Entalpía estándar de formación

La entalpía de una sustancia pura no se puede calcular de forma absoluta porque depende de la energía interna que no es calculable (H = U + pV). Sin embargo, las tablas de entalpías molares se establecieron normas para calcular rápidamente una entalpía de reacción estándar a partir de los valores de estos entalpía molar: . Esto implica definir una escala arbitraria de entalpías molares definiendo una entalpía cero arbitraria. $\ Delta _ {{r}} H _ {{(T)}} ^ {{0}} = \ sum _ {{i}} \ nu _ {i} .h _ {{i (T)}} ^ {0} ~$

Es para evitar este inconveniente de que la entalpía estándar de formación en T: o cuyos valores para cada sustancia pura se han tabulado en la temperatura de referencia de 298 K han sido definidos . $\ Delta H _ {{f (T)}} ^ {{0}} ~$ $\ Delta _ {f} H _ {{(T)}} ^ {{0}} ~$

Definición

La entalpía estándar de formación a la temperatura T de un compuesto químico , es la diferencia de entalpía involucrada durante la formación de un mol de este compuesto a partir del cuerpo simple , puro , tomado en el estado estándar y estable a la temperatura considerada T. $\ Delta H _ {{f (T)}} ^ {{0}} ~$

Corresponde a la entalpía de reacción estándar en T, (ver termoquímica ) de la reacción para la formación del compuesto compuesto puro a partir de los correspondientes cuerpos puros simples, estable en el estado estándar en T. $\ Delta _ {{r}} H _ {{(T)}} ^ {{0}} ~$

Ejemplo:

La entalpía estándar de formación en T de es . ${\ rm {CO _ {{2 (g)}} ~}}$ $\ Delta H _ {{f (T)}} ^ {{0}} ({\ rm {CO _ {{2 (g)}}) ~}}$

Corresponde a la entalpía estándar de reacción , de la reacción de formación a partir de cuerpos simples estables en el estado estándar en T: $\ Delta _ {{r}} H _ {{(T)}} ^ {{0}} ~$

${\ rm {C _ {{grafito}} + O _ {{2 (g)}} \ longrightarrow CO _ {{2 (g)}} ~}}$

De esta definición se siguen varias consecuencias.

La entalpía estándar de formación, a la temperatura T, de un cuerpo simple estable es cero: la reacción de formación de tal cuerpo sería de hecho la reacción de formación de sí mismo. Por ejemplo:

\ Delta H _ {{f (T)}} ^ {{0}} ({\ rm {C _ {{grafito}}) = 0 ~}}

si el grafito es estable a la temperatura elegida T.Por otro lado, la entalpía de formación de carbono de diamante ( metaestable ) es diferente de cero ya que corresponde a la reacción de formación de diamante a partir del cuerpo simple estable en condiciones estándar, grafito .

\ Delta H _ {{f (T)}} ^ {{0}} ({\ rm {O _ {{2 (g)}}) = 0 ~}}

si el oxígeno es estable a la temperatura T.

\ Delta H _ {{f (T)}} ^ {{0}} ({\ rm {CO _ {{2 (g)}}) \ neq 0 ~}}

porque el dióxido de carbono es un cuerpo compuesto .

Ya no es necesario definir una escala de entalpía arbitraria. Optamos por elaborar tablas de entrenamiento de entalpía estándar a la temperatura de referencia de 298 K.

Cantidades termodinámicas de algunos compuestos a 298 K

Las entalpías de entrenamiento estándar y la entropía estándar a 298 K se toman de las tablas publicadas por JANAF, así como por Ribaud y Manson . Estrictamente hablando, estas entalpías de entrenamiento ya no son estándar porque no se dan a P = 1 bar = 10 5 Pa , sino a P = 1 atm = 1.013 25 × 10 5 Pa , que era la presión estándar cuando estaban escribiendo. Sin embargo, dada la mínima variación de presión, los valores reportados en esta tabla son cercanos a los valores reales como una primera aproximación.

