Ley de Hess y sus aplicaciones

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3. ¿Cómo usar la ley de Hess?

3.1. Resolución de ejercicios: Ejemplo 1

Ejemplo 1:

Se desea conocer la entalpía estándar de formación del metano. A continuación se representa dicho proceso de formación:

C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g)  (reacción global)

Esta reacción no se puede llevar a cabo así como se representa, así que es imposible medir el cambio de entalpía en forma directa. Se debe emplear un método indirecto, utilizando la ley de Hess. Para empezar se han estudiado las siguientes reacciones y se conoce sus valores de ΔH°r.

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

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

c. CH4 (g) + 2 O2 (g) → 2 H2O (l) + CO2 (g)     ΔH°r= - 890,2 kJ

Procedimiento:

  • Siguiendo el paso 1 seleccionamos la ecuación a. en la que el carbono grafito ya se encuentra como reactivo y con el mismo coeficiente estequiométrico que tiene en la reacción global.

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

Luego seleccionamos la ecuación b. 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 2.

(H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)   ΔH°r= - 285,8 kJ) x 2 

2. 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)   ΔH°r= - 285,8 kJ x 2 = - 571,6 kJ

  • Para el paso 2 seleccionamos la ecuación c. en la que el metano 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 c. y como productos los reactivos originales (recordando que se invierte el signo de la entalpía de la reacción, es negativo y queda positivo).

3. 2 H2O (l) + CO2 (g)   → CH4 (g) + 2 O2 (g)    ΔH°r= + 890,2 kJ

Obtenemos entonces:

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

2. 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)   ΔH°r=  - 571,6 kJ

3. 2 H2O (l) + CO2 (g)   → CH4 (g) + 2 O2 (g)    ΔH°r= + 890,2 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. C (graf) + O2 (g) → CO2 (g)   ΔH°r= - 393,5 kJ

2. 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)   ΔH°r= - 571,6 kJ

3. 2 H2O (l) + CO2 (g)   → CH4 (g) + 2 O2 (g)    ΔH°r= + 890,2 kJ

En la ecuación 1. aparece un mol de dióxido de carbono gaseoso como producto y en la ecuación 3. aparece en igual cantidad como reactivo. 
En la ecuación 2. aparecen dos moles de agua como producto y en la ecuación 3. la misma cantidad de agua como reactivo. 
En las ecuaciones 1. y 2. aparecen un mol de dioxígeno gaseoso (sumando dos moles) como reactivo en cada caso, y en la ecuación 3. hay dos 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. C (graf) + O2 (g) → CO2 (g)   ΔH°r= - 393,5 kJ
2. 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)   ΔH°r= - 571,6 kJ
3. 2 H2O (l) + CO2 (g)   → CH4 (g) + 2 O2 (g)    ΔH°r= + 802,5 kJ

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C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g)   ΔH°reacción global= - 393,5 kJ + (- 571,6 kJ) + 890,2 kJ

Finalmente

C (graf) + 2 H2 (g) → CH4 (g)   ΔH°reacción global = - 74,9 kJ