Secundaria Entalpía de enlace

[Nabla]

¡Muy buenas!
Traigo una duda que me lleva rondando la cabeza ya un tiempo, y no logro verle sentido...

Sabemos que la entalpía de una reacción se puede calcular mediante la energía de enlaces rotos menos la energía de enlaces formados o mediante la entalpía de formación de productos menos entalpía de formación de reactivos.
Pues bien, a la hora de tomar el segundo método, una de las consideraciones que hay que tomar es que la entalpía de formación de las sustancias en sus estados naturales es 0, ya que su formación no supone ningún proceso, y hay que tomar un punto de referencia para medir las entalpías.

Ahora bien, si calculamos la entalpía de reacción mediante las entalpías de enlace, en el mismo caso del $O_2$, sabemos que en su descomposición se necesita energía, es decir, $O_2(g)\to O(g)+O(g)$ necesita $496kj/mol$.

Entonces, en el primer caso (mediante entalpías de formación), la entalpía de la reacción del ejemplo sería 0, mientras que en el segundo (mediante entalpías de enlace), la entalpía de la reacción del ejemplo es 496, y en este caso la reacción es endotérmica.

¿Qué supongo mal? Es obvio que ambas cosas a la vez no tienen mucho sentido, pero tampoco veo dónde está el error

¡Muchas gracias de antemano por la ayuda!

[Cat_in_a_box]

Re: Entalpía de enlace

Hola,

Lo que me gustaría saber a mí es cómo la entalpía de disociación, que es el proceso que tienes, mediante las entalpías de formación. Es decir, tienes la siguiente reacción, insisto, de disociación de la molécula de oxígeno:

$$\mathrm{O_2(g)\longrightarrow 2O(g)}$$

Lo que estás suponiendo mal es, probablemente, que asumes que la entalpía de formación del oxígeno monoatómico es cero, y esto no es así. Veamos, las entalpías de formación se ponen ''a cero'' por simple convenio, siempre que los elementos estén en condiciones estándar y en su estado termodinámico más estable a 25ºC. Y el estado termodinámico más estable del oxígeno a dicha temperatura es justamente el oxígeno molecular, vamos, el diatómico, de ahí que su entalpía estándar de formación sea cero. Pero esto no implica que la de formación del oxígeno monoatómico sea cero, pues efectivamente, para obtenerlo, hay que sumistrar energía de modo que se produzca la disociación de la molécula de oxígeno.

Y ya, para finalizar, simplemente me gustaría decirte que tengas cuidado con la aproximación que haces al calcular la entalpía de enlace como la resta de la entalpía de enlaces rotos menos la de enlaces formados, ya que la entalpía de enlace no es más que un valor promedio de la energía requerida pararomper enlaces similares en un gran número de moléculas diferentes. Así pues, es una mera aproximación, cuya fiabilidad es de $\pm 10\mathrm{kJ}$ como máximo, por si te interesa.

Pues eso, que una cosa es la entalpía de formación y otra la de disociación (energía requerida para romper ese enlace en un mol de dichas moléculas en estado gaseoso a presión constante) y recuerda que el oxígeno a 25ºC es diatómico...

Saludos,

[Nabla]

Re: Entalpía de enlace

¡Muchas gracias!

Es cierto que mi error consistía en considerar como iguales las entalpías de formación y de disociación de $O_2$. La primera, por definición, en condiciones estándar, es , ya que el oxígeno se encuentra en tales condiciones en su forma diatómica, y por lo tanto no tiene ningún tipo de sentido plantearse su formación ( $O(g)+O(g)\to O_2(g)$ ), ya que de hecho "se encuentra formado". No obstante, en esas condiciones, como el estado natural del oxígeno es diatómico, sí habrá que suministrar energía (y, por lo tanto, la entalpía de la reacción de disociación será positiva) en el caso de que quiera disociarse (proceso contrario al anterior, $O_2(g)\to O(g)+O(g)$ ). Esto es así, ¿verdad?

Una última pregunta (no creo un nuevo hilo porque considero que es bastante escueta): queremos calcular $\Delta S$ en la transformación de un mol de agua sólida a líquida, donde $T=273K$ y $p=1atm$. Aplicamos que

$$\Delta S=\frac{\Delta Q}{ T}$$

Sabemos que $\Delta Q=mL$, siendo $L$ el calor latente de fusión del agua ($334 J/g$ a $273K$). Como queremos referirnos a un mol de agua, y la masa molecular del agua es $18 g/mol$, tenemos que

$$\Delta S=\frac{18\frac{g}{ mol}.334\frac{J}{ g} }{ 273K}\approx 22 \frac{J}{ molK}$$

El problema está en que en el libro, el resultado es de $\Delta S\approx 68 \dfrac{J}{ molK}$
Es el primer problema de entropía que hago, por lo que me choca que a la primera de cambio mi resultado difiera del del libro. ¿Es mi procedimiento correcto?
Muchas gracias de nuevo

[arivasm]

Re: Entalpía de enlace

tenemos que

$$\Delta S=\frac{18\frac{g}{ mol}.334\frac{J}{ g} }{ 273K}\approx 22 \frac{J}{ molK}$$

En esta página de la Wikipedia inglesa dan el valor que tú encuentras, y lo mismo sucede con esta otra, y con este libro. Por otra parte, no encuentro razones para que tu cálculo esté mal.

[Nabla]

Re: Entalpía de enlace

Muchas gracias por la variedad de páginas aportadas.
Ahora ya puedo dormir tranquilo
¡Un saludo!