La Ley de Hess en acción

Aplicación De La Ley De Hess

La Ley de Hess es un principio fundamental en la química que establece que el cambio total de energía en una reacción química es independiente de la ruta seguida para llegar a ese estado final. En otras palabras, la energía liberada o absorbida durante una reacción química solo depende del estado inicial y final de los reactantes y productos, sin importar cómo se llegue a ese resultado. Este artículo explorará la aplicación práctica de esta ley en diversas situaciones y su importancia en el estudio y comprensión de las reacciones químicas.

Aplicación de la Ley de Hess: Una explicación detallada

La aplicación de la Ley de Hess se debe a que la entalpía, o el cambio en la entalpía, es una propiedad que no depende del camino seguido para llegar a un estado final. Esto significa que el valor de ΔH no se ve afectado por el número de pasos, etapas o reacciones intermedias involucradas. Por ejemplo, aunque haya un ΔH 10 que deba ser considerado en la suma algebraica, el valor total de ΔH seguirá siendo el mismo.

La Ley de Hess es una herramienta importante en la termodinámica que nos permite calcular cambios de entalpía en reacciones químicas. Podemos visualizar las entalpías como las alturas de unas montañas, donde no importa cómo lleguemos a ellas, la diferencia de altura con respecto al nivel del mar siempre será la misma. De manera similar, podemos sumar o restar estas alturas para determinar la altura desconocida de una montaña cercana. En el caso de las reacciones químicas, podemos utilizar esta ley para determinar el cambio total de energía calorífica involucrado sin importar los pasos intermedios seguidos durante la reacción. Esto nos brinda una forma conveniente y precisa para analizar y predecir los cambios energéticos en procesos químicos.

Retomando el diagrama anterior: A representa una montaña, D otra montaña, y así sucesivamente. La mayor diferencia de altura se encuentra entre las cimas de A y D. Si sumamos las alturas entre A-B, B-C y C-D, obtendremos la misma altura que A-D. Este mismo principio se aplica a las entalpías de reacciones químicas.

Cálculo de la entalpía de una reacción utilizando las entalpías de formación

Una aplicación muy útil de la ley de Hess es que nos permite calcular las entalpías de cualquier reacción química, utilizando las entalpías de formación de los compuestos involucrados. Esto nos proporciona información valiosa sobre el calor liberado o absorbido durante una reacción, sin necesidad de realizar experimentos directos.

La figura de arriba muestra este concepto. La entalpía de formación se refiere al calor liberado o absorbido cuando un compuesto se crea a partir de sus elementos constituyentes. Esta entalpía representa la máxima diferencia posible entre los reactivos y los productos, sin tener en cuenta otras reacciones químicas que no estén relacionadas con la formación individual de los compuestos.

¿Cómo se interpreta el diagrama en esta ocasión? Un truco útil es sumar siempre las entalpías cuando se avanza en la dirección de la flecha, y restarlas cuando la flecha indica una dirección contraria. De esta manera, al calcular ΔHºrxn (entalpía de reacción estándar), se suma a ΔHºf(reactivos) (entalpía estándar de formación de los reactivos) y se les resta ΔHºf(productos) (entalpía estándar de formación de los productos).

Sumas de reacciones

La interpretación de los diagramas puede volverse complicada, especialmente cuando hay muchas reacciones que considerar. Por esta razón, se utiliza la suma de las reacciones como método para facilitar el cálculo de las entalpías y agilizar la comprensión de la ley de Hess.

Imaginemos que queremos calcular el cambio de entalpía estándar (ΔHºrxn) de una reacción específica.

Es importante que los reactivos A + B + C se encuentren en el lado izquierdo de la ecuación, mientras que los productos ABC estén en el lado derecho. En este caso, simplemente procedemos a sumar las últimas dos reacciones.

Al considerar la aplicación de la Ley de Hess, es importante tener en cuenta que al tener AB presente en ambos lados de la ecuación química, se puede eliminar. Esto nos permite simplificar el proceso y obtener una expresión más sencilla para calcular los cambios energéticos involucrados en una reacción química.

