Termodinámica Química: Entalpía, Ley de Hess y Ecuaciones Clave

Ley de Hess: Fundamentos y Aplicación Práctica

La Ley de Hess establece que la entalpía de una reacción química solo depende de los estados inicial y final del sistema, siendo su valor el mismo independientemente del camino que siga el proceso. Esta ley es una consecuencia lógica de que la entalpía sea una función de estado, lo que le confiere una gran utilidad práctica. Permite calcular entalpías de reacción para procesos que son difíciles de llevar a cabo experimentalmente.

La Ley de Hess fue formulada inicialmente como la 'ley de constancia de la suma del calor', estableciendo que el calor desprendido o absorbido durante cualquier cambio es el mismo, sin importar el camino por el cual ocurra.

Aplicación de la Ley de Hess

La aplicación de la Ley de Hess se basa en la combinación algebraica de ecuaciones termoquímicas cuyas entalpías son conocidas, con el fin de determinar la entalpía de una reacción específica que no se conoce (ya sea porque no está tabulada o porque es difícil de realizar en el laboratorio).

Ecuaciones Termoquímicas: Concepto y Propiedades

Una ecuación termoquímica es una ecuación química balanceada que incluye el valor de la entalpía de reacción (ΔH) asociado a ella. Generalmente, estos valores se expresan en condiciones estándar, indicadas por el superíndice 'º' (por ejemplo, ΔHº).

Condiciones Estándar

• Presión: 1 atmósfera (atm) o 1 bar, dependiendo de la convención.
• Temperatura: Usualmente 25 ºC (298.15 K), aunque puede especificarse otra.
• Estado Físico: Reactivos y productos se encuentran en su estado físico de agregación más estable a la temperatura y presión estándar.
• Concentración: Para sustancias disueltas, la concentración es 1 Molar (1 M).

Propiedades de las Ecuaciones Termoquímicas

• Inversión de la Reacción: Si se invierte una ecuación termoquímica, el signo del valor de la entalpía cambia, pero su magnitud numérica se mantiene.
• Multiplicación/División: Si una ecuación termoquímica se multiplica o divide por un número (entero o fraccionario), el valor de la entalpía se ve afectado en la misma proporción.

Diagrama Entálpico: Visualización de Cambios de Energía

Un diagrama entálpico es una representación gráfica esquemática del cambio de entalpía (ΔH) de un proceso químico o físico. En el eje vertical se representa la entalpía creciente, mientras que en el eje horizontal se indica el avance de la reacción. Este diagrama permite visualizar tanto la posición energética relativa de reactivos y productos como la diferencia de entalpía (ΔH) entre los estados inicial y final.

Tipos de Entalpía: Formación, Reacción y Enlace

1. Entalpía Estándar de Formación (ΔHºf)

La entalpía estándar de formación (ΔHºf) de una sustancia es la variación de entalpía que acompaña la formación de un mol de dicha sustancia en su estado estándar, a partir de sus elementos componentes en sus estados estándar más estables.

Por definición, la entalpía de formación de los elementos puros en su estado estándar es nula (ΔHºf = 0), ya que estos constituyen la referencia para el cálculo de las entalpías de las demás sustancias.

2. Entalpía Estándar de Reacción (ΔHºr)

A partir de los datos tabulados de entalpías de formación y aplicando la Ley de Hess, es posible calcular la entalpía estándar de cualquier reacción (ΔHºr) mediante la siguiente expresión:

ΔHºr = ΣΔHºf (productos) – ΣΔHºf (reactivos)

Donde Σ representa la suma de las entalpías de formación de los productos y reactivos, multiplicadas por sus respectivos coeficientes estequiométricos.

3. Entalpía de Enlace

La entalpía de enlace (o energía de enlace) es la energía necesaria para romper un mol de un tipo específico de enlace químico, asumiendo que las moléculas se encuentran en fase gaseosa.

Este proceso es siempre endotérmico (requiere energía), por lo que, al trabajar a presión constante, las entalpías de enlace son valores positivos.