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1.8: Ley de Hess'

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    En ocasiones podemos utilizar la información disponible sobre la energía de las reacciones para predecir la energética de una nueva reacción. Para ver cómo, veremos una reacción relativamente simple: la combustión del carbono.

    Un par de cosas podrían pasar cuando quemamos algo de carbono. La quema generalmente resulta en la combinación de los elementos en un material con oxígeno. Entonces solo estamos hablando de combinar carbono con oxígeno para hacer un nuevo compuesto. Hay dos posibilidades. O la reacción forma monóxido de carbono, o forma dióxido de carbono.

    La primera reacción es:

    \[\ce{2C + O_{2} \rightarrow 2 CO}\]

    Esa reacción es exotérmica. Libera alrededor de 25 kcal por mol de CO producido.

    Tenga en cuenta que la reacción se ha equilibrado para realizar un seguimiento de los números exactos de átomos involucrados en la transacción. Debido a que solo se necesita un átomo de oxígeno, y las moléculas de oxígeno vienen con dos átomos de oxígeno, la molécula de oxígeno en realidad puede convertir dos átomos de carbono en monóxido de carbono.

    La segunda reacción es:

    \[\ce{C + O_{2} \rightarrow CO_{2}}\]

    Esa reacción también es exotérmica. Libera alrededor de 90 kcal por mol de CO 2 producido.

    Debido a que la energía es liberada, o producida, por cada reacción, podemos pensar en la energía como otro producto de la reacción. Simplemente lo enumeraremos en el lado del producto de la ecuación con los otros productos.

    \[\ce{2C + O_{2} \rightarrow 2CO + 50 \frac{kcal}{mol}}\]

    y

    \[\ce{C + O_{2} \rightarrow CO_{2} + 90 \frac{kcal}{mol}}\]

    Hay una tercera reacción que está relacionada con estas dos reacciones. Es la combustión del monóxido de carbono.

    \[2CO + O_{2} \rightarrow 2CO_{2}\]

    Nuevamente, la reacción es exotérmica, liberando alrededor de 65 kcal por mol de CO 2 producido. Liberaría 130 kcal para la reacción tal como está escrito, porque estamos mostrando la producción de dos moles de CO 2. Reescribiendo la ecuación para incluir la energía producida:

    \[2CO + O_{2} \rightarrow 2 CO_{2} + 130 \frac{kcal}{mol}\]

    ¿Y si llevamos a cabo esta reacción por etapas? ¿Y si nos quema el carbono a monóxido de carbono, luego tomamos el monóxido de carbono y le permitimos reaccionar más para obtener dióxido de carbono?

    \[2C + O_{2} \rightarrow 2 CO + 50 \frac{kcal}{mol}\]

    \[2CO + O_{2} \rightarrow 2CO_{2} + 130\frac{kcal}{mol}\]

    Imagina que esto es un par de ecuaciones algebraicas. ¿Qué pasaría si los sumáramos?

    \[2C + O_{2} = 2CO + 50 \frac{kcal}{mol}\]

    \[2CO + O_{2} = 2CO_{2} + 130 \frac{kcal}{mol}\]

    Suma:\(2 C + 2 CO + 2 O_{2} = 2 CO + 2 CO_{2} + 180\frac{kcal}{mol}\)

    Tenga en cuenta que el CO aparece en ambos lados y cancelaría.

    \[2C + 2O_{2} =2CO_{2} + 180 \frac{kcal}{mol}\]

    Podemos bajar el factor de 2:

    \[C + O_{2} = CO_{2} + 90 \frac{kcal}{mol}\]

    Entonces dos reacciones, una tras otra, sumarían a una tercera. Además, las energías de esas dos reacciones, sumadas, dan la energía de la tercera.

