CIENCIA    BÁSICA

EXPERIMENTAL  PARA

ESTUDIANTES    DE

INGENIERÍA    QUÍMICA

 

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LEY de HESS

Ecuaciones Termoquímicas


              Las industrias de procesos químicos utilizan ampliamente la transferencia de calor como una forma de la energía. El propósito de este planteamiento es analizar de forma muy breve las bases de la Termoquímica como una solución a problemas de transferencia de calor en dichos procesos. 

Cuando se busca saber qué tanto calor como una forma de la energía absorbida o desprendida está presente en una reacción, es porque la misma juega un papel muy importante de los cambios químicos, la pregunta obvia en este caso resulta; ¿A qué se debe esa importancia? Se debe a que en todo cambio químico hay ruptura y formación de nuevos enlaces químicos y para que haya esa ruptura, se requiere energía y algunas veces en la formación de los nuevos enlaces se requiere de menor energía para su formación y por tanto se desprende la energía sobrante, razón por la cual, el estudio del calor y de su relación con los cambios químicos resulta tan importante. Además de lo anterior es necesario también conocer si el proceso depende no solo de si el cambio se efectúa a volumen o presión constante, sino también de las cantidades de sustancia considerada, su estado físico, temperatura y presión.

En virtud de que la cantidad de calor obtenida en una reacción depende de la cantidad de sustancia que intervino en ella, si escribimos que dos gramos de hidrógeno se queman en oxígeno para producir agua líquida, y se desprenden 68,320 calorías, entonces cuando incrementamos a cuatro gramos, el calor desprendido es doble y así sucesivamente. Esto es, que en vez de especificar la cantidad producido por gramo de sustancia para una reacción particular, es usual hacerlo de la siguiente manera:

 

H2

+

1/2 O2

D

H2O

 

∆H = - 68,320 cal

(1)

 

una ecuación balanceada que incluye la energía calorífica se conoce como ecuación termoquímica. Una ecuación termoquímica puede representarse de dos maneras. En la primera, el calor de la reacción se muestra por separado usando el símbolo ∆H. Este término se define como cambio de entalpía o simplemente como “calor de reacción”, (aquí la “se refiere a una diferencia, es decir se cuantifica el cambio). Entalpía es el contenido de de calor en forma de energía química de un compuesto en particular. El cambio de entalpía es el cambio en el contenido de calor en la conversión de los reactivos en productos. Por convención, un signo negativo para ∆H corresponde a una reacción exotérmica y un signo positivo a una reacción endotérmica,  y por lo tanto esta ecuación señala que cuando un mol de hidrógeno reacciona con 0.5 mol de oxígeno para producir un mol de agua se desprenden 68,320 calorías medidas a presión constante.

 

La segunda forma de representar una ecuación termoquímica muestra la cantidad de energía calorífica como si fuera un reactivo o un producto, por ejemplo:

 

H2

+

1/2 O2

D

H2O

+

68,320 cal

(reacción exotérmica)

 

N2

+

O2

+

756,699 cal

D

2 NO

(reacción endotérmica)

 

Si se desea indicar la interacción de dos moles de hidrógeno con un mol de oxígeno para formar dos moles de agua, la ecuación (1) se debe escribir multiplicando la variación de entalpía de la misma forma en que se incrementa la estequiometría de la reacción, es decir:

 

2H2

+

O2

D

2H2O

 

∆H = 2 (- 68,320) = - 136,640 cal

(2)

 

Sin embargo la ecuación (1) es incompleta en dos cuestiones bastante importante. En primer lugar, el calor de ala reacción corresponde a la condición estándar de 25°C, lo cual debe quedar establecido, y además se debe especificar el estado físico de los reactivos y productos. Esto es que en la ecuación en estudio, el agua   puede estar en cualquiera de los dos estados físicos posibles, líquido o vapor, pero el ∆H de la reacción es diferente, ya que para el agua vapor ∆H = - 57,800 caloría, es decir entre los dos valores hay una diferencia de 10,520 calorías, razón por la cual la ecuación termodinámica se debe expresar de la siguiente manera:

 

2H2 (gas)

+

O2 (gas)

D

2H2O (liq.)

∆H 25 °C = H H2O (liq.) = - 136,640 cal

(3)

 

es común utilizar los  símbolos (g). (l), y (s) para designar las fases gaseosa, líquida y sólida, mientras que (ac) es la abreviatura de una solución acuosa diluida.

 

Es importante destacar que el significado físico de la ecuación termodinámica define la diferencia de la entalpía de productos y reactivos, en otras palabras, para la ecuación (1), la entalpía de la reacción es:

 

H2 (gas)

+

1/2 O2 (gas)

D

H2O (liq.)

