Calor de formación

Vimos en el último video que si definimos la entalpía H como igual a la energía interna de un sistema más la presión del sistema por el volumen del sistema y esto es una definición casi arbitraria pero sabemos que es una variable de estado válida que no importa lo que hagas en en términos de cómo llegas allí siempre vas a tener el mismo valor porque es la suma y el producto de otras variables de estado válidas pero esto por sí mismo no es tan útil o intuitivo pero vimos en el último video que si asumes una presión constante y eso es una gran suposición pero no es una suposición irrazonable para la mayoría de las reacciones químicas porque la mayoría de las reacciones químicas reacciones químicas, ya sabes, estamos sentados en la playa con nuestros vasos de precipitados y están expuestos a la temperatura y la presión estándar o al menos algo de presión que no está cambiando a medida que la reacción se produce, si asumimos una presión constante, vimos que el cambio en la entalpía que el cambio en la entalpía se convierte en el calor añadido al sistema a esa presión constante que P hay Sólo para mostrarte que esto es sólo cuando estamos asumiendo que estamos tratando con el calor que se agrega a una presión constante, así que ¿cómo podemos usar estos conceptos de manera útil? Digamos que tengo un poco de carbono y en su forma elemental es grafito y agrego un mol de carbono y agrego dos moles de hidrógeno en su forma elemental. hidrógeno en su forma elemental va a ser un gas va a ser como una molécula derecha si sólo tengo un montón de corazón de un montón de hidrógeno en su estado gaseoso digamos en un globo no voy a tener átomos individuales de hidrógeno van a enlazar y formar estas moléculas diatómicas y si los reacciono voy a producir un mol de metano un mol de metano ch4 pero eso no es todo lo que voy a producir también voy a producir algo de calor voy a producir 74 kilojulios de calor más 74 kilojulios de calor cuando produzco cuando produzco ese mol que no puede hacer una K minúscula para el Killough cuando cuando produzco ese mol de metanfetamina así que lo que está sucediendo aquí así que en primer lugar la cantidad de calor está siendo y asumamos que este calor se libera del sistema, no es un proceso adiabático, no he aislado el sistema de nada, sino que se libera, se va, se libera, así que mi pregunta es cuánto, ya sabes, empecé con este contenedor, supongo que podríamos llamarlo, que es el estándar, ya sabes, una especie de presión fija. de presión fija y tal vez tenía un montón de bueno que quería hacer el carbono lo haré en gris tengo un montón de carbono sólido por ahí tal vez algún tipo de polvo y luego tengo un poco de hidrógeno gas molecular de hidrógeno cada uno de esos puntos hay un dos átomos de hidrógeno y no sé tal vez lo agito o algo hacerlos reaccionar y luego tengo un montón de metano y luego Obtengo un puñado de metano obtengo un puñado de gas metano lo haré en verde así que ahora solo tengo un puñado de gas metano y liberé 74 kilojulios liberé 74 kilojulios así que cuanto calor se agregó al sistema bueno liberamos calor del sistema liberamos 74 kilojulios así que el calor agregado al sistema el calor agregado al sistema fue menos 74 kilojulios menos 74 correcto si te preguntara que el calor liberado entonces habría dicho 74 pero recuerda que nos importa el calor añadido al sistema es 74 kilojulios y te acabo de mostrar que eso es exactamente lo mismo que el cambio en la entalpía como el cambio en la entalpía como el cambio en la entalpía así que cómo podemos pensar en esto lo que es la entalpía de este sistema en relación con este sistema bien va a ser menor, porque si tomas la entalpía, el cambio en la entalpía es la entalpía de tu sistema final menos la entalpía de tu sistema inicial y tenemos un número negativo, tenemos menos 74 kilojulios, así que esto tiene que ser menor que esto por 74 kilojulios, así que esta entalpía aquí es menor que esta entalpía aquí. un diagrama, si dibujamos la reacción, digamos que esto es sólo, sé que esto es sólo el tiempo o algo, esto es como la reacción avanza en ese eje y en el eje Y, dibujaré la entalpía, así que la reacción comienza en su entalpía inicial H I y ese es este estado aquí, así que empiezas ahí, lo haré en el amarillo de ese contenedor, así que este amarillo lo haré justo ahí. aquí se empieza allí y luego ahora el tóner se agita o no voy a entrar en la energía de activación por lo que podría tener un poco de joroba y todo eso, pero quién sabe, pero luego terminamos en nuestra entalpía final tenemos esta entalpía final aquí después de la reacción se ha producido que es esta fecha aquí esto es H final para que pueda ver que ha tenido esta caída y entalpía y lo que es interesante aquí es que no tanto lo que el valor absoluto de esta entalpía es aquí o el valor absoluto de esta entalpía aquí es, pero ahora que tenemos entalpía podemos tipo de tener un marco para pensar en la cantidad de energía térmica está en este sistema en relación con este sistema y dado que hay menos energía térmica en este sistema que ese sistema de energía que debemos haber liberado energía y ya sabes, hasta cierto punto, te dije que desde el principio, te dije que la energía se libera y la palabra para esto que usamos es exotérmica exotérmica ahora si quieres ir en la otra dirección digamos que queremos ir desde el metano y volver a su parte tienes que añadir calor en la reacción tendrías que si quieres ir hacia atrás a través de esta reacción ir hacia arriba, tendrías que añadir ese contenido de calor para conseguir ese Delta H positivo y entonces tendrías una reacción endotérmica, así que si una reacción libera energía exotérmica, si una reacción necesita energía para ocurrir, es