¿Has tenido alguna vez un calentador de manos reutilizable? Bueno, pues tienen dos componentes clave: un disco metálico que se asienta dentro de una solución sobresaturada de acetato de sodio (NaC2H3O2). Cuando doblamos el disco, desencadenamos una reacción de cristalización que libera una energía calorífica al entorno, que es la que calienta las manos.
Pero estos productos no son de un solo uso: podemos poner el calentador de manos en agua caliente y vuelve a quedar como nuevo. Al calentar el calentador de manos, se le suministra energía térmica; esto hace que los cristales de acetato de sodio se redisuelvan en la solución y pueda utilizarse una y otra vez.
La transferencia de energía térmica entre un sistema y su entorno se conoce como cambio entálpico.
- Este artículo trata sobre la ley de Hess.
- En primer lugar, veremos qué es la entalpía y cómo calcularla.
- Luego, estudiaremos la entalpía de formación y combustión.
- A continuación, entraremos en el mundo de la ley de Hess y aprenderemos cómo podemos representarla.
- Seguido, veremos cómo se representan los diagramas de energía y los ciclos de Hess.
- Para terminar, resolveremos algunos ejercicios que nos permitan entender mejor la ley de Hess.
La entalpía
La entalpía (H) es una medida de la energía de un sistema. Consiste en la suma de la energía interna y el producto de la presión y el volumen.
- Sus unidades de medida son J·mol-1 o kJ·mol-1.
Antes de empezar a adentrarnos en el mundo de la ley de Hess, tenemos que saber qué es la entalpía y cómo calcularla.
¿Cómo calcular la entalpía?
Todos los sistemas químicos contienen energía, y la energía interna se conoce como entalpía. Sin embargo, no podemos medir la entalpía directamente. Esto se debe a que algunos de sus componentes no son fácilmente cuantificables o accesibles. Pero, lo que sí podemos calcular es el cambio de entalpía.
El cambio de entalpía (∆H) es la cantidad de energía calorífica transferida durante una reacción química a presión constante.
- También medimos el cambio de entalpía en J·mol-1 o kJ·mol-1.
Siempre que se produce una reacción química a presión constante, se absorbe o se libera energía calorífica; por tanto, se produce un cambio de entalpía. Esta transferencia de energía térmica modifica la entalpía total de un sistema.
Entalpía de formación y combustión
Veamos ahora qué son la entalpía de formación y la entalpía de combustión.
La energía de formación
El cambio de entalpía estándar de formación (∆Hf°) es el cambio de entalpía que se da cuando se forma un mol de una especie a partir de sus elementos, en condiciones estándar y con todas las especies en sus estados estándar.
Hay que tener en cuenta algunos aspectos importantes sobre las entalpías de formación estándar:
- Como hemos mencionado, los valores de ∆Hfº son para la formación de un solo mol de una especie. Esto puede significar que tengas que utilizar coeficientes molares fraccionarios para las otras especies implicadas en la ecuación equilibrada. No hay ningún problema.
- Decimos que el valor ∆Hfº para cualquier elemento en su estado estándar es 0,0 kJ·mol-1. A continuación, medimos los valores de ∆Hfº para varios compuestos a partir de esa línea de base.
La energía de combustión
El cambio de entalpía estándar de la combustión (∆Hc°) es el cambio de entalpía cuando un mol de una sustancia arde completamente en oxígeno, en condiciones estándar, con todas las especies en sus estados estándar.
Ten en cuenta que todas las reacciones de combustión son exotérmicas. Esto significa que nunca encontrarás una entalpía de combustión estándar positiva: ¡todas deberían ser negativas!
¿Qué es la ley de Hess?
La ley de Hess es una relación empleada en fisicoquímica. Establece que el cambio de entalpía de una reacción es independiente de la ruta seguida.
A veces, te pueden pedir que averigües un cambio de entalpía que no puedes medir directamente. En estos casos, puedes usar la ley de Hess. Consiste en tomar los cambios de entalpía que conoces y utilizarlos para calcular el valor desconocido que desconoces.
