Presentación Termoquímica

2

¿POR QUÉ NECESITAMOS SABER ESTO?

La Termodinámica es esencial para la química.

Explica por qué las reacciones tienen lugar y nos

permite predecir la cantidad de calor que liberan y el

trabajo que pueden realizar.

Forma parte de nuestras vidas, ya que el calor emitido

por los combustibles al quemarse y los recursos

4

Termoquímica

• Termodinámica: ciencia que trata de los cambios de energía que se producen en los procesos físicos y químicos.

• Termoquímica: parte de la química que estudia las transferencias de calor asociadas a las reacciones químicas

– Cuánto calor se absorbe o se desprende en una reacción química

• por medio de medidas experimentales en ciertas reacciones, p.ej. combustión • por medio de cálculos teóricos a partir de datos medidos directamente (p.ej.

reacciones de combustión) o de datos elaborados a partir de las medidas experimentales (p.ej. reacciones de formación)

Hay sistemas químicos que evolucionan de

reactivos a productos desprendiendo

energía. Son las reacciones

exotérmicas.

Otros sistemas

químicos evolucionan de reactivos a

productos precisando energía. Son las

reacciones

Universo, sistema y entorno

• Sistema: aquella parte del universo que separamos del resto mediante límites definidos, reales o ficticios, objeto de nuestro estudio.

• Entorno o alrededores: el resto del universo

•

TIPOS DE SISTEMAS

– abierto: puede intercambiar materia y energía con su entorno

– cerrado: no intercambia materia pero puede intercambiar energía con su entorno

– aislado: no intercambia ni materia ni energía con su entorno; es como un universo en si mismo

6

Variables termodinámicas

•

La descripción del

estado

de un sistema se realiza

mediante los valores de determinadas propiedades

macroscópicas denominadas variables

t

ermodinámicas,

tales como p, V, T, m, ...

PUEDEN SER:

•

Variables extensivas

: cuyo valor depende de la cantidad

de materia que contiene el sistema. Ej. masa, volumen

•

Variables intensivas

: cuyo valor no depende de la

Funciones de estado

•

Una función de estado es cualquier propiedad que tiene

un único valor cuando el estado del sistema está

definido. Tienen un valor único para cada estado del

sistema.

Una muestra de agua a 293,15 K y a la presión de una atmósfera está en un estado especificado. d = 0,99820 g/mL. Esta densidad es una función única del estado. No importa cómo se haya establecido el sistema.

• Su variación solo depende

del estado inicial y final y no

del camino desarrollado

.

• SÍ son variables de estado: Presión, volumen,

temperatura, energía interna, entalpía.

• NO son variables de estado: calor, trabajo

8

Procesos termodinámicos

• Es una transformación en la que un sistema intercambia

energía con su entorno, pasando de un estado inicial de

equilibrio a otro estado final de equilibrio.

PUEDEN SER

• Procesos reversibles: a través de etapas tan cortas que

las variables del sistema no varían apreciablemente entre

etapas. El sistema está en constante equilibrio con el

entorno y puede invertirse mediante un cambio

infinitesimal.

• Procesos irreversibles: el sistema cambia tan rápido que

no puede restablecer el equilibrio con su entorno. Un

Energía

La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y su entorno

Energía: una propiedad de un sistema que expresa su capacidad de realizar un trabajo

Se distinguen dos formas de intercambio de energía entre el sistema y su entorno:

• Calor: es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como resultado de una diferencia de temperaturas. El calor fluye desde el cuerpo más caliente hasta el cuerpo más frío. • Trabajo: se realiza trabajo cuando se desplaza un cuerpo una

distancia

d

F

Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema

10

Criterio de signos

SISTEMA

Q > 0

W > 0

_{W < 0}

Q < 0

Q>0  calor absorbido por el sistema

Q<0  calor desprendido por el sistema

W>0  trabajo realizado sobre el sistema

Energía

• Calor

– se mide por calorimetría

• medidas de cambios de temperatura y de capacidades caloríficas (calores específicos)

