¿Qué es la ley de Hess y para qué sirve?

Hola a todos.

Como profesor de química, voy a hablaros sobre la ley de Hess, además de explicaros a través de diferentes usos para qué sirve.

Dicho esto, empezamos.

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En el principio estaba la entalpía

Hablar de entalpía es hablar de una función termodinámica que hace referencia a la cantidad de energía que un sistema, a presión constante, intercambia con su entorno.

La entalpía se representa con la letra "H" y se utiliza muy frecuentemente en los procesos de reacciones químicas, con el objeto de predecir y calcular cambios energéticos.

Dado que es una función que representa energía, las unidades con las que se expresa en el Sistema Internacional son los Julios (J). Sin embargo, también es habitual expresarla en calorias (cal).

Con frecuencia, en las reacciones químicas se trata con la diferencia de entalpía entre los productos y los reactivos, y en estos casos se expresa como 🛆H, donde el símbolo "🛆" expresa dicha diferencia.

Un cambio de entalpía positivo indica que la reacción es endotérmica, lo que significa que el sistema absorbe energía del entorno.

Por el contrario, un cambio de entalpía negativo indica que la reacción es exotérmica, lo que significa que el sistema libera energía al entorno.

La ley de Hess

La ley de Hess es un principio de la química por el que se establece que el intercambio de energía en una reacción química desde unos reactivos a unos productos no cambia, independientemente del camino recorrido para llegar a los productos a partir de unos reactivos dados.

Por esta razón la entalpía se considera una función de estado.

Utilidad de la ley de Hess

Así, esta ley nos facilita calcular la entalpía que envuelve a una reacción química por varios caminos.

Esto puede facilitar mucho el trabajo, ya que, en ocasiones, para una reacción dada es difícil obtener la entalpía.

Seleccionando la ruta conveniente de reacciones químicas adecuadas que se inicien con los reactivos y finalicen en los productos perseguidos, conseguiremos realizar el cálculo más fácilmente.

Ejemplos de uso

Lo mejor que podemos hacer para entender esta ley, es verla en práctica con algunos ejemplos.

Uno de los más comunes es la determinación del cambio de entalpía en la combustión de una sustancia.

Imaginemos que nuestra intención es calcular la variación de entalpía en la reacción de combustión del carbono (C) sólido.

En ella, este reacciona con el oxígeno gaseoso (O2) para producir dióxido de carbono (CO2)

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="\begin{array}{l}C+O_2\end{array}->CO_2"><mtable columnalign="left" columnspacing="1em" rowspacing="4pt"><mtr><mtd><mi>C</mi><mo>+</mo><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub></mtd></mtr></mtable><mo>−</mo><mo>></mo><mi>C</mi><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub></math>$ $<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="\triangle H_1"><mi mathvariant="normal">△</mi><msub><mi>H</mi><mn>1</mn></msub></math>$

Llamaremos H1 al cambio de entalpía involucrado.

Como medir directamente este cambio de entalpía puede resultar complicado, lo que podemos hacer es dividir la reacción en pasos más sencillos en los que sí es fácil medir:

1. Así, el carbono sólido se transforma en monóxido de carbono gaseoso (CO) y supone una entalpía a la que llamamos H2.

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="C+\frac{1}{2}O_2->CO"><mi>C</mi><mo>+</mo><mfrac><mn>1</mn><mn>2</mn></mfrac><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mo>−</mo><mo>></mo><mi>C</mi><mi>O</mi></math>$ $<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="\triangle H_2"><mi mathvariant="normal">△</mi><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub></math>$

2. Por su parte, el monóxido de carbono gaseoso se transforma en dióxido de carbono gaseoso (CO2) según el siguiente esquema de reacción:

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="CO+\frac{1}{2}O_2->CO_2"><mi>C</mi><mi>O</mi><mo>+</mo><mfrac><mn>1</mn><mn>2</mn></mfrac><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mo>−</mo><mo>></mo><mi>C</mi><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub></math>$ $<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="\triangle H_3"><mi mathvariant="normal">△</mi><msub><mi>H</mi><mn>3</mn></msub></math>$

En ambas reacciones los cambios de entalpía pueden medirse experimentalmente. Aplicando la ley de Hess, podemos sumarlos para obtener el cambio total de entalpía para la combustión del carbono sólido en dióxido de carbono gaseoso, que era nuestro objetivo inicial.

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="\begin{array}{l}C+\frac{1}{2}O_2+\cancel{CO}+\frac{1}{2}O_2->\cancel{CO}+CO_2\\
C+O_2->CO_2\ \ \triangle H_1\end{array}"><mtable columnalign="left" columnspacing="1em" rowspacing="4pt"><mtr><mtd><mi>C</mi><mo>+</mo><mfrac><mn>1</mn><mn>2</mn></mfrac><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mo>+</mo><menclose notation="updiagonalstrike"><mi>C</mi><mi>O</mi></menclose><mo>+</mo><mfrac><mn>1</mn><mn>2</mn></mfrac><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mo>−</mo><mo>></mo><menclose notation="updiagonalstrike"><mi>C</mi><mi>O</mi></menclose><mo>+</mo><mi>C</mi><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub></mtd></mtr><mtr><mtd><mi>C</mi><mo>+</mo><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mo>−</mo><mo>></mo><mi>C</mi><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mtext></mtext><mtext></mtext><mi mathvariant="normal">△</mi><msub><mi>H</mi><mn>1</mn></msub></mtd></mtr></mtable></math>$