La aplicación de la Ley de Hess es una herramienta útil en química para determinar el cambio de entalpía en una reacción química. Esta ley establece que el cambio total de entalpía en una reacción es independiente del camino seguido, siempre y cuando se mantengan constantes las condiciones iniciales y finales.

Para aplicar esta ley, se suman algebraicamente las ecuaciones químicas balanceadas correspondientes a las diferentes etapas o reacciones involucradas. Al sumar estas ecuaciones, los productos y reactantes comunes se cancelan entre sí, dejando solo los compuestos que no están presentes tanto en los productos como en los reactantes finales.

Este método permite calcular el cambio total de entalpía sin necesidad de realizar mediciones experimentales directas. Además, también puede utilizarse para predecir si una reacción será exotérmica (libera energía) o endotérmica (absorbe energía).

Aplicaciones prácticas de la ley de Hess

La ley de Hess permite obtener, sin necesidad de experimentos, las entalpías para distintas reacciones o fenómenos químicos. Algunas de ellas se enlistan abajo:

La aplicación de la Ley de Hess se utiliza para determinar las entalpías de formación en compuestos o intermediarios inestables, los cuales son comunes en química orgánica. Esta ley nos permite calcular la variación de energía que ocurre durante una reacción química, sin importar el camino que tome dicha reacción. Es una herramienta útil para entender y predecir el comportamiento termodinámico de estas sustancias en diferentes condiciones.

La aplicación de la Ley de Hess es especialmente útil en el estudio de las entalpías de transiciones de fase en sólidos cristalinos. Estas transiciones, como por ejemplo la fusión o la vaporización, implican cambios en la estructura molecular y energética del material. La Ley de Hess nos permite calcular la variación total de entalpía para estas transiciones combinando las entalpías conocidas de reacciones químicas previas. Esto resulta fundamental para comprender cómo se comportan los sólidos cristalinos ante diferentes condiciones ambientales y cómo afecta esto a sus propiedades físicas y químicas.

La aplicación de la Ley de Hess se puede observar en las entalpías de transiciones alotrópicas, como el caso del grafito y el diamante. Estas dos formas diferentes del carbono experimentan un cambio estructural que implica una variación en su entalpía. La Ley de Hess nos permite calcular esta diferencia energética sin necesidad de medir directamente cada paso intermedio, lo cual resulta muy útil para comprender y estudiar estos procesos químicos.

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Además, la aplicación de la ley de Hess es útil en el cálculo de la energía reticular de un sólido y las afinidades electrónicas de ciertos átomos.

¿En qué situaciones se utiliza la ley de Hess?

La ley de Hess es una herramienta que se utiliza cuando no podemos medir directamente el cambio de entalpía en una reacción química. La entalpía es una medida de la energía térmica liberada o absorbida durante una reacción. Sin embargo, a veces no tenemos los medios para medir este cambio en forma directa.

En estos casos, recurrimos a la ley de Hess para calcular el cambio de entalpía utilizando información conocida sobre otras reacciones químicas. Esta ley establece que si conocemos los cambios de entalpía de las reacciones individuales que forman parte del proceso global, podemos sumarlos algebraicamente para obtener el cambio total.

Por ejemplo, imaginemos que queremos saber cuánto calor se libera al quemar un trozo pequeño de papel. No podemos medir esto directamente porque sería muy difícil controlar todas las variables involucradas en la combustión del papel. En su lugar, podríamos utilizar la ley de Hess y conocer los cambios de entalpía asociados con las reacciones químicas involucradas en la combustión (como la descomposición del papel y la formación final del dióxido de carbono). Sumando estos cambios correctamente según sus coeficientes estequiométricos, podríamos obtener el cambio total y así determinar cuánto calor se libera durante esta reacción.

