Resumenes 
Flashcards 
StudySmarter AI 
Apuntes 
Plan de estudios 
Sets de estudio 
Repeticion espaciada 
Exámenes 
Magazine 
Hacer carrera 
Formacion Profesional 
Mobile App 
Saltar a un capítulo clave
- Exploraremos dos tipos de cambio de energía: exotérmico y endotérmico.
- Después exploraremos qué fórmulas podemos utilizar para determinar los distintos cambios de energía.
- Por último, exploraremos qué es una pila .
Tipos de cambio de energía
Hay muchasreacciones químicas diferentes que pueden tener lugar en muchos lugares distintos. Incluso en nuestro propio cuerpo se producen diversas reacciones al mismo tiempo. Todas estas reacciones se clasifican en exotérmicas y endotérmicas. Exploremos lo que son y algunos ejemplos que vemos en nuestra vida cotidiana.
Exotérmicas
Lasreacciones ex otérmicas son aquellas en las que se transfiere energía de la reacción al entorno. Esto significa que se libera energía y muchas veces puede tener lugar en forma de calor, por lo que aumenta la temperatura. Como se libera energía, generalmente significa que los productos de dichos reactantes tendrán menos energía que los reactantes al principio.
Fuego de leña, Wikimedia Commons
Cuando quemamos gas metano, que es una reacción de combustión. La energía se libera en forma de calor y por eso podemos sentir el calor cuando algo se quema.
Endotérmicas
Lasreacciones end otérmicas son totalmente opuestas a las exotérmicas. La energía se transfiere del entorno a la reacción. Esto significa que se absorbe energía y, por tanto, disminuye la temperatura. En las reacciones endotérmicas, los productos tendrán más energía que los reactantes.
Un ejemplo clave es una descomposición térmica, en la que tomamos carbonato de calcio y lo calentamos, para formar dióxido de carbono y óxido de calcio. Se absorbe energía y se necesita calor para que se produzca la reacción.
Perfiles de reacción
Así que ahora que hemos explorado que hay dos tipos diferentes de cambios de energía, podemos utilizar los perfiles de reacción para presentar ambos y explorar el cambio de energía es los reactantes y los productos.
El primer diagrama muestra el perfil de reacción de una reacción exotérmica. Los reactantes A + B son mayores que el producto C. Esto muestra que se ha liberado energía al entorno y, como ya se ha comentado, suele ser en forma de energía calorífica.
Fig. 2: Reacción endotérmica, Wikimedia Commons
El segundo diagrama muestra los perfiles de reacción de una reacción endotérmica. El valor de los reactivos A + B es inferior al del producto C. Esto demuestra que se ha absorbido energía y la temperatura disminuye.
Esta es la base de los perfiles de reacción energéticos. Profundizaremos en estos diagramas en un artículo posterior.
Fórmula del cambio de energía
Necesitamos poder calcular el cambio de energía global. Para ello necesitamos conocer las distintas energías de enlace.
Energía de enlace: La energía necesaria para romper el enlace entre dos átomos. Se mide en kJ/mol.
Para calcular el cambio de energía necesitamos 2 cosas:
- La energía necesaria para romper los enlaces de los reactivos.
- La energía liberada cuando se forman los enlaces para producir los productos.
Juntos podemos formar esta ecuación para calcular el cambio energético total:
$$Cambio energético = energía total de los enlaces de los reactantes - energía total de los enlaces de los productos $$
Calcular el cambio de energía
Ya conocemos la ecuación para calcular la energía, así que vamos a ver un ejemplo
| Enlace | Energía de enlace (kJ/mol) |
N≡N | 940 |
| N-H | 400 |
| H-H | 440 |
Ejemplos de cambios de energía:
Utilizaremos una tabla de energías de enlace para calcular nuestra respuesta. Son valores inventados para pasar a un ejemplo.
Para este ejemplo, vamos a utilizar el Proceso de Haber, en el que el nitrógeno y el hidrógeno reaccionan para formar amoníaco. Esta reacción puede ir hacia delante y hacia atrás, nosotros calcularemos la reacción hacia delante.
