tema 1 de quimica inorganica

1. Universidad de Los Andes
Facultad de Ingeniería
Departamento de Ciencias Aplicadas y Humanistica
Química Inorgánica
Tema # 1
Estabilidad de sustancias químicas.
Prof. Roger Enrique Montealegre
Semestre B-2009.

2. El gas natural está principalmente formado por metano CH4, la
combustión completa proporciona dióxido de carbono CO2 y agua
H2O como productos, en está reacción química se forma otro
producto muy importante como es el calor. El calor lo podemos
utilizar, en la cocina para preparar alimentos, en la industria, en
un calentador de agua y en muchos procesos de la vida diaria.
La termodinámica es una rama de la química que estudia los
efectos caloríficos de las reacciones químicas y la determinación
cuantitativa del calor mediante medidas y cálculos. También se
define la termodinámica como el estudio de las interrelaciones
que existen entre las diferentes formas de energías y el desorden
del universo.
En el universo donde vivimos se observan dos fenómenos que
controlan todo los que en el sucede. A) La energía ni se crea ni se
destruye pero se transforma continuamente. B) El desorden
aumenta a medida que transcurre el tiempo.
Podemos participar por la raíz termo, que involucra calor y
temperatura y van a jugar un papel importante en la descripción
de las leyes que gobiernan el universo.
El universo es infinitamente grande, la parte del universo objeto
de nuestro estudio se denomina sistema (figura 1). Un sistema
puede ser tan grande como los océanos de la Tierra o tan
pequeño como el contenido de un matraz, la mayor parte de los
sistemas que estudiaremos son pequeños. Fijaremos nuestra
atención en las interacciones del sistema, es decir, la
transferencia de energía como calor, trabajo y materia entre el
sistema y sus alrededores. Los alrededores son la parte del
universo donde se manifiesta estas interacciones. La pared que
divide al sistema y los alrededores se llama frontera.
Figura 1. El sistema es la parte del universo en estudio.
Sistema
Alrededores
Universo
Frontera
Sistema
Alrededores
Universo
Frontera

3. La figura 2 muestra los tres tipos de sistema más comunes. Un
sistema abierto, puede intercambiar libremente energía y materia
con sus alrededores, por ejemplo, el vaso de café caliente cede
calor a los alrededores, se enfría también se transfiere materia en
forma de vapor de agua. El sistema cerrado, puede intercambiar
energía pero no materia, ejemplo. El erlenmeyer de café caliente
con tapón cede calor a los alrededores, se enfria, al estar tapado
no se escapa vapor de agua y no hay transferencia de energía
mientras que en un sistema aislado, el café caliente en un termo
es una aproximación de un sistema aislado. No se escapa vapor
de agua y no hay transferencia de energía.
Figura 2. Los sistemas y sus alrededores. Sistema abierto (a),
sistema cerrado (b) sistema aislado (c).
Un término que es la base de la termodinámica es la energía,
viene del griego y significa capacidad de actuar, la energía es la
capacidad para realizar trabajo. Un trabajo se realiza cuando se
aplica una fuerza y la masa se mueve una distancia. Existen
diferentes tipos de energía.
A) La energía radiante. Proviene del Sol y es la fuente de
energía primaria de la Tierra.
B) La energía térmica. Es la energía asociada con el
movimiento arbitrario de átomos y moléculas.
C) La energía química. Es la energía almacenada dentro de los
enlaces de las sustancias químicas.

4. D) La energía nuclear. Es la energía almacenada dentro del
núcleo por los neutrones y protones en el átomo.
E) La energía potencial. Es la energía disponinible en virtud
de la posición de un objeto.
El proceso exotérmico. Es cualquier proceso que emite calor y
transfiere la energía térmica del sistema al entorno o vecindad.
2H2(g) + O2(g) ↔ 2H2O(g) + Energía
El proceso endotérmico. Es cualquier proceso donde el entorno
tiene que suministrar calor al sistema.
2HgO(s) + Energía ↔ 2Hg(l) + O2(g)
Para describir un sistema completamente es necesario indicar su
temperatura, presión y cantidades de sustancia que lo compone,
cuando se tiene esta información se dice que se ha especificado el
estado del sistema. Cualquier propiedad que tiene un único valor
cuando el estado del sistema está definido se dice que es una
función de estado (Figura 3). Por ejemplo. Una muestra de agua
pura a 20 ˚C y a la presión de 1 atm está en un estado especifico.
La densidad del agua en este estado es 0,99820 g/mL. Se puede
establecer que esta densidad tiene un valor definido, es decir, que
es una función de estado de la siguiente forma, tenemos tres
muestras distintas de agua, una purificada por destilación de
agua superficial, otra sintetizada, quemando hidrógeno y oxígeno
puro y otra preparada a partir del agua de hidratación del sulfato
cuproso penta hidratado CuSO4.5H2O por condensación del agua
vapor líquido. La densidades de estas tres muestras es la misma,
por lo tanto el valor de una función de estado depende del estado
del sistema y no de cómo se haya alcanzado esta estado.
La energía interna de un sistema es una función de estado, no
existe un método sencillo para medirla o calcularla. Es decir, no
se puede escribir un valor de energía de un sistema de manera
análoga a como se da el valor de la densidad del agua. Por
ejemplo el calentamiento de 10 g de hielo a 0 ˚C, hasta una
temperatura final de 50 ˚C. La energía interna del hielo tiene un
valor E1, mientras que la energía a 50 ˚C E2, la diferencia de
energía ∆E =E2 – E1 tiene un valor definido. Si el proceso es
contrario la ener’gia tiene el mismo valor pero con signo
contrario. Entonces ∆E + (∆E) = 0

