Procesos Endotérmicos y Exotérmicos

Definir los procesos endotérmicos y exotérmicos

Empecemos definiendo algunos términos clave:

Existen tres tipos principales de procesos termodinámicos:

• Cambio de sistema - paso de un sistema de un estado inicial a un estado final de equilibrio termodinámico.

• Ciclos dentro de un sistema - un proceso que comienza con un estado inicial, hace pasar al sistema por etapas cíclicas y termina con un estado final.

• Procesos de flujo - para un sistema dado, los procesos de flujo dan cuenta del flujo de materia que entra y sale del sistema y dan cuenta de la transferencia de calor, trabajo, energías cinética y potencial a través de las paredes del recipiente.

Distinguir entre procesos exotérmicos y endotérmicos

¿Qué es un proceso endotérmico y uno exotérmico? ¿En qué se diferencian los procesos endotérmicos de los exotérmicos?

Tanto los procesos endotérmicos como los exotérmicos implican la transferencia de energía en forma de calor.

• Los procesos endotérmicos son los que absorben energía en forma de calor.
• Los procesos exotérmicos son los que liberan energía en forma de calor.

Ejemplos de procesos endotérmicos y exotérmicos

Clasifiquemos los ejemplos adicionales de procesos como exotérmicos y endotérmicos.

1. Casi todas las máquinas que se utilizan actualmente, y los motores que las impulsan, son el resultado de la aplicación de la termodinámica e implican procesos endotérmicos y exotérmicos.

Figura 1: Modelo termodinámico de un motor.

2. Los laboratorios de química son en realidad fábricas que manipulan el calor para crear sustancias con nuevas propiedades y posibilidades. El calor es una forma de energía que se absorbe o se libera en las reacciones químicas. Es esta energía, en forma de calor, la que transforma una sustancia en otra.

Figura 2: Laboratorio de química moderno

Cambios de energía en las reacciones químicas: Procesos Exotérmicos y Endotérmicos

Considera los siguientes diagramas de entalpía, o energía potencial, para un conjunto de reacciones químicas hipotéticas:

1. Una reacción química endotérmica:

Figura 3: Diagrama de entalpía, reacción endotérmica.

2. Una reacción química exotérmica:

Figura 4: Diagrama de entalpía, reacción exotérmica.

Los diagramas de energía anteriores representan gráficamente la entalpía, o energías potenciales, asociadas a productos y reactivos. Los reactivos se transforman en productos a través de una vía de reacción que implica la adición de energía cinética, en forma de calor, al sistema. La entalpía de formación de una sustancia química puede considerarse equivalente a la energía potencial que se almacena en forma de calor dentro de los enlaces químicos de un compuesto. Observamos que:

• En una reacción química exotérmica, los reactantes tienen mayor energía potencial que los productos, y la entalpía de la reacción es negativa, -ΔH. (Se libera energía al entorno)

• En una reacción química endotérmica, los productos tienen más energía potencial que los reactantes, y la entalpía de las reacciones es positiva, +ΔH. (Se absorbe energía del entorno)

¿Por qué algunos procesos de solvatación son endotérmicos y otros exotérmicos?

Cuando observamos el proceso de solvatación, el proceso puede ser endotérmico o exotérmico.

Figura 5: Modelo de cómo un disolvente disuelve un soluto para formar una solución.

En la figura anterior, observamos que el soluto suele ser una sal que se mantiene unida mediante enlaces iónicos en una matriz regularmente ordenada (red cristalina). En cambio, en el disolvente existen interacciones comparativamente más débiles, como los enlaces de hidrógeno, las interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de London. Además, el disolvente está menos ordenado en cierto sentido que el soluto.

El primer paso en el proceso de disolución del soluto en el disolvente implicaría la ruptura de un enlace iónico entre un catión (cargado positivamente) y un anión (cargado negativamente). Esto se consigue sustituyendo cada enlace iónico por múltiples interacciones disolvente-soluto. Este paso en el proceso de disolución implica la ruptura de un enlace fuerte por múltiples interacciones débiles con el disolvente y, como resultado, es liberador de calor, o una reacción exotérmica.

1. Por ejemplo, considera la disolución del hidróxido de sodio, NaOH, en agua.

$$NaOH_{(s)} + H_2O_{(l)} \Nen flecha recta Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} + H_2O_{(l)}$$

ii. Se trata de un proceso fuertemente exotérmico y resulta de la ruptura del enlace iónico del hidróxido de sodio por múltiples interacciones con el agua:

Figura 6: Modelo de disolución del hidróxido de sodio en agua.

iii. El proceso global de la disolución del hidróxido de sodio en agua también puede representarse en un diagrama entálpico:

Figura 7: Diagrama de entalpía para la disolución del hidróxido de sodio.

