Introducción a la Química
- Emplear la ley de Hess para determinar ΔH∘rxn
Puntos clave
- La ley de Hess establece que la entalpía estándar de la reacción es la suma de las entalpías estándar de las reacciones intermedias en las que se puede dividir la reacción global, mientras cada una ocurre a la misma temperatura.
- El cambio de entalpía de una reacción es independiente del número de formas en que se puede obtener un producto, si las condiciones iniciales y finales son las mismas.
- Un cambio de entalpía negativo para una reacción indica un proceso exotérmico, mientras que un cambio de entalpía positivo corresponde a un proceso endotérmico.
Términos
- Ley de HessDice que, si una reacción global tiene lugar en varios pasos, su entalpía estándar de reacción es la suma de las entalpías estándar de las reacciones intermedias, a la misma temperatura.
- Ley de conservación de la energíaDice que la cantidad total de energía en cualquier sistema aislado permanece constante; la energía no puede crearse ni destruirse, aunque puede cambiar de forma.
Derivación de la ley de Hess
La ley de Hess es una relación de la química física que lleva el nombre de Germain Hess, un químico y médico ruso nacido en Suiza. Esta ley establece que si una reacción tiene lugar en varios pasos, entonces la entalpía de reacción estándar para la reacción global es igual a la suma de las entalpías estándar de los pasos de reacción intermedios, suponiendo que cada paso tiene lugar a la misma temperatura.
La ley de Hess se deriva directamente de la ley de conservación de la energía, así como de su expresión en la primera ley de la termodinámica. Dado que la entalpía es una función de estado, el cambio de entalpía entre los productos y los reactivos en un sistema químico es independiente del camino recorrido desde el estado inicial al final del sistema. La ley de Hess puede utilizarse para determinar la energía global necesaria para una reacción química, especialmente cuando la reacción puede dividirse en varios pasos intermedios que son más fáciles de caracterizar individualmente. El cambio de entalpía negativo para una reacción indica un proceso exotérmico, mientras que el cambio de entalpía positivo corresponde a un proceso endotérmico.
Cálculo de las entalpías estándar de reacción mediante la ley de Hess
C(s)\N-grafito}\N-flecha recta C(s)\N-diamante}\N-cuadrado \N-Delta H_{rxn}=?
Convertir el grafito en diamante requiere temperaturas y presiones extremadamente altas, y por lo tanto es poco práctico en un entorno de laboratorio. El cambio de entalpía para esta reacción no puede determinarse experimentalmente. Sin embargo, como conocemos el cambio de entalpía estándar para la oxidación para estas dos sustancias, es posible calcular el cambio de entalpía para esta reacción utilizando la ley de Hess. Nuestros pasos intermedios son los siguientes:
C(s)\N+O_2(g)\N-cuadrado CO_2(g)\N-cuadrado \N-Delta H^\C=-393.41\;kJ/mol
C(s)\ {diamante}+O_2(g)\\N-flecha derecha CO_2(g)\N-cuadrado \N-Delta H^circ=-395.40\;kJ/mol
Para conseguir que estas reacciones intermedias se sumen a nuestra reacción global neta, necesitamos invertir el segundo paso. Tenga en cuenta que al invertir las reacciones utilizando la ley de Hess, el signo de ΔH cambiará. A veces, necesitará multiplicar un intermedio de reacción dado por un número entero. En estos casos, siempre hay que multiplicar el valor de ΔH por ese mismo número entero. Reformulando la primera ecuación e invirtiendo la segunda, tenemos:
C(s)\N+O_2(g)\N-flecha derecha CO_2(g)\N-cuadrado \N-Delta H^\c=-393.41\;kJ/mol
CO_2(g)\Nrightarrow C(s)\N+O_2(g)\Nquad\\NDelta H^\circ=+395.40\\NkJ/mol
Sumando estas ecuaciones, los dióxidos de carbono y los oxígenos se cancelan, dejándonos sólo con nuestra ecuación neta. Por la ley de Hess, podemos sumar los valores de ΔH para estas reacciones intermedias para obtener nuestro valor final, \Delta H^circ_{rxn}.
C(s)\N-grafito en la derecha C(s)\N-diamante en la cuadratura \N-Delta H^circ_{rxn}=1.89\\NKJ/mol