Entalpia de formació estàndard

Representació de la reacció de formació de l'aigua a nivell molecular. Tanmateix, pel càlcul d'entalpies de formació el coeficient estequiomètric del producte ha de ser 1. Per tant l'equació química s'ha d'escriure com: ${\textstyle {\frac {1}{2}}\mathrm {O_{2}(g)} +\mathrm {H_{2}(g)} \longrightarrow \mathrm {H_{2}O(l)} }$. Aquesta reacció té una entalpia estàndard de formació exotèrmica: ${\textstyle \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }{\text{(H}}_{2}{\text{O, l)}}=-285,8{\text{ kJ/mol}}}$.

L'entalpia de formació estàndard o "la calor de formació estàndard " d'un compost químic és el canvi d'entalpia que acompanya la formació d'1 mol d'aquest compost en el seu estat estàndard a partir dels seus elements químics en els seus estats estàndards (la forma més estable de l'element a 1 bar de pressió i a una temperatura especificada, normalment 298,15 K o 25 °C). El seu símbol és $\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }$ o $\Delta _{\mathrm {f} }H^{\ominus }$.

Alguns exemples de reaccions de formació amb les variacions d'entalpia corresponents són:$$\mathrm {Fe(s)} +{\frac {1}{2}}\mathrm {O_{2}(g)} \longrightarrow \mathrm {FeO(s)} \qquad \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }{\text{(FeO, s)}}=-272,0{\text{ kJ/mol}}$$$$\mathrm {Br_{2}(l)} \longrightarrow \mathrm {Br_{2}(g)} \qquad \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }\mathrm {(Br_{2},g)} =30,9{\text{ kJ/mol}}$$$${\frac {1}{2}}\mathrm {N_{2}(g)} +{\frac {1}{2}}\mathrm {O_{2}(g)} \longrightarrow \mathrm {NO(g)} \qquad \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }\mathrm {(NO,g)} =91,3{\text{ kJ/mol}}$$$$\mathrm {C} ({\text{grafit}})+2\mathrm {H_{2}(g)} +{\frac {1}{2}}\mathrm {O_{2}(g)} \longrightarrow \mathrm {CH} _{3}\mathrm {OH(l)} \qquad \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }\mathrm {(CH_{3}OH,l)} =-239,2{\text{ kJ/mol}}$$

Diamant a l'esquerra i grafit a la dreta. Aquest darrer és la forma més estable de carboni.

El canvi d'entalpia de formació estàndard es mesura en unitats d'energia per quantitat de substància. La majoria es defineixen en kilojoules per mol, o kJ mol^-1, però també pot ser mesurada en calories per mol, joules per mol o kilocalories per gram (qualsevol combinació d'aquestes unitats que s'ajusten a l'energia per massa o directriu de quantitat). Les reaccions de formació poden ser tant endotèrmiques ($\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }>0$), s'ha d'absorbir calor del medi per a que tengui lloc; com exotèrmiques ($\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }<0$), es desprèn calor al medi en produir-se.

Tots els elements en els seus estats estàndards (oxigen gasós, carboni sòlid en forma de grafit, etc.) tenen una entalpia de formació estàndard igual a zero, perquè no hi ha cap canvi implicat en la seva formació. Per exemple, tot i que l'oxigen pot existir com a ozó $\mathrm {O_{3}}$, oxigen atòmic $\mathrm {O}$ i oxigen molecular gasós $\mathrm {O_{2}}$, l'$\mathrm {O_{2}(g)}$ és la forma més estable a una pressió d'1 atm i 25 °C. És la forma que hom troba la major part de l'oxigen a l'atmosfera. De la mateixa manera, l'hidrogen és $\mathrm {H_{2}(g)}$, no hidrogen atòmic $\mathrm {H}$. El grafit i el diamant són formes de carboni elemental, però com que el grafit és més estable a una pressió d'1 atm i 25 °C, l'estat estàndard del carboni és el grafit. Per tant, l'$\mathrm {O_{2}(g)}$, l'$\mathrm {H_{2}(g)}$ i el grafit $\mathrm {C(grafit)}$ tenen valors d'$\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }=0$. En el cas del grafit la reacció de formació seria:

$$\mathrm {C} ({\text{grafit}})\longrightarrow \mathrm {C} ({\text{grafit}})\qquad \Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }{\text{(C, grafit)}}=0{\text{ kJ/mol}}$$

Usos de les entalpies estàndard de formació

Diagrama d'entalpia per a la combustió d'1 mol de propà gasós, ${\text{C}}_{3}{\text{H}}_{8}{\text{(g)}}$. La reacció global és:${\text{C}}_{3}{\text{H}}_{8}{\text{(g)}}+5{\text{O}}_{2}{\text{(g)}}\rightarrow 3{\text{CO}}_{2}{\text{(g)}}+4{\text{H}}_{2}{\text{O(l)}}$. Hom pot suposar que aquesta reacció ocorre en tres passos. Primer, el ${\text{C}}_{3}{\text{H}}_{8}{\text{(g)}}$ es descompon en els seus elements, de manera que $\Delta H_{1}=-\Delta _{\text{f}}H^{\circ }({\text{C}}_{3}{\text{H}}_{8},{\text{g)}}$. Segon, es formen 3 mols de ${\text{CO}}_{2}{\text{(g)}}$, així que $\Delta H_{2}=3\Delta _{\text{f}}H^{\circ }({\text{CO}}_{2}{\text{, g)}}$. Finalment, es formen 4 mols de ${\text{H}}_{2}{\text{O(l)}}$; per tant, $\Delta H_{3}=4\Delta _{\text{f}}H^{\circ }({\text{H}}_{2}{\text{O, l)}}$. La llei de Hess ens diu que $\Delta H=\Delta H_{1}+\Delta H_{2}+\Delta H_{3}$.