A

B

Q

A

Q

 

Q

 

2 1

(

)

A A A A

m c T



T

Q_A: calor recibido por A Q_B: calor recibido por B

Q

0

Q



0

Q







2 1

(

)

B B B B

12

Trabajo de presión-volumen

w

=

F

x

d

= (

P

x

A

) x

h

=

P



V w

= -

P



V

p = cte



_{W = - p}

V

Expansión V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema

Compresión V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema

Energía Interna

TOTAL _{MECÁNICA ELECTROMAGNÉTICA} INTERNA

E



E



E



E

POTENCIAL INTERNA CINÉTICA

E

E

E







• debida a su naturaleza interna: masa, estado termodinámico (composición, presión y temperatura)

• térmica (almacenada en la agitación molecular)

• + química (almacenada en los enlaces químicos)  TERMOQUÍMICA

• + nuclear (almacenada en los enlaces entre las partículas nucleares)

• se representa por E_interna, por E, o por U

INTERNA

Primer principio de la Termodinámica

• El incremento de energía interna de un sistema es igual a la suma del calor que recibe más el trabajo que realizan sobre él las fuerzas externas

– es un principio de conservación: la energía del universo es constante

• puesto que el calor que recibe un sistema lo pierden otros y el trabajo realizado sobre un sistema lo realizan otros, la energía que ganan unos sistemas la pierden otros

– permite determinar incrementos de energía interna, pero no valores absolutos de energía interna

ext final inicial

U



U

   

U

Q W

0

U

 

0

U

 





El sistema recibe energía

(en forma de calor y/o trabajo)

El sistema da energía

(en forma de calor y/o trabajo)

0

U

 



16

Primer principio de la Termodinámica

ext

(

)

W

 

P V



V

F

P

V

T

P

V

T

P

V

T

(

)

Q



mc T



T

ext final inicial

U



U

   

U

Q W

Aplicaciones del Primer Principio

• PROCESOS ISOTÉRMICOS



U

= Q + W =0 y

Q = -W

Δ

T = 0,

Δ

U = 0

ENTRADA NETA DE CALOR = SALIDA DE TRABAJO



U = 0



U = 0

Q

Entrada

de

trabajo

Salida

de trabajo

Q

18

Aplicaciones del Primer Principio

PROCESOS ADIABÁTICOS



U

= Q + W ;



U

= O

+

W →



U = W

Sale trabajo

_Entra

trabajo



U

+



U



Q

= 0

Aplicaciones del Primer Principio

•

PROCESOS ISOCÓRICOS

V



cte



W

   

P

V

0



Q

  

U

U



U

En un proceso a volumen constante, la variación de energía interna

U se debe sólo a la energía intercambiada mediante calor con el entorno

+



U

-



U

Q

_Q

ENTRADA DE CALOR = AUMENTO EN ENERGÍA INTERNA

SALIDA DE CALOR = DISMINUCIÓN EN ENERGÍA INTERNA

20

Aplicaciones del Primer Principio

PROCESOS ISOBÁRICOS

P f i

Q

  

H

H



H

P



cte



U



U



Q



P V





V





Q



P V



PV



 



P _{f i}

Q



U



PV



U



PV

Def.:

Entalpía

H

 

U

PV

En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía intercambiada mediante calor

+



U

-



U

Q

_Q

Salida

de trabajo

Entrada

de

Relación entre Qv y Qp

 H =  U + P ·  V

Aplicando la ecuación de los gases:

P · V = n · R · T

y si P y T son constantes la ecuación se cumplirá para los

estados inicial y final:

P ·  V =  n · R · T

H =  U +  n · R · T

 Qp = Qv +  n·R·T



H =



U +



(PV) =



U + P



V



H

@ 

U

No

¿Intervienen

gases?

Sí



H =



U +



(nRT)

22

Entalpía de reacción

La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , H_productos, y la de los reactivos, H_reactivos, se denomina entalpía de reacción, H_r ó H.

