¿cuál es el fundamento termoquímico de la aplicación de la aplicación de la ley de hess y la ley de lavoiser-laplace en este caso?
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
Primera ley de la termoquímica o Ley de Lavoisier-Laplace
“el calor necesario para descomponer una sustancia en sus elementos es igual, pero de sentido contrario, al que se necesita para volver a formarla”.
¿No es esto la ley de conservación de la energía?
Sí lo es, aplicado a un hecho concreto.
Y hablando de hechos concretos observemos el siguiente ejemplo:
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H °f = -241,60 kJ/mol
De acuerdo a esta primera ley podemos escribir
H2O (g) → H2 (g) + ½ O2(g) ∆H °-1 = +241,60 kJ/mol
Como U d. vio la reacción en el sentido de la formación de agua cursa con un ∆H°f negativo mientras que en el sentido contrario lo hace con un ∆H ° positivo pero con igual valor absoluto (241,60 kJ/mol)
Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess
En 1840 Hess postuló una ley absolutamente empírica: “el calor liberado a presión o volumen constante en una reacción química dada es una constante independientemente del número de etapas en que se realiza el proceso químico.”
Analice el texto y vuelva a pensar si no estamos nuevamente en presencia de otra aplicación de la ley de conservación de la energía que es la primera ley de la termodinámica.
Veamos un ejemplo:
Tratemos de hallar el ∆H de la siguiente reacción:
C (s) (grafito) + ½ O2(g) → CO (g) ∆H°r= ?
Esta es una reacción difícil de lograr en el laboratorio por lo que para hallar el
∆Hr aplicaremos la ley de Hess. Para ello acudamos a tablas en las que hallaremos
calculadas una cantidad muy importante de calores de reacción. Usaremos:
(1) C(s) (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H°1 = -393,75 kJ/mol
(2) CO (g) + ½ O 2(g) → CO2(g) ∆H°2 = -282,98 kJ/mol
¿Qué podemos hacer con estas reacciones?
En primer lugar apliquemos la primera ley a la reacción (2) que quedará:
(-2) CO2 (g) → CO (g) + ½ O2(g) ∆H°-2= 282,98 kJ/mol
Luego de acuerdo a la ley de Hess podemos sumar la reacción (1) y la reacción (-2)
(1) C (s) (grafito) + O 2(g) → CO2 (g)
(-2) CO2 (g) → CO (g) + ½ O2 (g)
C (s) (grafito) + O2 (g) + CO2 (g) → CO2 (g) + CO (g) + ½ O2 (g)
Como se ve, hay especies en cantidades iguales a ambos lados como el CO2 (g) por lo que se pueden simplificar. Por otro lado hay 1 mol de O2 (g) a la izquierda y ½ mol de O2 (g) a la derecha por lo que balanceando queda ½ mol de O2 (g) a la izquierda.
La ecuación final será la que debíamos obtener:
C(s) (grafito) + ½ O2 (g) → CO (g)
¿Y el ∆H°r ?. Para su cálculo se procede de idéntica manera que la realizada arriba con las ecuaciones:
∆H°1 + ∆H°-2 = -393,75 kJ/m ol+282,98 kJ/mol = -463,01 kJ/mol
∆H°r = - 463,01 kJ/mol
Este mismo ejemplo se puede graficar por medio de un ciclo. Observe:
Gráfico número 21
A la letra r le corresponde un ∆H°r
Al número 1 le corresponde un ∆H°1
Al número -2 le corresponde un ∆H°-2
¿Qué otra operación sencilla podemos hacer con los calores de reacción?
Supongamos tener una reacción química teórica como la que sigue:
aA + bB → cC + dD ∆H°1
ahora observe la misma pero con éstas variaciones, que surgen de usar como factor común el número de moles de A (nA= a)
a/a A + b/a B → c/a C + d/a D DH °2= ???
En este caso el ∆H°2 = ∆H°1/a o lo que es lo mismo:
∆H°1 = a ∆H°2
Explicación:
coronita plis