La Ley de Hess fue formulada en 1840 por el químico suizo-ruso Germain Henri Hess, y es un principio fundamental en termoquímica que se deriva directamente del principio de conservación de la energía y de que la entalpía es una función de estado. Hess observó que la cantidad total de calor liberado o absorbido en una reacción química es la misma, independientemente de si la reacción ocurre en un solo paso o en una serie de etapas intermedias. Esto revolucionó el cálculo de las entalpías de reacciones que eran difíciles de medir directamente en el laboratorio, permitiendo obtenerlas a partir de la combinación de entalpías de reacciones más sencillas y conocidas.
A pesar de su aparente simplicidad, la aplicación de la Ley de Hess a menudo conduce a errores comunes. Uno de los más frecuentes es no invertir el signo del ΔH cuando se invierte la dirección de una reacción intermedia. Otro error habitual es olvidar multiplicar el ΔH de una reacción cuando sus coeficientes estequiométricos se multiplican por un factor para balancear la ecuación neta. Además, los estudiantes pueden tener dificultades para identificar y cancelar correctamente las especies intermedias que aparecen tanto como productos como reactivos en las distintas etapas, lo que es crucial para obtener la ecuación neta correcta.
Un aspecto importante es asegurar que los estados físicos de todas las sustancias (sólido, líquido, gas) sean consistentes a lo largo de todas las ecuaciones y con las entalpías de formación utilizadas, ya que la entalpía varía con el estado de agregación. Si estos detalles no se manejan con precisión, los cálculos pueden llevar a resultados incorrectos, a pesar de que la ley en sí es una poderosa herramienta termodinámica.
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