80 80 DEFINICIÓN: LEY DE HESS
El calor de cualquier reacción ΔH∘f [matemática] ΔHf ° [/ matemática] para una reacción específica es igual a la suma de los calores de reacción para cualquier conjunto de reacciones que en suma son equivalentes a la reacción global.
Solicitud
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- ¿Cómo puede estar el nivel de Fermi (potencial químico para los electrones) en el intervalo de banda para los semiconductores?
- ¿Cuál es la definición de tiempo según usted?
El gas de hidrógeno, que es de interés potencial a nivel nacional como combustible limpio, puede generarse por la reacción del carbono (carbón) y el agua:
C (s) + 2H2O (g) → CO2 (g) + 2H2 (g)
La calorimetría revela que esta reacción requiere el aporte de 90.1 kJ de calor por cada mol de C (s) consumido. Por convención, cuando el calor se absorbe durante una reacción, consideramos que la cantidad de calor es un número positivo: en términos químicos, q> 0 para una reacción endotérmica. Cuando se desarrolla calor, la reacción es exotérmica y q <0 por convención.
Es interesante preguntar a dónde va esta energía de entrada cuando ocurre la reacción. Una forma de responder a esta pregunta es considerar el hecho de que la reacción convierte un combustible, C (s), en otro, H2 (g). Para comparar la energía disponible en cada combustible, podemos medir el calor generado en la combustión de cada combustible con un mol de oxígeno gaseoso. Observamos que
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
produce 393.5kJ por un mol de carbón quemado; por lo tanto q = −393.5kJ. La reacción
2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O (g)
produce 483.6 kJ por dos moles de gas de hidrógeno quemado, entonces q = -483.6 kJ. Es evidente que hay más energía disponible de la combustión del combustible de hidrógeno que de la combustión del combustible de carbono, por lo que no es sorprendente que la conversión del combustible de carbono en combustible de hidrógeno requiera el aporte de energía. De considerable importancia es la observación de que la entrada de calor en la ecuación [2], 90.1 kJ, es exactamente igual a la diferencia entre el calor generado, -393.5 kJ, en la combustión de carbono y el calor generado, -483.6 kJ, en el Combustión de hidrógeno. Esto no es una coincidencia: si tomamos la combustión de carbono y le agregamos el reverso de la combustión de hidrógeno, obtenemos
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
2H2O (g) → 2H2 (g) + O2 (g)
C (s) + O2 (g) + 2H2O (g) → CO2 (g) + 2H2 (g) + O2 (g)
Cancelando el O2 (g) de ambos lados, dado que no es un reactivo ni un producto neto, la ecuación [5] es equivalente a la ecuación [2]. Por lo tanto, tomar la combustión de carbono y “restar” la combustión de hidrógeno (o más exactamente, agregar el reverso de la combustión de hidrógeno) produce la ecuación [2]. Y, el calor de la combustión de carbono menos el calor de la combustión de hidrógeno es igual al calor de la ecuación [2]. Al estudiar muchas reacciones químicas de esta manera, descubrimos que este resultado, conocido como la Ley de Hess, es general.
Figura 1 : Una vista pictórica de la ley de Hess.
Esta imagen de la Ley de Hess revela que el calor de reacción a lo largo del “camino” que conecta directamente el estado reactivo al estado del producto es exactamente igual al calor total de reacción a lo largo del “camino” alternativo que conecta los reactivos a los productos a través del estado intermedio que contiene C (s), O2 (g) y 2 H2 (g). Una consecuencia de nuestra observación de la Ley de Hess es, por lo tanto, que el calor neto generado o absorbido durante una reacción es independiente de la ruta que conecta el reactivo con el producto (esta declaración está nuevamente sujeta a nuestra restricción de que todas las reacciones en la ruta alternativa deben ocurrir bajo constante condiciones de presión).
