Termoquímica — entalpía, ley de Hess y calorimetría

La termoquímica es la parte de la química que estudia los cambios de calor en las reacciones y en los cambios físicos. En la mayoría de los problemas introductorios, aparecen una y otra vez las mismas tres herramientas: el cambio de entalpía $\Delta H$, la ley de Hess y la calorimetría.

Aquí tienes el significado rápido de cada una:

• $\Delta H < 0$: el sistema libera calor en condiciones de presión constante
• $\Delta H > 0$: el sistema absorbe calor en condiciones de presión constante
• ley de Hess: si las reacciones se suman, sus cambios de entalpía también se suman
• calorimetría: mide $\Delta T$, conviértelo en $q$ y luego relaciona ese calor con la reacción

Si recuerdas una sola frase, que sea esta: la termoquímica consiste en seguir el rastro de adónde va el calor, bajo condiciones claramente establecidas.

Qué Significa La Termoquímica En La Práctica

En termoquímica, la magnitud que normalmente calculas es un cambio de entalpía, no una entalpía absoluta. En muchos cursos de química, la entalpía es útil porque conecta el flujo de calor con reacciones realizadas a presión constante.

Para un proceso a presión constante en el que el trabajo presión-volumen es el término de trabajo relevante,

$$\Delta H = q_p$$

Esa condición importa. No debes sustituir $\Delta H$ por calor en cualquier situación. Este atajo funciona en montajes a presión constante, como muchas reacciones en vaso abierto y los problemas de calorimetría con calorímetro de vaso de café.

Esto da lugar al lenguaje de signos habitual:

• proceso exotérmico: $\Delta H < 0$
• proceso endotérmico: $\Delta H > 0$

La combustión es un ejemplo clásico de proceso exotérmico. La fusión del hielo es un ejemplo clásico de proceso endotérmico.

Cómo La Ley De Hess Permite Hallar Una Entalpía Desconocida

La ley de Hess dice que el cambio de entalpía de una reacción global depende de los estados inicial y final, no de la ruta utilizada para llegar de uno a otro. Esto funciona porque la entalpía es una función de estado.

Así que, si ecuaciones químicas ajustadas se suman para dar la ecuación objetivo, sus cambios de entalpía también se suman:

$$\Delta H_{overall} = \Delta H_1 + \Delta H_2 + \Delta H_3 + \cdots$$

Los dos ajustes que causan más errores son:

• si inviertes una reacción, invierte el signo de $\Delta H$
• si multiplicas una reacción por un factor, multiplica $\Delta H$ por ese mismo factor

La ley de Hess es especialmente útil cuando una reacción objetivo es difícil de medir directamente, pero se conocen reacciones relacionadas.

Cómo La Calorimetría Convierte Un Cambio De Temperatura En Calor

La calorimetría estima el calor observando cuánto cambia la temperatura de un material. En un problema sencillo basado en disoluciones, el calor absorbido o liberado por los alrededores suele modelarse con

$$q = mc\Delta T$$

donde:

• $m$ es la masa
• $c$ es el calor específico
• $\Delta T = T_{final} - T_{initial}$

En un calorímetro idealizado de vaso de café, si el intercambio de calor con el exterior es despreciable, entonces la reacción y los alrededores se compensan entre sí:

$$q_{rxn} = -q_{surr}$$

Si la reacción ocurre a presión constante, eso a menudo permite relacionar el calor medido con el cambio de entalpía para la cantidad de reacción que tuvo lugar.

Ejemplo Resuelto: Calorimetría Con Calorímetro De Vaso De Café

Supón que una reacción tiene lugar en un calorímetro de vaso de café y calienta $50.0\ \mathrm{g}$ de disolución desde $22.0^\circ \mathrm{C}$ hasta $28.0^\circ \mathrm{C}$. Supón que la disolución se comporta como el agua, de modo que $c = 4.18\ \mathrm{J/(g\cdot^\circ C)}$, e ignora la capacidad calorífica del propio calorímetro.

Primero, halla el calor ganado por la disolución:

$$\Delta T = 28.0 - 22.0 = 6.0^\circ \mathrm{C}$$ $$q_{solution} = mc\Delta T = (50.0)(4.18)(6.0) = 1254\ \mathrm{J}$$

Así que la disolución absorbe $1.254\ \mathrm{kJ}$ de calor.

Si el vaso está efectivamente aislado del exterior, la reacción debió liberar esa misma cantidad:

$$q_{rxn} = -1.254\ \mathrm{kJ}$$

Como este es un montaje a presión constante, normalmente tomamos

$$\Delta H_{rxn} \approx -1.25\ \mathrm{kJ}$$

para la cantidad de reacción que ocurrió en ese ensayo.

La idea clave es sencilla: los alrededores se calentaron, así que la reacción cedió calor a los alrededores. Eso hace que la reacción sea exotérmica.

Si tu problema también da la cantidad de reactivo utilizada, puedes ir un paso más allá y convertir este resultado a $\mathrm{kJ/mol}$.

Errores Comunes En Termoquímica

Poner El Signo Al Revés

Si la disolución se calienta, la disolución absorbió calor, pero la reacción lo liberó. Eso significa que $q_{solution}$ y $q_{rxn}$ tienen signos opuestos.

Usar $\Delta H = q$ Sin Indicar La Condición

El atajo es $\Delta H = q_p$, no simplemente $\Delta H = q$ en cualquier contexto. La presión constante es la condición clave.

Olvidar Ajustar $\Delta H$ En La Ley De Hess

Cuando inviertes una ecuación química, el signo de $\Delta H$ debe cambiar. Cuando escalas la ecuación, $\Delta H$ también se escala.

Ignorar Los Estados Físicos

En termoquímica, los estados importan. $H_2O(l)$ y $H_2O(g)$ no tienen la misma entalpía, así que una discrepancia en el estado físico puede arruinar un planteamiento con la ley de Hess.

No Definir Primero El Sistema

Antes de calcular nada, decide qué es el sistema y qué son los alrededores. Muchos errores de signo empiezan ahí.

Cuándo Se Usan La Entalpía, La Ley De Hess Y La Calorimetría

La termoquímica se usa cuando químicos o ingenieros necesitan saber cuánto calor libera o absorbe un proceso. Algunos casos comunes incluyen combustión, neutralización, disolución, cambios de fase, diseño de reactores y balances de energía en procesos industriales.

También te ayuda a decidir qué herramienta encaja con el problema:

• usa calorimetría cuando los datos de temperatura se miden directamente
• usa la ley de Hess cuando el calor de reacción deseado debe construirse a partir de pasos conocidos
• usa el lenguaje de la entalpía cuando necesites describir el flujo de calor en condiciones de presión constante

Una Forma Sencilla De Elegir La Herramienta Correcta

Una forma práctica de pensar este tema es:

1. Identifica el proceso y la condición.
2. Decide si el calor se está midiendo directamente o se infiere a partir de reacciones conocidas.
3. Calcula el calor con cuidado, incluido el signo.
4. Traduce ese resultado a $\Delta H$ solo cuando la condición lo justifique.

Esa pequeña lista de comprobación evita una gran parte de los errores de principiantes.

Prueba Un Problema Similar

Prueba tu propia versión con una reacción de neutralización en un calorímetro de vaso de café. Calcula primero $q_{solution}$ y luego cambia el signo para obtener $q_{rxn}$. Después, explora un problema de ley de Hess en el que el calor de reacción no se mida directamente y compara cómo los dos métodos llegan al mismo tipo de respuesta a partir de información diferente.