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Calor de reacción. Es una unidad termodinámica de medida útil para calcular la cantidad de energía por mol que se libera o se produce en una reacción.

La termoquímica es la parte de la química que se ocupa de los intercambios de calor que acompañan las reacciones. Las reacciones químicas pueden ser de dos tipos Exotérmicas y Endotérmicas. Exotérmicas: Cuando la reacción sucede con liberación de calor (del centro hacia afuera). Endotérmicas: Cuando la reacción sucede con absorción de calor (desde fuera

La termoquímica es la parte de la química que se ocupa de los intercambios de calor que acompañan las reacciones. Las reacciones químicas pueden ser de dos tipos Exotérmicas y Endotérmicas.

Exotérmicas: Cuando la reacción sucede con liberación de calor (del centro hacia afuera).

Endotérmicas: Cuando la reacción sucede con absorción de calor (desde fuera hacia dentro)

Toda sustancia posee una cantidad de energía almacenada en sus enlaces. Cuando la energía contenida en los reactivos es mayor que la contenida en los productos, tenemos una reacción exotérmica pues sucede liberación de energía. Cuando la energía contenida en los reactivos es menor que la contenida en los productos, tenemos una reacción endotérmica pues sucede absorción de energía.

Esa energía contenida en las sustancias recibe el nombre de entalpía (H). La variación de entalpía para cierta reacción química está dada por

ΔH = H_P – H_R

donde

H_P es la suma de las entalpías de los productos

H_R es la suma de las entalpías de los reactivos.

Cuando la reacción se realiza a presión constante el ΔH se llama calor de reacción. En termoquímica es usual que se expresen las variaciones de energía en las reacciones a través de kilocalorías (Kcal). La kilocaloría es mil veces el valor de una caloría. Una caloría corresponde a la cantidad de calor necesaria para elevar desde 14,5ºC hasta 15,5ºC la temperatura de 1gr de agua. Otra unidad usual en termoquímica es el Joule (J). Una caloría equivale a 4,18 Joules.

En las reacciones exotérmicas, ΔH_R > ΔH_P y por ello ΔH es negativa (ΔH_P – ΔH_R = -).

En las reacciones endotérmicas, ΔH_R < ΔH_P e por isso ΔH é positivo (ΔH_P – ΔH_R = +).

Como el valor del ΔH varía con la presión, temperatura, variedad alotrópica y estado físico, estos deben venir especificados en la ecuación termoquímica

Cuando una reacción termoquímica no informa de los valores de temperatura y presión, se sobre entiende que la misma se realice a 25ºC (o a 298 K), 1 atm y forma alotrópica y estado físico más usual del elemento o compuesto. Esta condición se define como estándar en la termoquímica.

Par una misma sustancia:

Pues debemos adicionar energía al sistema para que las moléculas o agregados iónicos pueden tener alguna libertad y pasar del estado sólido al líquido. De la misma forma debemos adicionar energía al sistema para que las moléculas o agregados iónicos puedan alejarse aún más unas de otras, yendo desde el estado líquido al gaseoso.

La forma alotrópica más estable de una sustancia es aquella que presenta menor energía y a él se le atribuye valor de entalpía igual a cero (H=0). Es de costumbre indicarse entalpía en condiciones estándar por ΔH0.

Entonces para las formas alotrópicas del elemento químico carbono, tendremos que:

Grafito H⁰ = cero (pues es la forma más estable)

Diamante: ΔH⁰ > cero (pues posee más energía que la forma grafito)

Entalpía o calor estándar de formación de una sustancia (ΔH⁰_f)

Es la variación de entalpía o cantidad de calor absorbido o liberado en la formación de un mol de una determinada sustancia, a partir de las sustancias simples correspondientes, todas ellas en estado estándar.

La ecuación que sigue representa la formación de CO₂ a partir de sus substancias simples más estables. Como la reacción se desarrolla bajo las condiciones estándar, este calor puede ser llamado como calor estándar del CO₂.

Las ecuaciones de debajo representan la formación del CO₂. La primera a partir del carbono bajo la forma de diamante que no es la forma más estable del carbono. La segunda muestra de formación de CO₂ utilizando el CO como punto de partida. Los calores desarrollados durante estas reacciones no pueden ser llamados de calor estándar de reacción de formación de CO₂.

Entalpía o calor de combustión de una sustancia

 Es la variación de entalpía o cantidad de calor liberado durante la combustión total de 1 mol de la sustancia, con todas las substancias en el estado estándar.

 En el caso de sustancias orgánicas, se considera combustión total siempre que los únicos productos sean CO₂ y H₂O. Las reacciones de combustión son exotérmicas y sus valores de ΔH son siempre negativos.

Para el etano tenemos entonces: