Enthalpy: Crash Course Chemistry #18

Summary

El script de este episodio de 'Crash Course Chemistry' explora la energía como la base del universo, enfocándose en el concepto de entalpía. Explicamos que la entalpía es una función de estado que nos permite medir cambios en la energía relacionada con la transferencia de calor en reacciones químicas a presión constante. Se discute la importancia de las reacciones exotérmicas y endotérmicas, la ley de Hess y su aplicación para predecir cambios entalpicos en reacciones químicas. El episodio también introduce la calorimetría, una técnica para medir cambios de temperatura y, por ende, cambios entalpicos. Finalmente, se ilustra con un ejemplo práctico: un calentador de manos que funciona gracias a una reacción química exotérmica.

Takeaways

• 🚀 La energía es la base del universo y es fundamental para nuestra existencia, realizando todo nuestro trabajo y proporcionando calor.
• 🔍 Aunque la energía es omnipresente, a menudo la tomamos por sentada y Crash Course busca entenderla mejor para ser una mejor 'amiga'.
• 🔥 La enthalpy es una herramienta clave para entender la energía en las reacciones químicas, representando la energía interna más la energía de presión y volumen.
• 🔄 La energía es un estado funcional, lo que significa que solo importa el estado inicial y final, no el camino que se toma para llegar allí.
• 🔍 La enthalpy se centra en el cambio en energía, no en la energía total del sistema, lo que simplifica las matemáticas y la comprensión de las reacciones químicas.
• 🌡️ La calorimetría es el método utilizado para medir los cambios de temperatura durante las reacciones químicas, lo que se relaciona directamente con el cambio de enthalpy.
• 🔗 La Ley de Hess afirma que el cambio de enthalpy total para una reacción no depende del camino que tome, sino solo de sus estados inicial y final.
• 📚 El enthalpy de formación estándar es la cantidad de calor perdido o ganado al formar una mol de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes en su estado estándar.
• 🔢 La fórmula de Hess' Law nos permite calcular el cambio de enthalpy para cualquier reacción química, utilizando los valores de enthalpy de formación estándar de los productos y reagentes.
• 🛠️ Los valores de enthalpy de formación estándar para cientos de compuestos están disponibles para su consulta y uso en cálculos de reacciones químicas.
• 👋 Un ejemplo práctico de aplicación del cambio de enthalpy es el uso de reacciones exotérmicas en calentadores de mano, que liberan la cantidad adecuada de calor para calentar sin quemar.

Q & A

¿Qué es la energía y por qué es fundamental para el universo?

La energía es la base del universo; sin ella, no existiríamos. Es la que realiza todo el trabajo, proporciona todo el calor, se puede almacenar para usar más tarde y nunca, jamás, desaparece.

¿Qué es entalpía y cómo se relaciona con la energía interna de un sistema?

La entalpía, representada por una H mayúscula, es técnicamente la energía interna de un sistema más la energía requerida para empujar el entorno y hacer espacio para la presión y volumen del sistema.

¿Cómo se define el cambio en entalpía y qué asunciones se hacen para simplificar su cálculo?

El cambio en entalpía se define como ΔE o 'cambio en energía' igual a q más w. Se hacen dos grandes asunciones: primero, que la presión es constante; segundo, que el único trabajo realizado en el sistema es el trabajo de presión-volumen.

¿Qué es un estado funcional y cómo se relaciona con el cambio en energía?

Un estado funcional es una cantidad que solo depende del estado inicial y final del sistema, no del proceso para llegar ahí. El cambio en energía es un estado funcional porque es independiente del camino que se tome.

¿Cómo se relaciona la entalpía con la transferencia de calor en reacciones químicas?

La entalpía se relaciona con la transferencia de calor en reacciones químicas porque el cambio en entalpía es igual al calor ganado o perdido por el sistema.

¿Qué es la calimetría y cómo se utiliza para medir el cambio en entalpía?