5. Figura 3. La energía potencial del excursionista 1 y el
excursionista 2 es la misma aun cuando ellos tomaron caminos
diferentes.
Un gas ideal es hipotético, comportamiento puntual, no existe
interacción entre las moléculas, volumen de la molécula es cero,
choques elásticos. La ecuación de los gases ideales viene dado.
P.V =n.R.T
Donde.
n =Número de moles
V = Volumen (Litros)
P = Presión (Atmosfera)
T = Temperatura (Kelvin)
R = Constante universal de los gases. (0,082 atm.l/K.mol)
Presión. Es la fuerza por unidad de área. Las unidades utilizadas.
1 atm 760 mmHg 14,7 psi 101,3 Kpa 760 torr 1,03 bar
Temperatura. Es una medida del calor. Se mide en diferentes
escalas.
K = ˚C + 273,15 ˚F = 9/5.˚C + 32
Volumen. Es el espacio ocupado por un cuerpo.
Escala de medidas longitud.
Km Hm Dam m dm cm mm

6. Condiciones normales. Temperatura 0 ˚C, presión 1 atm.
Condiciones estándar. Temperatura 25 ˚C, presión 1 atm.
El procedimiento mediante el cual se lleva al sistema de un
estado A a otro estado B se denomina proceso (Figura 4) y para
especificarlo es necesario conocer la naturaleza de los linderos
del sistema. Las propiedades de los estados iniciales A y el estado
final B y las secuencias de las etapas intermedias por las que el
sistema pasa durante un cambio de estado, a esta secuencia la
llamaremos trayectoria o camino.
Figura 4. Gráfica de presión versus volumen
Un sistema se dice que se encuentra en el estado de equilibrio
cuando cumple las siguientes condiciones.
A) Todas las propiedades macroscópicas (presión, volumen,
temperatura) del sistema permanecen constantes en el
tiempo.
B) Al eliminar la interacción con los alrededores, es decir, al
aislar al sistema tampoco cambia sus propiedades.
Para que un sistema se encuentre en equilibrio termodinámico es
necesario que simultáneamente se encuentre en equilibrio.
A) Equilibrio mecánico. Las fuerzas que actúan sobre el
sistema y las fuerzas internas son iguales.
B) Equilibrio material. Se manifiesta por que no hay un
intercambio neto de materia, si hay alguna reacción
química se debe alcanzar el equilibrio químico, donde las
concentraciones de los reactivos y productos permanecen
constantes en el tiempo.
C) Equilibrio térmico. Se observa si no hay variaciones de las
propiedades del sistema o del medio ambiente, temperatura
uniforme y constante.

7. Ley cero de la termodinámica.
Las leyes de la naturaleza surgen de la observación de la misma
es la experiencia de muchos observadores la que sugiere que las
cosas ocurren de una manera y no de otra. Una observación o
experiencia corroborada todas las veces que se repiten, se
convierte en una ley. En termodinámica se manejan cuatro leyes
fundamentales, la cuarta ley es la más elemental y se le dio el
nombre de la ley cero de la termodinámica. Esta ley se apoya en
el equilibrio térmico. Enuncia. Dos sistemas en equilibrio térmico
con un tercero, están en equilibrio entre si (Figura 4).
Figura 4. Ley cero de la termodinámica.
Conservación de la energía y primera ley de la termodinámica.
La absorción o desprendimiento de calor y la realización de
trabajo implica cambios en la energía del sistema y sus
alrededores. Al estudiar la energía de un sistema, se utiliza el
concepto de energía interna y la relación de esta magnitud con el
calor y el trabajo.
Calor. Es la energía que se intercambia entre un sistema y sus
alrededores, como resultado de una diferencia de temperatura.
Conversiones de unidades de energía.
1 cal = 4,184 Joul 1 atm.L= 101,22 Joul 1 atm.L = 24,20 cal
La energía en forma de calor, pasa desde el cuerpo más caliente
desde una temperatura más alta, hasta el cuerpo más frío con
una temperatura más baja. A nivel molecular, las moléculas del
cuerpo más caliente ceden energía cinética a través de colisiones
a las moléculas del cuerpo más frío. La energía térmica se

8. transfiere, es decir, el calor fluye hasta que se igualan los valores
medios de las energías cinéticas moleculares de los cuerpos hasta
que la temperatura se igualan.
La transferencia de calor puede causar no solamente una
variación de temperatura, sino que en algunos casos, puede
modificar el estado de la materia. Por ejemplo. Cuando se
calienta un sólido, las moléculas, átomos, iones del sólido, se
mueven más intensamente y llegan a desligarse de sus vecinas
venciendo las fuerzas que los mantienen unidos.
Equilibrio térmico. Capacidad calórica.
Para entender el equilibrio térmico, si agregamos agua hervida a
un recipiente y lo colocamos al medio ambiente y cada cierto
tiempo usamos un termómetro para medir la temperatura,
notamos que esta desciende, hasta llegar a un momento que
permanece constante. El agua ha proporcionado calor al medio
ambiente. Si ahora colocamos otro recipiente con agua fría y
hacemos lo mismo, notamos que la temperatura asciende hasta
llegar a un momento en que se estabiliza, el agua ha tomado
calor del ambiente. Si tomamos un recipiente con agua fría y otro
recipiente con agua caliente y ambos lo vertemos en un
recipiente, notamos al cabo de cierto tiempo que la mezcla tiene
una temperatura fija, a esta temperatura la llamaremos
temperatura de equilibrio se dice que se ha logrado un equilibrio
térmico figura 5.
Figura 5. Equilibrio térmico.
La cantidad de calor (q) absorbido o cedido, esta dado por.
q = m x Ce x ∆T
m = Masa, expresada en gramos
Ce = Calor especifico. Cal/g.˚C
∆T = Variación de temperatura. ∆T=Tf – Ti

