El documento describe conceptos fundamentales de termoquímica como sistemas, estados, funciones de estado, primer y segundo principios de la termodinámica, energía interna, entalpía, entalpía estándar de reacción y formación. También explica cómo calcular las variaciones de energía interna y entalpía en reacciones químicas y la aplicación de la ley de Hess.

1. 1
TERMOQUÍMICATERMOQUÍMICA
Unidad 1Unidad 1

2. 2
Contenidos (1)Contenidos (1)
1.-1.- Sistemas, estados y funciones de estado.Sistemas, estados y funciones de estado.
2.-2.- Primer principio de la Termodinámica.Primer principio de la Termodinámica.
3.-3.- Energía interna y entalpía. Reacciones aEnergía interna y entalpía. Reacciones a
volumen y a presión constante.volumen y a presión constante.
3.1.3.1. Relación entre ambas.Relación entre ambas.
4.-4.- Entalpía estándar de reacción.Entalpía estándar de reacción.
4.1.4.1. Ecuaciones termoquímicas.Ecuaciones termoquímicas.
5.-5.- Entalpía estándar de formación.Entalpía estándar de formación.
6.-6.- Cálculo de las entalpías de reacción.Cálculo de las entalpías de reacción.
7.-7.- Ley de Hess.Ley de Hess.

3. 3
Contenidos (2)Contenidos (2)
8.-8.- Energía o entalpía de enlace de enlace .Energía o entalpía de enlace de enlace .
8.1.8.1. Cálculo de la energía de reacción a partir deCálculo de la energía de reacción a partir de
entalpías de enlace aplicando la ley de Hess.entalpías de enlace aplicando la ley de Hess.
8.-8.- Espontaneidad de las reacciones químicas.Espontaneidad de las reacciones químicas.
9.-9.- Entropía.Entropía.
9.1.9.1. Segundo principio de la Termodinámica.Segundo principio de la Termodinámica.
9.2.9.2. Tercer principio de la Termodinámica.Tercer principio de la Termodinámica.
10.-10.- Energía libre de Gibbs.Energía libre de Gibbs.
11.-11.-Espontaneidad de las reacciones químicas.Espontaneidad de las reacciones químicas.
Influencia de la temperaturaInfluencia de la temperatura

4. 4
SistemasSistemas
Parte pequeña del universo que se aísla paraParte pequeña del universo que se aísla para
someter a estudio.someter a estudio.
El resto se denominaEl resto se denomina ENTORNO.ENTORNO.
Pueden ser:Pueden ser:
– Abiertos (intercambia materia y energía).Abiertos (intercambia materia y energía).
– Cerrados (no intercambia materia y sí energía).Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
– Aislados (no intercambia ni materia ni energía).Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
En reacciones químicas...En reacciones químicas...
SISTEMAS = Sustancias químicasSISTEMAS = Sustancias químicas

5. 5
Definición de Termoquímica.Definición de Termoquímica.
Es la parte de la Química que se encarga delEs la parte de la Química que se encarga del
estudio del intercambio energético de unestudio del intercambio energético de un
sistema químico con el exterior.sistema químico con el exterior.
Hay sistemas químicos que evolucionan deHay sistemas químicos que evolucionan de
reactivos a productos desprendiendoreactivos a productos desprendiendo
energía. Son las reaccionesenergía. Son las reacciones exotérmicasexotérmicas..
Otros sistemas químicos evolucionan deOtros sistemas químicos evolucionan de
reactivos a productos precisando energía.reactivos a productos precisando energía.
Son las reaccionesSon las reacciones endotérmicasendotérmicas..

6. 6
Variables de estadoVariables de estado
Magnitudes que pueden variar a lo largo deMagnitudes que pueden variar a lo largo de
un procesoun proceso (por ejemplo, en el transcurso de(por ejemplo, en el transcurso de
una reacción química)una reacción química) ..
Ejemplos:Ejemplos:
– Presión.Presión.
– Temperatura.Temperatura.
– Volumen.Volumen.
– Concentración.Concentración.

7. 7
Funciones de estadoFunciones de estado
Tienen unTienen un valor únicovalor único para cada estado delpara cada estado del
sistema.sistema.
Su variación solo dependeSu variación solo depende del estado inicialdel estado inicial
y final y no del camino desarrolladoy final y no del camino desarrollado..
SÍ sonSÍ son: Presión, temperatura, energía: Presión, temperatura, energía
interna, entalpía.interna, entalpía.
NO sonNO son: calor, trabajo: calor, trabajo

8. 8
Primer principio de laPrimer principio de la
TermodinámicaTermodinámica
ENERGÍA INTERNA (U)ENERGÍA INTERNA (U)
es la energía totales la energía total
del sistema.del sistema.
– Es imposible medir.Es imposible medir.
– Su variación sí se mide.Su variación sí se mide.
∆∆ U = Q + WU = Q + W
Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.
U es función de estado.U es función de estado.
CALORCALOR
Q > 0Q > 0
CALORCALOR
Q < 0Q < 0
TRABAJOTRABAJO
W < 0W < 0
TRABAJOTRABAJO
W > 0W > 0

