Por último, vamos a ver un ejemplo de cómo utilizar la ley de Hess para calcular ΔHrxn.
Calcula el ΔHrxn de la siguiente reacción utilizando la lista de reacciones que aparece a continuación:
$$2N_{2\,(g)}+5O_{2\,(g)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}$$ $$H_{2\,(g)}+1/2O_{2\,(g)}\rightarrow H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_f^\circ=-285.8\frac{kJ}{mol}$$ $$N_2O_{5\,(g)}+H_2O_{(l)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-76.6\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
Nuestro objetivo aquí es ordenar estas tres ecuaciones de modo que sumen la ecuación superior. Cada acción que hagamos sobre una ecuación, debemos hacerla también sobre su valor entálpico.
Para nuestro primer paso, daremos la vuelta a la segunda ecuación y la multiplicaremos por 2. Así tendremos 2N2O5(g) en el lado derecho. Esto significa que tenemos que multiplicar el valor de entalpía por -2 (el negativo se debe a la inversión). Así que nuestra nueva matriz tiene el siguiente aspecto: $$H_{2\(g)}+1/2O_{2\(g)}flecha recta H_2O_(l)},\,\Delta H_f^\\circ=-285.8\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=(-76.6\frac{kJ}{mol}*-2)=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
Para nuestro siguiente paso, daremos la vuelta a la ecuación superior y la multiplicaremos por 2. Esto es para que las moléculas de H2Ose cancelen, ya que no hay ninguna presente en la ecuación principal. (Si una especie está tanto en el lado del reactante como en el del producto, se anulará). $$2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_{2\,(g)}+O_{2\,(g)}\,\,\Delta H_f^\circ=(-285.8\frac{kJ}{mol}*-2)=571.6\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
A continuación, multiplicaremos la ecuación inferior por 2. Esto es así por varias razones 1) para tener 2 moléculas de N2 a la izquierda como en la reacción principal 2) para anular las moléculas de H2 y HNO3 y 3) para anular 1 mol de O2, de modo que tengamos 5O2 a la izquierda como en la ecuación principal. $$2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_{2\,(g)}+O_{2\,(g)}\,\,\Delta H_f^\circ=571.6\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$2N_{2\,(g)}+6O_{2\,(g)}+2H_{2\,(g)}\rightarrow 4HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=(-348.2\frac{kJ}{mol}*2)=-696.4\frac{kJ}{mol}$$
Por último, sumamos las tres entalpías de reacción para obtener la entalpía neta de reacción: $$2N_{2\,(g)}+5O_{2\,(g)}rightarrow 2N_2O_{5\,(g)},\,\Delta H_{rxn}=(571.6\frac{kJ}{mol}+153.2\frac{kJ}{mol}-696.4\frac{kJ}{mol})=28.4\frac{kJ}{mol}$$
Lo principal que hay que recordar al utilizar la ley de Hess es cambiar el valor de entalpía de una reacción para que coincida con los cambios que se hagan en la ecuación química.