Si p = cte el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción, es igual a la entalpía de la reacción H

H

=  H

- 

H

Reacción endotérmica _{Q =} _H

r >0 Hproductos > Hreactivos

Reacción exotérmica Q = H_r <0 Hproductos < Hreactivos

DIAGRAMAS ENTÁLPICOS

Reacción exotérmica

 

Entalpía estándar

• Es el incremento entálpico de una reacción en la cual,

tanto reactivos como productos están en condiciones

estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M).

Se expresa como



H

_{y como se mide en J o kJ depende}

de cómo se ajuste la reacción.

Así,



H

_{de la reacción “2 H}

2

+ O



2 H

O” es el doble

del de “H

+ ½ O



H

O”.



H

_{= H}

productos

– H

Ecuaciones termoquímicas:

Expresan tanto los reactivos

como los productos indicando entre paréntesis su estado

físico, y a continuación la variación energética expresada

24

Entalpía estándar de formación

Arbitrariamente: La entalpía normal de formación de cualquier

elemento en su forma de referencia a la temperatura T, es cero

La entalpía estándar (molar) de formación de un compuesto H_fo_{, es}

igual al cambio de entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto a la presión constante de 1 atm y una temperatura fija de 25 ºC, a partir de los elementos que lo componen en sus estados estables a esa presión y temperatura

También se denomina

calor de formación

Ejemplo: Formación de agua a partir de O₂ e H₂

H₂ (g, 1 atm, 25ºC) + 1/2 O₂ (g, 1 atm, 25ºC )



Ley de Hess

Inicialmente fue una observación empírica a partir de medidas de calores de reacción, por lo que se llamó Ley. Aunque el tiempo ha mostrado que no es una ley, sino una consecuencia del primer principio de la termodinámica, se ha mantenido su nombre inicial.

• Ley de Hess: El calor de reacción a P constante de una reacción que puede resultar de la suma de otras es igual a la suma de los calores de reacción a P constante de éstas

– es una consecuencia de que el calor de reacción a P constante es igual al incremento de entalpía y de que la entalpía sea una función de estado – enunciado alternativo: el incremento de entalpía de una reacción neta

que puede transcurrir en varias etapas es igual a la suma de los incrementos de entalpía de las etapas individuales

• tanto la reacción neta como las etapas pueden ser realizables en el laboratorio o pueden ser meramente hipotéticas e irrealizables como tales

3 2

( ) 3

( )

2

( ) 3

( )

CH CH OH g



O g



CO g



H O l

1

2 2 2 3 2

2 (

C grafito

) 3



H g

( )



O



CH CH OH g

( )

598K, 3bar

26

Ley de Hess

½N

+ ½O

→ NO



H = +90,25 kJ

NO

+ ½O

→ NO



H = -57,07 kJ

Entalpías de formación estándar

• Reacción de formación: reacción de síntesis de un compuesto a partir de sus elementos en sus formas termodinámicas más estables

– normalmente es una reacción puramente hipotética

• Entalpía de formación estándar: incremento de entalpía en una reacción de formación de un mol de un compuesto en la que

reactivos y producto están en sus estados estándar

– rara vez medible directamente; calculable a partir de otras entalpías de reacción medibles (combustión, etc.)

1 1

2 2

2

N g

( )



O g

( )



NO g

( )

0

,298

90,3 kJ/mol

f

H



 

1

2 ₂ 2 2 5

28

Entalpías de reacción estándar

Para hacer el balance energético se considera que las reacciones tienen lugar hasta el consumo total de los reactivos

a A + b B + ….

c C + d D + ….

0 0 0

T f ,T i,T

H

H

H







0 0

T i i,T

H

H









0 0 0 0

C,T D,T A,T B,T

(cH

dH

...) (aH

bH

...)













El cambio de entalpía estándar , H_ro _{,para una reacción es igual a la suma de} las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las

entalpías estándar de formación de los reactivos.

H_ro ₌   _H

foproductos -  Hforeactivos

30

Reglas de la Termodinámica

Primera regla: El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos

(Ley de Hess)

Segunda regla:

Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ... _ H= H(1) + H(2) +...

