Ley de Hess

Ley de Hess

En termodinámica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas», esto es que los cambios de entalpía son aditivos: ΔHneta = ΣΔHr.

Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción sólo depende de los reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antes que ésta, conserva su nombre histórico.[1]

Por ejemplo, el carbono en forma de grafito puede oxidarse hasta dióxido (1) o monóxido (2) de carbono, por otro lado, el monóxido de carbono puede oxidarse hasta dióxido (3). Como se ve a continuación, la suma de las entalpías de la reacción en dos pasos (2)+(3) es igual a la entalpía de la reacción en un paso (1):

\begin{matrix} (1) \; & \mathrm{C(grafito)} & + & \mathrm{O_2(g)} & \rightarrow & \mathrm{CO_2(g)} & \; \; \Delta_R H_1 = -393\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}\;\; \\ \\ (2) \; & \mathrm{C(grafito)} & + & \frac{1}{2} \mathrm{O_2(g)} & \rightarrow & \mathrm{CO(g)} & \; \; \Delta_R H_2 = -111\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} \\ \\ (3) & \mathrm{CO(g)} & + & \frac{1}{2} \mathrm{O_2(g)} & \rightarrow & \mathrm{CO_2(g)} & \; \; \Delta_R H_3 = -282\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} \end{matrix}

Aplicaciones

La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, si se puede escribir esta reacción como un paso intermedio de una reacción más compleja, siempre que se conozcan los cambios de entalpía de la reacción global y de otros pasos.[2] En este procedimiento, la suma de ecuaciones químicas parciales lleva a la ecuación de la reacción global. Si la energía se incluye para cada ecuación y es sumada, el resultado será la energía para la ecuación global. Este procedimiento se apoya en que ya han sido tabuladas los calores de reacción para un gran número de reacciones, incluyendo la formación a partir de sus elementos constituyentes de buena parte de las sustancias químicas conocidas.[1] Un caso relevante de este tipo de aplicación es el llamado ciclo de Born-Haber.

Referencias y notas

  1. ↑ a b Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2ª edición). Alhambra Universidad. p. 196-199. ISBN 9788420507828. 
  2. ↑ Alternativamente, se puede descomponer la reacción que se está estudiando en otras más elementales, conocidas, por ejemplo partiendo de la formación a partir de sus elementos de todos los reactivos y productos.

Bibliografía adicional

  • Leicester, Henry M. (1951). «Germain Henri Hess and the Foundations of Thermochemistry». The Journal of Chemical Education 28:  pp. 581 – 583. doi:10.1021/ed028p581. 

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