endotérmica. y la entalpía tiene esta extraña definición aquí y luego termina en esa otra entalpía aquí y como ves la entalpía sabes que la presión que estamos asumiendo es constante digamos que el volumen no está cambiando mucho en esta situación o tal vez no cambia en absoluto por lo que la mayor parte del cambio va a venir del cambio en la energía interna derecha hay un poco de mayor energía interna energía interna más alta aquí y algo de energía interna más alta y algo de energía interna más baja aquí que está causando la caída principal en la entalpía y ese cambio en la energía interna es realmente una conversión de alguna energía potencial aquí arriba en el calor que se libera así que hubo algo de calor que se liberó 74 kilojulios y así nuestra energía interna cayó y lo que todo esto hace es que nos da un marco de trabajo para que si sabemos cuánto calor se necesita para formar o no formar ciertos productos, entonces podemos predecir cuánto calor será liberado o cuánto calor será absorbido por diferentes reacciones y aquí voy a tocar otra noción de calor de formación o a veces es el cambio en la entalpía de formación, así que la forma en que se habla de ello es el cambio en la entalpía de formación y normalmente se da a alguna temperatura y presión estándar, así que pones un poco, normalmente es un cero, a veces es sólo un círculo, y lo que es es cuánto es el cambio en la entalpía para llegar a eso, para llegar a alguna molécula desde su forma elemental, así que por ejemplo, si lo queremos para el metano, si tenemos metano y queremos averiguar su calor de formación, decimos que si formamos metano a partir de sus formas elementales, ¿cuál es el Delta H de esa reacción? Bueno, acabamos de aprender que el Delta H de esa reacción era de menos 74 kilojulios, lo que significa que si formamos metano a partir de sus bloques elementales, supongo que vamos a liberar 74 kilojulios de energía que se trata de una reacción exotérmica reacción exotérmica porque se libera el calor también tiene este tipo de decir que el metano está en un estado de energía más baja o tiene menor energía potencial que estos chicos hicieron y porque tiene menor energía potencial es más estable Quiero decir que una manera de pensar en ello es que usted sabe si usted tiene un tipo usted sabe que usted tienes una montaña aquí y luego está aquí abajo y tienes una bola, tienes una bola y esto no es, ya sabes, una analogía directa completa, pero la analogía con la energía potencial es que cuando estás en un estado de energía potencial más bajo tiendes a ser más estable y así, en el mundo cotidiano, si tienes un montón de metano sentado alrededor, el hecho de que tiene un calor negativo de reacción o calor de perdón, un calor de formación negativo o un calor de formación estándar negativo, porque no lo tengo aquí, o un cambio estándar negativo en la entalpía de formación, son todas las mismas cosas que me dicen que el metano es estable en relación con sus compuestos constituyentes. es bueno saber lo que son y copié todas estas cosas en realidad déjame conseguir las tablas reales de Wikipedia aquí abajo, hice todo esto directamente de Wikipedia, esto te da el calor estándar de formación de un montón de cosas y si miras, si miras aquí abajo para ver si tienen metano allí, esto es lo que estábamos tratando. nos dicen esencialmente el Delta H de la reacción que forma el metano, nos dicen que esta tabla de puntos nos dice que si empezamos con algo de carbono en estado sólido más dos moles de hidrógeno y un estado gaseoso y formamos un mol de metano, si tomamos la entalpía aquí menos la entalpía aquí, así que el cambio en la entalpía de esta reacción a una temperatura y presión estándar va a ser igual a menos 74 kilojulios por mol y todo esto se da por mol, así que si tienes un mol de esto, dos moles de esto y para formar un mol de metano vas a liberar 74 kilojulios de calor, así que esta es una reacción estable, ahora hay un par de cosas interesantes aquí y seguiremos usando esta tabla en los próximos videos ves que aquí el oxígeno mono atómico tiene un calor estándar positivo de formación lo que significa que toma energía para formarlo bien que si tienes una reacción permíteme decir la reacción lo escribiré de esta manera una mitad de oxígeno molecular como un gas para ir a uno para ir a un mol de oxígeno como un tipo de estado gaseoso, esto nos dice que este estado tiene más potencial que este estado y para que esta reacción ocurra tienes que añadirle energía, tienes que poner la energía en el otro lado, así que tienes que poner un plus, así que aquí tendrías que decir más 249 joules, así que podrías decir «oye, Sal, eso no tiene sentido». el oxígeno es sólo oxígeno, ¿por qué hay un calor de formación del oxígeno? y eso es porque siempre usas la forma elemental como punto de referencia, así que el oxígeno, si miras, si tienes un montón de oxígeno por ahí, va a estar en la forma de o2, si tienes un montón de hidrógeno, va a ser h2, si tienes un montón de nitrógeno, va a ser n2, el carbono… por otro lado es solo C y tiende a estar en su forma sólida como grafito así que todos los calores de formación son relativos a la forma en que encuentras ese elemento cuando tienes la versión pura de él no necesariamente su forma atómica aunque a veces es su forma atómica ahora en el siguiente video vamos a usar esta tabla que es una tabla muy útil que corté y pegué partes de ella para en este último video les di el calor de formación y solo pensamos un poco en los próximos videos vamos a usar esta tabla que da un calor de formación estándar para averiguar si las reacciones son endotérmicas lo que significa que absorben energía o exotérmicas lo que significa que liberan energía y vamos a averiguar cuanto