Una reacción puede tomar muchas rutas diferentes. Supongamos que empezamos con el reactivo A y queremos llegar al producto B. Podemos ir directamente de A a B, o bien retroceder por todo el alfabeto, pasando por Z, X, Y, hasta llegar a B. Pero, según la ley de Hess, no importa cuántos pasos demos: siempre que empecemos y acabemos con la misma especie, el cambio de entalpía será el mismo. Asimismo, la ley de Hess reitera la primera ley de la termodinámica, que dice que la energía siempre se conserva en una reacción química.
Esto es útil porque nos permite calcular el cambio de entalpía desconocido de una ruta concreta, utilizando los cambios de entalpía conocidos de otra ruta. Enseguida veremos algunos ejemplos; pero, primero veamos cómo podemos representar la ley de Hess.
¿Cómo podemos representar la ley de Hess?
Para mostrar la ley de Hess en acción, tenemos que considerar las diferentes rutas de una reacción.
- Como en la introducción anterior, digamos que empezamos con el reactivo A. Este reacciona directamente para formar el producto B. Podemos llamar a esta reacción ruta 1.
- Sin embargo, A también puede reaccionar para formar el intermediario Z, que reacciona para formar el intermediario Y. Y forma X, y X reacciona a su vez para formar B. Podemos llamar a esta ruta indirecta —desde A, pasando por Z, Y y X, y terminando finalmente en B— ruta 2.
En ambos casos, empezamos y terminamos con la misma especie. La ley de Hess nos dice que los cambios de entalpía de las dos rutas serán los mismos.
Podemos visualizar las diferentes rutas que puede tomar una reacción de dos maneras:
- Utilizando un diagrama de energía.
- Utilizando un ciclo de Hess.
Diagramas de energía
Los diagramas de energía muestran el nivel de energía de las especies en distintos puntos de una reacción. La diferencia de niveles de energía entre productos y reactivos nos da el cambio de entalpía de la reacción. Aquí se puede ver que ambas rutas empiezan en A y terminan en B. El cambio de entalpía global es el mismo, aunque la ruta 1 fue directamente de A a B, mientras que la ruta 2 pasó por Z, X y Y.
Fig. 1: Diagrama de energía en el que se demuestra la ley de Hess.
No importa la ruta que se tome; mientras se empiece y acabe con la misma especie, el cambio de entalpía será el mismo.
El ciclo de Hess
Los ciclos de Hess son otra forma sencilla de mostrar las diferentes rutas de una reacción. No es necesario mostrar los niveles de energía de las distintas especies implicadas; en su lugar, basta con trazar las dos rutas diferentes, como si se tratara de un diagrama de flujo.
Fig. 2: El ciclo de Hess es una forma muy sencilla de mostrar las diferentes rutas de una reacción.
Recuerda que las rutas 1 y 2 comienzan con los mismos reactivos y terminan con los mismos productos. Esto significa que tienen el mismo cambio de entalpía global. Por eso, escribiendo algunos de los cambios de entalpía que conocemos, podemos calcular un cambio de entalpía que desconocemos.
¿Qué pasa si queremos averiguar el cambio de entalpía de la ruta 1? Pues bien, si conocemos los cambios de entalpía de todas las reacciones de la ruta 2, podemos calcular el cambio de entalpía de la ruta 1.
Fig. 3: Ejemplo del ciclo de Hess.
El cambio de entalpía de la ruta 1 es igual a todos los cambios de entalpía de la ruta 2 sumados:
\(\Delta H_1\) = \(\Delta H_2+ \Delta H_3+\Delta H_4+\Delta H_5 \)
Ejercicios con la ley de Hess
Ahora que ya sabemos cómo funciona la ley de Hess, apliquémosla a algunos cálculos de la vida real.
Como hemos visto anteriormente, algunos cambios de entalpía son difíciles de medir. En su lugar, podemos utilizar la ley de Hess para calcularlos. Algunos ejemplos son:
- Cálculo de entalpías de red.
- Calcular la entalpía de formación del benceno: fórmula molecular del benceno C6H6.
- Calcular el cambio de entalpía cuando el grafito se convierte en diamante.
La ley de Hess y la entalpía de formación
El primer tipo de cálculo que vamos a ver implica el uso de entalpías de formación para calcular el cambio de entalpía de una reacción.
La entalpía de formación, \(\Delta H_f^\Theta \), es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de una sustancia a partir de sus elementos, con todas las especies en sus estados estándar y en condiciones estándar.