La calimetría es una ciencia que involucra la medición del cambio en temperatura durante una reacción química en un contenedor aislado, lo que se puede vincular directamente con el calor y, por lo tanto, con el cambio en entalpía.

¿Qué es Hess's Law y cómo se relaciona con el cambio en entalpía de una reacción?

Hess's Law establece que el cambio en entalpía total para una reacción no depende del camino que tome, sino solo de sus estados inicial y final. Esto significa que, siempre que se comiencen con los mismos reactivos y se terminen con los mismos productos, el cambio en entalpía es el mismo.

¿Qué es la entalpía estándar de formación y cómo se utiliza para calcular el cambio en entalpía de una reacción?

La entalpía estándar de formación es la cantidad de calor perdido o ganado cuando se forma una mol de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes, y todos esos elementos deben estar en su estado estándar. Los valores se miden desde una línea de base de cero, y luego se pueden usar para calcular el cambio en entalpía para cualquier reacción.

¿Cómo se calcula el cambio en entalpía de una reacción utilizando Hess's Law?

El cambio en entalpía de una reacción se calcula igualando la suma de las entalpías estándar de formación de los productos, menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos.

¿Cómo se utiliza la entalpía en la vida cotidiana, como en un calentador de manos?

La entalpía se utiliza en la vida cotidiana para diseñar dispositivos como calentadores de manos, que se calientan debido a una reacción química exotérmica. Los inventores calculan el cambio en entalpía de la reacción para elegir una que libere la cantidad adecuada de calor de manera lenta.

¿Quién fue Germain Hess y qué contribución hizo a la termodinámica?

Germain Hess fue un químico, geólogo, profesor, autor y médico suizo que también obtuvo una ley nombrada en su honor: Hess's Law, que también llevó directamente al primer principio de la termodinámica.

Outlines

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🔥 La Energía y su Entendimiento

Este párrafo introduce la energía como la base del universo, destacando su importancia en el trabajo y el calor, y cómo, a pesar de ser inmortal, a menudo la tomamos por sentada. En Crash Course, buscan comprender mejor la energía para ser mejores 'amigos' con ella, y para entender los mensajes que nos envía, como la energía contenida en los enlaces entre átomos. Se menciona la enthalpy como una herramienta para entender la energía en las reacciones químicas, y cómo la energía interna y el trabajo son conceptos útiles pero con limitaciones, especialmente en determinar la cantidad de calor o trabajo transferido. Se ilustra con ejemplos cómo la energía puede transferirse de diferentes maneras, pero siempre conservando la misma cantidad total de energía, independientemente del camino que se tome.

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🔍 Entendiendo la Entalpía y su Importancia

En este párrafo se profundiza en la idea de la entalpía como una función de estado que nos permite medir cambios en la energía, en lugar de la energía total de un sistema. Se explica cómo la entalpía se relaciona con el calor y el trabajo en reacciones químicas a presión constante, y cómo se puede calcular a través de la formula ΔH = q + w, considerando que el trabajo se reduce a PΔV. Se introduce la idea de que el cambio en entalpía es igual al calor ganado o perdido por el sistema, lo cual es útil para determinar la cantidad de energía en compuestos químicos, tal como se mide en la calimetría. Además, se menciona a Germain Hess y su ley, que establece que el cambio en entalpía total para una reacción no depende del camino que tome, sino solo de sus estados inicial y final, lo que lleva a la definición de la entalpía de formación estándar y su aplicación en la ley de Hess.

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🛠️ Aplicaciones de la Entalpía y la Ley de Hess

Este párrafo explora las aplicaciones prácticas de la entalpía y la Ley de Hess en la predicción del calor producido por reacciones químicas. Se describe cómo los científicos han medido la entalpía de formación estándar para cientos de compuestos, lo que permite calcular el cambio de entalpía para cualquier reacción. Se utiliza el ejemplo de un calentador de manos, que funciona debido a una reacción química exotérmica, para ilustrar cómo se puede calcular el cambio de entalpía de una reacción utilizando la entalpía de formación estándar de los reactivos y productos. Se menciona la importancia de la balanza química y cómo se aplican las moles de cada sustancia en la ecuación química para calcular el cambio de entalpía total. Finalmente, se agradece a los inventores que utilizaron estos conocimientos para crear productos prácticos y cómo se puede aplicar esta información en futuras discusiones sobre calimetría.