El valor de H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto

H₂(g) + Cl₂(g)  2 HCl (g) H = -185 kJ 1/2 H₂(g) + 1/2 Cl₂(g)  HCl (g) H = -92,5 kJ

Tercera regla: Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales

en magnitud pero de signo opuesto

H₂O (l)  H₂ (g) +1/2 O₂ (g) H = +285,8 kJ

Entalpías de reacción estándar

Ejemplo:

Calcula



H

para cada reacción a partir de los

respectivos



H

f

, según la ley de Hess:

a) C

H



C

H

+ H

b) 2NO

+ H



N

O

+ H

O

Observación: No se indica T: es común hacerlo cuando T=298K.

C

H



C

H

+ H





84, 68





52, 26



 

0



H



1



H



( kJ mol-1)

1





1

136,94

2NO

+ H



N

O

+ H

O

298 o

H





_

_340,3



90, 25



,298 o f

H



( kJ mol-1₎

 

0



1



82, 05





1





241,8



1



2

32

Energía de enlace

• “

Es la energía necesaria para romper un enlace de

un mol de sustancia en estado gaseoso

”

• En el caso de moléculas diatómicas es igual que la

energía de disociación.

• Es positiva (es necesario aportar energía al sistema)

• Es difícil de medir.

• Se suele calcular aplicando la ley de Hess.

Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H₂ y Cl₂

Entalpía de reacción y energías de enlace

A partir de entalpías de enlace se puede estimar la entalpía de reacción

Puesto que la entalpía de enlace depende de la molécula se tabulan valores promedio

¡Ojo! * Método aproximado  ESTIMACIÓN Fiabilidad:  10 kJ como máximo

* Sólo es aplicable a reacciones entre gases.

H EE(rotos) EE(formados)

 @





H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl

H

H

H

H

H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl

H

H

H

H



H =

413

+

243

–

328

–

432

= –104 kJ

Una reacción química supone la ruptura de algunos enlaces de los reactivos, la reordenación de los fragmentos que se generan en esa ruptura y la formación de nuevos enlaces.

Ruptura: supone aporte energético

34

Ejercicio Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla.

•

C

H

+ 5 O



3 CO

+ 4 H

O

•

Enlaces rotos:

8 C–H, 2 C–C y 5 O=O

•

Enlaces formados:

•

6 C=O y 8 O–H

•



H

₌

_

_{Ee(e. rotos) –}

_

_{Ee(e. form.)}

•



H

_{= 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) +}

5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–

H)]

•



H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ

– (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ

•



H

_{comb(C3H8) =}

_–1657

kJ/mol

Enlace E_e (kJ/mol)

H–H 436

C–C 347

C=C 620

CC 812

O=O 499

Cl–C 243

C–H 413

C–O 315

C=O 745

O–H 460

36

Espontaneidad

• Proceso espontáneo: aquel que transcurre por si mismo – ej.: la congelación (solidificación) del agua a 1 atm y -18ºC

• Proceso no espontáneo: aquel que transcurre sólo con la acción exterior

– ej.: la congelación del agua a 1 atm y 0ºC

• Proceso imposible: aquel que no se puede dar ni con acción exterior

– ej.: la congelación del agua a 1 atm y 25ºC

[Hablamos desde un punto de vista termodinámico, sin hacer referencia a los aspectos

cinéticos, porque un proceso espontáneo puede darse muy lentamente y no observarse en un tiempo razonable. Un ejemplo de esto: la conversión del diamante en grafito.]

• Una reacción dada, en unas condiciones dadas, ¿es posible predecir si se puede dar espontáneamente?

– ¿Es suficiente con conocer el cambio de entalpía?

• ¿Todas las reacciones exotérmicas son espontáneas?

• ¿Una reacción endotérmica no puede darse espontáneamente?

