Senyal a l'enunciat: "Calculeu l'entalpia de la reacció…", "Aplicant la llei de Hess, determineu…", "A partir de les entalpies de formació estàndard…", "Donades les entalpies d'enllaç, calculeu…"

Entalpia de reacció ($\Delta H$)

L'entalpia de reacció mesura la calor absorbida o alliberada en una reacció química a pressió constant. El signe indica la direcció del flux d'energia:

L'entalpia és una funció d'estat: el seu valor depèn només dels estats inicial i final, no del camí. Aquesta propietat és la base de la llei de Hess.

Convenció de signes: en aquest tema farem servir sempre que reacció exotèrmica $\Rightarrow \Delta H < 0$ i reacció endotèrmica $\Rightarrow \Delta H > 0$. Quan es treballa a pressió constant, el valor de $\Delta H$ s'expressa habitualment en $\text{kJ·mol}^{-1}$.

📊 Diagrama: Perfil energètic comparant una reacció exotèrmica i una endotèrmica

Entalpia estàndard de formació ($\Delta H_f^\circ$)

L'entalpia estàndard de formació és el $\Delta H$ de la reacció que forma 1 mol del compost a partir dels seus elements en estat estàndard. En aquest context, l'estat estàndard és el més estable a 25 °C i 1 bar.

Per convenció: $\Delta H_f^\circ$ de qualsevol element en el seu estat estàndard és zero.

ℹ️ Estats físics: escriu sempre les espècies amb l'estat corresponent — $(s)$, $(l)$, $(g)$ o $(aq)$ — perquè $\Delta H_f^\circ$ depèn de l'estat físic.

$\Delta H_f^\circ[\text{O}_2(g)] = 0, \quad \Delta H_f^\circ[\text{C(grafit)}] = 0, \quad \Delta H_f^\circ[\text{Fe(s)}] = 0$

Exemples de reaccions de formació:

$\text{C(grafit)} + \text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g) \qquad \Delta H_f^\circ = -393{,}5\ \text{kJ·mol}^{-1}$

$\frac{1}{2}\text{N}_2(g) + \frac{3}{2}\text{H}_2(g) \to \text{NH}_3(g) \qquad \Delta H_f^\circ = -46{,}1\ \text{kJ·mol}^{-1}$

Fixa't en els coeficients. La reacció de formació sempre dona 1 mol de producte. Si l'enunciat diu "$2 \text{NH}_3$", l'entalpia s'ha de dividir per 2 per obtenir $\Delta H_f^\circ$ per mol.

Càlcul de $\Delta H$ a partir d'entalpies de formació

$\boxed{\Delta H_{\text{reacció}}^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{productes}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{reactius})}$

Cada terme es multiplica pel coeficient estequiomètric corresponent.

Exemple resolt (PAU)

Calcula l'entalpia de combustió del metà:

$\text{CH}_4(g) + 2\text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(l)$

Dades: $\Delta H_f^\circ[\text{CH}_4(g)] = -74{,}8\ \text{kJ·mol}^{-1}$; $\Delta H_f^\circ[\text{CO}_2(g)] = -393{,}5\ \text{kJ·mol}^{-1}$; $\Delta H_f^\circ[\text{H}_2\text{O}(l)] = -285{,}8\ \text{kJ·mol}^{-1}$.

Pas 1. Apliquem la fórmula:

$\Delta H^\circ = [\Delta H_f^\circ(\text{CO}_2) + 2 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{H}_2\text{O})] - [\Delta H_f^\circ(\text{CH}_4) + 2 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{O}_2)]$

Pas 2. Substituïm (recordem que $\Delta H_f^\circ[\text{O}_2] = 0$):

$\Delta H^\circ = [-393{,}5 + 2 \cdot (-285{,}8)] - [-74{,}8 + 0]$

$= [-393{,}5 - 571{,}6] - [-74{,}8] = -965{,}1 + 74{,}8 = -890{,}3\ \text{kJ·mol}^{-1}$

El valor negatiu confirma que la combustió és exotèrmica.

Llei de Hess

L'entalpia d'una reacció és la mateixa independentment de si es produeix en un pas o en una sèrie de passos.

