Contenido principal
Química avanzada (AP Chemistry)
Curso: Química avanzada (AP Chemistry) > Unidad 6
Lección 6: Ley de HessLey de Hess
La ley de Hess establece que si un proceso se puede expresar como la suma de dos o más pasos, el cambio de entalpía de todo el proceso es la suma de los valores de ΔH de cada paso. Para utilizar la ley de Hess, se deben comprender dos principios: uno, si una ecuación se invierte, el signo del valor de ΔH también se debe invertir. Dos, si una ecuación se multiplica por un coeficiente, el valor de ΔH se debe multiplicar por el mismo coeficiente. Creado por Jay.
¿Quieres unirte a la conversación?
Sin publicaciones aún.
Transcripción del video
La ley de Hess establece que el cambio integral
de entalpía de una reacción química es igual a la suma de los cambios de entalpía de cada
paso en que se efectúe la reacción, y esto es independiente de la trayectoria, es decir,
no importa la serie de reacciones o ecuaciones químicas que se utilicen: si estas se suman y se
obtiene la reacción global, también es posible sumar las entalpías de cada ecuación para calcular
la variación total de entalpía para la reacción. Como ejemplo, supongamos que estamos tratando
de determinar el cambio de entalpía para la reacción en la cual el carbono (C) reacciona con
hidrógeno gaseoso (H) para formar C2H2, que es acetileno. Para lograr esto, se pueden utilizar
las tres reacciones que aparecen a continuación. Nuestro enfoque consistirá en examinar
estas tres reacciones y compararlas con la reacción global para determinar si se tiene
que realizar algún cambio en las ecuaciones. Por ejemplo, analizando la reacción 1, se
observa que hay un mol de acetileno (1 C2H2) en el lado izquierdo de la ecuación; en el
caso de la reacción global, se tiene un mol de acetileno (1C2H2) en el lado derecho.
Como resultado de la comparación entre ambas ecuaciones, se tendría que invertir la ecuación
1 para que se parezca a la reacción global.
Para ahorrar tiempo, me he adelantado e invertido
la ecuación 1 y la he escrito aquí abajo, como se puede ver. Al invertir la reacción
1, los productos ahora son reactantes, y lo que eran los reactantes, ahora
se han convertido en productos. El cambio en la entalpía para
la ecuación 1 es negativo: ∆H= -1299.6kJ/molrxn (menos mil doscientos
noventa y nueve punto seis kilojoules por mol para esta reacción). El significado
de las unidades kilojoules por mol para la reacción tiene que ver con cómo está
establecido el balance de reacción, y ya que se ha invertido la ecuación 1, ocurre
lo mismo con el signo de delta H (∆H). Así, el signo negativo de la entalpía se cambia por
un signo positivo para la reacción invertida. También cancelaremos la primera ecuación para
no tener confusiones en el procedimiento. A continuación, analicemos la ecuación 2 para
compararla con la reacción global. En la ecuación 2, se tiene un mol de carbono (C) en estado sólido
en el lado de los reactantes; en la reacción global, hay dos moles de carbono (2C) en el lado
de los reactantes también. En consecuencia, para que la ecuación 2 se parezca a la reacción global,
multiplicaremos la ecuación 2 por un factor 2. Así que vamos a multiplicar toda la ecuación 2
por el factor 2. Nuevamente me he adelantado y he escrito el resultado de la multiplicación.
Se obtendrían 2C+2O2 = 2CO2 (dos carbonos más dos O2s, transformándose en dos CO2.)
El cambio en la entalpía para la reacción de formación de un mol de CO2 es
∆H =-393.5kJ/molrxn (menos trescientos noventa y tres punto
cinco kilojoules por mol de reacción), sin embargo ahora estamos considerando
la formación de dos moles de CO2, por lo que también tenemos que multiplicar
el cambio en la entalpía por un factor de 2. Así que sigamos adelante y cancelemos
también la primera versión de la ecuación 2, pues ahora solamente será útil la que representa
la formación de (2 CO2) dos moles de CO2. Con respecto a la ecuación 3, podemos observar
que hay un mol de hidrógeno gaseoso (H) en el lado izquierdo, lo cual coincide con la reacción global
que también tiene un mol de gas hidrógeno (H) en el lado izquierdo. Por esta razón, no necesitamos
cambiar nada a la ecuación 3 y en consecuencia tampoco se modificará el cambio en la entalpía. Es
decir, el valor se mantendrá en ∆H=-285.8kJ/molrxn (menos doscientos ochenta y cinco punto
ocho) kilojoules por mol para la reacción. Es momento de sumar todos los reactantes
y productos, así que tenemos la suma de 2CO2 + H2O + 2C + 2O2 + H2 + 1/2O2 (dos
CO2 más H2O más dos C más dos O2 más H2 más un medio de O2) como reactantes,
todos escritos en esta ecuación, y para los productos tenemos la suma —permítanme
cambiar los colores— de C2H2 + 5/2O2 + 2CO2 + H2O (C2H2 más cinco medios de O2, más dos CO2 más
H2O), como se muestra también en la ecuación. Enseguida, vemos lo que podemos cancelar.
Hay 2 CO2 (dos CO2s) en el lado izquierdo y hay 2 CO2 (dos CO2s) en el lado derecho, así
que se anulan. Hay un mol de H2O (agua) a la izquierda y un mol de H2O (agua) a la derecha que
se cancelan y lo mismo ocurre con el O (oxígeno), pues en el lado derecho se tienen 2 O2+1/2
O2 (2 O2s más un medio de O2), que es igual a 2.50 O2 (dos punto cinco O2s) o 5/2 O2 (cinco
medios de O2s) y en el lado izquierdo 5/2 O2 (5 medios de O2). Solamente quedan 2C + H2 =
C2H2 (dos carbonos más un mol de H2 en el lado de los reactantes, y un mol de C2H2)
como producto, como en la ecuación global. Como hemos podido sumar las tres
ecuaciones y obtener la ecuación global, según la ley de Hess, también deberíamos
poder sumar los cambios en las entalpías de estos pasos para obtener el cambio
en la entalpía de la reacción global. Analicemos los cambios en la entalpía
para las ecuaciones individuales: ∆H= + 1299.6kJ/molrxn (más 1,299.6 kilojoules
por mol de reacción) para la primera ecuación, como se muestra aquí arriba. Para la segunda
ecuación es ∆H = (-393.5 kJ/molrxn) 2 (menos dos veces 393.5) lo que es igual a
-787.0 kJ/molrxn (menos setecientos ochenta y siete punto cero kilojoules).
Y finalmente para la tercera ecuación, en cuyo cambio en la entalpía no hubo variación
en absoluto, es -285.8 kJ/molrxn kilojoules. Cuando sumamos estas tres cantidades, como
se indica en la operación, se obtiene como resultado -226.8 kJ/molrxn (menos doscientos
veinte seis punto ocho kilojoules por mol para la reacción). En conclusión, para la
formación de un mol de acetileno (C2H2), a partir de dos moles de carbono (2C) y un mol
de hidrógeno (H2), el cambio en la entalpía calculado mediante la ley de Hess es
igual a ∆H = -226.8kJ/molrxn (menos doscientos veintiseis punto ocho
kilojoules por mol de reacción).