1. REPÙBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITECNICO
“SANTIAGO MARIÑO”
PORLAMAR- NUEVA ESPARTA.
TERMOQUÍMICA
Alumnos: Rafael Argüello
C.I : 22995013
Tomas Vera
C.I : 24438718
Profesora. LAURA VOLTA.
Porlamar, 2014

2. TERMOQUÌMICA
Sistema
aislados
Leyes termodinámicas
abiertos
cerrados
Exotérmicas
Entalpía
Masa y
energía
Entropía Energía libre
masa y
energía
ΔH
ΔS
ΔG
ocurre del
Sistema al
entorno
energía
Endotérmicas
Entorno al
sistema

3. Sistemas
 Parte pequeña del universo que se aísla para
someter a estudio.
 El resto se denomina ENTORNO.
 Pueden ser:
 Abiertos (intercambia materia y energía).
 Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
 Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
 En reacciones químicas...
SISTEMAS = Sustancias químicas

4. Definición de Termoquímica.
 Es la parte de la Química que se encarga del
estudio del intercambio energético de un
sistema químico con el exterior.
 Hay sistemas químicos que evolucionan de
reactivos a productos desprendiendo energía.
Son las reacciones exotérmicas.
 Otros sistemas químicos evolucionan de
reactivos a productos precisando energía.
Son las reacciones endotérmicas.

5. Variables de estado
 Magnitudes que pueden variar a lo largo de
un proceso (por ejemplo, en el transcurso de
una reacción química) .
 Ejemplos:




Presión.
Temperatura.
Volumen.
Concentración.

6. Funciones de estado
 Tienen un valor único para cada estado del
sistema.
 Su variación solo depende del estado inicial y
final y no del camino desarrollado.
 SÍ son variables de estado: Presión,
temperatura, energía interna, entalpía.
 NO son variables de estado: calor, trabajo

7. La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y
su entorno
Se distinguen dos formas de intercambio
de energía entre el sistema y su entorno:
•
Trabajo W
•
Calor Q
Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema
Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema
Q>0  calor absorbido por el sistema
Q<0  calor desprendido por el sistema
W>0  trabajo realizado sobre el sistema
W<0  trabajo realizado por el sistema

8. LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.
La primera ley de la Termodinámica es el principio de conservación de
la energía aplicado a un sistema: la energía ni se crea ni se destruye
Si el sistema absorbe calor
o recibe trabajo del entorno
Aumenta su energía interna U
Si el sistema realiza trabajo
o cede calor al entorno
Disminuye su energía interna U
El cambio de energía interna de un sistema U es igual a la suma de la energía
intercambiada como calor y como trabajo con el entorno
U = Q +W
Primera Ley de la
Termodinámica

9. EL TRABAJO EN TERMODINÁMICA.
Cuando un sistema experimenta un cambio de volumen V, intercambia
energía mediante trabajo W con su entorno.
p=presión normalmente en atm
V=volumen normalmente el litros
p = cte

W=-p V
Expansión
V>0 y W<0

Trabajo realizado por el sistema
Compresión
V<0 y W>0

Trabajo realizado sobre el sistema
U = Q +W
Si V= cte

W=0

U = QV
En un proceso a volumen constante, la variación de energía
interna U se debe sólo a la energía intercambiada mediante
calor con el entorno

10. CONCEPTO DE ENTALPÍA.
La entalpía es una magnitud física,con unidades de energía, que se define como:
U = Q +W
H = U + pV
Variación de entalpía a presión constante
H=
U + p V = Qp+ W +p V = Qp - p V + p V = Qp
U = Q+W
p = cte 
W=-p V
En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a
la energía intercambiada mediante calor

11. Relación Qv con Qp
(gases).
H= U+p· V
 Aplicando la ecuación de los gases:
p · V = n · R ·T
 y si p y T son constantes la ecuación se
cumplirá para los estados inicial y final:
p · V = n · R ·T
H= U+
n · R ·T
Qp= QV + n · R · T

12. Relación Qv con Qp
(sólidos y líquidos)
 En reacciones de sólidos y líquidos apenas se
produce variación de volumen y ...
Qv Qp
 es decir:
U
H