9. Históricamente, la cantidad de calor necesaria para modificar un
grado Celsius la temperatura de un gramo de agua fue llamada
caloría (cal). La caloría es una unidad de energía pequeña y la
unidad de kilocaloría (Kcal) ha sido también ampliamente
utilizada. La unidad SI para el calor es el Joul.
1 cal = 4,184 Joul
Hemos dicho, que para elevar en 1 ˚C la temperatura de un
gramo de agua, es necesario suministrarle una caloría. Para
elevar en 1 ˚C un gramo de hierro no se necesita una caloría,
pues cada sustancia requiere distinta cantidad de calor para
elevar 1 gramo de su masa en 1 ˚C. Esa cantidad característica de
cada sustancia se llama calor especifico (Ce), es la cantidad de
calor que se le debe suministrar a un gramo de esa sustancia
para elevar su temperatura un grado.
Al producto de la masa por el calor especifico, se le da el nombre
de capacidad calórica y tiene unidades de cal/K.
La capacidad calórica es una medida de la capacidad de un
sistema para absorber energía en función de una diferencia de
temperatura, es decir, mide la capacidad de un sistema para
recibir calor.
La capacida calórica de un sistema depende, en general, de las
condiciones en las que se lleva a cabo la absorción de la energía,
es necesario distinguir entre la capacidad calórica a volumen
constante Cv y la capacidad calórica a presión constante Cp.
La capacidad calórica a volumen constante, el trabajo es cero,
entonces el calor es igual a la energía interna.
∆E =Cv.∆T
Cuando la temperatura de un sistema aumenta Tf >Ti, ∆T es
positivo, un valor positivo de q significa que el sistema absorbe o
gana calor. Cuando la temperatura de un sistema disminuye
Tf <Ti, ∆T es negativo, un valor negativo de q significa que el
sistema cede o pierde calor a los alrededores.
Otro concepto que interviene en los cálculos de cantidades de
calor es la ley de conservación de la energía, en las interacciones
entre el sistema y sus alrededores la energía permanece
constante, la energía ni se crea ni se destruye se transforma
q(sistema) + q(alrededores) = 0

10. Tabla 1. Calor especifico de diferentes materiales.
Material Calor Específico (cal/g.˚C)
Acero 0,11
Aceite 0,43
Agua 1,00
Alcohol 0,60
Aluminio 0,21
Cobre 0,09
Hielo 0,43
Hierro 0,11
Kerosén 0,51
Latón 0,09
Madera 0,57
Plomo 0,03
Vidrio 0,19
Cinc 0,09
Ejemplo # 1.
Calcular la cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura a 10 Kg de cobre de 25 ˚C a 125 ˚C.
Masa de cobre = 10 Kg = 10000 g
Ce (Cu) = 0,09 cal/g.˚C
Ti = 25 ˚C
Ti = 125 ˚C
q = m x Ce x ∆T
q =10000 g x 0,09 cal/g.˚C x (125 ˚C - 25 ˚C)
q = 90000 cal
Ejemplo # 2.
Calcular la cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura a 5 Kg de plomo de 20 ˚C a 243 ˚F.
Ejemplo # 3.
Calcular la cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura a 3 Kg de cinc de 5 ˚C a 567 ˚F.
Ejemplo # 4.
Calcular la cantidad de calor necesario para elevar la
temperatura a 1 Kg de vidrio de 10 ˚C a 345 K.

11. Energía interna (∆E)
Es la energía total del sistema (cinética y potencial), incluyendo
la energía cinética traslacional de las moléculas, la energía
asociada a las rotaciones y vibraciones de las moléculas, la
energía almacenada en los enlaces químicos, la energía
electrónica de interacción de los núcleos con los electrones y de
los electrones entre si, energía contenida en el núcleo atómico,
energía proveniente de las interacciones de las moléculas entre
si, en la figura 6 se muestran algunas formas de esta energía. La
energía interna también incluye la energía asociada a las
interacciones de los protones y neutrones en los núcleos
atómicos, pero este comportamiento no se modifica en las
reacciones químicas. Un sistema solo tiene energía interna. El
calor y el trabajo sólo existen durante un cambio del sistema, y
toda otra forma de energía posible como la proveniente de las
propiedades magnéticas de algunos materiales.
Por simplicidad denotamos a esta suma de energías como (∆E) y
usualmente diremos la energía del sistema o la energía.
Figura 6. Diferentes tipos de energía interna.
La relación entre el calor, trabajo y las variaciones de energía
interna viene dada por la conservación de la energía, expresada

12. en la forma conocida como el primer principio de la
termodinámica
∆E = q + w
El cambio de la energía interna de un sistema está dado por el
balance entre el calor recibido y el trabajo realizado por el
sistema.
Como sabemos la capacidad calórica es la cantidad de calor
suministrada al cuerpo para aumentar su temperatura un grado,
la capacidad calórica a volumen constante Cv, la utilizaremos
para determinar la energía interna del sistema.
∆E = Cv x ∆T
Tabla # 2. Capacidad calórica a volumen constante Cv
Gas Capacidad calórica Cv
Monoatómica 3/2 . n . R
Molécula diatómica 5/2 . n . R
Molécula poliatómica 7/2 . n . R
R = 0.082 atm.l/K.mol = 1,987 cal/K.mol = 8,31 J/K.mol
Trabajo (w)
El hombre se interesa en poder extraer energía de los sistemas
usualmente mediante máquinas para hacer trabajo, es decir, se
interesa que las máquinas hagan el trabajo por el.
El trabajo que conocemos es estricto laboral, una persona que
levanta un saco de azúcar, se ejerce una fuerza para levantarlo
determinada altura, entonces tenemos.
w = F x d
Para hacer trabajo, el cual denotaremos por w (del inglés work)
un sistema debe sufrir transformaciones energéticas. Si sólo se
obtiene del sistema energía en forma de trabajo éste debe ser
igual a la disminución de la energía interna del mismo.