El canvi d'entalpia de formació estàndard s'empra en la termoquímica per trobar el canvi d'entalpia de reacció estàndard $\Delta _{\mathrm {r} }H^{\circ }$. Això es fa restant la suma de les entalpies de formació estàndards dels reactants de la suma de les entalpies de formació estàndards dels productes. La resta és deguda al fet que es pot suposar un camí que consisteix el descompondre els reactius en els seus elements en l'estat més estable i, després, obtenir els productes combinant aquests elements. Aquesta darrera passa té un canvi d'entalpia igual a la suma de les energies de formació dels productes ${\textstyle \sum n\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(\mathrm {productes} )}$. El primer pas, en canvi, és el procés invers, per tant l'entalpia és menys la suma d'entalpies dels reactius ${\textstyle -\sum n\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(\mathrm {reactius} )}$. El resultat $\Delta _{\mathrm {r} }H^{\circ }$ s'obté aplicant la llei de Hess tal com es mostra en l'equació de sota, on $n$ representen els coeficients estequiomètrics de cada subtància que intervé en la reacció, ja que les entalpies de formació venen expressades en kJ/mol i cal multiplicar pel nombre de mols de cada substància en la reacció:

$$\Delta _{\mathrm {r} }H^{\circ }=\sum n\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(\mathrm {productes} )-\sum n\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(\mathrm {reactius} )$$

Així, per a la reacció general:

$$a\mathrm {A} +b\mathrm {B} \longrightarrow c\mathrm {C} +d\mathrm {D}$$

la seva entalpia es podria calcula amb les corresponents entalpies de formació aplicant la fórmula:

$$\Delta _{\mathrm {r} }H^{\circ }=\left[c\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(C)+d\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(D)\right]-\left[a\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(A)+b\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }(B)\right]$$

Això és especialment útil per a reaccions molt llargues amb molts passos intermedis i composts. Els químics poden utilitzar entalpies de formació estàndards per a una reacció que és hipotètica o molt difícil de poder mesurar experimentalment de manera directa. Per exemple el carboni i hidrogen no reaccionen directament per formar metà $\mathrm {CH_{4}}$, tot i així s'ha determinat que l'entalpia de formació estàndard per al metà és de –74,8 kJ mol^–1 utilitzant unes altres entalpies estàndards de reacció conegudes amb la llei de Hess. Que sigui negativa implica que la reacció, si es produís, seria exotèrmica; és a dir, és entalpicament més estable que el gas d'hidrogen i el carboni.

Determinació de les entalpies estàndard de formació

Algunes entalpies de formació estàndard es poden obtenir directament a partir de mesures de la calor despresa o absorbida en produir-se una reacció de formació en condicions controlades. Tanmateix, la majoria dels composts no es poden preparar mitjançant les reaccions químiques que defineixen les seves entalpies de formació estàndard. Així, no és possible mesurar el valor de $\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }$ per a la glucosa, que val –1273,3 kJ/mol, simplement barrejant quantitats adequades de $\mathrm {C(grafit)}$, $\mathrm {O_{2}(g)}$ i $\mathrm {H_{2}(g)}$ i mesurant la calor despresa a mesura que es forma la glucosa, ja que la reacció que s'hauria de dur a terme:

$$6\mathrm {C(grafit)} +6\mathrm {H_{2}(g)} +3\mathrm {O_{2}(g)} \longrightarrow \mathrm {C_{6}H_{12}O_{6}(s)}$$

no es produeix a una velocitat mesurable en cap condició coneguda. Aquests valors de $\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }$ s'obtenen utilitzant la llei de Hess i els canvis d'entalpia estàndard que s'han mesurat per a altres reaccions, com ara les reaccions de combustió.

Exemples: Compostos inorgànics (a 25 °C)

Compost químic	Fase (materia)	Fórmula química	$\Delta _{\mathrm {f} }H^{\circ }$ (kJ/mol)
Amoníac (Hidròxid d'amoni)	aq	NH₄OH	-80,8
Amoníac	g	NH₃	-46,1
Sulfat de coure(II)	aq	CuSO₄	-769,98
Carbonat de sodi	s	Na₂CO₃	-1131
Clorur de sodi	aq	NaCl	-407
Clorur de sodi	s	NaCl	-411,12
Clorur de sodi	l	NaCl	-385,92
Clorur de sodi	g	NaCl	-181,42
Hidròxid de sodi	aq	NaOH	-469,6
Hidròxid de sodi	s	NaOH	-426.7
Nitrat de sodi	aq	NaNO₃	-446,2
Nitrat de sodi	s	NaNO₃	-424,8
Diòxid de sofre	g	SO₂	-297
Àcid sulfúric	l	H₂SO₄	-814
Diòxid de silici	s	SiO₂	-911
Diòxid de nitrogen	g	NO₂	+33
Monòxid de nitrogen	g	NO	+90
Aigua	l	H₂O	-285,8
Aigua	g	H₂O	-241,8
Diòxid de carboni	g	CO₂	-393,5
Hidrogen	g	H₂	0
Fluor	g	F₂	0
Clor	g	Cl₂	0
Brom	l	Br₂	0
Brom	g	Br₂	+31
Iode	s	I₂	0
Iode	g	I₂	+62
Sulfat de zinc	aq	ZnSO₄	-980,14

(Estat: g = gasós; l = líquid; s = sòlid; aq = aquós)