1. Tema 3
La energía de las
reacciones químicas

2. ¿Qué nos interesa de una reacción química?

3. CONTENIDO
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos.
2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica.
3.- Entalpía.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess.
5.- Entalpías estándar de formación.
6.- Entalpías de enlace.
7.- Capacidad calorífica.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.

4. CONTENIDO
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos.
2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica.
3.- Entalpía.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess.
Fundamentos de
5.- Entalpías estándar de formación.
Termodinámica
6.- Entalpías de enlace.
7.- Capacidad calorífica.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Termodinámica: Rama de la Física que estudia el calor, el trabajo,
la energía y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.

5. CONTENIDO
1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos.
2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica.
3.- Entalpía.
Aplicación a
4.- Calor de reacción. Ley de Hess.
reacc. químicas:
5.- Entalpías estándar de formación.
6.- Entalpías de enlace.
Termoquímica
7.- Capacidad calorífica.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido
o absorbido en las reacciones químicas.

6. 1
CONCEPTOS BÁSICOS.
SISTEMAS, VARIABLES Y PROCESOS.
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio.
Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo
Tipos de sistemas
Abierto
Puede
intercambiar
Cerrado
Aislado
Materia
Energía
Materia
Materia
Energía

7. Los sistemas se presentan de diferentes formas ⇒ ESTADOS
caracterizados por VARIABLES termodinámicas
(p.ej: T, P, V, m, ρ, composición química, ...)
Tipos de variables
Intensivas
• No dependen de la cantidad
de materia del sistema
• Ej: T, P, ρ
• No son aditivas
Extensivas
• Dependen de la cantidad
de materia del sistema
• Ej: m, V
• Son aditivas

8. Funciones de estado
1) Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todas
las demás quedan automáticamente fijados.
2) Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de
dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y
final del sistema, no de cómo se produjo el cambio.
∆X = Xfinal –Xinicial
Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado
(ej: PV = nRT)

9. Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo
⇓
PROCESO termodinámico
Tipos de
procesos
• Isotermo
• Isóbaro
• Isócoro
• Adiabático
• Cíclico
(T = cte)
(P = cte)
(V = cte)
(Q = 0)
(estado final = estado inicial)
•Reversible
(sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio;
un cambio infinitesimal en las condiciones puede
invertir el proceso)
• Irreversible
(Un cambio infinitesimal en las condiciones no
produce un cambio de sentido en la transformación).

10. 2
ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO.
1er PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA.
Energía: Capacidad que posee un sistema para
realizar un trabajo o para suministrar calor.
Criterio de signos
W>0
W<0
SISTEMA
Q>0
Q<0

11. TRABAJO
 
dW = F ⋅ dr
Unidad S.I.: Julio
Trabajo de expansión/compresión de los gases
dV
dW = − Pext dV
Pint
Pext
V
W = − ∫V12 Pext dV
[Levine, pg 42]

12. CALOR
Un sistema cede E en forma de Q si se tranfiere como resultado
de una diferencia de T entre el sistema y el entorno.
Unidad S.I.: Julio
1 cal = 4.184 J
El calor no es función de estado
No es una propiedad característica del sistema.
No es algo que posea el sistema.
Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”

13. ENERGÍA INTERNA
Epot
Ecin
Energía interna
(Suma de energías a nivel molecular)
¿Cómo podemos aumentar U
de un sistema cerrado?
∆U = Q + W
?
• Función de estado
• Magnitud extensiva
1) Calentándolo ⇒ calor
2) Realizando un trabajo
1er Principio de la
Termodinámica

14. 1er Principio de la Termodinámica
∆U = Q + W

15. 3
ENTALPÍA.
H = U + PV
Entalpía
(H)
• Función de estado
• Propiedad extensiva
• Unidades de energía
Proceso a P = cte
V
∆U = U 2 − U1 = Q + W = Q p − ∫V12 P dV = Q p − P(V2 − V1 );
Q p = U 2 + PV2 − U1 − PV1 = H 2 − H1 = ∆H
Relación entre ∆H y ∆U
∆H = ∆U + ∆(PV)
Si P=cte
∆H = ∆U + P∆V
solo
sól/líq
∆H ≅ ∆U

16. 4
CALOR DE REACCIÓN. LEY DE HESS.
Reacciones
químicas
• Exotérmicas (Q < 0)
• Endotérmicas (Q > 0)
El calor de reacción se mide con un calorímetro
Qv = ∆U = Uprod - Ureac
Qp = ∆H = Hprod - Hreac
Sí
∆H = ∆U + ∆(nRT)
∆H = ∆U + RT∆n
[Petrucci, pg 227]
∆H = ∆U + ∆(PV)
¿Intervienen
gases?
Si T=cte
No
∆H ≅ ∆U

17. Entalpía de reacción
Incremento de entalpía que tiene lugar durante la reacción
MÉTODOS PARA DETERMINARLA
Método 1
Medir Qp con un calorímetro
1
CO (g) + O 2 (g ) → CO 2 (g )
2
∆H = -283 kJ
2 CO (g) + O 2 (g ) → 2 CO 2 (g )
∆H = -566 kJ
1
CO 2 (g ) → CO (g ) + O 2 (g)
2
∆H = +283 kJ
Método 2
Medir Qv con un calorímetro; ∆H = ∆U+RT∆n

18. 1
C (s) + O 2 (g) → CO (g )
2
∆H = ?
C (s) + O 2 (g) → CO 2 (g )
∆H = -393.5 kJ
Método 3
Ley de Hess
El calor intercambiado cuando una reacción
química se lleva a cabo a T y P constantes es
el mismo tanto si la reacción ocurre en una
etapa o en varias.
C (s) + O 2 (g) → CO 2 (g )
∆H = -393.5 kJ
1
CO 2 (g) → CO (g) + O 2 (g) ∆H = +283 kJ
2
1
C (s) + O 2 (g ) → CO (g)
2
∆H = -110.5 kJ
Germain Henri Hess
(1802-1850)
∆H: función de estado

19. 5
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN.
Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar.
Entalpía de reacción estándar (∆Hº): ∆H cuando los reactivos en sus
estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos.
Entalpía estándar de formación (∆Hfº) de una sustancia: Entalpía
estándar de reacción para la formación de un mol de la sustancia a
partir de sus elementos en su estado más estable. (Unid: J⋅mol-1)
∆Hfº (C2H5OH, l) a 25ºC = -277.69 kJ⋅mol-1
1
2 C (s, grafito) + 3 H 2 (g ) + O 2 (g) → C 2 H 5OH (l)
2
∆Hfº (elemento en su estado más estable) = 0