Ejemplos: ejercicios resueltos

Si se cuentan con las siguientes reacciones y sus correspondientes cambios de entalpía, es posible aplicar la Ley de Hess para calcular el cambio total de entalpía en una reacción química. La Ley de Hess establece que el cambio total de entalpía en una reacción química es independiente del camino seguido para llegar a los productos finales, siempre y cuando se mantengan constantes las condiciones iniciales y finales. Esto significa que si conocemos los cambios de entalpía asociados a diferentes etapas o reacciones intermedias, podemos sumarlos algebraicamente para obtener el cambio total de entalpía en la reacción global. De esta manera, la aplicación práctica de la Ley de Hess nos permite predecir o determinar experimentalmente los cambios energéticos involucrados en diversas transformaciones químicas.

La reacción química representada por la ecuación 4HCl(g) + O2(g) → 2H2O(l) + 2Cl2(g), con un cambio de entalpía (ΔH) de -202.4 kJ/mol, es un ejemplo de aplicación de la Ley de Hess. Esta ley establece que el cambio total en entalpía para una reacción química puede ser calculado sumando los cambios individuales en entalpía de las etapas intermedias necesarias para llegar a dicha reacción. En este caso, se pueden considerar dos etapas: primero, la formación del agua líquida a partir del hidrógeno y el oxígeno gaseosos; y segundo, la formación del cloro gaseoso a partir del ácido clorhídrico gaseoso. Al sumar los cambios en entalpía asociados con estas dos etapas, se obtiene el cambio total en entalpía para la reacción global indicada anteriormente.

Es importante destacar que estos valores numéricos son específicos para esta reacción particular y pueden variar dependiendo de las condiciones experimentales utilizadas. Sin embargo, el principio general detrás de la Ley de Hess sigue siendo válido: el cambio total en entalpía es independiente del camino seguido para alcanzar una determinada reacción química. Esto permite simplificar cálculos termodinámicos al poder utilizar información sobre cambios en entalpía previamente conocidos o medidos experimentalmente.

En la reacción química donde se combina medio mol de hidrógeno gaseoso con medio mol de flúor gaseoso, se forma una molécula de ácido fluorhídrico en estado líquido. Esta reacción libera una gran cantidad de energía, específicamente 600.0 kJ por cada mol que reacciona.

La aplicación de la Ley de Hess nos permite calcular el cambio en la entalpía de una reacción química utilizando ecuaciones químicas conocidas. Un ejemplo común es la formación del agua líquida a partir del hidrógeno gaseoso y el oxígeno gaseoso. Esta reacción tiene un cambio en la entalpía de -285.8 kJ/mol, lo que significa que se libera energía durante el proceso.

Ordenamiento de las ecuaciones

Para comenzar, es necesario combinar las reacciones de manera que el HCl y el F 2 estén en el lado izquierdo, mientras que el HF y Cl 2 estén en el lado derecho. Sin embargo, es importante destacar que tanto el H 2 como el H 2 O no están involucrados en la ecuación principal. Por lo tanto, debemos eliminarlos al sumar las reacciones y ajustar los coeficientes estequiométricos mediante multiplicaciones.

La reacción química representada por la ecuación 2HCl(g) + 1/2O 2 (g) → H 2 O(l) + Cl 2 (g), con un cambio de entalpía de -202.4 kJ/mol, es un ejemplo de aplicación de la Ley de Hess. Esta ley establece que el cambio total en entalpía para una reacción química puede calcularse sumando los cambios individuales en entalpía para las etapas intermedias necesarias para llegar a la reacción final. En este caso, se pueden considerar dos etapas: primero, la formación del agua líquida a partir del hidrógeno y el oxígeno gaseosos; y segundo, la formación del cloro gaseoso a partir del ácido clorhídrico gaseoso. Al sumar los cambios en entalpía para estas dos etapas, obtenemos el cambio total en entalpía para la reacción completa.

La ecuación fue multiplicada por 1/2 para obtener 2HCl en lugar de 4HCl.

La Ley de Hess es una herramienta importante en la química que nos permite calcular cambios de entalpía en reacciones químicas. Esta ley se basa en el principio de conservación de la energía, afirmando que la variación total de entalpía en una reacción química es independiente del camino seguido para llegar a los productos finales.