Ecuación química:
$$N_{2(g)} + 3H_{2(g)}rightleftharpoons 2NH_{3(g)}$$
1. Primero necesitamos calcular la energía de enlace entre los reactantes, así que para esta reacción es la de un mol de enlaces simples de nitrógeno con nitrógeno tres moles de enlaces simples de hidrógeno con hidrógeno.
1 x N≡N(940) = 820
3 x H-H (440) = 1600
Por tanto, la energía total de ruptura del enlace es: 940 + 1320 = 2260 kJ/mol
2. Ahora tenemos que calcular la energía de enlace entre los productos. Para esta reacción se trata de dos moles de enlace simple de nitrógeno a hidrógeno. Para este enlace, cada nitrógeno está unido a tres hidrógenos, por lo que son 6 enlaces.
6 - N-H (400) = 2400
3. Por último, calcularemos el cambio de energía.
Cambio de energía = 2260 - 2400 = -140 kJ/mol
Cambio energético global = -140 kJ/mol
Pilas y baterías
Todos los aparatos tienen pilas, normalmente vemos que son pequeños bloques metálicos que pueden ser extraíbles o permanentes. Pero, ¿cómo proporcionan energía a nuestros aparatos? Esto se hace utilizando metales reac tivos que producen energía para que funcionen. Podemos utilizar el orden de reactividad de los metales, podemos utilizar dos para formar una célula eléctrica. Estas células permiten el flujo de electrones para formar una corriente eléctrica que alimenta el aparato.
Fig. 3: Célula eléctrica, Wikimedia Commons
Si observamos este diagrama, podemos ver que el zinc (Zn) dona electrones al cobre (Cu). Los electrones viajan de un extremo a otro, lo que forma una corriente eléctrica, y esta reacción tiene lugar dentro de nuestros aparatos para alimentarlos.
La corriente de energía puede registrarse utilizando un voltímetro, que detecta la diferencia de reactividad entre los dos metales y forma un voltaje.
Cuanto mayor sea la diferencia, mayor será la tensión.
Otro tipo de célula es la célula de combustible. Se realiza mediante la oxidación del hidrógeno, por la que el hidrógeno y el oxígeno reaccionan para producir agua y se presenta en la siguiente ecuación
$$2H_{2} + O_{2}rightarrow 2H_{2}O$$
Dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua.
Algunos coches funcionan con este tipo de pila de combustible; sin embargo, se necesita un suministro constante de hidrógeno, por lo que no se utiliza habitualmente.
Cambios de energía - Puntos clave
- Todas las reacciones químicas tienen un cambio de energía.
- Hay dos tipos de cambios de energía: exotérmicos y endotérmicos.
- En las reacciones exotérmicas, se libera energía y los productos tienen menos energía que los reactantes.
- En las reacciones endotérmicas, la energía se absorbe y los productos tienen más energía que los reactantes.
- Podemos explorar las diferencias de energía en las reacciones exotérmicas y endotérmicas utilizando los perfiles de reacción.
- El cambio de energía puede calcularse mediante: energía de enlace total del reactante - energía de enlace total de los productos
- Los metales reactivos se utilizan para producir masa.
- Dos metales reaccionan para que puedan transferirse electrones, lo que produce una corriente eléctrica.
Aprende más rápido con las 0 tarjetas sobre Cambios de Energía
Regístrate gratis para acceder a todas nuestras tarjetas.
Preguntas frecuentes sobre Cambios de Energía
Acerca de StudySmarter
StudySmarter es una compañía de tecnología educativa reconocida a nivel mundial, que ofrece una plataforma de aprendizaje integral diseñada para estudiantes de todas las edades y niveles educativos. Nuestra plataforma proporciona apoyo en el aprendizaje para una amplia gama de asignaturas, incluidas las STEM, Ciencias Sociales e Idiomas, y también ayuda a los estudiantes a dominar con éxito diversos exámenes y pruebas en todo el mundo, como GCSE, A Level, SAT, ACT, Abitur y más. Ofrecemos una extensa biblioteca de materiales de aprendizaje, incluidas tarjetas didácticas interactivas, soluciones completas de libros de texto y explicaciones detalladas. La tecnología avanzada y las herramientas que proporcionamos ayudan a los estudiantes a crear sus propios materiales de aprendizaje. El contenido de StudySmarter no solo es verificado por expertos, sino que también se actualiza regularmente para garantizar su precisión y relevancia.
Aprende más