1. Liceo Andrés Bello A-94
Coordinación Técnica Pedagógica
Departamento de Ciencias
Sr. Carlos Contreras G.
Curso: III Medio
Guía de Estudio Química Tercero Medio
Termodinámica
Nombre Puntaje 100
Curso Calificación
Fecha Ortografía
Objetivos:
1. Conocer las variables termodinámicas que dan cuenta del estado de un sistema y sus
alrededores.
2. Identificar las ecuaciones termodinámicas que representan un proceso físico o reacción
química.
3. Determinar si una reacción es endotérmica o exotérmica, espontánea o no espontánea.
4. Calcular las magnitudes termodinámicas de un sistema o sus variables de estado.
5. Deducir a través de las magnitudes o variables termodinámicas, los fenómenos, procesos
físicos o reacciones químicas que se producen.
Habilidades:
1. – Conocer
2. – Identificar
3. – Determinar
4. – Calcular
5. – Deducir
Primera Ley de la Termodinámica
Describe la conservación de la energía; establece que “la energía quede ser convertida
de una forma a otra, pero no se puede crear o destruir”. Cuando hablamos de un sistema, este
esta formado por átomos, iones o molecular y si nos enfocamos en su ENERGÍA INTERNA (∆U)
(cinéticas y potenciales) a la cual contribuyen diversas formas de energía, que se pueden
resumir en energía de traslación, rotación, vibración, electrónica, interacciones moleculares y
energía nuclear.
Por lo que la variación de la energía interna de un sistema puede producirse por el calor
absorbido o cedido por este, o el trabajo realizado por o sobre este de acuerdo a la siguiente
ecuación:
∆U = q + w Como sabemos el calor absorbido o cedido por un sistema a presión constante,
como se produce la mayoría de los procesos en la vida cotidiana (1 atm) corresponderá
exactamente a la variación de Entalpía del sistema (∆H), por lo que la ecuación quedaría.
∆U = ∆H + w Y trabajo puede ser reemplazado en un sistema gaseoso por.
∆U = ∆H + F ∆d y como; F ∆d = F ∆ d3 = P ∆V la ecuación queda:
d2
∆U = ∆H + P ∆V
Y para un sistema aislado:
∆U = w
∆U = P ∆V

2. Segunda Ley de la Termodinámica
La Entropía (∆S) es “una medida directa de la aleatoriedad o del desorden del sistema”.
Una baraja nueva está ordenada en una forma específica, pero una vez que se barajan las
cartas, se desordenan tanto que aunque es posible, es extremadamente improbable que
después de barajar se restaure el orden original. Este ejemplo nos indica que los sistemas y el
universo completo, tienden al desorden.
La S sólido es menor que la S líquido y esta mucho menor que la S gas
Para un proceso espontáneo: ∆S universo = ∆S sistema + ∆S entorno 0
Para un proceso en equilibrio: ∆S universo = ∆S sistema + ∆S entorno = 0
Para un proceso no espontáneo: ∆S universo = ∆S sistema + ∆S entorno 0
Cambios de Entropía de un Sistema
Para la reacción:
aA + bB cC + dD
Donde las minúsculas son los números estequeométricos, tenemos:
∆Sºreacción = [ cSº(C) + dSº(D)] – [ aSº(A) + bSº(B)]
∆Sºreacción = ∑nSº(productos) - ∑nSº(reactantes)
Ejemplo:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Desarrollo:
∆Sºreacción = [2Sº(NH3)] – [ Sº(N2) + 3Sº(H2)]
∆Sºreacción = (2 mol)(193 J/K*mol) – [(1 mol) (192 J/K*mol) + (3 mol) (131
J/K*mol) ]
∆Sºreacción = - 199 J/K
Respuesta: Esta reacción no es espontánea ya que su entropía disminuye.
Cambios de Entropía del Entorno
Cuando un sistema libera calor al entorno a presión constante (disminuye su entalpía),
las moléculas del entorno aumentan su energía cinética por lo que aumenta su entropía. De
acuerdo a esto podemos decir que:
∆S entorno ∞ - ∆H sistema
Como esta variación estará condicionada por la temperatura obtendremos:
∆S entorno = - ∆H sistema
T