Consideremos ahora la termoquímica de la ecuación química equilibrada para la disolución del hidróxido de sodio en agua:

$$NaOH_{(s)} + H_2O_{(l)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} + H_2O_{(l)}$$

O simplemente

$$NaOH_(s)} \rightarrow Na^+_(aq)} + OH^-_(aq)}$$

Calculemos la temperatura final del agua para esta reacción.

Dado que el calor molar de disolución(_ΔHsolución ) del hidróxido sódico (NaOH) es _ΔHsolución = -44,51 kJ/mol, queremos calcular la temperatura final del agua(_Tf ) contenida en un recipiente aislado, después de disolver en ella 45 gramos de NaOH.

i. Sea la temperatura inicial del agua 20,0°C y a el volumen del agua 1L. La fórmula de la diferencia de temperatura(ΔT ) para la disolución del NaOH en el agua es

$$\Delta T=\frac{\Delta H_{solution\,NaOH}}{C_{p\,(H_2O)}*m_{tot}}$$

Donde

• ΔT es la diferencia de temperatura,
• ΔHsolución,_NaOH es el calor molar de solución para el hidróxido de sodio
• _cp (_H2O) es el calor específico del agua
• _mtot es la masa de agua más la masa de NaOH.

En primer lugar, calculamos el calor molar de solución para 45 gramos de hidróxido de sodio:

$$\Delta H_{solution\,NaOH}=(45\,g\,NaOH)*\frac{1\,mol\,NaOH}{40.00\frac{g}{mol}}*\frac{-44.51\,kj}{1\,mol\,NaOH}*\frac{1000\,J}{1\,kJ}=-5.564x10^4\,J$$

Donde la masa molar del hidróxido sódico es de 40,00 g/mol.

Observa que el calor molar de disolución para esta reacción(ΔHsolución_{, NaOH} = -55,64 kJ/mol) es negativo, lo que demuestra que la reacción es exotérmica.

ii. Ahora insertamos este valor del calor molar de disolución para 45 gramos de hidróxido sódico en la fórmula de la diferencia de temperatura:

$$\Delta T=\frac{5.564x10^4\,J}{(4.18\frac{J}{g\,^\circ C})*(1000\,g\,H_2O+45\,g\,NaOH)}=12.7^\circ C$$

Los datos ^{termoquímicos2} se incluyen en la tabla siguiente:

$$Delta H^circ =[2*\Delta H^circ_{f,(g)\,NH_3}+10*\Delta H^circ_{f,(l)\,H_2O}++Delta H^circ_{f,(s)\,BaCl_2}]-[\Delta H^circ_{f,(s)\,Ba(OH)_2*8H_2O}+2*\Delta H^circ_{f,(s)\,NH_4Cl}]$$$

Entonces, insertando los valores de la tabla

$$\Delta H^\circ=[2*(-46\frac{kJ}{mol})+10*(-286\frac{kJ}{mol})+(-859\frac{kJ}{mol})]-[(-3345\frac{kJ}{mol})+2*(-314\frac{kJ}{mol}]=162\frac{kJ}{mol}$$

Observa que el valor positivo de la entalpía de esta reacción, ΔH° = +162 kJ/mol, muestra que la reacción es endotérmica.

ii. Cálculo de la entropía de la reacción, ΔS° :

$$\Delta S^\circ = [2*\Delta S^\circ_{(g)\,NH_3}+10*\Delta S^\circ_{(l)\,H_2O}+\Delta S^\circ_{(s)\,BaCl_2}]-[\Delta S^circ_{(s)\,Ba(OH)_2*8H_2O}+2*\Delta S^\circ_{(s)\,NH_4Cl}]$$

Luego, insertando los valores de la tabla

$$\Delta S^\circ = [2*(0.192\frac{kJ}{K*mol}+10*(0.070\frac{kJ}{K*mol})+(0.124\frac{kJ}{K*mol})]-[(0.427\frac{kJ}{K*mol})+2*(0.095\frac{kJ}{K*mol})]=0.591\frac{kJ}{K*mol}$$

iii. Por último, calculamos la diferencia de energía libre de Gibbs, ΔGº :

$$\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ = 162\frac{kJ}{mol}-(298\,K*0,591\frac{kJ}{K*mol})=-14,12\frac{kJ}{mol}$$

Observa que el valor negativo de la diferencia de energía libre de Gibbs de esta reacción, ΔG° = -14,12 kJ/mol, muestra que la reacción es espontánea o favorable.

Cambios en la entalpía de las reacciones exotérmicas y endotérmicas

¿Puede un proceso ser exotérmico y endotérmico? Respuesta: Sí, un proceso puede contener una serie de reacciones químicas que sean individualmente endotérmicas o exotérmicas. Por ejemplo, el proceso bioquímico de la glucólisis incluye al menos 12 reacciones diferentes, algunas de las cuales son endotérmicas y la mayoría de las demás reacciones en proceso son exotérmicas.