Keywords

💡energía

La energía es el fundamento del universo, esencial para la vida y el trabajo. En el video, se describe como algo que nunca desaparece y que realiza todo el trabajo y proporciona todo el calor. La energía es central en el tema del video, ya que se discute cómo se relaciona con la química y la termodinámica, y cómo podemos medirla y utilizarla en reacciones químicas.

💡entalpía

La entalpía es una de las funciones de estado que se utiliza para medir el cambio en la energía en reacciones químicas, especialmente bajo condiciones de presión constante. Representada con una H mayúscula, se relaciona con la energía interna del sistema más la energía necesaria para hacer espacio contra la presión del entorno. En el video, se utiliza la entalpía para simplificar las ecuaciones y medir los cambios en la energía durante las reacciones químicas.

💡cambio de energía

El cambio de energía se refiere a la diferencia entre la energía final y la energía inicial de un sistema. Es independiente de la trayectoria o proceso que se sigue para alcanzar ese cambio. En el video, el cambio de energía es un concepto clave para entender cómo se transfieren y transforman las energías en reacciones químicas.

💡función de estado

Una función de estado es una propiedad del sistema que solo depende de su estado inicial y final, sin importar la trayectoria que se tome para cambiar de uno a otro. En el video, se destaca que el cambio de energía es una función de estado, lo que simplifica los cálculos en la química y la física, ya que se puede medir sin considerar el proceso.

💡calorimetría

La calorimetría es una técnica científica que se utiliza para medir los cambios en la temperatura y, por ende, en la entalpía de una reacción química. En el video, se menciona que la calorimetría permite medir la cantidad de calor liberado o absorbido durante una reacción, lo cual es fundamental para entender y calcular los cambios de entalpía.

💡ley de Hess

La ley de Hess establece que el cambio de entalpía total para una reacción química no depende de la trayectoria que se tome, sino solo de sus estados inicial y final. En el video, se destaca cómo esta ley es fundamental para calcular los cambios de entalpía en reacciones químicas, utilizando los valores de entalpía de formación estándar de los compuestos involucrados.

💡entalpía de formación

La entalpía de formación estándar es la cantidad de calor perdido o ganado al formar una mol de un compuesto a partir de sus elementos constituyentes en su estado más estable. En el video, se utiliza esta medida para calcular los cambios de entalpía en reacciones químicas, tomando como referencia los valores de entalpía de formación estándar de los productos y reactantes.

💡reacción exotérmica

Una reacción exotérmica es aquella en la que se libera energía al entorno, generalmente en forma de calor. En el video, se menciona un ejemplo de una reacción exotérmica en una conservadora de calor, donde la reacción entre el polvo de hierro y el oxígeno produce calor suficiente para calentar la mano sin quemarla.

💡trabajo

El trabajo en termodinámica se refiere a la transferencia de energía a través del movimiento de objetos, en contraposición al calor que se refiere a la transferencia de energía a la movilidad de átomos y moléculas. En el video, se discute cómo el trabajo y el calor son conceptos útiles pero limitados, ya que es difícil determinar cuánto de cada uno se está realizando en un cambio energético dado.

💡cambio de volumen

El cambio de volumen es una forma de trabajo que se realiza cuando la presión ejerce fuerza sobre un sistema para cambiar su volumen. En el video, se menciona que, bajo la hipótesis de que la única forma de trabajo en el sistema es el trabajo de presión-volumen, el cambio de volumen es crucial para entender cómo se calcula la entalpía en reacciones químicas a presión constante.

Highlights

Energy is the foundation of the universe and is essential for all work and heat.

