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la ley de hess

Una representación de la ley de Hess (donde H representa la entalpía)

La ley de Hess de suma de calor constante , también conocida simplemente como ley de Hess , es una relación en química física que lleva el nombre de Germain Hess , un químico y médico ruso nacido en Suiza que la publicó en 1840. La ley establece que el cambio de entalpía total durante El curso completo de una reacción química es independiente de la secuencia de pasos que se toman. [1] [2]

La ley de Hess ahora se entiende como una expresión del hecho de que la entalpía de un proceso químico es independiente del camino recorrido desde el estado inicial al final (es decir, la entalpía es una función de estado ). Según la primera ley de la termodinámica , el cambio de entalpía en un sistema debido a una reacción a presión constante es igual al calor absorbido (o el negativo del calor liberado), que puede determinarse mediante calorimetría para muchas reacciones. Los valores generalmente se indican para reacciones con las mismas temperaturas y presiones iniciales y finales (aunque se permite que las condiciones varíen durante el curso de las reacciones). La ley de Hess se puede utilizar para determinar la energía total requerida para una reacción química que se puede dividir en pasos sintéticos que son más fáciles de caracterizar individualmente. Esto permite compilar entalpías de formación estándar , que pueden usarse para predecir el cambio de entalpía en síntesis compleja.

Teoría

La ley de Hess establece que el cambio de entalpía en una reacción química es el mismo independientemente de si la reacción tiene lugar en un paso o en varios, siempre que los estados inicial y final de los reactivos y productos sean los mismos. La entalpía es una propiedad extensiva , lo que significa que su valor es proporcional al tamaño del sistema. [3] Debido a esto, el cambio de entalpía es proporcional al número de moles que participan en una reacción determinada.

En otras palabras, si un cambio químico tiene lugar por varias rutas diferentes, el cambio de entalpía general es el mismo, independientemente de la ruta por la que se produce el cambio químico (siempre que las condiciones inicial y final sean las mismas). Si esto no fuera cierto, entonces se podría violar la primera ley de la termodinámica .

La ley de Hess permite calcular el cambio de entalpíaH ) de una reacción incluso cuando no se puede medir directamente. Esto se logra realizando operaciones algebraicas básicas basadas en las ecuaciones químicas de reacciones utilizando valores previamente determinados para las entalpías de formación.

La combinación de ecuaciones químicas conduce a una ecuación neta o global. Si se conocen los cambios de entalpía para todas las ecuaciones de la secuencia, su suma será el cambio de entalpía de la ecuación neta. Si el cambio neto de entalpía es negativo ( ), la reacción es exotérmica y es más probable que sea espontánea ; Los valores positivos de Δ H corresponden a reacciones endotérmicas . ( La entropía también juega un papel importante en la determinación de la espontaneidad, ya que algunas reacciones con un cambio de entalpía positivo son espontáneas debido a un aumento de entropía en el sistema de reacción).

Uso de entalpías de formación.

La ley de Hess establece que los cambios de entalpía son aditivos. Por tanto, el valor de la entalpía estándar de reacción se puede calcular a partir de las entalpías estándar de formación de productos y reactivos de la siguiente manera:

Aquí, la primera suma es para todos los productos y la segunda para todos los reactivos, y son los coeficientes estequiométricos de los productos y reactivos respectivamente, y son las entalpías estándar de formación de productos y reactivos respectivamente, y el superíndice o indica valores de estado estándar . Esto puede considerarse como la suma de dos reacciones (reales o ficticias):

Reactivos → Elementos (en sus estados estándar)

y Elementos → Productos

Ejemplos

  1. Dado:
    1. C grafito + O 2 → CO 2 ( g ) ( Δ H = −393,5 kJ/mol) (paso directo)
    2. C grafito + 1/2 O 2 → CO( g ) (Δ H = −110,5 kJ/mol)
    3. CO( g ) +1/2 O 2 → CO 2 ( g ) (Δ H = −283,0 kJ/mol)

    La reacción (a) es la suma de las reacciones (b) y (c), para las cuales el Δ H total = −393,5 kJ/mol, que es igual a Δ H en (a).

