Calculadora de entalpía de reacción (ley de Hess)

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Suma de ΔHf de los productos (kJ/mol)

Suma de ΔHf de los reactivos (kJ/mol)

Resultados

Enthalpy of Reaction (ΔH_rxn)

-393,5

kJ/mol

Σ ΔHf productos	-393,5 kJ/mol
Σ ΔHf reactivos	0 kJ/mol
Tipo de reacción	Exothermic (releases heat)

Qué hace esta calculadora

Esta herramienta calcula el cambio de entalpía estándar de una reacción química (ΔH_rxn) aplicando la ley de Hess. Solo tienes que introducir la suma de las entalpías estándar de formación (ΔH_f°) de todos los productos y de todos los reactivos —cada una ya multiplicada por su coeficiente estequiométrico— y la calculadora te devuelve el calor neto de reacción en kilojulios por mol (kJ/mol).

La fórmula explicada

La ley de Hess establece que la entalpía es una función de estado, por lo que el cambio total de entalpía depende únicamente de los estados inicial y final, no del camino seguido. De ahí surge esta sencilla relación:

$$\Delta H_{rxn} = \sum \Delta H_f^{\circ}\text{ Productos} - \sum \Delta H_f^{\circ}\text{ Reactivos}$$

La entalpía estándar de formación de cualquier elemento puro en su forma más estable (como el O₂, el N₂ o el carbono sólido en forma de grafito) es cero, lo que simplifica muchos cálculos.

Ley de Hess: la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de formación de los productos menos la de los reactivos.

Cómo usarla

1. Busca el ΔH_f° de cada producto y reactivo en una tabla estándar. 2. Multiplica cada valor por el número de moles (su coeficiente) en la ecuación ajustada. 3. Suma los productos en una casilla y los reactivos en la otra. 4. Interpreta el resultado: un ΔH negativo indica que la reacción es exotérmica (libera calor); un ΔH positivo indica que es endotérmica (absorbe calor).

Ejemplo resuelto

Combustión del metano: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l).

Productos: \(\Delta H_f(\text{CO}_2) = -393{,}5\) y \(2 \times \Delta H_f(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times (-285{,}8) = -571{,}6\), lo que suma −965,1 kJ/mol. Reactivos: \(\Delta H_f(\text{CH}_4) = -74{,}8\) y \(2 \times \Delta H_f(\text{O}_2) = 0\), lo que suma −74,8 kJ/mol.

$$\Delta H_{rxn} = -965{,}1 - (-74{,}8) = -890{,}3 \text{ kJ/mol}$$ una reacción fuertemente exotérmica.

ΔH es la diferencia entre las entalpías de formación totales de los productos y los reactivos.

Preguntas frecuentes

¿Tengo que incluir los coeficientes? Sí. Multiplica cada valor de ΔH_f por el número de moles de la ecuación ajustada antes de sumar.

¿Y los elementos? Los elementos en su estado estándar tienen ΔH_f = 0, así que no aportan nada.

¿Qué significa el signo? ΔH negativo = exotérmica (libera calor); ΔH positivo = endotérmica (absorbe calor).