entalpía y ley de Hess mapa mental

Comprender el tema

Los cambios de entalpía describen el calor intercambiado en reacciones químicas a presión constante, y la ley de Hess permite calcularlos combinando reacciones conocidas. Este mapa mental organiza los conceptos clave: entalpías de formación, combustión, neutralización y enlaces, además de los diagramas de ciclo energético y las leyes de los gases termodinámicos aplicadas a la estequiometría de reacciones exotérmicas y endotérmicas.

Qué mide el cambio de entalpía
La entalpía es una función de estado: su valor depende únicamente del estado inicial y final del sistema, no del camino seguido. El cambio de entalpía de una reacción, ΔH, equivale al calor intercambiado cuando el proceso ocurre a presión constante, por ejemplo en un recipiente abierto a la atmósfera. Si la reacción libera energía al entorno, el ΔH es negativo y se llama exotérmica, como la combustión del metano. Si absorbe energía, el ΔH es positivo y es endotérmica, como la descomposición del carbonato de calcio. Es importante no confundir el calor total con el ΔH: solo coinciden a presión constante.

La ley de Hess y su fundamento
La ley de Hess, formulada por Germain Hess en el siglo XIX, es una consecuencia directa de que la entalpía sea una función de estado. Establece que el cambio de entalpía total de una reacción es el mismo tanto si ocurre en una sola etapa como si transcurre por varias etapas intermedias. Esto permite calcular entalpías que no pueden medirse directamente en el laboratorio, como la formación del monóxido de carbono a partir del carbono, cuya combustión incompleta es difícil de lograr de forma pura. En la práctica, se combinan ecuaciones termoquímicas conocidas, invirtiéndolas o multiplicándolas según convenga, y se ajustan los signos y coeficientes de sus ΔH.

Entalpías de formación y de combustión
La entalpía estándar de formación, ΔHf, es el cambio de entalpía al formar un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar, a 298 K y 100 kPa. Por definición, la entalpía de formación de un elemento en su estado estándar es cero. La entalpía estándar de combustión, ΔHc, es el cambio al quemar completamente un mol de sustancia en exceso de oxígeno. Ambas magnitudes se usan en ciclos de Hess: con las entalpías de formación se aplica ΔH = ΣΔHf de productos menos ΣΔHf de reactivos, mientras que con las de combustión el orden se invierte, restando los productos de los reactivos.

Ciclos energéticos y entalpía de enlace
Los diagramas de ciclo energético representan gráficamente los caminos alternativos de una reacción, situando los reactivos y productos a sus niveles de energía relativos. Un caso destacado es el ciclo de Born-Haber, que aplica la ley de Hess a compuestos iónicos y relaciona la energía reticular con la energía de sublimación, ionización, disociación y afinidad electrónica. Otra aproximación útil es la entalpía de enlace: romper enlaces requiere energía y formarlos la libera, de modo que ΔH ≈ energía de enlaces rotos menos energía de enlaces formados. Como se emplean valores medios de enlace, los resultados son aproximados y solo válidos en fase gas.