Ley de Hess

Hay dos formas de determinar la cantidad de calor implicado en un cambio químico: Medirlo experimentalmente, o calcularlo a partir de otros cambios de entalpía determinados experimentalmente. Algunas reacciones son difíciles, si no imposibles, de investigar y hacer mediciones precisas para experimentos. E incluso cuando una reacción no es difícil de realizar o medir, es conveniente poder determinar el calor implicado en una reacción sin tener que realizar un experimento.

Este tipo de cálculo suele implicar el uso de la ley de Hess, que establece: Si un proceso puede ser escrito como la suma de varios procesos escalonados, el cambio de entalpía del proceso total equivale a la suma de los cambios de entalpía de los diversos pasos. La ley de Hess es válida porque la entalpía es una función de estado: Los cambios en la entalpía dependen sólo de dónde comienza y termina un proceso químico, pero no de la vía que sigue de principio a fin. Por ejemplo, la reacción del carbono con el oxígeno para formar dióxido de carbono ocurre directamente o por un proceso de dos pasos. El proceso directo se escribe como:

En el proceso de dos pasos, primero se forma monóxido de carbono:

A continuación, el monóxido de carbono reacciona aún más para formar dióxido de carbono:

La ecuación que describe la reacción general es la suma de estos dos cambios químicos:

Debido a que el CO producido en el Paso 1 se consume en el Paso 2, el cambio neto es:

Según la ley de Hess, el cambio de entalpía de la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de los pasos.

La ΔH de la reacción general es la misma, independientemente de si ocurre en uno o dos pasos. Este hallazgo (la ΔH global para la reacción = suma de los valores de ΔH de cada “paso” de la reacción en la reacción general) es verdadero en general para los procesos químicos y físicos.

Hay dos características importantes de ΔH que resultan útiles al resolver problemas utilizando la ley de Hess. Esto se basa en el hecho de que ΔH es directamente proporcional a las cantidades de reactivos o productos, y cambiar la reacción (o la ecuación termoquímica) de maneras bien definidas cambia la ΔH en consecuencia.

Por ejemplo, el cambio de entalpía para la reacción que forma 1 mol de NO₂ (g) es +33,2 kJ:

Cuando se forman 2 moles de NO₂ (dos veces más), la ΔH es el doble de grande:

En general, si se multiplica o divide una ecuación química, el cambio en la entalpía también debe multiplicarse o dividirse por el mismo número.

La ΔH para una reacción en una dirección es igual en magnitud y opuesta en signo a la ΔH para la reacción en la dirección inversa. Por ejemplo:

Entonces, para la reacción inversa, el cambio de entalpía también se invierte:

Este texto ha sido adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 5.3: Entalpía.