Ejercicios de química resueltos. Termoquímica. Ley de Hess. Chang 10ed. Ejercicio 6.49

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 En general, los compuestos con valores de ΔH°f negativos son más estables que aquellos con valores de ΔH°f positivos. El H₂O₂(l) tiene un ΔH°f negativo (ver Tabla 6.4). ¿Por qué, entonces, el H₂O₂(l) tiende a descomponerse en H₂O(l) y O₂(g)?

Etapa analítica

En termoquímica, no basta con considerar un único valor absoluto de entalpía, sino que debemos visualizar el cambio entre dos estados. Aunque el peróxido de hidrógeno (H₂O₂) tiene una entalpía estándar de formación negativa, el agua líquida (H₂O) tiene un valor aún más negativo, lo que significa que la conversión de H₂O₂ en H₂O se acompaña de una liberación neta de energía.

Este principio es fundamental en cualquier reacción que pueda aprovecharse para obtener energía: transformar una sustancia a un estado energético inferior. El agua (H₂O) y el dióxido de carbono (CO₂) son ejemplos clásicos de productos finales muy estables y de baja energía, por lo que muchas reacciones exotérmicas tienden a terminar en estas especies. Por eso, compuestos como H₂O y CO₂ son tan comunes como productos finales en procesos de combustión y descomposición.

Referencias

Chang, R., & Goldsby, K. (2010). Chemistry (10th ed.). McGraw-Hill Education.