Enthalpy is introduced as a state function that helps understand the energy changes in chemical reactions.

The concept of internal energy transfer is explained through heat and work, with their limitations.

The difference between pathway-dependent functions like heat and work, and state functions like energy change is clarified.

The impossibility of knowing the total energy in a molecule is discussed, drawing an analogy to measuring the ocean's volume.

Enthalpy is defined as the internal energy of a system plus the energy required to accommodate the system's pressure and volume.

The formula for enthalpy change is simplified under the assumption of constant pressure and pressure-volume work.

Enthalpy change is equated to the heat gained or lost by a system, making it a useful measure for chemical reactions.

Calorimetry is introduced as the method to measure enthalpy changes through temperature changes in a reaction.

Germain Hess and Hess's Law are presented, highlighting their significance in thermodynamics and chemical reactions.

Standard enthalpy of formation is defined and its role in calculating enthalpy changes for reactions is explained.

Hess's Law is formulated mathematically, showing how to calculate the enthalpy change of a reaction.

The practical application of enthalpy change in creating a hand warmer through an exothermic reaction is demonstrated.

The process of calculating the enthalpy change of a chemical reaction using standard enthalpies of formation is detailed.

The importance of balancing chemical equations for accurate enthalpy change calculations is emphasized.

The episode concludes by summarizing the key concepts of state functions, enthalpy, bonds as energy, and the application of Hess's Law.

Transcripts

Energy. The foundation of the universe, we'd literally be nothing without it.

It does all our work, provides all our heat, can be stored to use later, and never, ever goes away.

Sounds like the best-est best friend ever.

And yet, most of the time we take it for granted, but here at Crash Course, we feel bad for our old friend Energy;

we want to understand it so that we can be a better friend to it,

and also so that we can understand what it's trying to tell us.

Like that any bond between two atoms contains energy.

How much energy? Well, that is not the simplest question to answer.

And yet, today we shall answer it...kinda, using a nifty little thing called enthalpy.

[Theme Music]

Last time, we learned about internal energy, and the two ways that it can be transferred:

by heat, or by work.

And heat and work are useful concepts, but they have limitations.

Particularly, that it is extremely difficult to figure out how much of which one is being done.

Work is energy transferred to the motion of objects,

while heat is energy transferred to the motion of atoms and molecules.

But for any given change in energy, the split between work and heat could be pretty much anything,

as long as there's some going to each.

Say that my car is at the top of a hill, and there's a frozen banana stand at the bottom.

If I roll down with my brakes on, lots of heat will be transferred into my brake pads and my brake discs,

and I'll kind of like very slightly knock into the frozen banana stand, doing a tiny amount of work on it.

But if I am reckless and insane, very little heat will be generated,

and my car'll do a huge amount of work on the frozen banana stand.

Both paths transfer the same amount of energy, but one produces very little heat, and the other produces a ton.

So, we say that heat and work are "pathway dependent."

The amount of heat or work done depends on the pathway you take.

The change in energy, on the other hand, is the same in either case.

Change in energy is independent of the pathway.

In chemistry and physics and math, we call that a "state function,"

because the only thing that matters is the starting state and the ending state,

not the stuff in between, not how you got there.

State functions are pretty great, because they make the math very simple;

it's just one amount minus another amount.

It would be pretty fascinating to know exactly how much energy is tied up in a molecule.

Unfortunately, it's next to impossible to know that number.

It's too big, and there are too many boxes where all that energy could be hiding.

It's like trying to measure the total volume of the ocean, like, good luck.

However, since energy, like volume, is a state function, we can very easily talk about the change in energy.

Just like if you dump a two liter Mountain Dew into the ocean,

you can't tell me how many liters are in the ocean, but you can say that that number has changed.

It has just increased by two.

In the same way, we're interested in energy being transferred in or out of the system

because of chemical reactions.

And in many cases, all we're interested in is the heat part.

For example, if I burn a pile of wood, I care about the heat being generated,

not the work being done by the volume increase, or by the rising smoke.