13. El concepto de trabajo tiene un sentido estrictamente mecánico,
si el sistema realiza trabajo, éste debe poder ser traducido en
términos de una masa m que ha sido elevada a una altura h en el
medio exterior. Cualquiera que sea la naturaleza del trabajo en
consideración, siempre debe ser posible construir una estructura
mecánica capaz de traducir esa forma de energía.
Definimos el trabajo, es la cantidad de energía que fluye a través
de las paredes del sistema durante un cambio de estado y puede
ser usada completamente para elevar un cuerpo en el medio
exterior.
Comenzaremos por entender cómo evaluar el trabajo realizado
por un sistema cualquiera.
Consideremos un proceso mediante el cual se aumenta el
volumen de un sistema, desde un valor inicial V1 hasta un
volumen final V2, como se observa en la figura 7.
Figura 7. Un sistema se expande desde un volumen V1 hasta un
volumen V2 desplazando una masa m desde una altura h1 hasta
una altura h2
El trabajo realizado lo calculamos según la ecuación.
w = F x d
El trabajo se realiza contra una masa m, colocada sobre la parte
superior del sistema que sirve de pistón, el desplazamiento en la
ecuación anterior es igual a la diferencia de las alturas de la
masa.
Desplazamiento = h = h2 – h1

14. La fuerza externa corresponde a la fuerza de gravedad.
Fuerza externa = m x g
El trabajo realizado será.
w = m x g x h
Por otra parte, si el área del pistón es A tenemos que V1 = Axh1 y
V2 = Axh2 por lo cual.
∆V = V2 – V1 = (Axh2) - (Axh1) = A x (h2 – h1) = A x h
Utilizando la definición de presión P =F/A
Pexterna =Fuerza externa/A
Pext = m x g /A
Finalmente, si a la expresión del trabajo la multiplicamos y
dividimos por A, obtenemos.
w = (m x g/A) x (h x A)
w = Pext x ∆V
Un sistema debe sufrir transformaciones energéticas. Si sólo se
obtiene del sistema energía en forma de trabajo éste debe ser
igual a la disminución de la energía interna del mismo. Entonces
la expresión queda con signo negativo
w = - Pext x ∆V
Hemos visto que las reacciones químicas, suelen ir acompañadas
de efectos caloríficos en algunas reacciones también interviene el
trabajo. El sistema puede realizar trabajo sobre los alrededores o
viceversa. Como se observa en la figura 8, en un sistema al
calentar el clorato de potasio KClO3 se descompone en cloruro de
potasio KCl y oxígeno O2, suponga que esta descomposición se
realiza en un recipiente. Las paredes del recipiente no se mueven
debido a la presión de la expansión del O2(g) excepto el pistón
que cierra la parte superior del cilindro acoplado al vaso. La

15. presión del oxígeno es mayor que la presión atmosférica y el
pistón asciende el cual ejerce una presión, aumentando el
volumen, entonces el sistema realiza trabajo sobre los
alrededores.
Figura 8. Expansión en un sistema V2 >V1
Cuando se ejerce una presión sobre el pistón figura 9, este
disminuye el volumen, entonces los alrededores realiza trabajo
sobre el sistema.
Figura 9. Compresión en un sistema V2 <V1
Cuando un gas se expande V2 >V1 el trabajo w <0 indica energía
que abandona el sistema ∆E <0 por lo tanto el calor es cedido al
sistema q <0.
Cuando un gas se comprime V1 >V2 el trabajo w >0 indica energía
que abandona el sistema ∆E >0 por lo tanto el calor es cedido al
sistema q >0.
Ejemplo # 5.
En un sistema absorbe calor 25 Joul y realiza trabajo sobre el
sistema 243 Joul. Calcular ∆E.

16. Ejemplo # 6.
Calcular ∆E y q para el proceso de llevar un mol de un gas ideal
desde condiciones normales hasta condiciones estándar.
Condiciones normales. T = 0˚C P = 1 atm V = 22,4 L
Condiciones estándar. T = 25˚C P = 1 atm V = 24,44 L
Moles = 1mol
∆E = q + w ∆E = Cv x ∆T = 3/2.n.R.(Tf - Ti)
∆E = 3/2.1 mol.0,082 atm.l/K.mol.( 25˚C - 0˚C)
∆E = 3,075 atm.L
w = - Pext x ∆V
w = - 1 atm x (24,44 L - 22,4 L)
w = - 2,04 atm.L
q = ∆E – w
q = 3,075 atm.L - (- 2,04 atm.L) = 3,075 atm.L + 2,04 atm.L
q = 5,115 Aatm.L
Proceso reversible.
Ocurre cuando el sistema se encuentra en equilibrio mecánico
con el medio ambiente.
P(gas) = P(atmosférica)
Proceso isotérmico reversible.
Es un proceso que ocurre a temperatura constante figura 10.
∆E = q + w ∆E = Cv x ∆T = Cv x (Tf - Ti)
Como la temperatura Tf = Ti Entonces ∆E = 0
Entonces w = - q
w = - Pext x ∆V
Como P(gas) = P(atmosférica) P(gas) =n.R.T/V
w = - n.R.T/V. ∆V = -n.R.T.∫dV/V = -n.R.T.ln(Vf/Vi)
w = -n.R.T.ln(Vf/Vi)
Entonces q = - w

17. Figura 10. Proceso isotérmico.
Proceso isocórico reversible.
Es un proceso que ocurre a volumen constante figura 11.
Enfriamiento desde el estado B hasta el estado C.
∆E = q + w w = - Pext x ∆V como V2 = V1 Entonces ∆V = 0
Por lo tanto w = 0 Entonces ∆E = q
∆E = Cv x ∆T = Cv x (Tf - Ti)
Figura 11. Proceso isocórico.
Proceso isobárico reversible
Es un proceso que ocurre a presión constante figura 12.
∆E = q + w w = - Pext x ∆V
∆E = Cv x ∆T = Cv x (Tf - Ti)
q = ∆E – w

