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