Ley de Hess y ciclos de energía

• La ley de Hess afirma que $\Delta H$ de una reacción es independiente del camino seguido: solo dependen del estado inicial y final.
• Esto es consecuencia de que la entalpía es una función de estado.
• Permite calcular $\Delta H$ de reacciones que no se pueden medir directamente combinando otras cuyos $\Delta H$ sí se conocen.
• Dos operaciones básicas: invertir una ecuación (cambia el signo de $\Delta H$) y multiplicar por un factor (escala $\Delta H$ en la misma proporción).

• Invertir la ecuación ($\text{A} \rightarrow \text{B}$ pasa a $\text{B} \rightarrow \text{A}$): cambia el signo de $\Delta H$.
• Multiplicar todos los coeficientes por $k$: multiplica $\Delta H$ por $k$.

Al sumar las ecuaciones manipuladas, los intermedios que aparezcan en lados opuestos se cancelan. Lo que sobrevive debe ser exactamente la reacción objetivo.

Cuando se dispone de $\Delta H^\circ_f$ de cada especie, la entalpía de cualquier reacción balanceada es:

$$\Delta H^\circ_r = \sum \Delta H^\circ_f(\text{productos}) - \sum \Delta H^\circ_f(\text{reactivos})$$

Cada $\Delta H^\circ_f$ se multiplica por el coeficiente de la ecuación. Por definición, $\Delta H^\circ_f = 0$ para cualquier elemento en su estado estándar ($\text{O}_2$, $\text{C}$(grafito), $\text{N}_2$, etc.).

• Problema: Calcula $\Delta H$ de $\text{C}(s) + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}$ usando: (1) $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$, $\Delta H_1 = -394\ \text{kJ}$; (2) $\text{CO} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$, $\Delta H_2 = -283\ \text{kJ}$.
• Necesito el CO como producto: invierto la ecuación 2 (cambio el signo): $\text{CO}_2 \rightarrow \text{CO} + \tfrac{1}{2}\,\text{O}_2$, $\Delta H = +283\ \text{kJ}$.
• Sumo con la ecuación 1 y cancelo el $\text{CO}_2$ y un $\tfrac{1}{2}\,\text{O}_2$:

$$\Delta H = -394 + 283 = -111\ \text{kJ}$$

• Verifico que la ecuación resultante es exactamente la objetivo. ✓

• Error frecuente: invertir una ecuación pero no cambiar el signo de su $\Delta H$; es la trampa más común del tema.
• Error frecuente: multiplicar los coeficientes pero olvidar escalar $\Delta H$ en la misma proporción.
• Al combinar ecuaciones, cancela explícitamente las especies intermedias antes de sumar los $\Delta H$; hacerlo mentalmente lleva a errores.
• En los cálculos con $\Delta H^\circ_f$: los elementos ($\text{O}_2$, $\text{H}_2$, $\text{N}_2$…) siempre aportan cero; no omitas ningún coeficiente.
• Termina siempre comprobando que la ecuación que resulta de la combinación es exactamente la reacción objetivo.