Una aplicación práctica y útil de esta ley es cuando queremos determinar el cambio de entalpía estándar para una reacción que no podemos medir directamente. En estos casos, podemos utilizar las entalpías estándar conocidas para otras reacciones y combinarlas algebraicamente utilizando la Ley de Hess.

Un ejemplo comúnmente utilizado para ilustrar esta aplicación es el cálculo del cambio de entalpía estándar para la formación del agua líquida (H2O) a partir del hidrógeno gaseoso (H2) y oxígeno gaseoso (O2). Dado que no podemos medir directamente este proceso, recurrimos a las siguientes dos reacciones:

1. La descomposición del agua líquida:

H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g)

2. La combustión completa del hidrógeno gaseoso:

H2(g) + 1/2 O2(g) → H20(l)

Esta segunda reacción tiene un cambio positivo debido al consumo neto o absorción neta de energía durante su realización.

Para obtener el cambio total deseado, simplemente restamos la primera ecuación de la segunda, cancelando las especies comunes (H2 y 1/2 O2) en ambos lados de la ecuación. Esto nos da:

H20(l) → H20(l)

Como resultado, el cambio total de entalpía para esta reacción es cero. Es importante destacar que este resultado concuerda con lo esperado, ya que no se requiere ni libera energía adicional para convertir agua líquida en agua líquida.

La reacción química de la formación del agua líquida a partir de hidrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso, liberando una gran cantidad de energía en forma de calor, puede ser revertida utilizando el valor negativo de entalpía estándar (ΔH = -285.8 kJ/mol).

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Por otro lado, se multiplicó la última ecuación por -1 con el fin de invertirla. De esta manera, las ecuaciones están organizadas y listas para ser sumadas.

Suma de las ecuaciones

La reacción química representada por la ecuación 2HCl(g) + 1/2O 2 (g) → H 2 O(l) + Cl 2 (g), con un cambio de entalpía ΔH de -101.2 kJ/mol, es un ejemplo de aplicación de la Ley de Hess. Esta ley establece que el cambio total en la entalpía para una reacción química puede ser calculado sumando los cambios en la entalpía de las etapas individuales que componen dicha reacción. En este caso, podemos determinar el cambio en la entalpía utilizando información experimental sobre otras dos reacciones:

1) La descomposición del cloruro de hidrógeno gaseoso (HCl):

HCl(g) → H(g) + Cl(g)

ΔH = x kJ/mol

2) La formación del agua líquida (H₂O):

H₂(g)+1/4O₂(g)=H₂O(l)

ΔH = y kJ/mol

Al combinar estas dos ecuaciones y ajustar los coeficientes adecuadamente, obtenemos la ecuación original:

2(HCl)(g)+1/4(O₂)(g)=[(x+y)/z]kJ/mol

Donde z representa el factor necesario para igualar las cantidades molares entre las tres ecuaciones.

De esta manera, aplicando la Ley de Hess podemos calcular el valor exacto del cambio en la entalpía para esta reacción específica sin necesidad realizar mediciones directas. Esto resulta útil tanto desde un punto teórico como práctico, permitiendo predecir y comprender mejor los procesos químicos involucrados.

La reacción de formación del agua líquida a partir de hidrógeno gaseoso y oxígeno gaseoso, con un cambio de entalpía de 285.8 kJ/mol, es un ejemplo que ilustra la aplicación de la Ley de Hess.

Es importante destacar que los términos 1/2O 2 , H 2 O y H 2 se eliminan porque están presentes tanto en el lado izquierdo como en el derecho de la flecha. Además, las entalpías se suman para obtener el resultado final.

La Ley de Hess nos permite calcular el cambio en la entalpía de una reacción química utilizando los cambios en la entalpía de otras reacciones conocidas. En este caso, tenemos una ecuación que representa el cambio en la entalpía (ΔHrx) y se calcula sumando los valores de tres cambios en la entalpía: 285.8 kJ/mol, -101.2 kJ/mol y -1200.0 kJ/mol.