13. Ejercicio A: En termoquímica el valor de R
suele tomarse en unidades del sistema
internacional. Ya sabes que R = 0,082
atm·l·mol-1·K-1. Determina el valor de R en
el S.I con sus unidades.
p=dgh
1 atm =13546 kgxm-3.9,8 ms-2 0,76 m=10900 kgm-1s-2
R
atm l
0, 082
mol K
100900 kg m 1 s
0, 082
mol K
2
10 3 m3
8, 3 J × mol -1 × K -1

14. Ejemplo: Determinar la variación de
energía interna para el proceso de
combustión de 1 mol de propano a
25ºC y 1 atm, si la variación de
entalpía, en estas condiciones, vale
C3H8 (g) + 5 O2 (g)
– 2219,8 kJ. 3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
H = –2219,8 kJ
nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3
n=–3
Despejando en U = H – n · R · T =
– 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ
U = – 2212 kJ

15. ENTALPÍA DE REACCIÓN.
La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , Hproductos, y la
de los reactivos, Hreactivos, se denomina entalpía de reacción, Hr ó H.
Hr =
Hproductos -
Hreactivos
Si p = cte el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción,
es igual a la entalpía de la reacción H
Reacción endotérmica
Reacción exotérmica
Q = Hr >0
Q = Hr <0


Hproductos > Hreactivos
Hproductos < Hreactivos
DIAGRAMAS ENTÁLPICOS
Reacción endotérmica
Reacción exotérmica

16. Entalpía estándar
 Es el incremento entálpico de una reacción en la
cual, tanto reactivos como productos están en
condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25
ºC; conc. = 1 M).
 Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ
depende de cómo se ajuste la reacción.
 Así, H0 de la reacción “2 H2 + O2
2 H2O” es el
doble del de “H2 + ½ O2
H2O”.
H0 = H0productos – H0reactivos

17. Ecuaciones termoquímicas
 Expresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre paréntesis su estado físico, y a
continuación la variación energética expresada
como H (habitualmente como H0).
 Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g)
H2(g) + ½ O2(g)
CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –890 kJ
H2O(g);
H0 = –241’4 kJ

18.  ¡CUIDADO!: H depende del número de moles
que se forman o producen. Por tanto, si se
ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que
multiplicar H0 por 2:
 2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g) ; H0 = 2· (–241’4 kJ)
 Con frecuencia, suelen usarse coeficientes
fraccionarios para ajustar las ecuaciones:
 H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g) ;
H0 = –241’4 kJ

19. VARIACIÓN DE LA ENTALPÍA ESTÁNDAR.
La variación de entalpía se denomina estándar Hro si la presión es de
1 atm y la temperatura 25ºC
Hro =
Hproductos, 1 atm -
Hreactivos, 1 atm
Ejemplo: Síntesis del amoníaco NH3
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Hro = -92,2 kJ
Hro = H(2 moles de NH3, a 1 atm) - H (1 mol de N2 + 3 moles de H2)
Hproductos, < Hreactivos,
Q = Hro <0
Reacción
exotérmica
<0

20. ENTALPÍA DE FORMACIÓN
La entalpía estándar (molar) de formación de un compuesto Hfo, es igual al
cambio de entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto
a la presión constante de 1 atm y una temperatura fija de 25 ºC, a partir de los
elementos que lo componen en sus estados estables a esa presión y temperatura
También se denomina calor de formación
Ejemplo:
Formación de agua a partir de O2 e H2
H2 (g, 1 atm, 25ºC) + 1/2 O2 (g, 1 atm, 25ºC )
Hr = - 285,8 kJ


H20 ( l, 1atm, 25ºC )
Hfo [ H2O(l)] = - 285,8 kJ

21. El cambio de entalpía estándar , Hro ,para una reacción es igual a la suma de
las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las
entalpías estándar de formación de los reactivos.
Hro =
Hfoproductos -
Hforeactivos
Hro = 0 para las especies elementales en su estado estable
Para una reacción química:
aA + bB

cC + dD
se cumple:
Hro = c
Hfo C + d HfoD – (a
HfoA + b
HfoB)