18. Figura 12. Proceso isobárico.
Ejemplo # 7.
Un mol de argón, un gas monoatómico, recorre el ciclo descrito a
continuación PASO 1. Desde el estado inicial 1 a la presión de 6,0
atm y volumen de 0,1 L, es expandido isotermicamente hasta el
triple del volumen inicial y la presión de 3,0 atm PASO 2. El gas
es enfriado isobáricamente hasta el volumen inicial. PASO 3. El
gas es calentado isocóricamente hasta el estado de partida.
Calcular el cambio de energía, calor y trabajo para cada uno de
los pasos y para el proceso total figura 13.
Figura 13. Gráfica de presión versus volumen.
Primero calculamos cada una de las variables macroscópicas.
Estado 1 Estado 2 Estado 3
P1 = 6,0 atm P2 = 3,0 atm P2 = P3 = 3,0 atm
V1 = 0,1 L V2 = 2. V1 =0,3 L V3 = V1 =0,1 L
T1 = T1 =T2 T3 =
Utilizando la ecuación de los gases P.V =n.R.T
T1 = P1.V1/n.R = 6 atm. 0,1 L/1mol.0,082 atm.l/mol.K = 7,32 K

19. Como el proceso es isotérmico T1 = T2 = 7,32 K
T3 = P3.V3/n.R = 3 atm. 0,1 L/1mol.0,082 atm.l/mol.K = 3,66 K
Etapa 1. Proceso isotérmico (Estado 1 → Estado 2)
∆E12 = q12 + w12 como T1 = T2 ∆E12 = 0
La ecuación para determinar el trabajo es.
W12 = -n.R.T.ln(V2 / V1)
W12 = - 1 mol.0,082atm.l/K.mol. 7,32 K.ln(0,3/0,1) =- 15,98 cal
W12 =- 15,98 cal
q12 = -W12 = - (- 15,98 cal) = 15,98 cal
Etapa 2. Proceso isobárico (Estado 2 → Estado 3)
∆E23 = q23 + w23 ∆E23 = Cv x ∆T = 3/2.n.R.(T3 – T2)
∆E23 =3/2.1 mol. 0,082 atm.l/K.mol.(3,66 – 7,32)K
∆E23 = – 10,91 cal
W23 = - Pext x ∆V
W23 = - 3 atm. (0,1 – 0,3) L = 0,6 atm.L
Como 1 atm.l → 24,20 cal
0,6 atm.L → X X = 14,52 cal = W23
q23 = ∆E23 – w23 q23 = – 10,91 cal - 14,52 cal = - 24,52 cal
Etapa 3. Proceso isocórico (Estado 3 → Estado 1)
∆E31 = q31 + w31 como V3 = V1 w31 = 0
∆E31 = q31 ∆E31 = Cv x ∆T = 3/2.n.R.(T1 – T3)
∆E31 =3/2.1 mol. 0,082 atm.l/K.mol.(7,32 – 3,66)K
∆E31 = 10,91 cal
∆E31 = q31 = 10,91 cal
∆Etotal =∆E12 + ∆E23 + ∆E31 = 0 - 10,91 cal + 10,91 cal = 0
wtotal =w12 + w23 + w31 = - 15,98 cal – 14,92 cal + 0 = - 30,5 cal
qtotal =q12 + q23 + q31 = 15,98 (– 24,52 + 10,91) cal = 2,37 cal
En un ciclo la energía total es cero ∆Etotal = 0

20. Entalpía. (∆H)
Consideremos los reactivos de una reacción química como el
estado inicial del sistema y los productos como el estado final.
Reactivos (estado inicial E1) ↔ Productos (estado final E2)
∆E = E2 – E1
Consideremos una reacción de combustión llevada a cabo en una
bomba calorimétrica. Como los reactivos iniciales y los productos
están dentro del recipiente de acero, se puede decir que la
reacción se lleva a volumen constante, como el volumen es
constante el trabajo es igual a cero, entonces la energía interna es
igual al calor de la reacción.
∆E = qv
Pero las reacciones químicas no se llevan a cabo generalmente en
bombas calorimétricas. El metabolismo de la sacarosa tiene lugar
en las condiciones existentes en el cuerpo humano, la combustión
del metano se lleva lugar en un recipiente abierto a la atmósfera.
Surge la pregunta. Que relación hay entre el calor de reacción
medido en una bomba calorimétrica y el calor de reacción
cuando se lleva a cabo de otra manera. La otra manera usual es
en vasos, matraces y otros recipientes abiertos a la atmosféra y
bajo la presión constante.
En muchas reacciones a presión constante, se lleva a cabo un
pequeño trabajo de presión-volumen al expandirse o contraerse
el sistema. En estos casos, el calor de reacción medidos qv, es un
poco distinto qp, para la reacción química a presión constante la
variación de energía interna es.
∆E = qp + w
Sabemos ∆E = qv entonces qv = qp + w
El hecho de que qv y qp de una reacción sean distintos aunque
∆E tenga el mismo valor pone de manifiesto que la energía
interna es una función de estado mientras que calor y trabajo no
lo son.

