Presentación didáctica de Quimica (1º de BTO)

1. TERMOQUÍMICA
La Termodinámica estudia los intercambios energéticos en los procesos físicos y
químicos. La Termoquímica se centra en el estudio del intercambio de energía
en las reacciones químicas.
REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS

2. LA ELECTRÓLISIS COMO EJEMPLO DE REACCIÓN ENDOTÉRMICA
cátodoánodo

3. LOS SISTEMAS TERMODINÁMICOS
S
 Un sistema termodinámico es un sistema constituido por un número elevadísimo de
partículas que sólo puede ser descrito desde un punto de vista macroscópico, ya que es
imposible conocer en cada instante la posición y la energía de cada partícula.
 El estado de un sistema termodinámico depende de las denominadas variables
termodinámicas. Se denominan funciones de estado a las variables con un valor definido
para cada estado del sistema, y cuyas variaciones solo dependen del estado inicial y final del
sistema y no del camino seguido para pasar de un estado al otro.
Son funciones de estado la temperatura, el volumen, la presión, y otras magnitudes como la
energía interna, la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs.
 En los sistemas no aislados puede existir un intercambio de energía con el medio exterior,
debido a la existencia de diferencias de temperatura, o debido a cambios de volumen. En el
primer caso el sistema intercambia calor, y en segundo intercambia trabajo.
 El trabajo relacionado con los cambios de volumen que tienen lugar en un sistema a
presión constante viene dado por la expresión: T = p ∙ Δ V
Deducción:

4. REACCIONES QUE TRANSCURREN A VOLUMEN CONSTANTE
(Reacciones en recipientes cerrados, reacciones entre sólidos y líquidos, sin
intervención de gases o reacciones entre gases en las que el número de moléculas
gaseosas permanece constante en ambos miembros de la reacción)
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
REACCIONES QUE TRANSCURREN A PRESIÓN CONSTANTE
La energía de un sistema
aislado permanece constante
La variación de entalpía en una reacción química a presión constante depende del
estado físico de los reactivos y de los productos. La entalpía estándar de reacción,
Δ H0
, es la variación de entalpía en una reacción en la que los reactivos en estado
estándar (p = 1 atm y 25 ºC) se transforman en productos en estado estándar.
Calor desprendido por el
sistema al entorno
Calor absorbido por el
sistema del entorno
Trabajo realizado
por el sistema sobre
el entorno
Trabajo realizado por el entorno
sobre el sistema
Δ U = Q - T

5. En las reacciones que intervienen gases: p Δ V = Δ n R T,
siendo Δ n = ∑ ni (productos ) - ∑ ni (reactivos) y por lo tanto:
Q p = ΔH = ΔU + p ΔV = Q v + Δ n R T Q p = Q v + Δ n R T
Cuando no hay variación en el número de moles de las sustancias gaseosas que intervienen
en la reacción, resulta: Qp = Qv y ΔH = ΔU
LEY DE HESS
Si una reacción puede producirse en varias etapas, su variación de entalpía es igual a
la suma de las entalpías de reacción de estas reacciones intermedias.
0
º
2
º
2 2
0 0
2 2
1
: ( ) ( ) ( ) 110,5
2
( ) ( ) ( ) 283,0
( ) ( ) ( ) 393,5A B
Ej C s O g CO g H kJ
CO g O g CO g H kJ
C s O g CO g H H H kJ
   
    
      
LA ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN DE UNA SUSTANCIA
La entalpía estándar de formación,
0
fH , de una sustancia es la variación de entalpía
correspondiente a la formación de un mol de sustancia en su estado estándar, a partir de sus
elementos en dicho estado.
2
0 0
2 ( )
0 0
2 2 ( )
1
: ( ) ( ) 110,5 110,5 /
2
( ) ( ) 393,5 393,5 /
f CO
f CO
Ej C s O CO g H kJ H kJ mol
C s O CO g H kJ H kJ mol
        
        
La entalpía estándar de una reacción es igual a la suma de las entalpías estándar de
formación de los productos menos la suma de las entalpías estándar de formación de los
reactivos, multiplicadas, respectivamente, por los coeficientes estequiométricos que figuran en
la ecuación ajustada:
0 0 0
( ) ( ) ( ) ( )productos f productos reactivos f reactivosH n H n H        
Las entalpías de formación de las sustancias simples se toman arbitrariamente como cero en
las condiciones estándar.
4 2 2 2 2 4 2 2 2
2 2 4 2 2
0 0 0 0 0 0 0 0
: ( ) 3 ( ) ( ) ( )
3reacción CCl S Cl C S Cl CCl S Cl C S
Ej CS l Cl g CCl l S Cl l
H H H H H H H H
  
              
0

6. La entalpía estándar de combustión de un compuesto es el calor desprendido en la
combustión de un mol del compuesto en la reacción con oxígeno gaseoso en condiciones
estándar.
Estas reacciones son importantes porque permiten calcular entalpías de formación, conocido
el resto de las entalpías de formación de las sustancias que intervienen en la reacción de
combustión.
LA ENTALPÍA DE ENLACE
La entalpía o energía de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces de
un tipo determinado.
La energía de un enlace determinado depende ligeramente del resto de los átomos unidos a
aquellos que forman parte del enlace en cuestión, por lo que se toman siempre valores
medios de dicha magnitud.
Tabla de energías de enlace
Cuando no se puede calcular la entalpía estándar de una reacción mediante las entalpías de
formación de reactivos y productos, se puede hacer el cálculo a partir de las entalpías de
enlace:
0 0 0
reacción enlacesrotos enlacesformadosH H H    
Ejemplo:
Calcula la entalpía de formación del vapor de agua a partir de la siguiente reacción:
2 2 22 ( ) ( ) 2 ( )H g O g H O g 
Enlaces rotos: 2 H-H y 1 O=O Enlaces formados: 4 O-H
Por tanto:
 0
0
2 4355,55 489,06 4 462,31 489,08
489,08
: 244,54 /
2
r
f
H kJ kJ kJ kJ
kJ
la entalpíade formaciónestándar del agua será H kJ mol
mol
       