22. Ejemplo:
Dadas las entalpías estándar de formación:
Hfo PCl3 (l) = - 317,7 kJ
Hfo PCl5 (s) = - 454,8 kJ
calcula el cambio de entalpía estándar Hro para la reacción
PCl3 (l) + Cl2 (g)  PCl5 (s)
Solución:
Cl2 (g) es la forma estable del cloro a 1 atm  Hfo Cl2 (g) = 0
Hro = Hfo PCl5 (s) – [ Hfo PCl3 (l) + Hfo Cl2 (g)] = – 454,8 – [– 317,7 + 0] = – 137,1 kJ

23.  Calor de formación : es el incremento entálpico ( H)
que se produce en la reacción de formación de un mol
de un determinado compuesto a partir de los
elementos en estado físico normal (en condiciones
estándar).
 Se expresa como Hf0. Se trata de un “calor molar”, es
decir, el cociente entre H0 y el número de moles
formados de producto.
 Por tanto, se mide en kJ/mol.
 Ejemplos:
C(s) + O2(g)
CO2(g) Hf 0 = – 393’13 kJ/mol
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) Hf0 = – 285’8 kJ/mol
Recuerda que Hf0 de todos los elementos en estado original es 0.

24. Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de




formación
del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos
valores son respectivamente –124’7, –285’8 y
–393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar
La reacción de combustión del butano es:
de combustión del butano.
C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb= ?
H0 = np Hf0(product.) – nr Hf0(reactivos) =
4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol)
–1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
Luego la entalpía estándar de combustión será:
H0combustión = – 2878’3 kJ/mol

25. Ley de Hess

H en una reacción química es constante
con independencia de que la reacción se
produzca en una o más etapas.
 Recuerda que H es función de estado.
 Por tanto, si una ecuación química se puede
expresar como combinación lineal de otras,
podremos igualmente calcular H de la
reacción global combinando los H de cada
una de las reacciones.

26. REGLAS DE LA TERMODINÁMICA.
Primera regla:
El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura
y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente
de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos
(Ley de Hess)
Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...  H= H(1) + H(2) +...
Segunda regla:
H2(g)
El valor de H es directamente proporcional a la cantidad de
reactivo o producto
+ Cl2(g)
 2 HCl (g)
H = -185 kJ
1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g)  HCl (g)
Tercera regla:
H2O (l)
H = -92,5 kJ
Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales
en magnitud pero de signo opuesto

H2 (g) +1/2 O2 (g)
H2 (g) +1/2 O2 (g)  H2O (l)
H=
+285,8 kJ
H=
-285,8 kJ

27. Ejemplo: Dadas las reacciones
(1) H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H10 = –
241’8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
H20 = – 285’8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del
La reacción de vaporización es...
agua en condiciones estándar.
(3) H2O(l)
H2O(g) H03 = ?
(3) puede expresarse como (1) – (2), luego
H03 = H01 – H02 =
– 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ
H0vaporización = 44 kJ /mol

28. Esquema de la ley de Hess
H2(g) + ½ O2(g)
H
H10 = – 241’8 kJ
H20 = – 285’8 kJ
H2O(g)
H30 = 44 kJ
H2O(l)

29. Ejercicio C: Determinar
Hf0 del eteno (C2H4)
a
partir de los calores de reacción de las
siguientes reacciones químicas:
(1) H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
H10 = –
285’8 kJ
(2) C(s) + O2(g)
CO2(g)
H20 = –
393’13 kJ
 (3) reacción de+ 3O (g) del2CO (g)2H4(g) H partir
La C H (g) formación
eteno C + 2 a O(l)
2 4
2
2
2
de sus constituyentes en estado normal es: 1422 kJ
H30 = –
 (4) 2 C(s) + 2 H2(g)
C2H4(g)
 (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)

30. Energía de enlace.
 “Es la energía necesaria para romper un enlace de un
mol de sustancia en estado gaseoso”
 En el caso de moléculas diatómicas es igual que la





energía de disociación:
A—B(g)
A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= Ee
Ejemplo: H2(g)
2 H(g) H = 436 kJ
Es positiva (es necesario aportar energía al sistema)
Es difícil de medir.
Se suele calcular aplicando la ley de Hess.

