Leyes de la termoquímica

Los cálculos de los calores de formación y de combustión, se basan en el principio de conservación de la energía y, en consecuencia, en el primer principio de la termodinámica.

Hay otras dos importantes leyes de la termoquímica, que son las de Laplace y Lavoisier y la de Hess.

Ley de Laplace y Lavoisier

La cantidad de calor que se desprende cuando un compuesto se forma a partir de sus elementos, es igual a la que se debe aplicar el compuesto para descomponerlo en sus elementos.

Es decir, el calor de formación de un compuesto es igual al calor de descomposición del mismo compuesto, pero de signo contrario. Si una de las reacciones es exotérmica la otra será endotérmica.

Por ejemplo:

2·S + 3·O2 ⟶ 2·SO3

ΔH = -94,4 kcal/mol

2·SO3 ⟶ 2·S + 3·O2

ΔH = 94,4 kcal/mol

Ley de Hess

La ley de las sumas constantes de calor enuncia: la variación de la cantidad de calor producida durante la formación de un compuesto es la misma si la reacción se verifica directamente, que si la formación del compuesto se realizara en varias etapas.

Por ejemplo, preparamos cloruro de calcio por dos métodos.

1) Directa: acción del ácido clorhídrico sobre el óxido de calcio.

CaO + 2·HCl ⟶ CaCl2 + H2O

ΔH = -62,15 kcal/mol

2) En etapas: se hace reaccionar el óxido de calcio con agua y luego, al hidróxido formado, se lo trata con ácido clorhídrico.

CaO + H2O ⟶ Ca(OH)2

ΔH = -15,53 kcal/mol

Ca(OH)2 + 2·HCl ⟶ CaCl2 + 2·H2O

ΔH = -46,62 kcal/mol

Para la ecuación directa ΔH = -62,15 kcal/mol.

Para la ecuación en etapas:

ΔH = -15,53 kcal/mol - 46,62 kcal/mol

ΔH = -62,15 kcal/mol

La ley de Hess permite sumar y restar ecuaciones químicas, como ecuaciones algebraicas y, en consecuencia, los calores de reacción que no pueden calcularse en forma directa se calculan en base a otras ecuaciones termoquímicas.

Ejemplo:

Calcular el calor de reacción en la siguiente ecuación:

PbO + CO ⟶ CO2 + Pb

Los calores de formación de cada una de las sustancias que forman parte de esta ecuación son:

1)

Pb + ½·O2 ⟶ PbO

ΔH1 = -50,3 kcal/mol

2)

C + ½·O2 ⟶ CO

ΔH2 = -26,3 kcal/mol

3)

C + O2 ⟶ CO2

ΔH3 = -94,5 kcal/mol

Se opera para obtener la ecuación problema.

En este caso, a la número (3) se le resta la suma de la (1) y la (2):

C + O2 - [(Pb + ½·O2) + (C + ½·O2)] ⟶ CO2 - [(PbO) + (CO)]

Quitamos los paréntesis:

C + O2 - (Pb + ½·O2 + C + ½·O2) ⟶ CO2 - (PbO + CO)

C + O2 - Pb - ½·O2 - C - ½·O2 ⟶ CO2 - PbO - CO

Agrupamos por sustancia:

C - C - Pb + O2 - ½·O2 - ½·O2 ⟶ CO2 - CO - PbO

Sumamos:

C - C - Pb + O2 - ½·O2 - ½·O2 ⟶ CO2 - CO - PbO

- Pb ⟶ CO2 - CO - PbO

Pasamos los términos negativos de lado:

CO + PbO ⟶ Pb + CO2

ΔH = ΔH3 - (ΔH1 + ΔH2)

ΔH = -94,5 kcal/mol - [-50,3 kcal/mol + (-26,3 kcal/mol)]

ΔH = -94,5 kcal/mol - (-50,3 kcal/mol - 26,3 kcal/mol)

ΔH = -94,5 kcal/mol - (-76,6 kcal/mol)

ΔH = -94,5 kcal/mol + 76,6 kcal/mol

ΔH = -17,9 kcal/mol

La reacción es exotérmica.

Concepto

Cuando una reacción química se puede expresar como una suma algebraica de varias reacciones, la entalpía de la reacción se obtiene sumando algebraicamente los calores de reacción de las reacciones parciales.

Bibliografía:

Héctor Fernández Serventi. "Química general e inorgánica". Losada S. A., Buenos Aires.

Robert C. Smoot y Jack Price. "Química, Un curso moderno". Compañía Editorial Continental S. A., México.

Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina

Leyes termoquímicas de Laplace y Lavoisier y de Hess

Éste sitio web usa cookies, si permanece aquí acepta su uso.
Puede leer más sobre el uso de cookies en nuestra política de privacidad.