21. Se puede utilizar la relación entre qv y qp para definir una
función de estado que representa el flujo de calor en un proceso a
presión constante.
Teniendo en cuenta ∆E = qv w = - Pext x ∆V al sustituir en la
ecuación.
qv = qp + w
∆E = qp - Pext x ∆V
Al despejar qp obtenemos.
qp = ∆E + Pext x ∆V
Como las magnitudes ∆E, V, P son funciones de estado debe ser
posible obtener la expresión ∆E + Pext x ∆V a partir de otra
función de estado. Está función de estado se denomina entalpía H
∆H = ∆E + Pext x ∆V
∆H = ∆E + ∆(P.V)
Si el proceso tiene lugar a presión y temperatura constante el
calor intercambiado en el proceso, en estas condiciones es.
∆H = qp
Cuando hay cambios de temperatura.
∆(P.V) = ∆(n.R.T) = n.R. ∆T
Cuando hay cambios de moles, durante una reacción química.
∆(P.V) = ∆(n.R.T) = R.T. ∆n
Donde ∆n = ∑n moles productos - ∑n moles reactivos
Ejemplo # 8.
Calcular la variación de entalpía ∆H, del proceso de llevar un
mol de un gas desde condiciones normales hasta condiciones
estándar.
Condiciones normales Condiciones estándar
P1 = 1,0 atm P2 = 1,0 atm
V1 = 22,4 L V2 = 24,44 L
T1 = 0 ˚C + 273 = 273 K T2 = 25 ˚C + 273 = 298 K

22. ∆H = ∆E + Pext x ∆V ∆E = Cv x ∆T = 3/2.n.R.(T2 – T1)
∆E = 3/2. 1mol. 0,082 atm.l/K.mol.(298 - 273) K
∆E = 74,51 cal
∆(P.V)= ∆(n.R.T)= n.R. ∆T= 1mol.0,082 atm.l/K.mol.(298 - 273)K
∆(P.V)= 49,68 cal
∆H = ∆E + ∆(P.V)
∆H = 74,51 cal + 49,68 cal = 124,19 cal
Energía de enlace. (ED)
La energía de un dado enlace ED es idéntica al cambio de entalpía
correspondiente a la reacción de disociación de ese enlace.
ED = ∆Hdisociación
La variación de entalpía de una reacción química cualquiera en
términos de las energías de enlace.
∆Hreacción = ∑n.ED(reactivos) - ∑n.ED(productos)
Ejemplo # 9.
Utilizando las energías de enlace para H-H, O-O y O-H. Calcular
el ∆Hreacción de formación de vapor de agua.
H2(g) + 1/2 O2(g) ↔ H2O(g)
ED (H-H) = 104 Kcal/mol ED (O-O) = 118 Kcal/mol
ED (H-O) = 111 Kcal
∆Hreacción = ∑n.ED(reactivos) - ∑n.ED(productos)
∆Hreacción = [ED (H-H) + ½. ED (O-O)] - [2.ED (H-O)] Kcal/mol
∆Hreacción =[104 + ½.(118) ] - [2.111] Kcal/mol
∆Hreacción =- 59 Kcal/mol

23. Ley de Hess.
En base al concepto de entalpía, podemos calcular muchos
calores de reacción a partir de un número pequeño de medidas
experimentales. Esto es posible a las características de los
cambios de entalpía.
1. ∆H es una propiedad extensiva. Considere la variación de la
entalpía, para la formación de NO(g) a partir de sus elementos.
N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) ∆H = 180,50 kJ
Para expresar la variación de entalpía referida a un mol de NO(g)
se divide todos los coeficientes y el valor de ∆H por dos.
N2(g)/2 + O2(g)/2 ↔ 2NO(g)/2 ∆H = 180,50 kJ/2
1/2N2(g) + 1/2O2(g) ↔ NO(g) ∆H = 90,25 kJ
2. ∆H cambia su signo cuando se invierte en un proceso.
para la formación de NO(g) a partir de sus elementos.
N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) ∆H = 180,50 kJ
La descomposición del NO(g), viene dada.
2NO(g) ↔ N2(g) + O2(g) ∆H = - 180,50 kJ
3. Ley de Hess de la suma de calores constantes. Para describir la
variación de entapía de la formación de NO2(g).
1/2N2(g) + O2(g) ↔ NO2(g) ∆H = ?
A partir de las siguientes reacciones.
1/2N2(g) + 1/2O2(g) ↔ NO(g) ∆H = 90,25 Kj
NO(g) + 1/2O2(g) ↔ NO2(g) ∆H = - 57,07 kJ
1/2N2(g) + O2(g) ↔ NO2(g) ∆H = 33,18 kJ

24. Ejemplo # 10.
Dada las siguientes reacciones para la oxidación de benceno
C6H6(l) y del acetileno C2H2(l) a 25 ˚C y 1 atm.
A) 2C6H6(l) + 15O2(g) ↔ 12CO2(g) + 6H2O(l) ∆H1 = - 6700 kJ
B) 2C2H2(l) + 5O2(g) ↔ 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H2 = - 2600 Kj
Calcular el valor de la reacción de obtención del benceno a partir
del acetileno según la reacción.
3C2H2(l) ↔ C6H6(l) ∆H3 = ?
La reacción A se invierte y la reacción se divide por 2.
12CO2(g)/2 + 6H2O(l)/2↔2C6H6(l)/2 + 15O2(g)/2 ∆H1=- 6700 kJ/2
6CO2(g) + 3H2O(l) ↔ C6H6(l) + 15/2O2(g) ∆H1= 3350 kJ
La reacción B se multiplica por 3/2
3/2.2C2H2(l) + 3/2.5O2(g)↔3/2.4CO2(g)+3/2.2H2O(l) ∆H2=3/2- 2600
3C2H2(l) + 15/2O2(g)↔ 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆H2= - 3900 kJ
Una vez realizadas las operaciones tenemos
6CO2(g) + 3H2O(l) ↔ C6H6(l) + 15/2O2(g) ∆H1= 3350 kJ
3C2H2(l) + 15/2O2(g)↔ 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆H2= - 3900 kJ
Eliminando las moléculas de H2O(l) y O2(g), obtenemos.
3C2H2(l) ↔ C6H6(l) ∆H3 = - 550 Kj