31. La energía de un enlace químico es la entalpía, H, de la reacción en la que se
rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. También se denomina entalpía
de enlace, pues p = cte
Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H2 y Cl2
El enlace de H2 es más fuerte que el de Cl2

32. La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías
de enlace:
Hr =
Energía enlaces rotos -
Energía enlaces formados
Hr > 0
Los enlaces que hay que
romper son más fuertes
que los que se forman
Reacción
endotérmica
Hr < 0
Los enlaces que hay que
romper son más débiles
que los que se forman
Reacción
exotérmica

33. Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—
Cl
en el cloruro de hidrógeno conociendo
Hf0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las
entalpías de disociación del H2 y del Cl2
 La reacción de disociación del HCl será:
que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol,
 (4) HCl(g)
H(g) + Cl(g)
H04= ?
respectivamente.





(1) ½H2(g) + ½Cl2(g) HCl(g)
H01 = –92,3 kJ
(2) H2(g)
2H(g)
H02 = 436,0 kJ
(3) Cl2(g)
2Cl(g)
H03 = 243,4 kJ
(4) = –(1) + ½(2) + ½(3)
H04 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) =
= 432,0 kJ
Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol

34. Ejemplo: Sabiendo que las energía de los
siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611;
C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436,
calcular el valor de H0 de la reacción
de hidrogenación del
 Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g)eteno.
CH3–CH3(g)
 En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se
forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6
mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.
 H0 = Ee(enl. rotos) – Ee(enl. formados) =
 H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)
 H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol
– (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ

35. Ejercicio E: Calcula el calor
de combustión de propano
a
partir de los datos de energía
 de3H8 + 5 O2 de la+ 4 H2O
C enlace 3 CO2 tabla.
 Enlaces rotos:





8 C–H, 2 C–C y 5 O=O
Enlaces formados:
6 C=O y 8 O–H
H0 = Ee(e. rotos) – Ee(e. form.)
H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) +
5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]
H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745
kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ
H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol
Enlace
Ee (kJ/mol)
H–H
436
C–C
347
C=C
620
C C
812
O=O
499
Cl–C
243
C–H
413
C–O
315
C=O
745
O–H
460
Cl–H
432

36. ENTROPÍA.
Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que
aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición
ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de la probabilidad
Al arrojar ladrillos al aire
la probabilidad de que
caigan ordenados
formando un muro es muy
pequeña
Es más probable que los
ladrillos caigan
desordenados
Si echamos
moléculas de agua
en un vaso no se
colocarán de forma
ordenada para
formar un sólido

37. La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un
sistema físico o químico
Su variación en cualquier transformación
Es una función de estado
sólo depende de los estados inicial y final
Para una reacción química
Sr = Sproductos - Sreactivos
So representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm
La entropía de un gas es
mucho mayor que la de un
líquido o sólido
Ssólido Slíquido
Sgas

38.  La entropía :es una medida del desorden del
sistema que sí puede medirse y tabularse.
S = Sfinal – Sinicial
 Existen tablas de S0 (entropía molar estándar)
de diferentes sustancias.
 En una reacción química:
S0 = np· S0productos – nr· S0reactivos
 La entropía es una función de estado.

39. Ejemplo: Calcula S0 para las siguientes
reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g)
2
NO(g);
b) 3 H2(g) + N2(g)
2 NH3(g).
Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6;
O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7;
S30(g) np· S0productos – nr· S0reactivos
NH = =192,3
a) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 –
(191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1
b) S0 = 2·192,3 J·K–1 –
(3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1 ) = –198,7 J·K–1

40. Segunda ley de la
Termodinámica.
 “En cualquier proceso espontáneo la entropía
total del universo tiende a aumentar
siempre”.

