Ley de Hess

Conceptos básicos

¿Qué es la Ley de Hess? En este tutorial, se te presentará la Ley de Hess, así como la ecuación que acompaña a este concepto. Además, profundizarás en este concepto a través de algunos problemas de ejemplo.

Temas cubiertos en otros artículos 

• Qué es una reacción química
• Cómo equilibrar ecuaciones
• Energía libre de Gibbs
• Calor específico
• Efecto Tyndall
• Ecuación iónica neta
• Introducción a la termoquímica

¿Qué es la Ley de Hess?

El químico y físico ruso Germain Hess desarrolló los conceptos de termoquímica y fisicoquímica. Introdujo el concepto conocido como Ley de Hess del Calor Constante de Sumación o Ley de Hess para abreviar.

La ley de Hess tiene que ver con la entalpía neta en una reacción o conjunto de procesos termodinámicos. En términos generales, establece que el cambio total de entalpía de una reacción es la suma de todos los cambios, independientemente del número de pasos o etapas de la reacción (es decir, la entalpía neta y el número de pasos de una reacción son independientes entre sí). 

Existen algunos requisitos que debe cumplir la reacción para poder utilizar la Ley de Hess. Por ejemplo, si hay varios pasos en la reacción, cada ecuación debe estar correctamente balanceada. Además, todos los pasos de la reacción deben comenzar y terminar a temperaturas y presiones constantes para mantener constantes las condiciones de la reacción.

Ecuación de la ley de Hess

Para poner esta definición en términos matemáticos, he aquí la ecuación de la Ley de Hess:

∆Hnet=∑∆Hr

cambio neto de entalpía = ∆Hnet
la suma de todos los pasos del cambio en entalpía = ∆Hr

Cambio en entalpía

El cambio de entalpía, ∆H, puede definirse como la cantidad de calor absorbido o liberado durante una reacción. Recuerde que la entalpía sólo es igual al calor de reacción cuando la presión y el volumen del sistema son constantes. En cada paso individual de una reacción de varios pasos, hay un valor de entalpía inicial y otro final, siendo la diferencia entre ellos el cambio de entalpía. Este valor puede ser negativo si se ha absorbido calor, o positivo si se ha liberado calor. Si se suman todos los cambios de entalpía de cada paso de la reacción (∆H_r), se tiene el cambio neto de entalpía, que se encuentra hallando la diferencia entre la entalpía del producto final y la entalpía del reactante inicial (∆H_net). Esa es la Ley de Hess. 

Problemas de ejemplo para la ley de Hess

Ahora que entendemos el concepto y la ecuación de la Ley de Hess, vamos a ampliar nuestros conocimientos con problemas de práctica. Estos problemas de palabras pueden requerir alguna manipulación de las reacciones (es decir, cambiar la dirección de la ecuación, multiplicar, dividir), pero la idea general es la misma para todos los problemas de la Ley de Hess. Veamos algunos ejemplos a continuación.

Problema de ejemplo 1

Encuentre el cambio neto de entalpía (∆H_net) de la reacción siguiente, dados los pasos de reacción y sus valores de ∆H.

Overall reaction: N2H4(l) +H2(g) → 2NH₃ (g)

(i) N2H4(l) + CH4O(l) → CH2O(g) + N2(g) + 3H2(g) ∆H= – 37kJ/mol
(ii) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H= -46kJ/mol
(iii) CH4O(l) → CH2O(g) + H2(g) ∆H= -65kJ/mol

1. Asegúrate que los pasos estén (a) balanceados (b) en la dirección correcta y (c) den lugar a la reacción global.

Para asegurarte de que todos los pasos dados son necesarios para la reacción global, suma las ecuaciones y tacha los compuestos repetidos para hacer una ecuación global.

Sin embargo, si hacemos este paso con las reacciones tal y como están, no terminamos con la reacción correcta porque tenemos compuestos en el lado equivocado así como compuestos extra. Debido a esto, podemos analizar si uno, o más de uno, de los pasos, van en la dirección opuesta. 