– Ejemplo 2

En este ejemplo se demostrará que las entalpías de las reacciones alternativas son equivalentes a las entalpías de formación de los compuestos relevantes.

Se busca calcular el cambio de entalpía (ΔHrxn) para la reacción de descomposición siguiente.

Además, es posible utilizar la Ley de Hess para determinar las entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación conocidas. En el caso particular del dióxido de azufre (SO2) y el trióxido de azufre (SO3), se pueden emplear sus respectivas entalpías de formación para calcular la variación en la energía durante una reacción química. Este enfoque permite simplificar los cálculos y obtener resultados más precisos sin necesidad de medir directamente la entalpía experimentalmente.

La reacción de la formación del dióxido de azufre (SO 3 ) a partir del azufre sólido y el oxígeno gaseoso es un ejemplo claro de la aplicación de la Ley de Hess. En esta reacción, se libera una gran cantidad de energía en forma de calor, representada por ΔH = -395.6 kJ/mol. La Ley de Hess nos permite calcular este cambio en entalpía utilizando otras reacciones químicas conocidas como referencia. Al aplicar correctamente esta ley, podemos determinar el valor exacto del cambio en entalpía para cualquier proceso químico sin necesidad de medirlo directamente.

Organización de las ecuaciones

Vamos a resolver este ejercicio de la misma manera que el ejemplo anterior. Es conveniente tener SO 3 en el lado derecho y multiplicarlo por 2. Para lograr esto, debemos invertir la ecuación de formación de SO 3 multiplicándola por -1 y luego multiplicarla por 2.

La aplicación de la Ley de Hess nos permite calcular el cambio en la entalpía de una reacción química utilizando las entalpías estándar de otras reacciones conocidas. Un ejemplo común es la descomposición del dióxido de azufre (SO2) en azufre y oxígeno, representada por la ecuación 2SO3(g) → 2S(s) + 3O2(g). Si conocemos el valor de ΔH para esta reacción (-395.6 kJ/mol), podemos utilizarlo junto con otros valores conocidos para determinar el cambio en entalpía para cualquier otra reacción relacionada.

Para determinar la variación de entalpía en una reacción química, podemos utilizar la Ley de Hess. Esta ley establece que si una reacción química se lleva a cabo en un solo paso o en varios pasos intermedios, el cambio total de entalpía será el mismo.

Un ejemplo práctico es la formación del dióxido de azufre (SO2). Si conocemos las ecuaciones de formación del azufre elemental y del trióxido de azufre (SO3), podemos utilizar la Ley de Hess para calcular el cambio total de entalpía en la formación del SO2.

La ecuación para la formación del SO2 se multiplica por 2, ya que necesitamos dos moles para equilibrar las ecuaciones. Esto nos permite obtener los coeficientes estequiométricos correctos y asegurar que se cumpla con la conservación tanto de masa como energía durante el proceso.

Sumatoria de las ecuaciones

La reacción química de la combustión del azufre sólido con oxígeno gaseoso produce dióxido de azufre gaseoso. Esta reacción libera una cantidad de energía de -593.6 kJ/mol, lo que indica que es exotérmica.

Es importante destacar que el término 2S se elimina debido a que aparece en ambos lados de la flecha. Además, al sustraer 2O2 de 3O2, obtenemos un O2. La suma de las entalpías, y por ende el valor de ΔHrxn será:.

La aplicación de la Ley de Hess nos permite determinar la entalpía de una reacción química a partir de otras reacciones conocidas. En el caso de las reacciones de descomposición, como es el caso que estamos analizando, estas son endotérmicas, lo que significa que absorben energía del entorno y por tanto su entalpía es positiva.

Método alternativo

Existe una forma más directa y simple de obtener el mismo resultado, la cual fue mencionada anteriormente.