    
LA ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN

7. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
No todos los procesos espontáneos son exotérmicos. Existen procesos tanto físicos
como químicos que, siendo endotérmicos, se producen espontáneamente. Así, por ejemplo:
 Un líquido volátil en un recipiente abierto se evapora espontáneamente hacia la
atmósfera circundante.
 El hielo a temperatura ambiente se funde.
 Las sales como el NaCl se disuelven por sí solas en suficiente cantidad de agua.
 El carbonato de calcio se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono:
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) Δ H > 0
Vemos por tanto, que el valor de la entalpía, al menos de forma única, no es suficiente para
saber cómo evoluciona un proceso y es necesaria la definición de alguna otra magnitud
mediante la cual se pueda deducir la evolución.
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. LA ENTROPÍA
El segundo principio de la Termodinámica mantiene que todos los sistemas aislados
tienden espontáneamente al desorden.
Para medir el desorden de un sistema surge una nueva magnitud termodinámica llamada
entropía (S). Cuanto mayor es el desorden de un sistema mayor es su entropía.
En un sistema cerrado (no intercambia materia con el entorno pero sí energía) se pueden
dar dos tipos de procesos:
 Procesos reversibles. Son aquellos que se pueden invertir en cualquier momento.
Estos procesos se producen muy lentamente y el sistema se encuentra en todo
momento en equilibrio con el entorno.
En un proceso reversible, a temperatura constante, la variación de entropía es:
Δ S = Q / T
siendo Q el calor intercambiado con el entorno y T la temperatura absoluta.
 Procesos irreversibles. Estos procesos no pueden invertirse.
Es frecuente presenciar cómo espontáneamente sale el aire de un globo y se
expande en la atmósfera exterior a él, perno nunca al contrario, que el globo se llene
por sí mismo tomando aire del exterior. Este es un proceso irreversible.
En un proceso irreversible, a temperatura constante, la variación de entropía es:
Δ S > Q / T

8. TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Cuando un sistema está perfectamente ordenado y sin energía de vibración, es decir,
en el cero absoluto, su entropía es cero. Este enunciado constituye el tercer principio
de la termodinámica.
El Universo es un sistema aislado en el que se están produciendo continuamente procesos
irreversibles, por lo que la entropía del universo crece constantemente con el tiempo (la
entropía es la “ flecha del tiempo”). Cuando la entropía alcance su valor máximo (desorden
total) ningún cambio más será posible en él.
LA ENTROPÍA DE REACCIÓN
A cada sustancia pura le corresponde una entropía molar estándar (a 1 atm y 25 ºC). En
general, la entropía de los gases es mayor que la de los líquidos y esta mayor que la de los
sólidos. Además la entropía de una sustancia será tanto mayor cuanto más átomos tenga en
su molécula y cuánto más débiles sean los enlaces entre los átomos en la misma.
A partir de las entropías molares estándar se puede calcular la entropía estándar de reacción:
En las reacciones donde intervienen gases, la entropía aumenta si hay un aumento en los
moles gaseosos. En las reacciones donde intervienen líquidos y sólidos, la entropía aumenta
si hay un aumento en los moles totales del sistema.
So
molar (J ∙ K -1
∙ mol -1
)

9. LA ENERGÍA LIBRE DE GIBBS DE UNA REACCIÓN
La tendencia de una reacción química (y de un proceso en general) va a depender de tres
factores: la variación de energía, la variación de entropía y la temperatura.
Para recoger los tres factores en una sola magnitud energética, se define la entalpía libre o
energía libre de Gibbs, G, como: G = H – T S , donde H es la entalpía, T la temperatura
en K y S la entropía del sistema.
A partir de las energías libres estándar de formación de los reactivos y los productos se
puede calcular la entalpía libre estándar de una reacción:
La energía libre de formación de las sustancias simples se toma arbitrariamente como cero
en las condiciones estándar.
Si la temperatura de referencia no es la estándar (25 ºC) : Δ G = Δ H – T Δ S
Los valores de ΔH e ΔS dependen de la temperatura, aunque poco, por lo que para hacer
una estimación aproximada de Δ G podemos utilizar los valore estándares.
La reacción química será espontánea a una temperatura dada si ΔG < 0 a dicha
temperatura, la reacción no será espontánea si ΔG > 0 y si ΔG = 0, la reacción estará
en equilibrio.
LA ENTROPÍA (EL UNIVERSO MECÁNICO)

10. EJEMPLOS DE APLICACIÓN
- 298 K ∙ 1,254 kJ K-1
= 3 806,3 kJ
- Te ∙ 1,254 kJ K-1
ΔG0
= 2ΔG0
(CO2) +3 ΔG0
(H2O) - ΔG0
(C2 H6) - 7/2 ΔG0
(O2 ) =
= [ 2 (-392,75) + 3 (-236,25) - (-32,75) -7/2 (0) ] kJ = -1 461,5 kJ