Como la reacción (i) es la única que tiene N₂H₄(l), que es un reactante en la ecuación general, se supone que va en la dirección correcta. A continuación, la reacción (ii) tiene el producto 2NH₃(g) en el lado derecho, por lo que esa ecuación también sigue siendo la misma. En el intento anterior de hallar la ecuación general, el hidrógeno gaseoso de las ecuaciones (i) y (ii) se anulan entre sí, lo que significa que el hidrógeno gaseoso de la reacción (iii) es el único que queda para llegar a la ecuación general, que pertenece a la izquierda. Debido a esto, podemos invertir los reactantes y productos de la ecuación para que vaya en sentido contrario; sin embargo, como la reacción va en sentido contrario, la entalpía también se convierte en «opuesta». Si cambias la dirección de una reacción, el recíproco de la entalpía se convierte en la nueva entalpía.

Los pasos de la «nueva» ecuación tienen el siguiente aspecto:

(i) N2H4(l) + CH4O(l) → CH2O(g) + N2(g) + 3H2(g) ∆H= – 37kJ/mol
(ii) N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H= -46kJ/mol
(iii) CH2O(g) + H2(g) → CH4O(l) ∆H= +65kJ/mol

Con la reacción (iii) cambiada, el método de sumar todas las ecuaciones da como resultado la reacción global correcta:

N2H4(l) +H2(g) → 2NH3 (g)

2. Halla el cambio neto de entalpía

Ahora que tenemos los valores oficiales de entalpía, podemos utilizar la ecuación de la Ley de Hess para resolver. 

∆Hnet=∑∆Hr = (-37 kJ/mol) + (-46 kJ/mol) + 65 kJ/mol = -18kJ/mol

Problema de ejemplo 2

Encuentre el cambio neto de entalpía (∆Hnet) de la reacción siguiente, dados los pasos de reacción y sus valores de ∆H.

Overall Reaction: CS2(l) + 3O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g)

(i) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H= -395 kJ/mol
(ii) S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H= -295 kJ/mol
(iii) C(s) + 2S(s) → CS2(l) ∆H= +90 kJ/mol

1. Asegúrate que los pasos (a) estén balanceados (b) en la dirección correcta y (c) den lugar a la reacción global.

En primer lugar, utilizando los mismos métodos de arriba, comprobamos si todos los pasos de la reacción van en la dirección correcta para dar lugar a la reacción correcta. La reacción (i) tiene el producto CO₂(g) deseado, lo que significa que puede permanecer inalterado. La reacción (iii) tiene CS₂(l) como producto, pero es un reactante deseado en la reacción global; por lo tanto, invertimos esta reacción y utilizamos el valor recíproco de ∆H. 

En cuanto a la reacción (ii), la dirección es correcta porque tanto el O₂(g) como reactivo y el SO₂(g) como producto se ven en la reacción deseada; sin embargo, al sumar las ecuaciones, falta un O₂(g) y un SO₂(g) (también hay un S(s) extra que hay que cancelar). Esto se puede arreglar multiplicando la reacción (ii) por un factor de 2. Si multiplicas (o divides) esto, también tienes que multiplicar (o dividir) el valor de ∆H por el mismo coeficiente.

(i) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H= -395 kJ/mol
(ii) 2S(s) + 2O2(g) → 2SO2(g) ∆H= -590 kJ/mol
(iii) CS2(l)→ C(s) + 2S(s) ∆H= -90 kJ/mol

Con las reacciones (ii) y (iii) manipuladas, el método de sumar todas las ecuaciones da como resultado la reacción global correcta:

CS2(l) + 3O2(g) → CO2(g) + 2SO2(g)

2. Halla el cambio neto de entalpía

Ahora que tenemos los valores oficiales de entalpía, podemos utilizar la ecuación de la Ley de Hess para resolver.

∆Hnet=∑∆Hr = (-395 kJ/mol) + (-590 kJ/mol) + (-90 kJ/mol) = -1075 kJ/mol

¡Para más ayuda mira nuestro video interactivo explicando la ley de Hess!

Lecturas complementarias 

• Proyecciones Newman
• Cálculo del porcentaje en peso
• Cálculo del rendimiento porcentual
• Grupo de salida