∆H 25 °C = H productos – H reactivos = - 68,320 cal

(4)

 

(5)

 

Como el ∆H 25 °C  en este caso es negativo, la suma de los contenidos de calor de los reactivos debe exceder a 68,320 calorías, y en consecuencia cuando se genera un mol de agua líquida a partir de sus elementos constitutivos, la cantidad de calor es desprendida. De manera contraria la descomposición de un mol de agua líquida en sus constituyentes, la suma de los contenidos caloríficos de los productos excede al de los reactivos en la misma cantidad y por lo tanto es necesaria la absorción de 68,320 calorías para efectuar la reacción

 

La ley de Hess, puede enunciarse diciendo que; “la variación de entalpía de una reacción es el resultado de una serie de etapas, y éste es el resultado de la suma algebraica de las variaciones correspondientes a dichas etapas, la que a su vez esta suma, es idéntica a la que tendría lugar por absorción o desprendimiento en una reacción que procediera en una sola etapa”. Esta ley de Hess, resulta de gran utilidad  para estimar en forma indirecta una entalpía de reacción desconocida, resultando factible calcular los calores de muchas reacciones cuya medición directa no es posible o deseable realizar. En estos cálculos las ecuaciones termoquímicas se manejan como si fueran ecuaciones algebraicas ordinarias, sumándose, restándose y multiplicando o dividiéndose. Si, por ejemplo, existen tres etapas I, II y III, entonces se tiene que:

 

(6)

 

La relación (6) es evidentemente una consecuencia directa del hecho de que la entalpía es una función de estado. Una expresión análoga puede escribirse para la energía interna.

 

Para entender mejor dicha Ley de Hess. Supongamos que se desea conocer el ∆H Reacción de por ejemplo la siguiente reacción:

 

2 C(s)

+

2 H2 (g)

+

O2 (g)

D

CH3COOH(l)

 

∆H 25 °C = ¿?

(7)

 

que no puede determinarse directamente. Pero que afortunadamente se encuentran disponibles las siguientes mediciones calorimétricas:

 

CH3COOH(l)

+

2 O2 (g)

D

2 CO2(g)

+

2 H2O (l)

 

∆H 25 °C = - 208,340 cal

(8)

C(s)

+

O2 (g)

D

CO2(g)

 

∆H 25 °C = - 94,050 cal

(9)

H2(g)

+

 1/2 O2 (g)

D

H2O(l)

 

∆H 25 °C = - 68,320 cal

(10)

 

Si se multiplican las ecuaciones (1) y (2) por 2 y las sumamos, se obtiene:

 

2

C(s)

+

2 O2 (g)

D

2 CO2(g)

 

∆H 25 °C = - 188,100 cal

2

H2(g)

+

O2 (g)

D

2 H2O(l)

 

∆H 25 °C = - 136,640 cal

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2 C(s)

+

2 H2 (g)

+

3 O2 (g)

D

2 CO2(g)

+

2 H2OH(l)

∆H 25 °C = -324,740 cal

 

Por otro lado, si a la ecuación anterior le restamos la ecuación (8). Al realizar esta operación algebraica la reacción (8) cambia el sentido de la misma, además del signo del ∆H Reacción puesto que en éste nuevo sentido la reacción es endotérmica, por lo tanto si:

 

2 C(s)

+

2 H2 (g)

+

3 O2 (g)

D

2 CO2(g)

+

2 H2OH(l)

 

∆H 25 °C = -324,740 cal

2 CO2(g)

+

2 H2O (l)

D

2 O2 (g)

+

CH3COOH(l)

 

∆H 25 °C = +208,340 cal

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2 C(s)

+

2 H2 (g)

+

O2 (g)

D

CH3COOH(l)

 

∆H 25 °C = - 116,400 cal

 

siendo este valor la cantidad de calor liberado en la reacción (7) a presión constante.

Bibliografía básica:

 
  1. S. H. Maron y C. F. Prutton, Fundamentos de Fisicoquímica, Edit. Limusa Wiley, S. A., México, 1968, pp. 900

  2. T.L. Brown, H.E. Le Way y B.E. Bursten. Química La ciencia central, 5ª. Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A., México, 1992, pp. 1159.

  3. Crarles E. Mortimer, Química, Ed. Iberoamérica, S.A., México, 1983.

 

Bibliografía complementaria :

 
  1. Alan S. Foust, Principios de operaciones Unitarias, 3a. Edición, Compañía Editorial Continental, S. A. México, 1969.

Web Bibliografía básica:

 
  1. La Seguridad en los Laboratorios de Prácticas, Universidad de Alcalá, 1995, Comisión de  Seguridad y Salud Laboral                                                                        http://www2.uah.es/edejesus/seguridad.htm

  2. Determinación de  los parámetros cinéticos de la reacción de descomposición del H2O2. http://ciencia21.freeservers.com/informes/cinetica.htm

  3. Las Reacciones Químicas y el calor. http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/085/htm/sec_8.htm

  4. Curso de Química General.                    http://www.ur.mx/cursos/diya/quimica/jescobed/estados.htm

 

 

 
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Última modificación:  11 de Mayo de 2014