LEY DE LAVOISIER Y LA PLACE

“el calor necesario para descomponer una sustancia en sus elementos es igual, pero de sentido contrario, al que se necesita para volver a formarla”.

¿No es esto la ley de conservación de la energía?
Sí lo es, aplicado a un hecho concreto.
Y hablando de hechos concretos observemos el siguiente ejemplo:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H °f = -241,60 kJ/mol
De acuerdo a esta primera ley podemos escribir
H2O (g) → H2 (g) + ½ O2(g) ∆H °-1 = +241,60 kJ/mol
Como U d. vio la reacción en el sentido de la formación de agua cursa con un ∆H°f negativo mientras que en el sentido contrario lo hace con un ∆H ° positivo pero con igual valor absoluto (241,60 kJ/mol)

LEY DE HESS

En 1840 Hess postuló una ley absolutamente empírica: “el calor liberado a presión o volumen constante en una reacción química dada es una constante independientemente del número de etapas en que se realiza el proceso químico.”
Analice el texto y vuelva a pensar si no estamos nuevamente en presencia de otra aplicación de la ley de conservación de la energía que es la primera ley de la termodinámica.
Veamos un ejemplo:


Tratemos de hallar el ∆H de la siguiente reacción:


C (s) (grafito) + ½ O2(g) → CO (g) ∆H°r= ?


Esta es una reacción difícil de lograr en el laboratorio por lo que para hallar el ∆Hr aplicaremos la ley de Hess. Para ello acudamos a tablas en las que hallaremos
calculadas una cantidad muy importante de calores de reacción.

Usaremos:


(1) C(s) (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H°1 = -393,75 kJ/mol
(2) CO (g) + ½ O 2(g) → CO2(g) ∆H°2 = -282,98 kJ/mol


¿Qué podemos hacer con estas reacciones?
En primer lugar apliquemos la primera ley a la reacción (2) que quedará:


(-2) CO2 (g) → CO (g) + ½ O2(g) ∆H°-2= 282,98 kJ/mol


Luego de acuerdo a la ley de Hess podemos sumar la reacción (1) y la reacción (-2)


(1) C (s) (grafito) + O 2(g) → CO2 (g)
(-2) CO2 (g) → CO (g) + ½ O2 (g)
C (s) (grafito) + O2 (g) + CO2 (g) → CO2 (g) + CO (g) + ½ O2 (g)


Como se ve, hay especies en cantidades iguales a ambos lados como el CO2 (g) por lo que se pueden simplificar. Por otro lado hay 1 mol de O2 (g) a la izquierda y ½ mol de O2 (g) a la derecha por lo que balanceando queda ½ mol de O2 (g) a la izquierda.
La ecuación final será la que debíamos obtener:


C(s) (grafito) + ½ O2 (g) → CO (g)


¿Y el ∆H°r ?. Para su cálculo se procede de idéntica manera que la realizada arriba con las ecuaciones:


∆H°1 + ∆H°-2 = -393,75 kJ/m ol+282,98 kJ/mol = -463,01 kJ/mol
∆H°r = - 463,01 kJ/mol


Este mismo ejemplo se puede graficar por medio de un ciclo. Observe:

A la letra r le corresponde un H°r


Al número 1 le corresponde un H°1


Al número -2 le corresponde unH°-2


¿Qué otra operación sencilla podemos hacer con los calores de reacción?
Supongamos tener una reacción química teórica como la que sigue:


aA + bB → cC + dD ∆H°1


ahora observe la misma pero con éstas variaciones, que surgen de usar como factor común el número de moles de A (nA= a)


a/a A + b/a B → c/a C + d/a D ∆H°2= ???


En este caso el ∆H°2 = ∆H°1/a o lo que es lo mismo:


∆H°1 = a ∆H°2