Ley de Hess y sus aplicaciones

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3. ¿Cómo usar la ley de Hess?

3.2. Ejemplo 2

Ejemplo 2:

Estudiando la síntesis del propano (C3H8) un gas utilizado como combustible en los campamentos:  

3 C (graf) + 4 H2 (g)   →   C3H8 (g)  (reacción global)

Es difícil medir el cambio de entalpía de esta reacción. Sin embargo, las entalpías estándar de combustión son fáciles de medir. Se dispone de los siguientes datos experimentales, calcula el ΔH°reacción global de la reacción de formación.

a. C3H8 (g)   + 5 O2 (g)  → 3 CO2 (g)  +  4 H2O (l)         ΔH°r = - 2220,0 kJ

b. C (graf)   + O2 (g)  → CO2 (g)         ΔH°r = - 393,5 kJ

c. H2 (g) + ½ O2 (g)  →  H2O (l)       ΔH°r = - 285,8 kJ

Procedimiento:

  • Siguiendo el paso 1 seleccionamos la ecuación b. en la que el carbono grafito ya se encuentra como reactivo, pero con diferente coeficiente estequiométrico con respecto a la reacción global, por lo que multiplicamos toda la ecuación por el factor 3.

(C (graf)   + O2 (g)  → CO2 (g)         ΔH°r = - 393,5 kJ) x 3

1. 3 C (graf) + 3 O2 (g) → 3 CO2 (g)   ΔH°r= - 393,5 kJ x 3 =  - 1180,5 kJ

Luego seleccionamos la ecuación c. en la que el dihidrógeno gaseoso ya se encuentra también como reactivo, pero no tiene el mismo coeficiente estequiométrico que en la reacción global, por lo que multiplicamos toda la ecuación por el factor 4.

(H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)   ΔH°r= - 285,8 kJ) x 4

2. 4 H2 (g) +  2 O2 (g) → 4 H2O (l)   ΔH°r= - 285,8 kJ x 4 = - 1143,2 kJ

  • Para el paso 2 seleccionamos la ecuación a. en la que el propano está como reactivo y debe aparecer como producto en la reacción global por lo que debemos invertir esta ecuación colocando como reactivos los productos originales de la ecuación a. y como productos los reactivos originales (recordando que se invierte el signo de la entalpía de la reacción, es negativo y queda positivo).

3. 4 H2O (l) +  3 CO2 (g)   →  C3H8 (g) + 5 O2 (g)    ΔH°r= + 2220 kJ

Obtenemos entonces:

1. 3 C (graf) + 3 O2 (g) → 3 CO2 (g)   ΔH°r=  - 1180,5 kJ

2. 4 H2 (g) +  2 O2 (g) → 4 H2O (l)   ΔH°r= - 1143,2 kJ

3. 4 H2O (l) +  3 CO2 (g)   →  C3H8 (g) + 5 O2 (g)    ΔH°r= + 2220 kJ

  • En el paso 3 suprimimos aquellas sustancias que aparezcan en las mismas cantidades como reactivos en una ecuación y como productos en otra.

1. 3 C (graf) + 3 O2 (g) → 3 CO2 (g)   ΔH°r=  - 1180,5 kJ

2. 4 H2 (g) +  2 O2 (g) → 4 H2O (l)   ΔH°r= - 1143,2 kJ

3. 4 H2O (l) +  3 CO2 (g)   →  C3H8 (g) + 5 O2 (g)    ΔH°r= + 2220 kJ

En la ecuación 1. aparecen tres moles de dióxido de carbono gaseoso como producto y en la ecuación 3. aparece en igual cantidad como reactivo. 
En la ecuación 2. aparecen cuatro moles de agua como producto y en la ecuación 3. la misma cantidad de agua como reactivo. 
En las ecuaciones 1. y 2. aparecen tres moles de dioxígeno gaseoso y dos moles (sumando cinco moles) como reactivo en cada caso, y en la ecuación 3. hay cinco moles de dioxígeno gaseoso como producto.

  • Para finalizar (paso 4) sumamos las entalpías de las 3 reacciones para obtener así la entalpía de la reacción global:

1. 3 C (graf) + 3 O2 (g) → 3 CO2 (g)   ΔH°r=  - 1180,5 kJ

2. 4 H2 (g) +  2 O2 (g) → 4 H2O (l)   ΔH°r= - 1143,2 kJ

3. 4 H2O (l) +  3 CO2 (g)   →  C3H8 (g) + 5 O2 (g)    ΔH°r= + 2220 kJ

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3 C (graf) + 4 H2 (g)   →   C3H8 (g)   ΔH°reacción global= - 1180,5 kJ + (- 1143,2 kJ) + 2220 kJ

Finalmente

3 C (graf) + 4 H2 (g)   →   C3H8 (g)   ΔH°reacción global = - 103,7 kJ