De esta manera, $<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="\triangle H_1=\triangle H_2+\triangle H_3"><mi mathvariant="normal">△</mi><msub><mi>H</mi><mn>1</mn></msub><mo>=</mo><mi mathvariant="normal">△</mi><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub><mo>+</mo><mi mathvariant="normal">△</mi><msub><mi>H</mi><mn>3</mn></msub></math>$

Veamos otro ejemplo con datos concretos:

Para la producción de amoníaco (NH₃) mediante la reacción de nitrógeno gaseoso (N₂) e hidrógeno gaseoso (H₂), se puede llevar a cabo mediante dos etapas:

1. Oxígeno y nitrógeno reaccionan para formar monóxido de nitrógeno (NO):

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="
N_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2NO(g) \quad \Delta H_1 = +180 \, \text{kJ}
"><msub><mi>N</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo>+</mo><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo stretchy="false">→</mo><mn>2</mn><mi>N</mi><mi>O</mi><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="1em"/></mstyle><mi mathvariant="normal">Δ</mi><msub><mi>H</mi><mn>1</mn></msub><mo>=</mo><mo>+</mo><mn>180</mn><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="0.167em"/></mstyle><mtext>kJ</mtext></math>$

Este proceso, tal como se observa requiere de 180 KJ.

2. Por otro lado, el monóxido de nitrógeno (NO) reacciona con hidrógeno (H₂) para producir amoníaco (NH₃):

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="2NO(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \quad \Delta H_2 = -92 \, \text{kJ}


"><mn>2</mn><mi>N</mi><mi>O</mi><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo>+</mo><mn>3</mn><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo stretchy="false">→</mo><mn>2</mn><mi>N</mi><msub><mi>H</mi><mn>3</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="1em"/></mstyle><mi mathvariant="normal">Δ</mi><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub><mo>=</mo><mo>−</mo><mn>92</mn><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="0.167em"/></mstyle><mtext>kJ</mtext></math>$

En este caso el sistema emite 92KJ

Veamos cómo calcular el cambio de entalpía H para la formación de amoníaco (NH₃) mediante estas etapas y determinaremos si la formación de amoníaco es un proceso exotérmico o endotérmico.

Para calcular el cambio de entalpía total Htotal para la formación de amoníaco, empleando la Ley de Hess, haremos los siguientes:

1. Suma de las etapas:

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="N_2(g) + O_2(g) \rightarrow 2NO(g) \quad \Delta H_1 = +180 \, \text{kJ}


"><msub><mi>N</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo>+</mo><msub><mi>O</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo stretchy="false">→</mo><mn>2</mn><mi>N</mi><mi>O</mi><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="1em"/></mstyle><mi mathvariant="normal">Δ</mi><msub><mi>H</mi><mn>1</mn></msub><mo>=</mo><mo>+</mo><mn>180</mn><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="0.167em"/></mstyle><mtext>kJ</mtext></math>$

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="2NO(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \quad \Delta H_2 = -92 \, \text{kJ}"><mn>2</mn><mi>N</mi><mi>O</mi><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo>+</mo><mn>3</mn><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo stretchy="false">→</mo><mn>2</mn><mi>N</mi><msub><mi>H</mi><mn>3</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="1em"/></mstyle><mi mathvariant="normal">Δ</mi><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub><mo>=</mo><mo>−</mo><mn>92</mn><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="0.167em"/></mstyle><mtext>kJ</mtext></math>$

2. El paso anterior conduce a la Reacción global:

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g) \quad \Delta H_{\text{total}} = \Delta H_1 + \Delta H_2

"><msub><mi>N</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo>+</mo><mn>3</mn><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mo stretchy="false">→</mo><mn>2</mn><mi>N</mi><msub><mi>H</mi><mn>3</mn></msub><mo stretchy="false">(</mo><mi>g</mi><mo stretchy="false">)</mo><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="1em"/></mstyle><mi mathvariant="normal">Δ</mi><msub><mi>H</mi><mrow data-mjx-texclass="ORD"><mtext>total</mtext></mrow></msub><mo>=</mo><mi mathvariant="normal">Δ</mi><msub><mi>H</mi><mn>1</mn></msub><mo>+</mo><mi mathvariant="normal">Δ</mi><msub><mi>H</mi><mn>2</mn></msub></math>$

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="= (+180 \, \text{kJ}) + (-92 \, \text{kJ})


"><mo>=</mo><mo stretchy="false">(</mo><mo>+</mo><mn>180</mn><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="0.167em"/></mstyle><mtext>kJ</mtext><mo stretchy="false">)</mo><mo>+</mo><mo stretchy="false">(</mo><mo>−</mo><mn>92</mn><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="0.167em"/></mstyle><mtext>kJ</mtext><mo stretchy="false">)</mo></math>$

$<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" display="block" data-is-equatio="1" data-latex="= +88 \, \text{kJ}



"><mo>=</mo><mo>+</mo><mn>88</mn><mstyle scriptlevel="0"><mspace width="0.167em"/></mstyle><mtext>kJ</mtext></math>$

Por tanto, el cambio de entalpía para la formación de amoníaco (NH₃) es de +88kJ.

Dado que el valor es positivo, podemos concluir que la formación de amoníaco es un proceso endotérmico, es decir, que absorbe calor del entorno.

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Escrito por

Javier Gómez

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Soy profesor de ciencias desde hace más de 25 años. El aprendizaje debe ser significativo y no mecánico, y en eso me esfuerzo con mis alumnos.Contactar

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