Neby

Calores estándar de formación

El calor estándar de formación de una sustancia,∆Hof (kcal/mol), se define como el calor
involucrado cuando se forma un mol de sustancia a partir de sus elementos en sus
respectivos estados estándar. La temperatura estándar es de 298.15K (25ºC) y la presión
estándar es de 1 atmósfera.
El calor estándar de formación también se puede presentar como la entalpíade una
sustancia en su estado estándar,∆Hof, referida a los elementos en sus estados estándar, a la
misma temperatura. El subíndicefindica la formación del compuesto y el supraíndice º se
refiere a que todos los reactantes y productos están en su estado estándar.
El estado estándar de los elementos se refiere a su estado de agregación. Por convención,
la entalpía de cada elemento en suestado estándar es cero, o lo que es lo mismo, el calor
estándar de formación de dicho elemento vale cero. Por ejemplo, H2(g),O 2(g),N 2(g),C (s,
grafito), Cl2(g) , F2(g) , Fe(s) , Ar(g) , Na(s) , He(g) , K(s) , etc

Ejemplos
a) Considere el calor estándar de formación del CO2.
C(s) + O2 (g) --> CO2 (g)
-94.054 kcal/ mol
(∆Hof )CO2 a 298K

Si cuando se produce la formación de uncompuesto, el sistema libera calor al medio (es
decir, el medio absorbe el calor entregado por el sistema en la reacción exotérmica),
entonces el∆Hof del compuesto es negativo.

b) Considere la reacción
H2 (g) --> 2 H(g) + 104.2 kcal/ mol
que genéricamente se puede escribir como
H2 (g) --> 2 H (g)+2∆Hof,H
siendo (∆Hof ) H, 298K= 52.1 kcal/ g mol. Es decir, cuando el sistema absorbe calor delmedio para la formación de un compuesto, el∆Hof del compuesto es positivo(reacción
endotérmica).

Es importante mencionar que las sustancias con grandes calores estándar positivos de
formación tienden a ser especies químicamente más activas

Calor de combustión
Es la cantidad de calor liberado por mol de una sustancia quemada. Los calores de combustión se pueden emplear directamente paracalcular calores de formación de compuestos orgánicos. Si éstos compuestos contienen solo carbono, hidrogeno y oxigeno se necesita la información complementaria acerca del calor de formación del dióxido de carbono y del agua líquida.

Ley de Hess
El calor de formación Δ H1 del monóxido de carbono, CO:
C (grafito, s) + ½.O2 (g) ® CO (g) ΔH1
no puede determinarse directamente porque en lascondiciones en que se produce, parte del CO se transforma en CO2 . Sin embargo, sí que es posible medir directamente, con la ayuda del calorímetro, los calores de reacción de los siguientes procesos:
CO (g) + ½.O2 (g) ® CO2 (g)
ΔH2 = 282,6 kJ/mol
C (grafito, s) + O2 (g) ® CO2 (g)
ΔH3 = -392,9 kJ/mol
El conjunto de estas tres reacciones puede escribirse en la forma:

Dado que el efectotérmico de una reacción no depende del camino, sino sólo de los estados inicial y final, se podrá escribir:
Δ H3 = Δ H1 + Δ H2
y por tanto:
Δ H1 = Δ H3 - Δ H2 = -392,9 + 282,6 = 110,3 kJ/mol
Dicho de otro modo cuando una reacción, C + ½.O2 ® CO, escribirse como la suma algebraica (suma con signos) de otras reacciones:
C + O2 | ® | CO2 | (ΔH2 ) |
CO2 | ® | C + ½.O2 | (-ΔH3 ) |
C + ½.O2 | ® | CO| (ΔH1 ) |
su calor de reacción es la suma algebraica de los calores de tales reacciones
(Δ H1 = Δ H2 - Δ H3 ). O en otros términos: el calor de la reacción de un determinado proceso químico es siempre el mismo, cualquiera que sea el camino seguido por la reacción, o sus etapas intermedias.
El contenido de este enunciado recibe el nombre de Ley de Hess . De acuerdo con esa misma ley, loscalores de reacción pueden calcularse a partir de los calores de formación de reactivos y productos.
El siguiente diagrama representa los procesos de formación y reacción de reactivos y productos, y sus relaciones en términos energéticos:

Aplicando la ley de Hess a los dos diferentes caminos que conectan reactivos y productos e igualando ambos términos resulta:
Δ H = -Δ Hf (reactivos) + 0 +...