Això permet calcular $\Delta H$ de reaccions difícils de mesurar directament combinant reaccions conegudes.

Tècnica de combinació de reaccions

1. Identifica la reacció objectiu — escriu reactius i productes.
2. Manipula les reaccions donades:
   • Si inverteixes una reacció, canvia el signe de $\Delta H$.
   • Si multipliques per un factor $n$, multiplica $\Delta H$ per $n$.
3. Suma les reaccions perquè es cancel·lin les espècies intermèdies.
4. Suma els $\Delta H$ corresponents.

Exemple resolt (PAU)

Calcula $\Delta H$ de la reacció: $\text{C(grafit)} + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{CO}(g)$

Dades:

• (1) $\text{C(grafit)} + \text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g)$, $\Delta H_1 = -393{,}5\ \text{kJ·mol}^{-1}$
• (2) $\text{CO}(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{CO}_2(g)$, $\Delta H_2 = -283{,}0\ \text{kJ·mol}^{-1}$

Pas 1. Necessitem CO com a producte. Invertim la reacció (2):

$\text{CO}_2(g) \to \text{CO}(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \qquad \Delta H_2' = +283{,}0\ \text{kJ·mol}^{-1}$

Pas 2. Sumem (1) + (2'):

$\text{C(grafit)} + \text{O}_2(g) + \cancel{\text{CO}_2(g)} \to \cancel{\text{CO}_2(g)} + \text{CO}(g) + \frac{1}{2}\text{O}_2(g)$

Simplificant: $\text{C(grafit)} + \frac{1}{2}\text{O}_2(g) \to \text{CO}(g)$

$\Delta H = -393{,}5 + 283{,}0 = -110{,}5\ \text{kJ·mol}^{-1}$

📊 Diagrama: Cicle de Hess triangular per a la formació del CO

Entalpies d'enllaç

L'energia d'enllaç és l'energia necessària per trencar 1 mol d'un tipus d'enllaç en fase gasosa. Sempre és positiva: trencar enllaços costa energia.

$\boxed{\Delta H_{\text{reacció}} \approx \sum E(\text{enllaços trencats}) - \sum E(\text{enllaços formats})}$

Atenció amb el signe: trencar enllaços és endotèrmic $(+)$ i formar-ne és exotèrmic $(−)$. La fórmula ja ho incorpora: primer els enllaços trencats dels reactius i després els formats dels productes.

Important: les entalpies d'enllaç són valors mitjans i s'apliquen a espècies en fase gasosa. Per això donen estimacions, no valors exactes.

Exemple resolt

Estima $\Delta H$ per a: $\text{H}_2(g) + \text{Cl}_2(g) \to 2\text{HCl}(g)$

Dades: $E(\text{H-H}) = 436\ \text{kJ·mol}^{-1}$; $E(\text{Cl-Cl}) = 242\ \text{kJ·mol}^{-1}$; $E(\text{H-Cl}) = 431\ \text{kJ·mol}^{-1}$.

Enllaços trencats (reactius): 1 H–H + 1 Cl–Cl $= 436 + 242 = 678\ \text{kJ·mol}^{-1}$

Enllaços formats (productes): 2 H–Cl $= 2 \times 431 = 862\ \text{kJ·mol}^{-1}$

$\Delta H \approx 678 - 862 = -184\ \text{kJ·mol}^{-1}$

Les entalpies d'enllaç donen valors aproximats perquè són mitjanes. A la PAU sempre s'indica quan cal usar-les. Les entalpies de formació donen resultats exactes.

Consells PAU

• Si l'enunciat dóna entalpies de formació, usa la fórmula $\sum \text{productes} - \sum \text{reactius}$.
• Si dóna reaccions amb els seus $\Delta H$, combina-les amb la llei de Hess.
• Si dóna energies d'enllaç, usa $\sum \text{trencats} - \sum \text{formats}$.
• Vigila les unitats: no és el mateix $\text{kJ}$ que $\text{kJ·mol}^{-1}$. Si l'enunciat et demana energia total, multiplica pel nombre de mols; si et demana entalpia molar, divideix pels mols corresponents.