¿Qué es Estado estándar de referencia, entalpía estándar de formación? — Química

Definición 1.7 Química universitaria — segundo año · Capítulo 1 — Entalpías de reacción

El estado estándar de referencia de un elemento a la temperatura $T$ es su forma más estable a $T$ bajo $p^\circ$ : $\ce{H2}$ , $\ce{O2}$ , $\ce{N2}$ y $\ce{Cl2}$ como gases perfectos, el carbono como grafito, el sodio como metal, el bromo como líquido (a $298\,\mathrm{K}$ ). La entalpía estándar de formación $\Delta_f H^\circ$ de un compuesto es la entalpía estándar de reacción de su reacción de formación, la que produce un mol del compuesto a partir de sus elementos en sus estados de referencia. Por construcción, $\Delta_f H^\circ = 0$ para un elemento en su estado de referencia.

Niveles de entalpía para la combustión del metano a 298.15\, K. Los elementos en sus estados de referencia son el cero. El metano está 74.9\, kJ/ mol por debajo de ellos, y los productos 965.2\, kJ/ mol por debajo: la entalpía de combustión es la diferencia, -890.3\, kJ/ mol, sea cual sea el camino que siga realmente la llama. — Niveles de entalpía para la combustión del metano a $298.15\,\mathrm{K}$ . Los elementos en sus estados de referencia son el cero. El metano está $74.9\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ por debajo de ellos, y los productos $965.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ por debajo: la entalpía de combustión es la diferencia, $-890.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , sea cual sea el camino que siga realmente la llama.

Ejemplos

Ejemplo 1.8 (Reacciones de formación)

La reacción de formación del agua es $\ce{H2(g) + 1/2O2(g) -> H2O(l)}$ , con $\Delta_f H^\circ = -285.83\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ a $298.15\,\mathrm{K}$ ; la del metano es $\ce{C(s) + 2H2(g) -> CH4(g)}$ , $\Delta_f H^\circ = -74.9\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ; la del monóxido de nitrógeno, $\ce{1/2N2(g) + 1/2O2(g) -> NO(g)}$ , $\Delta_f H^\circ = +90.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ : un compuesto endotérmico, que los gases calientes de un motor producen a pesar de todo. Los coeficientes fraccionarios no plantean problema: la reacción de formación es un recurso contable, no un mecanismo.

Ejemplo 1.11 (Combustión del metano)

Para $\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)}$ , $\Delta_r H^\circ = -393.51 + 2(-285.83) - (-74.87) - 0 = -890.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ a $298.15\,\mathrm{K}$ . El valor medido en un calorímetro es $-890.7\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ : la tabla y la llama concuerdan dentro de la incertidumbre de los datos. Si el agua sale como vapor ( $\Delta_f H^\circ = -241.83\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ), $\Delta_r H^\circ = -802.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ : la diferencia, $88.0\,\mathrm{kJ}$ , es la entalpía de vaporización de dos moles de agua, que una caldera de condensación recupera condensando sus humos.

Ejemplo 1.13 (Del carbono al monóxido de carbono)

Al quemar carbono siempre se forma algo de dióxido de carbono, de modo que la entalpía de $\ce{C(s) + 1/2O2(g) -> CO(g)}$ no se mide directamente. Las dos combustiones $\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}$ ( $-393.51\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ) y $\ce{CO(g) + 1/2O2(g) -> CO2(g)}$ ( $-283.0\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , medida) sí se miden; la reacción buscada es la primera menos la segunda: $\Delta_r H^\circ = -393.51 + 283.0 = -110.5\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , la entalpía de formación del monóxido de carbono.

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