So dealing with the whole internal energy equation thing would kind of be overkill.

What we really need is a state function based on the loss or gain of heat in chemical reactions.

Which yes, is what Enthalpy is for.

In addition to being a silly-sounding word, enthalpy, which is represented by an equally silly capital H,

is technically the internal energy of a system,

plus the energy that's required to sort of shove the surroundings out of the way,

and make room for the system's pressure and volume.

With enthalpy, we can make some assumptions and do some fancy math

and make the simplest equation we've ever seen in Crash Course Chemistry.

Let's get there real fast.

So first, we're not really interested in the total enthalpy of the system,

which is good, because it's impossible to measure.

We're really just interested in how much it's going to change, as a state function.

So, the formula for enthalpy is usually written as change in enthalpy.

Delta E or "change in energy" equals q plus w, so we can replace that part,

and then we can make two big, huge assumptions.

First, that pressure is constant.

Fortunately, despite talk of high and low pressure weather systems,

atmospheric pressure, it really, changes very little compared to the other terms in the equation.

Constant pressure is a pretty good assumption here on the Earth's surface.

So that last Δ only applies to the volume.

The second assumption is that the only work done in the system

is the work that the pressure does to change the volume, known as pressure volume work.

So W equals negative PΔV.

Now the signs are a little bit weird here:

an increase -- or positive change -- in volume, results in an output of work by the system

-- a loss in internal energy --

which is defined as a negative amount.

So the signs for work and for PΔV will always be opposite, and so, voila!

The PΔV parts cancel, ΔH equals the heat of reaction.

Change in enthalpy is equal to the heat gained or lost by the system.

So I guess in the capital H for enthalpy does kinda make sense.

Thanks to this little trick for a lot of reactions that happen at constant pressure, like here on the surface of the earth,

working just with enthalpies instead of internal energy makes a lot more sense.

I mean, it's hugely useful.

We can determine how much useful energy is contained in pretty much any chemical compound.

This is done by simply measuring temperature changes during chemical reactions.

So we know what it is, we know that state functions are great, but really why?

Why have we done this, and can I just go look at pictures of cats now?

Well no, because you don't even know why enthalpy is so cool.

When a reaction takes place and enthalpy changes,

that heat is transferring into or out of actual chemical bonds, these little guys.

Atoms and molecules reacting so that they contain more or less energy,

and that energy is either released to or taken from the environment as heat.

Those bonds are nothing but energy, and using enthalpy, we can measure how much energy they have.

And we measure enthalpy with a weird little science called calorimetry.

In calorimetry, we have a reaction take place inside an insulated vessel, like a thermos, basically,

and measure how much the temperature changes,

which we can then link directly to heat and thus enthalpy change.

Hopefully that sounds like fun because more about the ins and outs of this are coming

in an episode on how to measure enthalpy.

Scientists have actually done on the calorimetry footwork for us,

so we can actually predict how much heat a chemical reaction will produce.

You might not understand what's so great about that,

but just imagine because I live here in Montana, where winters are pretty wintry,

I can invent a hand warmer just by doing some calculations on paper,

without driving to Texas to buy the stuff and do all kinds of expensive experiments.

For that, we have to thank good old Germain Hess.

No, not Hermann Hesse, the gaunt, balding Swiss author and poet.

Germain Hess, the gaunt, balding Swiss... uh...author and chemist.

Yeah, even the history parts of chemistry are confusing.

Hess was a chemist, geologist, professor, author, and doctor, and he also got a law named after him,

which is pretty much the higher honor you can get as a chemist:

Hess's Law, which also kind of led directly to the first law of thermodynamics.

Kind of a big deal. Not bad.

Hess's law says that the total enthalpy change for a reaction doesn't depend on the pathway it takes,

but only on its initial and final states.

Sounds pretty familiar, right?

As long as you start with the same reactants and end with the same products, the enthalpy change is the same.

