Llei de Hess

De L'Enciclopèdia, la wikipedia en valencià
Anar a la navegació Anar a la busca

En termodinàmica, la llei de Hess, proposta per Germain Henri Hess en 1840, establix que: «si una série de reactius reaccionen per a donar una série de productes, el calor de reacció lliberat o absorbit és independent de si la reacció es porta a terme en una, dos o més etapes», açò és, que els canvis d'entalpia són aditius: ΔHneta = ΣΔHr.

Equivalentment, es pot dir que la calor de reacció a soles depén dels reactius i els productes, o que la calor de reacció és una funció d'estat; en este sentit la llei de Hess és l'aplicació a les reaccions químiques del primer principi de la termodinàmica; degut a que va ser enunciada uns dèu anys abans que esta, conserva el seu nom històric.[1]

El propòsit d'este plantejament és analisar de forma molt breu les bases de la Termoquímica com una solució a problemes de transferència de calor en dits processos.

Quan es busca saber qué tanta calor com una forma de l'energia absorbida o despresa està present en una reacció, és perque la mateixa juga un paper molt important dels canvis químics, la pregunta òbvia en este cas resulta; ¿A qué es deu eixa importància? Es deu a que en tot canvi químic hi ha ruptura i formació de nous enllaços químics i per a que hi haja eixa ruptura, es requerix energia i algunes voltes en la formació dels nous enllaços es requerix de menor energia per a la seua formació i per tant es desprén l'energia sobrera, raó per la qual, l'estudi de la calor i de la seua relació en els canvis químics resulta tan important. Ademés de lo anterior és necessari també conéixer si el procés depén no solament de si el canvi s'efectua a volum o pressió constant, sino també de les cantitats de substància considerada, el seu estat físic, temperatura i pressió.

En virtut de que la cantitat de calor obtinguda en una reacció depén de la cantitat de substància que va intervindre en ella, si escrivim que dos grams d'hidrogen es cremen en oxigen per a produir aigua líquida, i es desprenen 68,320 calories, llavors quan incrementem a quatre grams, la calor despresa és doble i aixina successivament. Açò és, que en lloc d'especificar la cantitat produït per gram de substància per a una reacció particular, és usual fer-ho de la següent manera:

H2 + 1/2 O2 D H2O ∆H = - 68,320 cal

Per eixemple, el carbono en forma de grafit pugues oxidar-se fins a diòxit (1) o monòxit (2) de carbono, per un atre costat, el monòxit de carbono pot oxidar-se fins a diòxit (3). Com es veu a continuació, la suma de les entalpies de la reacció en dos passos (2)+(3) és igual a l'entalpia de la reacció en un pas (1):


{{{1}}}

\;\; \\

\\ (2) \; & \mathrm{C(grafito)} & + & \frac{1}{2} \mathrm{O_2(g)} & \rightarrow & \mathrm{CO(g)} & \; \; \Delta_R H_2 = -111\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} \\ \\ (3) & \mathrm{CO(g)} & + & \frac{1}{2} \mathrm{O_2(g)} & \rightarrow & \mathrm{CO_2(g)} & \; \; \Delta_R H_3 = -282\,\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} \end{matrix} </math> }}

Aplicacions

La llei de Hess s'utilisa per a deduir el canvi de entalpia en una reacció ΔHr, si es pot escriure esta reacció com un pas intermig d'una reacció més complexa, sempre que es coneguen els canvis d'entalpia de la reacció global i d'atres passos.[2] En este procediment, la suma de equacions químiques parcials porta a l'equació de la reacció global. Si l'energia s'inclou per a cada equació i és sumada, el resultat serà l'energia per a l'equació global. Este procediment es recolza en que ya han segut tabulades les calors de reacció per a un gran número de reaccions, incloent la formació a partir dels seus elements constituents de bona part de les substàncies químiques conegudes.[1] Un cas rellevant d'este tipo d'aplicació és el cridat cicle de Born-Haver.

Referències y referèncias

  1. 1,0 1,1 Morcillo, Jesús. , Alhambra Universidad. ISBN 9788420507828.
  2. Alternativament, es pot descompondre la reacció que s'està estudiant en atres més elementals, conegudes, per eixemple partint de la formació a partir dels seus elements de tots els reactius i productes.

Bibliografia adicional