Entropía

Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de la probabilidad

Al arrojar ladrillos al aire la probabilidad de que caigan ordenados

formando un muro es muy pequeña

Es más probable que los ladrillos caigan

desordenados

Si echamos

moléculas de agua en un vaso no se colocarán de forma ordenada para

38

Entropía

La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un sistema físico o químico

Es una función de estado Su variación en cualquier transformación _{sólo depende de los estados inicial y final}

La entropía de un gas es mucho mayor que la de un líquido o sólido

S_sólido S_líquido S_gas

So _{representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm} Para una reacción química S_r = So_productos - So_reactivos

las mezclas tienen mayor entropía que las sustancias

puras

0

S

Entropías de reacción estándar

• Entropías de reacción estándar: incremento de entropía en una reacción de cantidades de reactivos indicadas por los coeficientes estequiométricos, en la que reactivos y productos están en sus estados estándar

o T

S

 

_



c S C

( )



d S D

( )



_



_



a S

( )

A



b S B

( )



_

(en sus estados estándar a T) (en sus estados estándar a T)

Reactivos _Productos

o T

S



(en su forma más estable a T=0K)

Elementos

( )

( )

o o

T T

c S C



d S D

( )

( )

o o

T T

a S

A

b S B





40

Segundo principio de la Termodinámica

•

La entropía del universo aumenta en un proceso

espontáneo

y permanece constante en un proceso no

espontáneo (reversible).

– el 2º principio de Termodinámica da el criterio de espontaneidad – pero basándose en el incremento de una propiedad de TODO EL

UNIVERSO (¡mucha atención a esto!)

UNIVERSO,final UNIVERSO,inicial UNIVERSO

0

S



S

 

S



UNIVERSO sistema entorno entorno

S

S

S

S

S



 

 

   

0





0

UNIVERSO

S





0

Proceso espontáneo no espontáneo

Segundo principio de la Termodinámica

Ejemplo: Calcula S0 _{para las siguientes reacciones químicas:}

a) N₂(g) + O₂(g)  2 NO(g);

b) 3 H₂(g) + N₂(g)  2 NH₃(g).

Datos: S0 _(J·mol–1_·K–1_{): H}

2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH₃(g) =192,3

•



S

₌

_

_{np· S}

_{productos –}

_

_{nr· S}

_reactivos

•

a)



S

_{= 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K}

_–

(191,5 J·K

_{+ 205 J·K}

_{) =}

_{24,9 J·K}

•

b)



S

_{= 2·192,3 J·K}

_–

(3 mol ·130,6 J· mol

_·K

_{+ 191,5 J·K}

_{) =}

_–198,7

42

Tercera ley de la Termodinámica

• “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0” (máximo orden).

• Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura. • ¡CUIDADO! La entropía de los elementos en condiciones

estándar no es 0 sino que es positiva.

En procesos reversibles y a temperatura constante se puede calcular S de un sistema como:

Q

S = —

T

y si el proceso químico se produce a presión constante: Hsistema – Hsistema

Ssistema = ——— ; Sentorno= ————

T T

S0 _{(entropía molar estándar) se mide en J·mol}–1_·K–1.

Energía libre de Gibbs

• Una propiedad de un sistema, o función de estado, que se define:

• En procesos a P y T constantes (p.ej. reacciones químicas, cambios de fase): – es fácilmente demostrable que, en estos procesos, el criterio de

espontaneidad viene dado por el signo del incremento de esta propiedad DEL SISTEMA

SISTEMA

G

 

G

H



TS

0





0

G





0

Proceso espontáneo no espontáneo

(reversible) imposible

si

P



cte

y

T



cte

La energía libre de Gibbs, G, permite evaluar la espontaneidad de un proceso sin tener en cuenta la variación de entropía del entorno

T = temperatura absoluta H= entalpía

44

Energía libre de Gibbs y espontaneidad

hay dos contribuciones que se pueden apoyar o contraponer: – contribución térmica o entálpica, ΔH:

• la espontaneidad se ve favorecida en los procesos exotérmicos, ΔH<0 • la espontaneidad se ve dificultada en los procesos endotérmicos, ΔH>0 – contribución de desorden o entrópica, -TΔS