In order to study this stuff carefully,

he looked at the standard enthalpies of formation of the reactants and the products of a reaction.

To define standard enthalpy of formation, I'm first going to define what a standard state is:

Basically it's just a set of criteria so that chemists can all be studying stuff under the same conditions.

Chemicals in their standard state are at 25 degrees Celsius and one atmosphere.

Standard enthalpy of formation is the amount of heat lost or gained when one mole of a

compound is formed from its constituent elements.

And of course all of those elements have to be at their standard states.

Since absolute enthalpy is unknowable though, we have to be measuring from a baseline,

and that baseline is that individual elements' most stable form at standard state.

That most stable form is defined as zero.

Values for compounds are measured from that zero baseline,

and then standard state values can be used to calculate the enthalpy change for any reaction, even hypothetical ones.

Hess' Law is often stated in terms of standard enthalpies of formation.

The enthalpy change for a reaction is equal to the sum of the standard enthalpies of formation of the products,

minus the sum of the standard enthalpies of formation of the reactants.

Thanks to many hardworking chemists,

the standard enthalpy of formation has been measured for hundreds of compounds.

We can just look them up in charts and plug them into Hess' Law.

Speaking of which, here is Hess' Law as a mathematical formula.

Pretty fancy looking, but it says exactly the same thing.

The enthalpy change for a reaction equals the sum of the stand enthalpies of formation of the products

minus the sum of the standard enthalpies of formation of the reactants.

That pointy looking funny 'E' looking thing is the capital Greek letter Sigma(Σ) and it means, "the sum of."

np and nr are the moles of each product and reactant respectively.

We have to factor that in because remember the standard enthalpy of formation is measured

for just one mole of the substance.

If the chemical equation uses more than that,

we have to multiply the standard enthalpy of formation by the number of moles in the equation.

Again, I have just the thing for the calculating.

Exhibit A. A hand warmer.

It gets warm because of an exothermic chemical reaction.

And I'm very happy the inventors knew how to calculate the enthalpy change of chemical reactions.

They chose one that releases just enough heat, quite slowly, to heat up my hand nice and warm without burning them off.

The reaction combines an iron powder, which is in here, and oxygen,

which diffuses through the membrane of the little packaging.

It forms Iron(III) Oxide, the main ingredient in rust.

To calculate the enthalpy change of the reaction, or heat of reaction,

we simply find the ΔHf of all of the reactants and products.

Either in the back of most textbooks or on Google and plug them into Hess' Law.

ΔHf of formation of iron and oxygen are zero by convention.

When in doubt, find them in the same table.

And ΔHf of formation of Iron(III) Oxide is listed as -826 kilojoules per mole.

First we have to make sure we balance the chemical equation, so do that number one.

Second, let's look at Hess' Law and figure out what our products are and what our reactants are and stick them in.

Then, plug in the number of moles for each of our products and reactants.

Bang on your calculator and realize the ΔH of the reaction is -1652 kilojoules.

So, the reaction of four moles of iron powder which is about 223 grams of iron releases

1652 kilojoules of heat.

All that energy locked away in chemical bonds and then released as heat to make my aching frozen fingers.

Better living through chemistry.

Thank you for watching this episode of Crash Course Chemistry. If you were paying attention,

today you learned what the state function is and how it varies from a path dependent function.

Why enthalpy change is different from heat, even though they turn out to be pretty much the same anyway.

That bonds are energy and to form and break them they release and absorb heat to and from their environment.

We gave you the most cursory introduction to calorimetry ever,

which we will remedy next time and discussed the power of Hess' Law

and how to use his concept of the standard enthalpy of formation

to calculate exactly how much heat is produced by any reaction ever.

This episode of Crash Course Chemistry was written by Edi Gonzalez and myself.

The script was edited by Blake de Pastino. And our chemistry consultant was Dr. Heiko Langner.

It was filmed, edited, and directed by Nicholas Jenkins.

Our script supervisor and sound designer is Michael Aranda. And our graphics team is Thought Cafe.