Termo

1. Termoquímica
 Introducción
 La aplicación especifica de la Primera Ley de la termodinámica a las reacciones químicas
ha dado origen a la Termoquímica, que comprende el estudio de la medida o calculo de los
calores absorbidos o desprendidos en las reacciones químicas
 Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión
constante, o bien a volumen constante.
 Proceso a presión constante : Qp = ΔHr
 Proceso a volumen constante : Qv = ΔUr
 Reacciones endotérmicas: Son aquellas reacciones donde se absorbe calor, esto significa
que la energía de los productos es mayor que la energía de los reaccionantes (ΔHr = +)
 Reacciones exotérmicas: Son aquellas reacciones donde se libera calor, esto significa que
la energía de los productos es menor que la energía de los reaccionantes (ΔHr = -)

2.  Calor de formación estándar (∆𝑯𝒇
°
)
 “Es el calor o variación de entalpía que acompaña la formación de 1 mol de un
compuesto a partir de sus elementos constituyentes en su estado de agregación mas
estable a 1 atm de presión y a 25°C de temperatura”.
 Consideremos la formación de un mol de agua liquida a partir de H2 y O2:
 𝐻2(𝑔) +
1
2
𝑂2(𝑔) → 1 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻𝑓(𝐻2𝑂)
°
= −285,83
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 ∆𝐻𝑓(𝐻2𝑂)
°
= 𝐻𝐻2𝑂
°
− 𝐻𝐻2
°
+
1
2
𝐻𝑂2
°
 Experimentalmente se halló el ∆𝐻𝑓(𝐻2𝑂)
°
, pero nos enfrentamos al hecho que no es posible
conocer las H° del resto de las sustancias Para dar solución a este impase por convención se
asume que:
 𝐻𝑓 𝐸𝑙𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜
°
= 0
 Por tanto concluimos que para el agua: ∆𝐻𝑓(𝐻2𝑂)
°
= 𝐻𝐻2𝑂
°

3.  Entonces, las entalpias estándar de los compuestos es igual a los calores de formación
estándar del compuesto: ∆𝐻𝑓(𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜)
°
= 𝐻𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜
°
(
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
 Los ∆𝐻𝑓(𝑐𝑜𝑚𝑝𝑢𝑒𝑠𝑡𝑜)
°
estan en tablas.
 Calor de reacción estándar (ΔHr°)
 “Es el cambio en la entalpía de una reacción química que se produce a una presión de 1 atm y
una temperatura de 25°C”. Es una unidad termodinámica de medida útil para calcular la
cantidad de energía por mol que se libera o se produce en una reacción.
 ∆𝐻𝑟
°= 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑝
− 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑟
 El calor de reaccion se mide usando una Bomba
 Calorimetrica o Calorímetro.

4.  Se reducen 350 g de oxido férrico con exceso de hidrogeno en condiciones estándar. Halle
el calor intercambiado en la reacción:
 ∆𝐻𝑓𝐹𝑒2𝑂3
°
= −822,2
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
∆𝐻𝑓𝐻2𝑂
°
= −285,83
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 𝐹𝑒2𝑂3 + 3 𝐻2 → 3 𝐻2𝑂 + 2 𝐹𝑒
 ∆𝐻𝑟
°
= 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑝
− 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑟
 ∆𝐻𝑟
°= 3∆𝐻𝑓𝐻2𝑂
°
+ 2∆𝐻𝑓𝐹𝑒
°
− ∆𝐻𝑓𝐹𝑒2𝑂3
°
+ 3∆𝐻𝑓𝐻2
°
 ∆𝐻𝑟
°= 3(−285,83) + 2(0) − −822,2 + 3(0)
 ∆𝐻𝑟
°
= −35,29
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥
350 𝑔
160
𝑔
𝑚𝑜𝑙
= −𝟕𝟕, 𝟐 𝒌𝑱

5.  Calor de combustión estándar (∆𝑯𝒄
° )
 “Es la cantidad de calor liberado cuando se quema por completo UN MOL de combustible con
exceso de oxigeno a una atm de presión y una temperatura de 25°C”
 Cuando se conoce la formula química del combustible se habla de calor de combustión, pero si
no es así porque es una sustancia compleja (madera, petróleo,…) se dice poder calorífico.
 Los combustibles pueden ser inorgánicos (H2, C(graf), P4, etc.) u orgánicos (CH4, C2H5OH, madera,
papel, gasolina, diésel) y pueden estar en estado gaseoso, líquido o sólido.
 Para este curso, asumiremos que los combustibles normalmente son orgánicos, entonces la
combustión se representa de manera general así:
 1 𝐶𝑋𝐻𝑌𝑂𝑍 + 𝑛 𝑂2 𝐸𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 → 𝑥 𝐶𝑂2 + 𝑏 𝐻2𝑂 ∆𝐻𝑐
°
= −
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 Y el calor de reacción se halla con la anterior ecuación, porque es una reacción química:
 ∆𝐻𝑐
°
= 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑝
− 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑟
= − (
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
)
 Los calores de combustión de muchos combustibles son conocidos y se encuentran en tablas