Compuesto químico	Masa molar (g / mol)	$\ Delta H _ {{f (298)}} ^ {0}$ (kJ / mol)	S ° 298 (J / (mol⋅K))
${\ rm {CO_ {2} (g)}}$	44,010	-393,52	213,75
${\ rm {CO (g)}}$	28.011	-110,58	197,6
${\ rm {NO (g)}}$	30.008	90,32	210,7
${\ rm {NH_ {3} (g)}}$	17.031	-45,91	192,66
${\ rm {CH_ {4} (g)}}$	16.043	-74,9	186,17
${\ rm {C_ {2} H_ {6} (g)}}$	30.068	-84,7	229.57
${\ rm {C_ {3} H_ {8} (g)}}$	44,094	-103,88	270.01
${\ rm {C_ {4} H _ {{10}} (g)}}$	58.12	-124,78	310.15
${\ rm {C_ {5} H _ {{12}} (g)}}$	72.146	-146,50	349,49
${\ rm {C_ {6} H _ {{14}} (g)}}$	86.172	-167,25	386,95
${\ rm {C_ {7} H _ {{16}} (g)}}$	100,21	-187,89	425,41
${\ rm {C_ {8} H _ {{18}} (g)}}$	114,224	-208,52	463,84
${\ rm {C_ {2} H_ {4} (g)}}$	28.054	52,49	219.30
${\ rm {C_ {3} H_ {6} (g)}}$	42,078	20.42	267.03
${\ rm {C_ {2} H_ {2} (g)}}$	26.038	226,81	200,92
${\ rm {C_ {6} H_ {6} (g)}}$	78.108	82,96	269.30
${\ rm {H_ {2} (g)}}$	2016	0	130,46
${\ rm {H (g)}}$	1.008	218.06	114,65
${\ rm {N_ {2} (g)}}$	28.016	0	191,32
${\ rm {N (g)}}$	14.008	472,96	153,23
${\ rm {O (g)}}$	16 000	249,28	161.02
${\ rm {O_ {2} (g)}}$	32 000	0	204,82
${\ rm {O_ {3} (g)}}$	48.000	142,12	237,42
${\ rm {C}}$ (grafito)	12,011	0	5,68
${\ rm {C}}$ (diamante)	12,011	1,92	2,45
${\ rm {H_ {2} O}}$ (líquido)	18.01528	-285,10	69,96
${\ rm {H_ {2} O}}$ (gas)	18.01528	-241,8	188,74
${\ rm {HF}}$ (líquido)	20.00634	-299,8
${\ rm {HF}}$ (gas)	20.00634	-271,1	173,7
${\ rm {HCl}}$ (gas)	36,461	-92,31	186,90

Notas:

el cuerpo único cuya entalpía estándar de formación a 298 K es cero, correspondiente a la variedad estable a esta temperatura;
ciertos compuestos no son estables bajo presión estándar a 298 K . Este es el caso, por ejemplo, del agua en estado gaseoso. Sin embargo, incluso si su existencia es formal en estas condiciones, dimos el valor de su entalpía estándar de formación a 298 K , determinada tomando en cuenta la entalpía de vaporización del agua líquida.

Ley de Hess

La ventaja de la entalpía estándar de formación es que permite calcular el de cualquier reacción, conociendo el de cada uno de los reactivos y productos implicados en la reacción. Esto está dado por la ley de Hess . $\ Delta _ {r} H _ {{(T)}} ^ {{0}} ~$ $\ Delta H _ {{f (T)}} ^ {{0}} ~$

Considere una reacción química cuya ecuación de equilibrio es la siguiente:

$\ nu _ {1} A_ {1} + \ nu _ {2} A_ {2} + ... \ nu _ {i} A_ {i} \ rightleftharpoons ... \ nu _ {j} A_ {j} ~$

reactivos (i) .................................... productos (j)

La entalpía estándar de reacción en T es igual a:

$\ Delta _ {{r}} H _ {{(T)}} ^ {{0}} = \ sum _ {{j}} \ nu _ {{j}} \ Delta H _ {{f, j ( T)}} ^ {{0}} - \ sum _ {{i}} \ nu _ {{i}} \ Delta H _ {{f, i (T)}} ^ {{0}} ~$

Notas:

Estas relaciones a menudo se expresan mediante las siguientes expresiones, que están simplificadas pero menos explícitas.

0 = \ sum _ {{i}} \ nu _ {{i}} A _ {{i}} ~

(ecuación de equilibrio.)

\ Delta _ {{r}} H _ {{(T)}} ^ {{0}} = \ sum _ {{i}} \ nu _ {{i}} \ Delta H _ {{f, i ( T)}} ^ {{0}} ~

Los productos ya no se distinguen de los reactivos y los coeficientes estequiométricos se anotan algebraicamente: positivo para los productos, negativo para los reactivos.

Observaciones

De la misma forma y por las mismas razones, se ha definido una entalpía libre estándar de formación en T : cuyos valores se han tabulado para la mayoría de los compuestos, a la temperatura de referencia de 298 K. Estos valores hacen posible para calcular la entalpía libre estándar de reacción a 298 K : $\ Delta G _ {{f (T)}} ^ {0} ~$ $\ Delta _ {r} G _ {{298}} ^ {0} ~$

\ Delta _ {{r}} G _ {{298}} ^ {{0}} = \ sum _ {{i}} \ nu _ {{i}} \ Delta G _ {{f, i (298) }} ^ {{0}} ~

Esto permite acceder a la constante de equilibrio (ver Equilibrio químico ).

K _ {{(298)}} ~

Por otro lado, la entropía de un cuerpo puro se puede calcular de forma absoluta (ver Entropía de un cuerpo puro ), por lo que no es necesario definir una entropía estándar de formación. Entropías molares estándar a 298 K: se tabulan directamente. Permiten el cálculo de la entropía de reacción estándar a 298 K : $S _ {{(298)}} ^ {0} ~$ $\ Delta _ {r} S _ {{298}} ^ {0} ~$

\ Delta _ {{r}} S _ {{298}} ^ {{0}} = \ sum _ {{i}} \ nu _ {{i}}. S _ {{i (298)}} ^ {{0}} ~

Ver también

Notas y referencias

Tablas termodinámicas, Joint Army-Navy-NASA-Air Force (JANNAF), Comité de Propulsión Interagencial.
Ribaud y Manson, Ministerio del Aire, 1961.