Para determinar el cambio de entalpía (ΔHrxn) de esta reacción, es necesario calcular los cambios de entalpía estándar de formación (ΔHºf) de los reactivos y productos involucrados. En este caso, el ΔHºf del SO 3 es -395.6 kJ/mol, mientras que el ΔHºf del SO 2 es -296.8 kJ/mol. Por otro lado, como el oxígeno elemental existe en forma de moléculas O 2 , su ΔHºf es igual a cero ya que no se requiere energía adicional para formarlo en estas condiciones particulares.

No obstante, es necesario multiplicar las entalpías de formación por 2 para igualar los coeficientes estequiométricos en relación a la ecuación química.

En realidad, esta es la forma en que generalmente se elige resolver todos los problemas en los que se utiliza la ley de Hess.

Aplicación de la ley de Hess en Chile

La ley de Hess es un principio en la termodinámica que nos dice que si un proceso se puede dividir en varios pasos, el cambio de entalpía total del proceso será igual a la suma de los cambios de entalpía de cada uno de esos pasos. Esto significa que el cambio global de energía durante todo el proceso no depende del camino específico seguido, sino solo del estado inicial y final.

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Un ejemplo práctico para entender esto sería la combustión completa del metano (CH4) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O). Este proceso se puede descomponer en dos etapas: primero, convertimos metano a monóxido de carbono (CO), y luego convertimos CO a CO2. Si conocemos los valores ΔH para estas reacciones individuales, podemos sumarlos para obtener el valor ΔH total del proceso completo.

Es importante destacar que esta ley también se aplica cuando hay cambios reversibles o irreversibles entre estados iniciales y finales. Además, debemos tener en cuenta las estequiometrías adecuadas al combinar las ecuaciones químicas correspondientes a cada paso.

Referencias

La Ley de Hess es un principio fundamental en la química que establece que el cambio total de entalpía en una reacción química es independiente de la ruta o camino seguido para llegar a los productos. En otras palabras, la variación de energía interna entre los reactivos y los productos se mantiene constante, sin importar cómo se llegue a ellos.

Esta ley tiene diversas aplicaciones prácticas en el campo de la termoquímica. Por ejemplo, permite calcular el cambio de entalpía en una reacción utilizando información experimental sobre otras reacciones relacionadas. Esto resulta especialmente útil cuando no es posible medir directamente el cambio de entalpía deseado.

Un ejemplo comúnmente utilizado para ilustrar esta ley es el cálculo del calor liberado por una combustión completa. En lugar de realizar mediciones directas, podemos utilizar datos experimentales sobre las entalpías estándar de formación para cada uno de los compuestos involucrados y aplicar la Ley de Hess para obtener el resultado deseado.

Ejemplos de la ley de Hess

La Ley de Hess es un método utilizado para calcular el Calor de Reacción o Entalpía de Reacción. Esta ley establece que, al convertir los reactivos en productos, el cambio de entalpía será el mismo, sin importar si la reacción ocurre en un solo paso o en una serie de pasos.

En otras palabras, la Ley de Hess nos permite determinar la variación energética asociada a una reacción química mediante la suma algebraica del calor liberado o absorbido durante cada etapa intermedia. Esto significa que podemos obtener información sobre el calor involucrado en una reacción sin necesidad de realizarla directamente.

P.S.: La aplicación práctica de esta ley resulta muy útil en diversos campos científicos y tecnológicos, como por ejemplo en la industria química y farmacéutica. Además, su utilización nos permite predecir y controlar las condiciones termodinámicas necesarias para llevar a cabo diferentes procesos químicos con mayor eficiencia y precisión.

La ley de la entropía: ¿qué dice?

La segunda ley de la termodinámica es un principio fundamental que establece que todos los procesos en el universo tienden a aumentar el desorden y la entropía. La entropía se refiere al grado de desorden o caos en un sistema, y según esta ley, siempre tiende a incrementarse a nivel global.

Es importante destacar que este aumento en la entropía no necesariamente ocurre a nivel local, es decir, en un espacio pequeño o durante un intervalo de tiempo corto. Puede haber fluctuaciones locales donde se reduzca temporalmente el desorden, pero esto siempre será compensado por un aumento mayor del desorden global.