25. Universidad de Los Andes
Facultad de Ingeniería
Química Inorgánica
Prof. Roger Montealegre
Guía No 1 . Estabilidad de las sustancias químicas.
1. En un recipiente que contiene 5000 g de agua a 20 °C, se
coloca a 100 °C un bloque de hierro de 500 g. Calcular la
temperatura de equilibrio si se supone que el recipiente no
recibe ni cede calor. Ce (Fe) = 0,11 Cal/g. °C. R: 20,87 °C
2. Un recipiente de hierro de 2 Kg contiene 500 g de agua
ambos a 25 °C. Què cantidad de calor se requiere para
elevar la temperatura hasta 80 °C. R: 39600 cal
3. En un recipiente se han colocado 10 Kg de agua frìa a 9 °C,
calcular la cantidad de masa de agua hirviendo hay que
introducir al recipiente para que la temperatura de la
mezcla sea de 30 °C. No se considera la energía absorbida
por el recipiente. R: 3 Kg.
4. Se mezclan 30 Kg de agua a 60 °C con 20 Kg de agua a 30 °C.
Calcular la temperatura de equilibrio de la mezcla. R: 48 °C
5. Se tiene un pedazo de metal de masa 80 g a 100 °C.
Determinar el calor específico de ese metal, si al sumergirlo
en 150 g de agua a 18 °C, se obtiene una temperatura de
22 °C, el recipiente no recibe calor. R:0,096 Cal/g. °C.
6. Con el calor cedido por 400 g de agua al pasar de 80 °C a
20 °C. Cuántos gramos de cobre podrán elevar su
temperatura de 40 °C a 45 °C. Ce (Cu) = 0,09 Cal/g. °C
R: 53300 g.
7. Se tiene un recipiente de aluminio de 450 g, que contiene
120 g de agua a 16 °C, si dentro del recipiente se deja caer
un bloque de hierro de 220 g a 84 °C. Determinar la
temperatura de equilibrio. Ce (Al)=0,21 Cal/g.°C. R: 20,87 °C
8. Se introducen 2 Kg de latón a 100 °C en 5 Kg de agua a 1,67
°C, lográndose una temperatura de equilibrio de 5,11 °C.
Calcular el calor específico del latón. R: 0,09 Cal/g. °C
9. Una pieza de fundición de aluminio de 40 Kg se enfría
desde 600 °C hasta 30 °C, cuando se coloca en agua cuya
temperatura inicial era de 12 °C. Determinar la masa de
agua empleada. R: 266 Kg.

26. Aplicación de la Primera Ley de la Termodinámica.
1. Considere un sistema que contiene un mol de un gas
monoatómico retenido por un pistón. Calcular el cambio de
temperatura del gas al ser sometido a un proceso donde
q = 50,0 J y W = 100 J.
2. Un mol de un gas ideal se expande contra un pistón que
soporta una presión de 0,2 atm, si la presión inicial del gas
de 10 atm y la presión final es de 0,4 atm, manteniéndose la
temperatura constante a 0 °C. Calcular: A) El trabajo
(Calorías). B) El cambio en la energía interna del gas. C) El
calor transferido en el cambio.
3. Un mol de un gas ideal se expande reversiblemente a partir
de una presión inicial de 10 atm hasta una presión de final
de 0,4 atm manteniéndose la temperatura constante a 0 °C.
Calcular: A) El trabajo (Calorías). B) El cambio en la energía
interna del gas. C) El calor transferido en el cambio.
4. Calcular el trabajo realizado al expandirse por un mol de
un gas ideal desde un volumen inicial de V1 hasta tres veces
su volumen inicial, desde una temperatura inicial de 273 K
y una presión constante de 1 atm.
5. Determinar el cambio de energía interna, calor y trabajo
realizado, por un mol de un gas ideal monoatómico al ser
sometido a un proceso a volumen constante desde un estado
1, donde P1=2,0 atm y T1=546 K hasta un estado 2, donde
P2=1,0 atm y T2=273 K.
6. Calcular el calor absorbido, en calorías, al expandirse
reversiblemente dos moles de un gas ideal monoatómico,
desde un volumen V1 hasta dos veces su volumen inicial a
una temperatura constante de 0 °C y una presión inicial de
1,0 atm.
7. Un mol de un gas ideal monoatómico, recorre un ciclo
descrito a continuación. Del estado inicial 1 de 300 °C, es
expandido isobáricamente hasta el doble de su volumen
inicial, para luego ser enfriado isocóricamente hasta la
temperatura inicial y finalmente comprimido de manera
isotérmica hasta el estado inicial. Calcular: A) Gráfica de
Presión versus Volumen. B) Energía, calor y trabajo en cada
uno de los pasos. C) Energía, calor y trabajo total.

27. 8. A un mol de un gas ideal ( Cv=3,0 Cal/K), inicialmente en
condiciones normales de presión y temperatura, se le
somete al siguiente proceso que consta de dos pasos: PASO
I: Estado 1 al 2: Un calentamiento a volumen constante,
hasta una temperatura el doble de la inicial. PASO 2: Estado
2 al 3: Una expansión isotérmica hasta el doble de su
volumen inicial. A) Represente los procesos gráficamente P
vs V. B) Determinar el cambio de energía, calor y trabajo
para cada uno de los pasos y para el proceso total.
9. Determinar el cambio de energía, calor y trabajo, al
expandirse un mol de un gas ideal desde un volumen de
5 litros hasta 15 litros, a una temperatura constante de
25 °C, segùn las siguientes condiciones: A) Reversiblemente.
B) Contra una presión constante de 1 atm. C) Contra el
vacío.
10. Calcular el volumen final ocupado por un mol de un gas
ideal, que se encuentra inicialmente a 0 °C y a 1 atm de
presión y es sometido a una expansión isotérmica, contra
una presión constante de 1,0 atm, obteniéndose un calor a
1000 cal.
11.Un mol de un gas ideal, originalmente a 300 K y 1 atm, se
calienta a presión constante hasta una temperatura de 406 K
y después se comprime isotérmicamente hasta un volumen
igual a su volumen inicial. Calcular: A) Represente los
procesos gráficamente P vs V. B) Determinar el cambio de
energía, calor y trabajo para cada uno de los pasos y para el
proceso total.
12.Un mol de argón, un gas monoatómico, recorre el ciclo
descrito a continuación PASO 1: Desde el estado inicial 1 a
la presión de 1,0 atm y la temperatura de 300 °C, es
expandido isobáricamente hasta el doble de su volumen
inicial. PASO 2: El gas es enfriado isocóricamente hasta la
temperatura inicial. PASO 3: El gas es comprimido
isotérmicamente hasta el estado de partida. Calcular:
A) Represente los procesos gráficamente P vs V.
B) Determinar el cambio de energía, calor y trabajo para
cada uno de los pasos y para el proceso total.
13.28 g de nitrógeno se expande contra un pistón que soporta
una presión de 2,0 atm, manteniéndose la temperatura
constante a 0 °C, si la presión inicial del gas es de 10 atm y
la presión final es de 0,4 atm. Calcular: A) El trabajo