3. Tercera Ley de la Termodinámica
Se puede resumir como: “la entropía de una sustancia cristalina perfecta es cero a la
temperatura del cero absoluto o cero Kelvin”.
Por lo tanto las entropías entregadas en el ejemplo anterior son absolutas o reales. No
ocurre lo mismo con las entalpías o energías internas ya que estas son indeterminadas.
Energía libre de Gibbs
Como ni la entropía ni la entalpia nos dan una certeza de la espontaneidad de un
proceso o reacción química, la relación entre ambas si lo hará.
Para un proceso espontáneo se tiene:
∆S universo = ∆S sistema + ∆S entorno 0
Sustituyendo se tiene:
∆S universo = ∆S sistema - ∆H sistema 0
T
Multiplicando por T:
T∆S universo = - ∆H sistema + T∆S sistema 0
Si multiplicamos por – 1 obtenemos:
-T∆S universo = ∆H sistema - T∆S sistema 0
Obtendremos la ecuación para la energía libre de Gibbs:
∆G = ∆H - T∆S
Cambios de Energía libre de Gibbs de formación y reacción
Al igual que para la entalpía, la energía libre de Gibbs para la formación de un elementos
en su forma alotrópica más estable es 0, a 1 atm de presión y 25 ºC.
Ej: ∆Gºf (C )= 0
grafito , ∆Gºf (O2) = 0
Y para una reacción cualquiera:
aA + bB cC + dD
∆Gºreacción = [ c∆Gºf(C) + d∆Gfº(D)] – [ a∆Gºf (A) + b∆Gfº(B)]
∆Gºreacción = ∑n∆Gºf (productos) - ∑n∆Gºf (reactantes)
Sabiendo que ∆Gºreacción = ∆Gºformación
Para un proceso espontáneo: ∆G 0
Para un proceso en equilibrio: ∆G = 0 (es decir; ∆H - T∆S = 0)
Para un proceso no espontáneo: ∆G 0 (la reacción es espontánea en dirección
opuesta)

4. Actividades
Luego de leer atentamente el resumen de termodinámica, junto con la ayuda de tu texto
de estudio y la guía de tu profesor de asignatura, resuelve los siguientes problemas.
1. Prediga si el cambio de entropía es mayor o menor que cero para cada uno de los
siguientes procesos.(16 puntos)
a) Congelamiento del bromo líquido. ∆S_____ 0
b) Evaporación de una cantidad de etanol a temperatura ambiente. ∆S_____ 0
c) Disolución de sacarosa en agua. ∆S_____ 0
d) Enfriamiento de nitrógeno gaseoso de 80 ºC a 20 ºC. ∆S_____ 0
2. A partir de los valores de entropía absoluta, calcúlese los cambios de entropía estándar
de las siguientes reacciones a 25 ºC. (16 puntos)
Sº CaCO3 = 92,9 J/K * mol
Sº Cl2 = 223 J/K * mol
Sº CO2 = 213,6 J/K * mol
Sº CaO = 39,8 J/K * mol
Sº HCl = 187 J/K * mol
Sº H2 = 131 J/K * mol
a) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
b) H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
3. Predígase si le cambio de entropía del sistema es positivo o negativo para cada una de
las siguiente reacciones. (marca con una cruz)(10 puntos)
a) Ag+(ac) + Cl-(ac) AgCl(s) (formación del cloruro de sodio sólido
a partir de sus iones en solución acusa)
____positivo; _____negativo; _____indeterminado.
b) NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g) (fomación de aminíaco
gaseoso y ácido clorhídrico gaseoso a partir del cloruro de amonio sólido)
_____positivo; _____negativo; _____indeterminado.
c) H2(g) + Br2(g) 2HBr(g)
____positivo; _____negativo; _____indeterminado.

5. 4. La formación del amoníaco gaseoso a 25 ºC cuenta con un ∆H = - 92,6 kJ. Calcular la
entropía del sistema y determinar si esta reacción se produce o no en forma
espontánea.(8 puntos)
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
5. Calcúlese los cambios de energía libre estándar de reacción a 25 ºC a partir de sus
variaciones de energía libre de formación y determine si estas son espontáneas o no
espontáneas. (desarrolle el ejercicio y marque su espontaneidad con una cruz)
(20 puntos)
∆Gºf (CO2(g)) = -394,4 kJ/mol
∆Gºf (H2O(l)) = -237,2 kJ/mol
∆Gºf (CH4(g)) = -50,8 kJ/mol
∆Gºf (MgO(s)) = -569,6 kJ/mol
a) CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)
_____Espontáneo; _____No Espontáneo; _____En Equilibrio.
b) 2 MgO(s) 2Mg(s) + O2(g)

6. _____Espontáneo; _____No Espontáneo; _____En Equilibrio.
6. Para la del oxido de calcio también llamada cal viva, a 25 ºC se obtiene una variación de
entalpia estándar a partir de sus entalpias esándar de formación de 177,8 kJ. Y una
variación de entropía de 160,5 kJ.
a) Calcula la energía libre de Gibbs a esa temperatura y determina se es espontánea esta
reacción a 25 ºC. (10 puntos)
b) Calcula la temperatura a la que el sistema esta en equilibrio, es decir que su ∆Gºrección
= 0 (utiliza la ecuación de ∆Gº en equilibrio)(10 puntos)
c) Explique que sucede con la reacción, por sobre la temperatura de equilibrio.(10
puntos)