Este principio tiene implicancias significativas tanto en la física como en otras áreas científicas. Por ejemplo, explica por qué los objetos calientes tienden a enfriarse con el tiempo y por qué las reacciones químicas espontáneas liberan energía. También nos ayuda a comprender fenómenos naturales como la expansión del universo y cómo evolucionan los sistemas biológicos.

El origen de la entalpía

La entalpía se puede interpretar como “el contenido de calor” en un sistema que se mantiene a presión constante. Esto se debe a que la entalpía es una función termodinámica que representa la cantidad total de energía interna y trabajo realizado por el sistema, lo cual incluye tanto el calor absorbido o liberado durante una reacción química.

Cuando un sistema está sometido a presión constante, cualquier cambio en su entalpía refleja directamente la transferencia de calor hacia o desde el ambiente externo. Por ejemplo, si una reacción química libera calor al ambiente (exotérmica), la entalpía del sistema disminuirá ya que parte de su energía interna ha sido transferida al exterior. En cambio, si una reacción absorbe calor del ambiente (endotérmica), la entalpía del sistema aumentará debido a que ha adquirido energía térmica proveniente del exterior.

P.S.: La ley de Hess es fundamental para calcular cambios en la entalpía utilizando ecuaciones termoquímicas balanceadas. Esta ley establece que el cambio total en la entalpía para llegar desde los reactivos hasta los productos es independiente de las etapas intermedias seguidas durante dicha transformación.

Calcular la entalpía de una reacción

1. La Ley de Hess establece que el cambio total de entalpía en una reacción química es independiente del camino seguido para llegar al producto final.

2. Esto significa que si conocemos los cambios individuales de entalpía para las etapas intermedias o reacciones parciales, podemos sumarlos algebraicamente para obtener el cambio total.

3. Para aplicar la Ley de Hess correctamente, debemos asegurarnos de que las ecuaciones balanceadas correspondientes estén multiplicadas por coeficientes estequiométricos adecuados.

4. Al sumar las ecuaciones balanceadas y sus respectivos cambios de entalpía, debemos tener en cuenta tanto los productos como los reactantes presentes en cada etapa.

5. Es importante recordar que solo podemos sumar o restar cantidades iguales entre sí; por lo tanto, si necesitamos ajustar alguna ecuación antes de realizar cálculos con la Ley de Hess, debemos hacerlo cuidadosamente sin alterar su validez termodinámica.

6. La aplicación práctica más comúnmente utilizada para la Ley de Hess es determina

Cálculo del calor de reacción

La aplicación de la Ley de Hess es una herramienta fundamental en la termodinámica para determinar el calor liberado o absorbido durante una reacción química. Esta ley establece que el cambio total de entalpía en una reacción química es independiente del camino seguido, siempre y cuando los estados inicial y final sean los mismos.

Para calcular la cantidad de calor liberada en una reacción, se utiliza la ecuación q = -CΔT, donde q representa el calor liberado o absorbido, C es la capacidad térmica del calorímetro utilizado y ΔT corresponde al cambio de temperatura experimentado durante dicha reacción. Es importante destacar que este cálculo solo es válido si la combustión ocurre a volumen constante.

En otras palabras, cuando se realiza un experimento utilizando un calorímetro para medir el cambio de temperatura producido por una reacción química a volumen constante, podemos utilizar esta fórmula para determinar cuánto calor ha sido generado o absorbido por esa misma reacción. Esto nos permite conocer información relevante sobre las propiedades energéticas involucradas en dicha transformación.

La Ley de Hess resulta especialmente útil porque nos permite calcular cambios energéticos sin necesidad de realizar mediciones directas. En lugar de ello, podemos utilizar datos previos conocidos sobre las entalpías estándar (H) asociadas a cada sustancia participante en la reacción química. Al sumar algebraicamente estos valores según sus coeficientes estequiométricos correspondientes a cada reactivo y producto involucrado, obtenemos el cambio total deseado.