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Reacción exotérmica

La reacción de la termita es conocida por ser exotérmica. La reducción del óxido de hierro (III) por el aluminio libera suficiente calor para producir hierro fundido.

En termoquímica , una reacción exotérmica es una "reacción para la cual el cambio de entalpía estándar general Δ H ⚬ es negativo". [1] [2] Las reacciones exotérmicas generalmente liberan calor . El término a menudo se confunde con la reacción exergónica , que la IUPAC define como "... una reacción para la cual el cambio de energía de Gibbs estándar general Δ G ⚬ es negativo". [2] Una reacción fuertemente exotérmica generalmente también será exergónica porque Δ H ⚬ hace una contribución importante a Δ G . La mayoría de las reacciones químicas espectaculares que se demuestran en las aulas son exotérmicas y exergónicas. Lo opuesto es una reacción endotérmica , que generalmente absorbe calor y es impulsada por un aumento de entropía en el sistema.

Ejemplos

Los ejemplos son numerosos: combustión , reacción de termita , combinación de ácidos y bases fuertes, polimerizaciones . Como ejemplo en la vida cotidiana, los calentadores de manos utilizan la oxidación del hierro para lograr una reacción exotérmica:

4Fe + 3O2   2Fe2O3 ΔH= - 1648 kJ /   mol

Una clase particularmente importante de reacciones exotérmicas es la combustión de un combustible de hidrocarburos, por ejemplo la quema de gas natural:

CH 4   + 2O 2   → CO 2   + 2H 2 O Δ H ⚬ = - 890 kJ/mol
Vídeo de una reacción exotérmica. El vapor de etanol se enciende dentro de una botella, lo que provoca la combustión.

Estas reacciones de muestra son fuertemente exotérmicas.

Las reacciones exotérmicas no controladas, las que dan lugar a incendios y explosiones , son derrochadoras porque es difícil captar la energía liberada. La naturaleza efectúa reacciones de combustión en condiciones muy controladas, evitando incendios y explosiones, en la respiración aeróbica para captar la energía liberada, por ejemplo, para la formación de ATP .

Medición

La entalpía de un sistema químico es esencialmente su energía. El cambio de entalpía Δ H para una reacción es igual al calor q transferido desde (o hacia) un sistema cerrado a presión constante sin entrada o salida de energía eléctrica. La producción o absorción de calor en una reacción química se mide utilizando calorimetría , por ejemplo, con un calorímetro de bomba . Un instrumento de laboratorio común es el calorímetro de reacción , donde se monitorea el flujo de calor desde o hacia el recipiente de reacción. La liberación de calor y el cambio de energía correspondiente, Δ H , de una reacción de combustión se pueden medir con particular precisión.

La energía térmica medida liberada en una reacción exotérmica se convierte en Δ H ⚬ en julios por mol (anteriormente cal/mol ). El cambio de entalpía estándar Δ H ⚬ es esencialmente el cambio de entalpía cuando los coeficientes estequiométricos en la reacción se consideran como las cantidades de reactivos y productos (en moles); por lo general, se supone que la temperatura inicial y final es de 25 °C. Para las reacciones en fase gaseosa, los valores de Δ H ⚬ se relacionan con las energías de enlace con una buena aproximación mediante:

Δ H ⚬ = energía de enlace total de los reactivos − energía de enlace total de los productos
Perfil energético de una reacción exotérmica

En una reacción exotérmica, por definición, el cambio de entalpía tiene un valor negativo:

Δ H = H productos - H reactivos < 0

donde se resta un valor mayor (la energía más alta de los reactivos) de un valor menor (la energía más baja de los productos). Por ejemplo, cuando se quema hidrógeno:

2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g)
Δ H ⚬ = −483,6 kJ/mol [3]

Véase también

Referencias

  1. ^ "Reacción exotérmica". Compendio de terminología química de la IUPAC . IUPAC. 2014. doi :10.1351/goldbook.E02269.
  2. ^ ab Laidler, KJ (1996). "Un glosario de términos utilizados en cinética química, incluida la dinámica de reacciones (Recomendaciones de la IUPAC 1996)". Química pura y aplicada . 68 : 149–192. doi : 10.1351/pac199668010149 . S2CID  98267946.
  3. ^ "Entalpía (Capítulo 5)". Archivado desde el original el 8 de julio de 2013. Consultado el 20 de julio de 2013 .

Enlaces externos