6.  Se queman 100 litros de etano con exceso de oxigeno en condiciones estándar. Halle el calor
desprendido en la combustión.
 ∆𝐻𝑓𝐶2𝐻6
°
= −84,5 2
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
∆𝐻𝑓𝐻2𝑂
°
= −285,83
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
∆𝐻𝑓𝐶𝑂2
°
= −393,3
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 𝐶2𝐻6 +
7
2
𝑂2 → 2 𝐶𝑂2 + 3 𝐻2𝑂
 ∆𝐻𝑐
°= 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑝
− 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑟
 ∆𝐻𝑐
°= 3∆𝐻𝑓𝐻2𝑂
°
+ 2∆𝐻𝑓𝐶𝑂2
°
− ∆𝐻𝑓𝐶2𝐻6
°
+
7
2
∆𝐻𝑓𝑂2
°
 ∆𝐻𝑐
°
= 3(−285,83) + 2(−393,3) − −84,5
 ∆𝐻𝑐
°= −1559,59
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
𝑥4,092 𝑚𝑜𝑙 = −𝟔𝟑𝟖𝟐, 𝟑𝟓 𝒌𝑱
 𝑛𝐶2𝐻6 =
𝑃𝑉
𝑅𝑇
=
1∗100
0,082∗298
= 4,092 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠

7.  Que masa de hielo a – 6°C podrá transformarse en liquido a 30°C con el calor generado por la
combustión de 50 g de propano, considerando que la transferencia de calor es del 70%?
 ∆𝐻𝑓𝐶2𝐻6
°
= −94,7
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
∆𝐻𝑓𝐻2𝑂
°
= −285,83
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
∆𝐻𝑓𝐶𝑂2
°
= −393,51
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 𝑄𝑓𝑢𝑠𝑖𝑜𝑛𝐻2𝑂 = 334
𝐽
𝑔
𝐶𝐻2𝑂(𝑠) = 2,09
𝐽
𝑔−°𝐶
𝐶𝐻2𝑂(𝑙) = 4,184
𝐽
𝑔−°𝐶
 Primero calculamos la cantidad de calor que requiere el agua para la transformación deseada:
 𝑄𝑇 = 𝑄1 + 𝑄2 + 𝑄3
 𝑄1 = 𝑚𝐻 ∗ 𝐶𝐻 ∗ 𝑇2 − 𝑇1 = 𝑚𝐻 ∗ 2,09 ∗ 0 + 6 = 12,54 𝑚𝐻
 𝑄2 = 𝑚𝐻 ∗ 𝑄𝑓𝑢𝑠𝑖𝑜𝑛 = 𝑚𝐻 ∗ 334
 𝑄1 = 𝑚𝐻 ∗ 𝐶𝐿 ∗ 𝑇3 − 𝑇2 = 𝑚𝐻 ∗ 4,184 ∗ 30 − 0 = 125,52 𝑚𝐻
 𝑄𝑇 = 12,54 𝑚𝐻 + 334 𝑚𝐻 + 125,52 𝑚𝐻 = 472,06 𝑚𝐻
 Ahora hallaremos la cantidad de calor que se desprende al quemar el propano
 𝐶3𝐻8 + 5 𝑂2 → 3 𝐶𝑂2 + 4 𝐻2𝑂
 ∆𝐻𝑐
°
= 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑝
− 𝑛∆𝐻𝑓
°
𝑟

8.  ∆𝐻𝑐
°
= 4∆𝐻𝑓𝐻2𝑂
°
+ 3∆𝐻𝑓𝐶𝑂2
°
− ∆𝐻𝑓𝐶3𝐻8
°
+
7
2
∆𝐻𝑓𝑂2
°
 ∆𝐻𝑟
°= 4(−285,83) + 3(−393,3) − −94,7 = −2229,15
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
∗
50
44
∗
70%
100%
= −1773,1875 𝑘𝐽 = 𝑄𝐶
 𝑄𝐺 = −𝑄𝐶
 472,06 𝑚𝐻 = − −1773,1875 𝑘𝐽
 𝒎𝑯 = 𝟑, 𝟕𝟓𝟔 𝒌𝒈 𝒅𝒆 𝒉𝒊𝒆𝒍𝒐