28. realizado por el gas durante la expansión. B) El cambio de
energía. C) El calor absorbido durante el proceso.
14. Cinco moles de un gas ideal se expande isotérmicamente a
120 °C, hasta cuatro veces su volumen inicial. Calcular:
A) El trabajo realizado por el gas B) El calor.
15.Dos moles de gas helio inicialmente a una temperatura de
300 K y a una presión de 0,4 atm, se comprime de forma
isobárica a una presión de 1,2 atm. Calcular: A) El volumen
final. B) El trabajo realizado por el gas C) El calor. D). La
energía.
16. Calcular el cambio de entalpía en calorías, al expandir
reversiblemente un mol de un gas ideal, desde un volumen
inicial, hasta dos veces su volumen, desde una temperatura
inicial de 273 K y a una presión constante de 1,0 atm.
17.Una reacción química en una mezcla gaseosa a 300 °C,
disminuye el número de moles de especies gaseosas en 0,35
moles. Si el cambio de energía es de 5,70 Kcal. Calcular el
cambio de entalpía.
18.El sustituto del gas natural (SGN) es una mezcla de gases
que contiene CH4(g) y que puede utilizarse como
combustible. La reacción es la siguiente: 4CO(g) + 8H2(g)
3CH4(g) + CO2(g) + 2H2O(l) H = En base a los datos
adecuados entre los que se dan a continuación, calcule el
H para esta reacción.
C(grafito) + ½ O2(g) CO(g) H = -110,5 KJ
CO(g) + ½ O2(g CO2(g) H = -283,0 KJ
H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H = -285,8 KJ
C(grafito) + 2H2(g) CH4(g) H = -74,81 KJ
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) H = -890,3 KJ
19.Dadas lãs siguientes reacciones para la oxidación del
benceno (C6H6) y del acetileno (C2H2) a 25 °C y 1,0 atm de
presión.
2C6H6(l) + 15O2(g) → 12CO2(g) + 6H2O(l) ∆H1 = -16700 Kcal
2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H2 = -2600 Kcal
Calcular el calor de la reacción de la obtención del benceno
a partir del acetileno según la reacción.
3C2H2(g) → C6H6(l) ∆H3 = ?
20.Dadas lãs siguientes reacciones químicas:
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H1 = 633 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -393 kJ
Ca(s) + C(s) + 3/2O2(g) → CaCO3(s) ∆H3 = -1207 kJ
Calcular: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H4 = ?

29. 21. Calcular: ½ Cl2(g) + 3/2O2(g) + K(s) → KClO3(s) ∆H3 = ?
A partir de las siguientes reacciones químicas.
KClO3(s) → KCl(s) + 3/2O2(g) ∆H1 = 22,3 kJ
½ Cl2(g) + K(s) → KCl(s) ∆H2 = -436 kJ
22.A partir de los calores de formación de las siguientes
reacciones químicas:
½ H2(g) + ½ Br2(g) → HBr(g) ∆H1 = 36,2 kJ
H2(g) → 2H(g) ∆H2 = 435,2 kJ
Br2(g) → 2Br(g) ∆H3 = 198,28 kJ
Calcular: HBr(g) → 2H(g) + 2Br(g) ∆H4 = ?
23. Calcular el calor de formación del acetileno.
2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H4 = ?
A partir de los calores de formación, de las siguientes
reacciones químicas:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H1 = -285,8 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -393,13 kJ
C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ∆H3 = -1300 kJ
24. Calcular el calor de formación del propano.
3C(gráfito) + 4H2(g) → C3H8(g) ∆H4 = ?
A partir de los calores de formación, de las siguientes
reacciones químicas:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆H1 = -2219,9 kJ
C(gràfito) + O2(g) → CO2(g) ∆H2 = -393,5 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H3 = -285,8 kJ
25.Conocidas las siguientes reacciones químicas:
½ N2(g) + 3/2 H2(g) → NH3(g) ∆H1 = -1243 kJ
NH3(g) + 5/4 O2(g) → NO(g) + 3/2 H2O(l) ∆H2 = -2853,8 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H3 = -245,67 kJ
Determinar la entalpía de la siguiente reacción química.
½ N2(g) + O2(g) → NO(g) ∆H4 = ?
26. Determinar la entalpía para la siguiente reacción.
C3H4(g) + 2H2(g) → C3H8(g) ∆H4 = ?
A partir de lãs siguientes reacciones químicas.
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆H1 = -2851,8 kJ
C3H4(g) + 4O2(g) → 3CO2(g) + 2H2O(l) ∆H2 = -1987,2 kJ
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆H3 = -2219,2 kJ
27. Determinar la entalpía para la siguiente reacción.
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H3 = ?
A partir de las siguientes reacciones químicas.
C(gràfito) + O2(g) → CO(g) ∆H1 = -110,54 kJ
C(gràfito) + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = -393,51 kJ