    Este resultado es un aspecto bastante importante de la termodinámica. La entalpía es una función de estado. eso significa que no importa cómo se realice una reacción. Ya sea que convertimos el carbono directamente en dióxido de carbono o lo convertimos en monóxido de carbono, luego continúe, el e nergy involucrado es el mismo en general. Eso es porque la energía de la reacción es una propiedad de los productos y sólo de los reactivos. Es independiente de cómo lleguemos de uno a otro.

    Una nota más sobre las reacciones anteriores. Las entalpías para estas reacciones, si se miden de la manera correcta, a veces se llaman los calores de formación de los compuestos. El calor de formación se refiere al cambio de energía cuando los compuestos se forman a partir de los elementos en condiciones estándar. No vamos a profundizar demasiado en cuáles son esas condiciones estándar aquí. Sin embargo, debido a que C es la forma elemental del carbono y O 2 es la forma elemental del oxígeno, consideraríamos vagamente que las energías enumeradas anteriormente son calores de formación.

    • Cuando escuchas la frase “calor de formación”, solo estamos hablando de la formación del compuesto a partir de los elementos.
    Ejercicio\(\PageIndex{1}\)
    1. Si el calor de formación del cloruro de potasio, KCl, es de -104 kcal/mol, y el calor de formación o clorito de potasio, KClO 2, es de -95 kcal/mol, entonces ¿cuál es el calor de reacción cuando el cloruro de potasio reacciona con el oxígeno para producir clorito de potasio?
    2. Si el calor de formación del óxido de tantalio (IV), Tao 2, es -40 kcal/mol, y el calor de formación del óxido de tantalio (V), Ta 2 O 5, es -490 kcal/mol, entonces ¿cuál es el calor de reacción para la combustión de Tao 2 a Ta 2 O 5?
    3. Si el calor de formación del monóxido de carbono, CO, es de -25 kcal/mol y el calor de formación del níquel tetracarbonílico, Ni (CO) 4, es de -145 kcal/mol, entonces ¿cuál es el calor de reacción para la formación de níquel tetracarbonilo a partir del níquel y el monóxido de carbono?
    Contestar
    Contestar a

    Podríamos escribir las ecuaciones para las reacciones, incluyendo el cambio de energía involucrado:

    K + 0.5 Cl 2 → KCl + 104 kcal/mol

    Hay un 0.5 frente al Cl 2. Aunque el cloro es diatómico en su estado elemental, solo necesitamos la mitad del número de moléculas de Cl 2 ya que necesitamos átomos de potasio si queremos formar cloruro de potasio.

    K + 0.5 Cl 2 + O 2 → KClO 2 + 95 kcal/mol

    En ambos casos, el calor de formación es negativo, por lo que estamos escribiendo esa energía como producto de la reacción.

    Si escribimos la primera reacción a la inversa,

    104 kcal/mol + KCl → K + 0.5 Cl 2

    entonces estamos diciendo que la reacción inversa requeriría el aporte de energía.

    Combinaremos esas dos ecuaciones sumando entre sí:

    K + 0.5 Cl 2 + O 2 → KClO 2 + 95 kcal/mol

    104 kcal/mol + KCl → K + 0.5 Cl 2

    Suma:

    104 kcal/mol + KCl + K + 0.5 Cl 2 + O 2 → K + 0.5 Cl 2 + KClO 2 + 95 kcal/mol

    Simplificando (las 0.5 moléculas de cloro y los átomos de potasio aparecen en ambos lados, por lo que cancelan):

    104 kcal/mol + KCl + O 2 → KClO 2 + 95 kcal/mol

    Ahora usamos más álgebra y combinamos la parte numérica:

    104 kcal/mol - 95 kcal/mol + KCl + O 2 → KClO 2 + 95 kcal/mol - 95 kcal/mol

    Que deja:

    9 kcal/mol + KCl + O 2 → KClO 2

    La energía se agrega a la izquierda. Se necesita para la reacción. El calor de reacción, ΔH rxn = + 9 kcal/mol. Es una reacción endotérmica.

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