8. LA ENTALPIA ES UNA FUNCIÓN DE ESTADO. LEY DE HESS

La entalpia, como ya comentamos anteriormente, es una función de estado puesto que su valor sólo depende de en qué situación se encuentre el sistema y no de cómo haya llegado a esta situación. Por ello, la variación de la entalpia sólo dependerá de la entalpia final y de la entalpia inicial del sistema. Utilizando un símil mecánico podríamos decir que con la entalpia sucede igual que con la energía potencial gravitatoria. Una persona asciende desde la primera a la tercera planta de un edificio y queremos saber cuál es la variación de la energía potencial gravitatoria que se produce en este proceso. Para hacer este caculo será suficiente conocer la energía potencial gravitatoria en la tercera y en la primera planta y realizar la resta, puesto que la diferencia no dependerá de cómo se haya realizado el proceso de ascensión: por la escalera, en vertical por la fachada, por el ascensor o por tramos de planta en planta con descansos intermedios.

Esta propiedad de la entalpia permite hacer cálculos de entalpias en el caso de reacciones en las que la determinación experimental directa del calor de reacción es difícil o imposible.

Un ejemplo de proceso que se puede realizar directamente o en dos etapas es la reacción de formación de agua vapor a partir de los elementos constituyentes. Esta reacción, como se muestra en el ciclo de la derecha, se puede realizar directamente (1) o en dos etapas, en la primera etapa (2) se forma agua líquida y posteriormente (3) el agua líquida se transforma en agua vapor, tal y como se muestra en las ecuaciones termoquímicas:

Se observa que la suma de las ecuaciones químicas (2) y (3) da como resultado la ecuación química (1). Simultáneamente se comprueba experimentalmente que la suma de las entalpias de las reacciones (2) y (3) da como resultado la entalpia de la reacción (1).

A continuación se representa en el gráfico el diagrama entálpico correspondiente a las tres reacciones implicadas en el ciclo termoquímico estudiado.

Este comportamiento, que puede ser generalizado a cualquier reacción química, es una consecuencia del principio de conservación de la energía aplicado a las reacciones químicas y se conoce como la ley de Hess. Según dicha ley, si una reacción química se puede expresar como la combinación lineal de un conjunto de reacciones químicas de entalpia conocida, la entalpia de la reacción se puede calcular mediante esa misma combinación lineal de las entalpias de las reacciones en iguales condiciones de presión y temperatura.

Especial interés adquiere la ley de Hess en el cálculo de calores de reacción de aquellos procesos en los que estos no se puedan determinar experimentalmente. Por ejemplo, la reacción de formación del monóxido de carbono a partir de sus elementos constituyentes es difícil de llevar a cabo puesto que si se utiliza un exceso de oxigeno la reacción da como producto dióxido de carbono(CO₂) mientras que si se mantiene la cantidad de oxígeno en la proporción estequiometria de la reacción o en defecto, la reacción es incompleta. Debemos, pues, buscar otro camino para conseguir la misma reacción por medio de reacciones cuya entalpía pueda determinarse sin dificultad.

A.21. La entalpia de formación del monóxido de carbono correspondiente a la ecuación química (1) es imposible de determinar directamente, pero es posible determinar las entalpias de combustión de CO y de C para obtener CO₂, tal y como se muestra en las ecuaciones termoquímicas (2) y (3). Aplicad la ley de Hess y determinad la entalpia de la reacción (1) de formación del monóxido de carbono en condiciones estándar.

A.22. La entalpía de formación del metano no se puede determinar directamente mediante la reacción (1) C(grafito) + 2H₂(g) → CH₄(g) ¿ΔHº?; este es otro caso en el que la ley de Hess nos puede ayudar, pues las entalpías de combustión de los reactivos y del metano sí se pueden medir a partir de medidas en bombas calorimétricas. Determinad la entalpía de formación estándar del metano a partir de las entalpías de las siguientes reacciones de combustión: