Termoquímica

La Termoquímica (del gr. thermos, calor y química) consiste en el estudio de las transformaciones que sufre la energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo como una aplicación de la termodinámica a la química.

Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmosfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando).

• Proceso a presión constante

El calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción. qp = ΔrH

• Proceso a volumen constante

El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción. qv = ΔrU

Funciones de estado

Las funciones de estado son variables termodinámicas; son las siguientes:

• entalpia
• energía interna
• entropía
• entalpía libre
• presión
• volumen
• temperatura

Ley de Hess

Germain Henry Hess (Ginebra, 1802-San Petersburgo, 1850) fue un fisicoquímico ruso de origen suizo que sentó las bases de la termodinámica actual. Trabajó fundamentalmente la química de gases, y enunció la ley que nos disponemos a comentar ahora:

"En una reacción química expresada como la suma (o diferencia) algebraica de otras reacciones químicas, puesto que es función de estado, la entalpía de reacción global es también la suma (ó diferencia) algebraica de las entalpías de las otras reacciones."

Consideremos la reacción:

A $\rightarrow$ B

Y supongamos la existencia de las siguientes reacciones intermedias, de $\Delta\ r H_T^o$ conocida:

A $\rightarrow$ C

D $\rightarrow$ C

D $\rightarrow$ B

Vemos que podemos montar un ciclo termodinámico tal que, en vez de ir de A a B directamente, pasemos por todas las reacciones intermedias antes descritas:

A $\rightarrow$ C $\leftarrow$ D $\rightarrow$ B

Como la entalpía es una función de estado, $\oint_{C} dH = 0$. El proceso no depende del camino, y, por lo tanto, es indiferente que la hagamos directamente o teniendo en cuenta las demás reacciones.

Nótese que la reacción D $\rightarrow$ C va en el sentido opuesto al que nos interesa para cerrar el ciclo. Por ello, debemos invertir la dirección del flujo energético para obtener la reacción que queremos, y eso se logra cambiando el signo de la variación entálpica. Es decir,

$\Delta\ _r H_{C \rightarrow D}^o = - \Delta\ _r H_{D \rightarrow C}^o$.

Teniendo esto en cuenta, la entalpía de la reacción que queremos será:

$\Delta\ _r H_{A \rightarrow B}^o = \Delta\ _r H_{A \rightarrow C}^o - \Delta\ _r H_{D \rightarrow C}^o + \Delta\ _r H_{D \rightarrow B}^o$

En ocasiones, deberemos multiplicar la entalpía de reacción de una de las intermediarias por algún coeficiente estequiométrico para que se cumpla la relación lineal entre las diferentes variaciones de entalpías.

Véase también

• Calorimetría
• Entalpía
• Leyes de la termodinámica
• Reacciones isodésmicas
• Reacciones isogíricas