Ley de Hess' y entalpía de formación
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Habilidades para Desarrollar
- Calcular entalpías de reacciones usando la Ley de Hess
- Definir “estado estándar”
¿Qué es la Ley de Hess?
La Ley de Hess' es una declaración temprana de la ley de conservación de la energía (1840). Dice que el calor liberado por un proceso no depende de cómo ocurra el proceso (solo de los estados inicial y final: en otras palabras, es una función de estado). Ahora sabemos que realmente debemos usar entalpía para esto, no calor, porque la entalpía es una función de estado, entonces esto es cierto, mientras que el calor es un proceso. La Ley de Hess' nos permite romper una reacción o proceso en una serie de pasos pequeños y fáciles de medir, y luego podemos sumar el ΔH de los pasos para encontrar el cambio en la entalpía de todo el asunto. La ley de Hess es una excelente manera de pensar en los procesos químicos y hacer predicciones. Veremos muchas aplicaciones de la ley de Hess', pero ahora mismo comencemos con encontrar entalpías de reacción usando entalpías de formación estándar.
Entalpías Estándar de Formación
Las entalpías estándar de formación nos ayudan a predecir las entalpías de reacción para muchas reacciones si los productos y reactivos están bien estudiados, incluso si la reacción específica es nueva. Para ello, imaginamos que tomamos los reactivos y los separamos en sus elementos puros en estado estándar. El estado estándar es el elemento en su forma más estable a temperatura ambiente y presión atmosférica. Después tomamos los elementos y los recombinamos para hacer los productos. La entalpía de reacción es igual a la diferencia en las entalpías de estos procesos.
Ejemplo
Veamos un ejemplo específico. Aquí hay algunas entalpías de formación (en kJ/mol de reacción):
\ [C (s) + O_ {2} (g)\ fila derecha CO_ {2} (g)\;\ Delta H_ {f} = -394\; kj$$
$$C (s) + 2H_ {2} (g)\ fila derecha CH_ {4} (g)\;\ Delta H_ {f} = -75\; kJ$$
$$2H_ {2} (g) + O_ {2} (g)\ fila derecha 2H_ {2} O (l)\;\ Delta H_ {f} = -572\; kJ\]
Usemos estas entalpías de formación para calcular la entalpía de combustión para 1 mol de metano. La reacción que queremos es
$$CH_ {4} (g) + 2O_ {2} (g)\ rightarrow CO_ {2} (g) + 2H_ {2} O (g) $$
Si invertimos una reacción, cambiamos el signo en ΔH, y si multiplicamos la reacción por un coeficiente constante, multiplicamos ΔH por el mismo coeficiente. Combinemos las ecuaciones constantes de formación para que se sumen a la reacción que queremos:
| CH 4 (g) | → | C (s) + 2H 2 (g) | ΔH f = 75 kJ |
| C (s) + O 2 (g) | → | CO 2 (g) | ΔH f = -394 kJ |
| 2H 2 (g) + O 2 (g) | → | 2H 2 O (l) | ΔH f = -572 kJ |
Eso es casi correcto pero nos falta el estado del agua:
\[H_{2}O(l)\rightarrow H_{2}O(g)\; \Delta H=44\; kJ\]
El conjunto completo es
| CH 4 (g) | → | C (s) + 2H 2 (g) | ΔH f = 75 kJ |
| C (s) + O 2 (g) | → | CO 2 (g) | ΔH f = -394 kJ |
| 2H 2 (g) + O 2 (g) | → | 2H 2 O (l) | ΔH f = -572 kJ |
| 2H 2 O (l) | → | 2H 2 O (g) | ΔH f = 88 kJ |
| CH 4 (g) + 2O 2 (g) | → | CO 2 (g) + 2H 2 O (g) | ΔH =? |
Tenga en cuenta que todo menos la reacción deseada cancela. Ahora solo sumamos las entalpías de cada paso, y encontramos que la entalpía de combustión de 1 mol de metano es -803 kJ.
Procedimiento General para Cálculos de la Ley de Hess
Determine la ecuación para el proceso deseado (el proceso para el que desea conocer el cambio de entalpía). Divídalo en pasos para los que puedas buscar los cambios de entalpía. Esto probablemente signifique pasos como la formación a partir de elementos y cambios de estado. (Posteriormente, incluiremos otros procesos como la ionización, etc) Organizar los pasos para que todo se cancele dejando solo la reacción deseada. Asegúrese de que los coeficientes en las ecuaciones sean correctos (multiplicar la ecuación y ΔH por una constante si es necesario) y que todos los componentes estén en el estado correcto (como el ejemplo anterior, tuvimos que convertir de agua líquida a agua gaseosa). ¡Entonces solo agrégalo!
Enlaces externos
Colaboradores y Atribuciones
Emily V Eames (City College of San Francisco)