Ejemplos de preguntas para analizar la ley de Hess
Pendahuluán
La ley de Hess, que lleva el nombre del químico ruso Germain Henri Hess, es uno de los principios fundamentales de la termodinámica química y se refiere a la energía de las reacciones químicas. Esta ley establece que la cantidad total de calor (energía) producida o absorbida en una reacción química no depende de la ruta seguida, sino únicamente de las condiciones iniciales y finales del sistema. Este principio básico resulta muy útil para calcular el cambio de entalpía (ΔH) de reacciones difíciles de medir directamente.
La ley de Hess es fundamental porque nos permite utilizar la entalpía estándar de formación o el cambio de entalpía de otra reacción conocida para calcular el cambio de entalpía de una reacción objetivo que no es fácil de medir. En este artículo, analizaremos varios ejemplos y discutiremos la aplicación de la ley de Hess.
Teoría básica
La ley de Hess se puede formular matemáticamente de la siguiente manera:
Si una reacción química puede expresarse en varias etapas, entonces el cambio total de entalpía (ΔH_total) es la suma de los cambios de entalpía (ΔH) de cada etapa. Matemáticamente, se formula como:
ΔH_total = Σ ΔH_etapa
Esto significa que puedes encontrar la entalpía de una reacción como esta:
"`
Reacción A → Producto
|
ΔH1
Reacción B → Producto
|
ΔH2
Entonces, ΔH_total (A → Producto) = ΔH1 + ΔH2
"`
Antes de pasar a las preguntas de ejemplo, hay varios términos que es necesario comprender:
1. Entalpía (H): Una medida de la energía total de un sistema bajo presión constante.
2. ΔH (Cambio de entalpía): Cambio de entalpía entre reactivos y productos.
3. Entalpía estándar de formación (ΔHf°): El cambio de entalpía que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en estado estándar.
Contoh Soal dan Pembahasan
Ejemplo de pregunta 1: Utilización de la entalpía de formación
Pregunta:
Calcule la entalpía de reacción para la combustión del metano (CH₄) basándose en los siguientes datos de cambio de entalpía estándar de formación:
– ΔHf° (CO₂(g)) = -393.5 kJ/mol
– ΔHf° (H₂O(l)) = -285.8 kJ/mol
– ΔHf° (CH₄(g)) = -74.8 kJ/mol
– ΔHf° (O₂(g)) = 0 kJ/mol (porque el oxígeno gaseoso en su estado estándar tiene una entalpía de formación de 0)
Reacción de combustión del metano:
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
Discusión:
1. Escriba la reacción general y la entalpía de formación:
\[
ΔH_{reacción} = ∑ΔH_{producto} – ∑ΔH_{reactivo}
\]
2. Sustituya los valores de entalpía estándar de formación en la ecuación:
\[
ΔH_{reacción} = [ΔHf° (CO₂) + 2 ΔHf° (H₂O)] – [ΔHf°(CH₄) + 2 ΔHf°(O₂)]
\]
3. Sustituya los valores conocidos:
\[
ΔH_{reacción} = [(-393.5) + 2 (-285.8)] – [(-74.8) + 2 (0)]
\]
4. Cálculos detallados:
\[
ΔH_{reacción} = [-393.5 + (-571.6)] – [-74.8 + 0]
\]
\[
ΔH_{reacción} = -965.1 + 74.8
\]
\[
ΔH_{reacción} = -890.3 kJ/mol
\]
Por lo tanto, el cambio de entalpía para la reacción de combustión del metano es de -890.3 kJ/mol. Un valor negativo indica que la reacción es exotérmica (libera energía).
Problema de ejemplo 2: Uso de reacciones derivadas
Pregunta:
Calcula la entalpía de reacción para la siguiente reacción:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Dadas tres reacciones y los siguientes cambios de entalpía:
1. N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
2. 2NH₃(g) + O₂(g) → 2NO(g) + 3H₂O(g), ΔH = -904 kJ
3. H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g), ΔH = -242 kJ
Discusión:
1. Describe la reacción en forma lineal que pueda reordenarse:
Reacción objetivo:
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
Necesitamos manipular la reacción dada para lograr la reacción deseada.
2. Análisis de reacciones que involucran NH₃:
La reacción 2 contiene NH₃, pero la reacción consiste en descomponer el NH₃ en NO y H₂O. Por lo tanto, invierta esta reacción:
2NO(g) + 3H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
3. A continuación, debemos eliminar el O₂(g):
Para ello, utilizamos la reacción (1):
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
En cambio, necesitamos que se generen 2NO. Esta reacción sigue siendo la misma.
4. Calcula la entalpía para H₂O(g):
Añade la reacción inversa (3) tres veces a la ecuación:
3[H₂O(g) → H₂(g) + 1/2O₂(g), ΔH = +242 kJ]
Convertirse en:
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
5. Combina y balancea las ecuaciones:
\[
N₂(g) + O₂(g) → 2NO(g), ΔH = 180 kJ
+
2NO(g) + 3 H₂O(g) → 2NH₃(g) + O₂(g), ΔH = +904 kJ
+
3H₂O(g) → 3H₂(g) + 3/2 O₂(g), ΔH = +726 kJ
\]
Al sumar estas reacciones, podemos ignorar los componentes que aparecen en ambos lados y calcular la entalpía total.
6. Calcula la entalpía total:
\[
N₂(g) + 3 H₂O(g) – 3H₂(g) – 3/2 O₂(g) → 2NH₃(g) + O₂(g) – O₂(g) \rightarrow N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
\]
Entalpía total:
\[
ΔH_{total} = 180 + 904 + 726 = 1810 kJ/mol
\]
Por lo tanto, ΔH para la reacción N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g) es +1810 kJ. Como queremos obtener la entalpía liberada (exotérmica), hacemos que el valor del producto sea negativo:
\[
ΔH_{total} = -46 kJ/mol
\]
Clausura
Este artículo analiza ejemplos prácticos que aplican la Ley de Hess para calcular el cambio de entalpía de una reacción. Se espera que, al comprender los fundamentos teóricos y aplicar los pasos de los ejemplos, los lectores comprendan mejor este concepto y puedan aplicarlo a diversas situaciones que impliquen cálculos termoquímicos. La Ley de Hess no solo es importante en la química académica, sino también útil en la investigación química industrial y en diversas aplicaciones científicas y tecnológicas.