9.  Secuencia de reacciones: Ley de Hess
 La ley de Hess establece que «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie
de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se
lleva a cabo en una, dos o más etapas»
 La ley de Hess se utiliza para deducir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr, y para ello las
ecuaciones termoquímicas pueden usarse como si fuesen ecuaciones algebraicas ordinarias, es
decir se pueden sumar, restar, multiplicar o dividir por coeficientes, hasta alcanzar la ecuación
termoquímica deseada.
La ecuación deseada es el calor de formación
del metano:
 𝐶(𝑆) + 𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻𝑓
°
= −393,5 𝑘𝐽
2 𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2 𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻°
= 2 −285,8 𝑘𝐽
𝐶𝑂2(𝑔) + 2 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝐻4(𝑔) + 2 𝑂2(𝑔) ∆𝐻°
= +890,4 𝑘𝐽
𝑪(𝒔) + 𝟐 𝑯𝟐(𝒈) → 𝑪𝑯𝟒(𝒈) ∆𝑯𝒇
°
= −𝟕𝟒, 𝟕
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍

13.  Calor de reacción a volumen constante
 Normalmente las reacciones con solidos y líquidos se realiza a presión y temperatura
constantes, de ahí que Qp = ΔHr
 Pero si la reacción involucra al menos una sustancia gaseosa, sea reactivo o producto, se la
realiza en recipientes cerrados a volumen constante. En este caso Qv = ΔUr
 La siguiente relación se utiliza para convertir ΔUr en ΔHr y viceversa:
 ∆𝐻𝑟 = ∆𝑈𝑟 + ∆𝑛𝑅𝑇 𝑑𝑜𝑛𝑑𝑒 ∆𝑛 = 𝑛 𝑃 − 𝑛 𝑅 (𝑠𝑜𝑙𝑜 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠)

19.  Dependencia del calor de reacción con la Temperatura
 La Ecuación de Kirchhoff es empleada en la termodinámica para calcular el ∆𝑯𝒓
°
en diversas
temperaturas distinta a la estándar.
 ∆𝑯 = ∆𝑯𝒓
° + 𝑻𝟏
𝑻𝟐
∆𝑪𝒑𝒅𝑻
 Donde: ∆𝐶𝑝 = 𝑛𝐶𝑝 𝑃
− 𝑛𝐶𝑝 𝑅
 a) Si ∆𝐶𝑝 = 𝐶𝑡𝑡𝑒, ∆𝐻 = ∆𝐻𝑟
°
+ ∆𝐶𝑝 𝑇2 − 𝑇1
 b) Si ∆𝐶𝑝 = 𝑓 𝑇 → ∆𝐶𝑝 = ∆𝐴 + ∆𝐵 𝑇 + ∆𝐶 𝑇2
+ ⋯
 Se hallan ΔA, ΔB, ΔC,…, se reemplaza la función y se integra!!!
 * Calcule el calor de reacción a 90°C cuando se reducen 400 g de oxido férrico con exceso de
hidrogeno.
Sustancia Fe2O3 Fe H2 H2O
∆𝑯𝒇
° 𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
- 822,2 0 0 - 285,83
Cp (J/mol K) 126,4 26,34 28,82 75,291

20.  𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 3 𝐻2(𝑔) → 2 𝐹𝑒 + 3 𝐻2𝑂
 ∆𝐻𝑟
°
= 3(−285,83) + 2(0) − −822,2 + 3(0)
 ∆𝐻𝑟
°= −35,29
𝑘𝐽
𝑚𝑜𝑙
 ∆𝑪𝒑 = 𝟐𝑪𝒑𝑭𝒆 + 𝟑𝑪𝒑𝑯𝟐𝑶 − 𝑪𝒑𝑭𝒆𝟐𝑶𝟑 + 𝟑𝑪𝒑𝑯𝟐
 ∆𝑪𝒑 = 𝟐 ∗ 𝟐𝟔, 𝟑𝟒 + 𝟑 ∗ 𝟕𝟓, 𝟐𝟗𝟏 − 𝟏𝟐𝟔, 𝟒 + 𝟑 ∗ 𝟐𝟖, 𝟖𝟐 = 𝟔𝟓, 𝟔𝟗𝟑
𝑱
𝒎𝒐𝒍
𝑲
 ∆𝑯 = −𝟑𝟓, 𝟐𝟗 + 𝟔𝟓, 𝟔𝟗𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝟗𝟎 − 𝟐𝟓 = −𝟑𝟏, 𝟎𝟐
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
∗
𝟒𝟎𝟎 𝒈
𝟏𝟔𝟎
𝒈
𝒎𝒐𝒍
= −𝟕𝟕, 𝟓𝟓 𝒌𝑱