Mediante la Ley de Hess

«La variación de entalpía, ΔH, en una reacción química es la misma si la reacción se realiza directamente en una sola etapa, o bien se realiza en varias etapas».

Esta ley es consecuencia de que la entalpía es función de estado, y su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino por donde transcurre la reacción.

Como consecuencia de esta ley las ecuaciones químicas se pueden tratar como si fuesen ecuaciones algebraicas y se podrán realizar sumas, restas, productos y divisiones, lo mismo con los calores de reacción.

A→D     ∆H=¿?

A → B     ∆H₁

B → C     ∆H₂

C → D     ∆H₃

A+B+C → B+C+D = A → D

Ejemplo: Calcula el valor de la entalpía de la reacción de hidrogenación del etileno para dar etano, sabiendo que las entalpías de combustión del hidrógeno, el etileno y el etano son, respectivamente, de -286 kJ/mol, -1410 kJ/mol y - 2217 kJ/mol.

La reacción de la que queremos determinar su entalpía es:

CH₂=CH₂ + H₂ →CH₃-CH₃; ∆H_R=¿?

 

 Y disponemos de los siguientes datos:

(a) H₂ + 1/2O₂ → H₂O; ∆H =-286 kJ/mol

(b) CH₂=CH₂ + 3O₂ →2CO₂ + 2H₂O; ∆H= -1410 kJ/mol

(c) CH₃-CH₃ + 7/2 O₂ →2CO₂ + 3H₂O; ∆H= -2217 kJ/mol

 

Si sumamos las reacciones (a)+(b)-(c) obtendremos la ecuación principal.

Aplicando la ley de Hess,

ΔH_R = ΔH(a) + ΔH(b) - ΔH(c) = -286 kJ - 1410 kJ + 2217 kJ = 521 kJ.

Ejemplo:

Si a la primera reacción le restamos la segunda nos queda la ecuación termoquímica problema:

ΔH_R = ΔH(a) - ΔH(b) = -890 - (-283) = -607 kJ/mol