Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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La ley de Hess de la suma constante de calor


La ley de Hess de la adición constante de calor, comúnmente llamada ley de Hess, es un principio importante estudiado en química, particularmente en el campo de la termoquímica. Trata sobre el calor involucrado en reacciones químicas y permite a los químicos determinar los cambios de entalpía de las reacciones incluso cuando no pueden medirse directamente. La ley lleva el nombre del químico ruso Germain Hess, quien la formuló en 1840.

Entendiendo la ley de Hess

Para comenzar a entender la ley de Hess, es importante saber que en química, una reacción química a menudo implica la ruptura y formación de enlaces, resultando en un cambio de energía. Este cambio de energía a menudo se mide como un cambio de calor o entalpía, representado como ΔH. La ley de Hess establece que el cambio total de entalpía de una reacción química es el mismo, sin importar cómo se lleve a cabo, ya sea directamente en un solo paso o indirectamente en múltiples pasos.

La ley de Hess puede expresarse de la siguiente manera:

ΔH_total = ΔH_1 + ΔH_2 + ... + ΔH_n

Aquí, ΔH_total es el cambio de entalpía total para la reacción, y ΔH_1, ΔH_2, ..., ΔH_n son los cambios de entalpía para cada paso en la vía de reacción.

Termodinámica y entalpía

La termodinámica es la rama de la física que trata sobre el calor y la temperatura, y su relación con la energía y el trabajo. En el contexto de las reacciones químicas, la entalpía (H) es una medida de la energía total de un sistema termodinámico, incluyendo la energía interna y la energía necesaria para desplazar el entorno para dar paso al sistema. El cambio en la entalpía (ΔH) es lo que nos interesa principalmente, ya que indica el calor absorbido o liberado en condiciones de presión constante.

Importancia de la ley de Hess

La ley de Hess es importante por varias razones:

  • Predicción del cambio de entalpía: Esto nos permite predecir el cambio total de entalpía para una reacción química, incluso si es difícil de medir directamente.
  • Independencia del camino: Esta ley establece que el cambio de entalpía de una reacción es independiente del camino y depende solo de los estados inicial y final.
  • Cálculos termoquímicos: Ayuda significativamente en los cálculos termoquímicos donde la medición directa es impráctica.

Ejemplo visual de la ley de Hess

Veamos un ejemplo de la formación de agua (H₂O) a partir de hidrógeno (H₂) y oxígeno (O₂).

Paso 1: H₂(g) → 2H(g) ΔH₁
Paso 2: O₂(g) → 2O(g) ΔH₂
Paso 3: 2H(g) + O(g) → H₂O(g) ΔH₃

Reacción global: H₂(g) + 1/2 O₂(g) → H₂O(g) ΔH_total
    
        
            
            
            
            H₂(g) + 1/2 O₂(g)
            ΔH₁, ΔH₂
            
            2H(g) + O(g)
            ΔH₃
            
            H₂O(g)

El cambio total de entalpía para la formación de agua puede calcularse sumando los cambios de entalpía de estos pasos:

ΔH_total = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

Ejemplo textual usando la ley de Hess

Supongamos que queremos determinar el cambio de entalpía cuando se quema grafito para formar dióxido de carbono:

Paso 1 (conocido): C(grafito) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁ = -393.5 kJ/mol
Paso 2 (hipotético): CO₂(g) → C(grafito) + O₂(g) ΔH₂ = +393.5 kJ/mol
Reacción global: C(grafito) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH_total

Usando la ley de Hess, el cambio de entalpía de la reacción directa sería el mismo que en el Paso 1, pero usando un paso inverso hipotético se muestra cómo se aplica la ley de Hess:

ΔH_total = ΔH₁ + ΔH₂
ΔH_total = -393.5 + 393.5 = 0 (para inverso imaginario)
ΔH_total = -393.5 kJ/mol (para la reacción real, Paso 1)

Esto muestra cómo la ley de Hess garantiza la consistencia en la medición del cambio de entalpía, sin importar la ruta que se tome.

Aplicación de la ley de Hess en la química

La ley de Hess encuentra aplicaciones en varios campos de la química:

  • Determinación de entalpía de formación: Ayuda a calcular la entalpía de formación de compuestos utilizando datos obtenidos de reacciones conocidas.
  • Entendimiento de las vías de reacción: Se utiliza para analizar las rutas de reacción y los pasos intermedios en reacciones complejas.
  • Diseño de procesos químicos: Los químicos industriales la utilizan para diseñar procesos energéticamente eficientes.

Conclusión

La ley de Hess de la suma constante de calor es un principio fundamental en la termoquímica que subyace en la conservación de la energía. Al mostrar que el cambio de entalpía es independiente de la ruta que sigue una reacción, permite a los químicos calcular el calor de reacción de una manera sistemática y predecible. Esta ley no es meramente un constructo teórico; es una herramienta ampliamente utilizada en la investigación y la industria para resolver problemas prácticos relacionados con transformaciones de energía química.

A través de la comprensión de esta ley, los estudiantes y los químicos pueden apreciar la belleza y la utilidad de los conceptos termodinámicos en la predicción y medición de cambios de energía asociados con reacciones químicas.


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