Un punto clave, con
respecto a la variación de entalpía, es la Ley de Hess. Esta ley propone que la variación de
entalpía de una reacción química es siempre la misma, independiente del número de
etapas por el cual se realice dicho proceso. Es decir, si una reacción química
ocurre en una única etapa, tendrá una determinada variación de entalpía, y si
esa misma reacción es llevada a cabo en una serie de pasos, su variación de
entalpía será exactamente la misma.
Por ejemplo, si aplicamos esto en
una reacción genérica, donde los reactivos se transforman en productos, esta
reacción puede ocurrir directamente con una determinada variación de entalpía (ΔHR),
o podría ocurrir mediante la formación de una serie de intermediarios, donde
cada paso tendría una variación de entalpía diferente (ΔH1 , ΔH2
, ΔH3 y ΔH4). Pero, si realizamos la suma de estas
variaciones de entalpías individuales de los pasos, tendremos la variación de
entalpía de la reacción global.
Además, esta ley nos permite determinar
la variación de entalpía de reacciones que no pueden ser llevadas a cabo en un
solo paso, o en condiciones que nos permita determinar directamente su
variación de entalpía.
Para esto debemos sumar las
ecuaciones químicas de diferentes reacciones (pasos), de manera que se pueda llegar a
la ecuación química de la reacción deseada.
Esto se puede considerar como un
sistema de ecuaciones, como en matemáticas, y por lo tanto a las ecuaciones
químicas, para sumarlas y lograr la ecuación química deseada, se puede:
Ø
Multiplicar por un coeficiente. Esto permite
obtener cantidades diferentes de los reactivos y productos en una reacción, y
así conseguir las cantidades deseadas. El coeficiente utilizado puede ser un número
mayor que 1 para obtenerse cantidades más grandes, o un número menor que 1 para
obtenerse cantidades más pequeñas (se divide la ecuación química).
Ø
Invertir una reacción química. Muchas veces
necesitamos una sustancia como reactivo (o producto) y en las reacciones de los
pasos se encuentra como producto (o reactivo). Al invertir la reacción (planteando
el proceso opuesto) solucionamos este inconveniente.
Veamos un ejemplo:
La
acetona (CH3COCH3) es un solvente muy utilizado en el
hogar, como disolvente del esmalte para las uñas. Conociendo las siguientes
ecuaciones termoquímicas.
H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ΔH°= -286,83 KJ/mol
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH°= -393,13 KJ/mol
CH3COCH3(l)
+ 4O2(g) → 3CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH°= -1786 KJ/mol
Calcular
ΔHf para la acetona CH3COCH3 según la
reacción: 3 C(s) + 3 H2(g)
+ ½ O2(g) → CH3COCH3(l)
·
Para lograr llegar a la ecuación química deseada
se debe identificar cada una de las sustancias involucradas en la reacción, en
las ecuaciones de los pasos.
El C(s) se encuentra en la ecuación 2, el H2(g)
en la primera ecuación, el O2(g) en la primera,
en la segunda y en la tercera ecuación, y el CH3COCH3(l)
en la tercera ecuación.
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
C(s) + O2(g) → CO2(g)
CH3COCH3(l) + 4 O2(g) →
3 CO2(g) + 3 H2O(l)
·
Las demás sustancias que no pertenecen a la
reacción deseada, son intermediarios y al
finalizar la suma de las ecuaciones químicas, deben anularse (desaparecer).
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l)
C(s) + O2(g) → CO2(g)
CH3COCH3(l) + 4 O2(g) → 3 CO2(g)
+ 3 H2O(l)
·
Para empezar a sumar las ecuaciones químicas,
vamos a elegir aquellas sustancias que aparezcan en una sola reacción (H2(g) , C(s) ,
CH3COCH3(l)),
hacer la transformación necesaria para obtener la cantidad deseada y en la
posición requerida (reactivo o producto). Las sustancias deseadas que aparezcan
en más de una reacción, la vamos a dejar
para el final.
ü
Si empezamos por el H2(g) necesitamos para nuestra reacción (3
C(s) + 3 H2(g) + ½ O2(g)
→ CH3COCH3(l))
3 moles, como reactivo.
En la reacción 1, donde aparece el H2(g) , tiene
solo 1 mol, por lo que debemos multiplicar la ecuación x3. Ya aparece como
reactivo, por lo que no debemos invertirla.
ü
En el caso del C(s) , necesitamos 3 moles, como reactivo.
La ecuación 2 presenta solo 1 mol, por lo que debe ser
multiplicada x3. Ya aparece como reactivo, por lo que no debemos invertirla.
ü
En cuanto al CH3COCH3(l)
, necesitamos 1 mol, como producto.
La ecuación 3 aporta 1 mol, como necesitamos, por lo que no debemos
cambiar las cantidades, multiplicamos x1. Como aparece como reactivo y lo necesitamos
como producto, debemos invertir la ecuación, invirtiendo el signo de la multiplicación
(x-1).
¿Cómo se plantean los cambios
realizados?
(H2(g) + ½ O2(g) →
H2O(l)) x3
(C(s) + O2(g)
→ CO2(g)) x3
(CH3COCH3(l) + 4 O2(g) → 3
CO2(g) + 3 H2O(l))
x-1
¿Cómo quedan las ecuaciones
después de estos cambios?
3 H2(g) +
3/2 O2(g)
→ 3 H2O(l)
3 C(s) + 3 O2(g) → 3 CO2(g)
3 CO2(g) + 3 H2O(l) → CH3COCH3(l)
+ 4 O2(g)
Ahora se deben sumar las ecuaciones
3 H2(g) +
3/2 O2(g)
→ 3 H2O(l)
3 C(s) + 3 O2(g) → 3 CO2(g)
3 CO2(g) + 3 H2O(l) → CH3COCH3(l)
+ 4 O2(g)
3 H2(g) +
9/2 O2(g)
+ 3 C(s) + 3 CO2(g)
+ 3 H2O(l) → 3 H2O(l) + 3 CO2(g) + CH3COCH3(l) + 4 O2(g)
Las sustancias que se repiten en
ambos lados de la ecuación, en cantidades iguales, se anulan (tachan) y las que
aparezcan en cantidades diferentes se restan y se coloca el resultado del lado
que hay más (reactivo o producto).
3 H2(g) +
9/2 O2(g)
+ 3 C(s) + 3 CO2(g)
+ 3 H2O(l)
→ 3 H2O(l) + 3 CO2(g)
+ CH3COCH3(l)
+ 4 O2(g)
3 H2(g) +
½ O2(g)
+ 3 C(s) → CH3COCH3(l)
Si la ecuación química obtenida (3 H2(g) + ½ O2(g)
+ 3 C(s) → CH3COCH3(l))
es idéntica a la reacción química deseada (3 C(s) + 3 H2(g) + ½ O2(g) → CH3COCH3(l)),
entonces las suma de las variaciones de entalpías de esas reacciones es la
variación de entalpía de la reacción deseada.
A los ΔH de las reacciones se le deben hacer las mismas
modificaciones que a las ecuaciones químicas. Por lo tanto al ΔH de la ecuación
se multiplica x3, al ΔH de la ecuación 2 se lo multiplica x3 y al ΔH de la
ecuación 2 se lo multiplica x-1.
ΔH°1= - 286,83
x3 = - 860,49KJ
ΔH°2= - 393,13 x3 = - 1179,39KJ
ΔH°3= - 1786
x-1 = + 1786KJ
El ΔH de la reacción deseada será: - 860,49 - 1179,39 + 1786
= - 253,88KJ
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