• la espontaneidad se ve favorecida en los procesos con aumento de desorden en el sistema, ΔS>0

• la espontaneidad se ve dificultada en los procesos con aumento de orden en el sistema, ΔS<0

Para una reacción química : Gr = Gproductos -  Greactivos

Si G_r <0 la reacción es espontánea

Energía libre de Gibbs y espontaneidad

1) Reacciones exotérmicas (H<0) con aumento de desorden (S>0) 

H <0 -T S <0

ΔG <0

a cualquier temperatura

reacción siempre espontánea

2) Reacciones endotérmicas (H > 0) con aumento de desorden (S>0) 

 H >0 -T S <0

reacción espontánea a temperaturas altas

3) Reacciones exotérmicas (H < 0) con aumento de orden (S < 0) 

 H < 0 -T S > 0

Reacciones espontáneas a temperaturas bajas

4) Reacciones endotérmicas (H > 0) con aumento de orden (S < 0) 

 H > 0 -T S > 0

46

Espontaneidad de reacciones y temperatura: criterios

G



T S

 H  kJ/mol 0 T G  T S   H  kJ/mol 0 T G  T S   H  kJ/mol 0 _T G  T S   H  T kJ/mol 0

S



H



endotérmica + REACCIÓN:

0

G

H

T S

     

Energía libre de Gibbs estándar

• Energía libre de Gibbs estándar de formación

• Energía libre de Gibbs estándar de reacción

– El signo de ΔGº_T informa sobre la espontaneidad de la reacción (a P y T constantes) entre los reactivos en sus estados estándar para dar los productos en sus estados estándar



 



0 0 0 0 0

, , , , ,

f T compuesto T compuesto T elementos T elementos T

G

H

TS

H

TS











0 0 0

, , ,

f T f T f T

G

H

T S



 

 

o T

G







_

c G



( )

C

 

d G

( )

D

_



 



_

a G

( )

A

 

b G

( )

B



_

0 0 0

T T T

G

H

T S

48

Energía libre de Gibbs estándar

• Ejemplo: Para la reacción

– a) ¿Cuánto vale la entalpía de reacción estándar a 298K? b) ¿Y la entropía de reacción estándar a 298K? c) ¿Y la energía libre de Gibbs estándar a 298K? d) ¿Y la energía libre de Gibbs estándar a 79K?

– e) ¿Es espontánea a 298 K esa reacción cuando reactivos y productos están es sus estados estándar? f) ¿Y a 79K? g) ¿A qué temperatura se da el equilibrio entre reactivos y productos en sus estados estándar? h) ¿En qué rango de temperatura es espontánea esa reacción entre reactivos y productos en sus estados estándar?

2

( ) 2 (

) 2

( )

( ) 2

( )

SiO s



C grafito



Cl g



SiCl g



CO g

0

,298

[

/

]

f

H

kJ mol



 

( 910,9)



2(0)



2(0)

 

( 657, 0)

 

2( 110,5)

0 1

298

32,9

H

kJ mol





0 -1 -1

298

[

]

S

JK mol



(41,84)



2(5, 74)



2(223,1)



(330, 6)



2(197, 7)

0 1 1

298

226,5

S

J K mol





0 0 0 1

298 298

(298 )

34, 6

G

H

K

S

kJ mol



 





 

h)

e) Sí

a) c)

b)

0 0 0 1

79 298

(79 )

15, 0

G

H

K

S

kJ mol









 

d) f) No

g) 0 0 0

298 298

0

T

G

H

T S





 



298 298

145

T



H



S



K

145

Espontaneidad de un proceso químico

•

No siempre las reacciones exotérmicas son

espontáneas.

•

Hay reacciones endotérmicas espontáneas:

– Evaporación de líquidos. – Disolución de sales...

• Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas: • NH₄Cl(s)  NH₄+_{(aq) + Cl}– _{(aq)  H}0 _{= 14’7 kJ}