Suniverso = Ssistema + Sentorno 0
 A veces el sistema pierde entropía (se ordena)
espontáneamente. En
entorno se desordena.
dichos
casos
el

41. Relaciona la espontaneidad de un proceso y el aumento de desorden
En un proceso espontáneo hay un incremento neto de entropía total del
universo, que comprende tanto al sistema considerado como al entorno.
Stotal = ( Ssistema + Sentorno) > 0
Una reacción es espontánea si Stotal> 0
Ejemplo:
Corrosión espontánea del hierro
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) + 3 H2O  2 Fe(OH)3 (s)
Ssistema
Durante la reacción se desprende calor que pasa al entorno,
el cual aumenta su entropía, de forma que Stotal > 0
0

42. Tercera ley de la
Termodinámica
 “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es
igual a 0” (máximo orden).
 Equivale a decir que no se puede bajar de
dicha temperatura.
 ¡CUIDADO! La entropía de los elementos en
condiciones estándar no es 0 sino que es
positiva.

43.  En procesos reversibles y a temperatura constante se puede
calcular S de un sistema como:
Q
S=—
T
 y si el proceso químico se produce a presión constante:

Hsistema
– Hsistema
Ssistema = ——— ; Sentorno= ————
T
T
 S0 (entropía molar estándar) se mide en
J·mol–1·K–1.
 Sreacción se mide en J·K–1.

44. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
La energía libre de Gibbs, G, permite evaluar la espontaneidad de un proceso sin
tener en cuenta la variación de entropía del entorno
Se define como:
T = temperatura absoluta
H= entalpía
S = entropía
G = H - TS
Es una función de estado que sólo depende de los estados inicial y final del sistema
Cuando un sistema experimenta un cambio a temperatura y presión
constantes se puede determinar la espontaneidad del proceso evaluando
el cambio de G sin preocuparse del cambio de esa magnitud para el entorno
Gr =
Hr - T
Sr

45. EXPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES
Para una reacción química :
Gr = Gproductos -
Greactivos
Si Gr <0
la reacción es espontánea
Si Gr 0
la reacción no es espontánea.
Si Gr = 0
el sistema está en equilibrio

46. 1) Reacciones exotérmicas ( H<0)
H <0

con aumento de desorden ( S>0)
-T S <0
ΔG <0
a cualquier temperatura
reacción siempre espontánea
2) Reacciones endotérmicas ( H > 0)
con aumento de desorden ( S>0)

H >0
-T S <0
reacción espontánea
a temperaturas altas
3) Reacciones exotérmicas ( H < 0)
con aumento de orden ( S < 0)

H<0
-T S > 0
Reacciones espontáneas a temperaturas bajas
4) Reacciones endotérmicas ( H > 0)
con aumento de orden ( S < 0)
G > 0 siempre

H>0
-T S > 0
Reacciones no espontáneas

47. Problema:
Halla a qué temperatura es espontánea la siguiente reacción, para la
cual Ho= 178,2 kJ y So= 0,1610 kJ:
CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
Solución:
El término entrópico (-T S < 0) favorece la espontaneidad de la reacción,mientras
que el entálpico ( H > 0) la desfavorece. La temperatura a la cual ambos términos
se contrarrestan es:
o
Go =
Ho
-T
So
= 0
T
H
So
178,2(kJ)
0,1610(kJ / K)
1107 K
Por tanto a 1107 K (834 ºC) la reacción está en equilibrio, a 1 atm de presión. A
temperaturas mayores el término entrópico -T S domina sobre el término entálpico
H, de modo que el valor de la energía libre es G < 0, y la reacción es espontánea

48.  No siempre las reacciones exotérmicas son
espontáneas.
 Hay reacciones endotérmicas espontáneas:
 Evaporación de líquidos.
 Disolución de sales...
 Ejemplos de reacciones endotérmicas
espontáneas:
 NH4Cl(s)
 H2O(l)
NH4+(aq) + Cl– (aq)
H2O(g)
H0 = 14’7 kJ
H0 = 44’0 kJ

49. S
H<0
S> 0
Espontánea a todas las
temperaturas
H<0
S< 0
Espontánea a temperaturas
bajas
H>0
S> 0
Espontánea a temperaturas
altas
H>0
S< 0
No Espontánea a cualquier
temperaturas
H