  2. Dado:
    • B 2 O 3 ( s ) + 3H 2 O ( g ) → 3O 2 ( g ) + B 2 H 6 ( g ) (Δ H = 2035 kJ/mol)
    • H2O ( l ) → H2O ( g ) (ΔH = 44 kJ /mol)
    • H 2 ( g ) + 1/2 O 2 ( g ) → H 2 O ( l ) (Δ H = −286 kJ/mol)
    • 2B( s ) + 3H 2 ( g ) → B 2 H 6 ( g ) (Δ H = 36 kJ/mol)
    Encuentre el Δ f H de:
    • 2B( s ) + 3/2 O 2 ( g ) → B 2 O 3 ( s )
    Después de multiplicar las ecuaciones (y sus cambios de entalpía) por factores apropiados e invertir la dirección cuando sea necesario, el resultado es:
    • B 2 H 6 ( g ) + 3O 2 ( g ) → B 2 O 3 ( s ) + 3H 2 O ( g ) (Δ H = 2035 × (−1) = −2035 kJ/mol)
    • 3H2O ( g ) → 3H2O ( l )H = 44 × (−3) = −132 kJ/mol )
    • 3H 2 O ( l ) → 3H 2 ( g ) + (3/2) O 2 ( g ) (Δ H = −286 × (−3) = 858 kJ/mol)
    • 2B( s ) + 3H 2 ( g ) → B 2 H 6 ( g ) (Δ H = 36 kJ/mol)
    Sumando estas ecuaciones y cancelando los términos comunes de ambos lados, obtenemos
    • 2B( s ) + 3/2 O 2 ( g ) → B 2 O 3 ( s ) (Δ H = −1273 kJ/mol)

Extensión a la energía libre y la entropía.

Los conceptos de la ley de Hess se pueden ampliar para incluir cambios en la entropía y en la energía libre de Gibbs , ya que también son funciones de estado . El ciclo termodinámico de Bordwell es un ejemplo de una extensión que aprovecha equilibrios y potenciales redox fácilmente medidos para determinar valores de energía libre de Gibbs experimentalmente inaccesibles. Combinar los valores de Δ G o de los ciclos termodinámicos de Bordwell y los valores de Δ H o encontrados con la ley de Hess puede ser útil para determinar valores de entropía que no se han medido directamente y, por lo tanto, deben calcularse mediante caminos alternativos.

Para la energía libre:

Para la entropía , la situación es un poco diferente. Debido a que la entropía puede medirse como un valor absoluto, no relativo a los de los elementos en sus estados de referencia (como ocurre con Δ H o y Δ G o ), no hay necesidad de utilizar la entropía de formación; simplemente se usan las entropías absolutas para productos y reactivos:

Aplicaciones

La ley de Hess es útil para determinar las entalpías de lo siguiente: [1]

  1. Calores de formación de intermedios inestables como CO (g) y NO (g) .
  2. Cambios de calor en transiciones de fase y transiciones alotrópicas .
  3. Energías reticulares de sustancias iónicas mediante la construcción de ciclos de Born-Haber si se conoce la afinidad electrónica para formar el anión, o
  4. "Afinidades electrónicas utilizando un ciclo de Born-Haber con una energía reticular teórica ".

Ver también

Referencias

  1. ^ ab Mannam Krishnamurthy; Subba Rao Naidu (2012). "7". En Lokeswara Gupta (ed.). Química para ISEET - Volumen 1, Parte A (edición 2012). Hyderabad, India : Varsity Education Management Limited. pag. 244.
  2. ^ "Ley de Hess: conservación de energía". Universidad de Waterloo. Archivado desde el original el 9 de enero de 2015 . Consultado el 12 de enero de 2014 .
  3. ^ Engel, Tomás; Reid, Felipe (2006). Química Física . Pearson/Benjamin Cummings. pag. 6.ISBN 0-8053-3842-X. Una variable... proporcional al tamaño del sistema se denomina variable extensiva.

Otras lecturas

enlaces externos