/mol)

ΔH = Σ(enlaces rotos en reactivos) − Σ(enlaces formados en productos).

ΔH = (436 + 243) − (2 × 431)

Calcula.

ΔH = 679 − 862 = −183 kJ

▸ −183 kJ (exotérmica)

Romper enlaces absorbe (+), formarlos libera (−). Los nuevos enlaces (HCl) son más fuertes, así que ΔH<0 → exotérmica.

Ejemplo 2

Halla ΔH para C + ½O₂ → CO a partir de: (a) C + O₂ → CO₂, ΔH = −394 kJ; (b) CO + ½O₂ → CO₂, ΔH = −283 kJ.

Ley de Hess: el objetivo = (a) − (b).

C + ½O₂ → CO = (a) − (b)

Resta los valores de ΔH.

ΔH = (−394) − (−283) = −111 kJ

▸ −111 kJ

Ley de Hess: incluso reacciones difíciles de medir dan ΔH combinando (sumando/restando) reacciones conocidas.

Resumen

Fórmulas clave

ΔH = Σ(E_enlace rotos) − Σ(E_enlace formados)

o ΔH = Σ(ΔH_f productos) − Σ(ΔH_f reactivos)

tipo examen (variante)

En una reacción, la energía de enlace total de los reactivos es 1000 kJ y la de los productos 1200 kJ. ¿Cuál es ΔH y el tipo?

①+200 kJ, endotérmica

②−200 kJ, exotérmica

③+2200 kJ, endotérmica

④−2200 kJ, exotérmica

⑤0 kJ, sin intercambio de calor

▸ ② −200 kJ, exotérmica

Sustituye en ΔH = Σ(enlaces de reactivos) − Σ(enlaces de productos).

ΔH = 1000 − 1200 = −200 kJ

Como ΔH < 0, la reacción es exotérmica.

ΔH < 0 → exotérmica

🎯 Puntos clave

①ΔH < 0: exotérmica (libera) — productos más estables

②ΔH > 0: endotérmica (absorbe) — productos menos estables

③Hess: independiente del camino

④Entalpía de formación: ΔH al formar 1 mol de compuesto desde elementos

⑤E_a: energía mínima para iniciar la reacción

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Propiedades de las disoluciones

Equilibrio químico

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