Los reactivos y los productos de una reacción química siempre están formados por los mismos elementos. Esto significa que podemos crear un ciclo de Hess con una ruta indirecta que pase por estos elementos, empleando las entalpías de formación para ayudarnos.
Aquí tenemos un ejemplo:
Calcula el cambio de entalpía de la siguiente reacción. Utiliza las entalpías de formación dadas para ayudarte con la respuesta:
$$C_3H_{6(g)} + H_{2(g)} \rightarrow C_3H_{8(g)}$$
Especie | \(C_3H_6\) (Propeno) | \(H_{2(g)}\)(Hidrógeno) | \(C_3H_{8(g)}\)(Propano) |
\(\Delta H_f(kJ\cdot mol^{-1})\) | +20.4 | +0.0 | -103.8 |
Para esta reacción, la ruta directa va directamente de nuestros reactivos (propeno e hidrógeno) a nuestro producto (propano). Llamaremos a esta ruta 1.
No conocemos el cambio de entalpía de esta ruta; sin embargo, sí conocemos las entalpías de formación de cada una de las especies implicadas. Entonces, podemos usarlas para crear una ruta indirecta: la ruta 2; que va de los reactivos a los elementos y a los productos, y calcular el cambio de entalpía de esa ruta.
Dibujemos un ciclo de Hess y escribamos las entalpías de formación que conocemos. Podemos ignorar la entalpía de formación del hidrógeno, porque es 0.
Fig. 4: La ley de Hess para la formación del propano.
Puedes observar que se pueden tomar dos rutas: la Ruta 1 y la Ruta 2.
Primero, pasamos del propeno y el hidrógeno a sus elementos. Se trata de la inversa de uno de los cambios de entalpía que conocemos: la entalpía de formación del propeno. Sabemos que es la inversa, porque la flecha negra que muestra el cambio de entalpía de la reacción va en la dirección opuesta. Por tanto, tenemos que tomar el negativo de este cambio de entalpía. Hasta ahora, el cambio de entalpía de la ruta 2 es:
$$-(20.4) = -20,4\ kJ\cdot mol^{-1}$$
Ahora tenemos que pasar de los elementos al propano. Este es uno de los cambios de entalpía que conocemos: la entalpía de formación del propano. Esta vez, estamos siguiendo la flecha negra en la dirección correcta, por lo que sumamos este valor de entalpía al cambio de entalpía actual de la ruta 2. Ahora tiene este aspecto: \(-20.4)+(-103,8)=-124,2\ kJ\cdot mol^{-1}\) .
¡Lo hemos conseguido! Hemos pasado con éxito de nuestros reactivos —propeno e hidrógeno— a nuestro producto —propano— por la ruta indirecta, y hemos calculado un cambio de entalpía: \(-124,2\ kJ\cdot mol^{-1}\). La ley de Hess nos dice que el cambio de entalpía de una reacción es siempre el mismo, independientemente de la ruta tomada. Por lo tanto, el cambio de entalpía de la ruta directa, ruta 1, es también \(-124,2\ kJ\cdot mol^{-1}\).
Ley de Hess - Puntos clave
- La entalpía (H) es una medida de la energía de un sistema. Es la suma de la energía interna y el producto de la presión y el volumen.
- Las unidades para medir la entalpía son J·mol-1 o kJ·mol-1.
- El cambio de entalpía (∆H) es la cantidad de energía calorífica transferida durante una reacción química a presión constante.
- También medimos el cambio de entalpía en J·mol-1 o kJ·mol-1.
- El cambio de entalpía estándar de formación (∆Hf°) es el cambio de entalpía cuando se forma un mol de una especie a partir de sus elementos, en condiciones estándar y con todas las especies en sus estados estándar.
- El cambio de entalpía estándar de la combustión (∆Hc°) es el cambio de entalpía cuando un mol de una sustancia arde completamente en oxígeno, en condiciones estándar, con todas las especies en sus estados estándar.
- La ley de Hess es una relación utilizada en fisicoquímica; establece que el cambio de entalpía de una reacción es independiente de la ruta seguida.
- Podemos visualizar las diferentes rutas que puede tomar una reacción de dos maneras:
- Utilizando un diagrama de energía.
- Utilizando un ciclo de Hess.
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