9. 9
Calor a volumen constante (QCalor a volumen constante (Qvv)
Es el intercambio de energía en un recipienteEs el intercambio de energía en un recipiente
cerrado que no cambia de volumen.cerrado que no cambia de volumen.
Si V= constante, es decir,Si V= constante, es decir, ∆∆V = 0V = 0
⇒⇒ W = 0W = 0 ⇒⇒
QQvv == ∆∆UU

10. 10
Calor a presión constante (QCalor a presión constante (Qpp)
La mayoría de los procesos químicosLa mayoría de los procesos químicos
ocurren a presión constante, normalmente laocurren a presión constante, normalmente la
atmosférica.atmosférica.
Si p = cteSi p = cte ⇒⇒ W = – p ·W = – p · ∆∆ VV
∆∆ U = QU = Qpp – p ·– p · ∆∆ VV
UU22 – U– U11 = Q= Qpp – p · (V– p · (V22 – V– V11))
QQpp + U+ U11 + p · V+ p · V11 = U= U22 + p · V+ p · V22

11. 11
Calor a presión constante (QCalor a presión constante (Qpp)
HH11= U= U11 + p · V+ p · V11;;
HH22= U= U22 + p · V+ p · V22
QQpp + H+ H 11 = H= H 22
⇒⇒ QQpp = H= H22 – H– H11 == ∆∆ HH
H es una función de estado.H es una función de estado.
Reactivos
Entalpia(H)
Productos
∆H > 0
Reac. endotérmica
Entalpia(H)
Reactivos
Productos
∆H < 0
Reac. exotérmica

12. 12
Relación QRelación Qvv con QQpp (gases).(gases).
∆∆ H =H = ∆∆ U + p ·U + p · ∆∆ VV
Aplicando la ecuación de los gases:Aplicando la ecuación de los gases:
p · V = n · R · Tp · V = n · R · T
y si p y T son constantes la ecuación sey si p y T son constantes la ecuación se
cumplirá para los estados inicial y final:cumplirá para los estados inicial y final:
p ·p · ∆∆ V =V = ∆∆ n · R · Tn · R · T
∆∆ H =H = ∆∆ U +U + ∆∆ n · R · Tn · R · T

13. 13
Relación QRelación Qvv con QQpp
(sólidos y líquidos)(sólidos y líquidos)
En reacciones de sólidos y líquidos apenasEn reacciones de sólidos y líquidos apenas
se produce variación de volumen y ...se produce variación de volumen y ...
QQvv ≅≅ QQpp
es decir:es decir:
∆∆UU ≅≅ ∆∆HH

14. 14
Ejercicio A:Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarseEn termoquímica el valor de R suele tomarse
en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R =en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R =
0,082 atm·l·mol0,082 atm·l·mol-1-1
·K·K-1-1
. Determina el valor de R en el S.I. Determina el valor de R en el S.I
con sus unidades.con sus unidades.
p = d g hp = d g h ⇒⇒
1 atm = 13546 kg1 atm = 13546 kgxxmm-3-3
xx 9,8 m9,8 mxxss-2-2
xx 0,76 m =0,76 m =
10900 kg10900 kgxxmm-1-1
xxss-2-2
1 2 3 3
100900 10
0,082 0,082
− − −
× × × ×
= = =
× ×
-1 -1
J × mol × K
atm l kg m s m
R
mol K mol K
8,3

15. 15
Ejemplo:Ejemplo: Determinar la variación de energía internaDeterminar la variación de energía interna
para el proceso de combustión de 1 mol depara el proceso de combustión de 1 mol de
propano a 25ºC y 1 atm, si la variación depropano a 25ºC y 1 atm, si la variación de
entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.
CC33HH88 (g) + 5 O(g) + 5 O22 (g)(g) →→ 3 CO3 CO22 (g) + 4 H(g) + 4 H22O (l)O (l)
∆∆ H = –2219,8 kJH = –2219,8 kJ
nnreactivosreactivos = 1+5 = 6 ; n= 1+5 = 6 ; nproductosproductos = 3= 3 ⇒⇒ ∆∆ n = – 3n = – 3
Despejando enDespejando en ∆∆ U =U = ∆∆ H –H – ∆∆ n · R · T =n · R · T =
–– 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ
∆∆ UU == – 2212 kJ– 2212 kJ

16. 16
Entalpía estándar de la reacciónEntalpía estándar de la reacción
Es el incremento entálpico de una reacción enEs el incremento entálpico de una reacción en
la cual, tanto reactivos como productos estánla cual, tanto reactivos como productos están
en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 Ken condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K
= 25 ºC; conc. = 1 M).= 25 ºC; conc. = 1 M).
Se expresa comoSe expresa como ∆∆HH00
y como se mide en J o kJy como se mide en J o kJ
depende de cómo se ajuste la reaccióndepende de cómo se ajuste la reacción..
Así,Así, ∆∆HH00 de la reacción “2 Hde la reacción “2 H22 + O+ O22 →→ 2 H2 H22O” esO” es
el doble del de “Hel doble del de “H22 + ½ O+ ½ O22 →→ HH22O”.O”.
∆∆HH00
= H= H00
productosproductos – H– H00
reactivosreactivos

17. 17
Ecuaciones termoquímicasEcuaciones termoquímicas
Expresan tanto los reactivos como los productosExpresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre paréntesis su estado físico, y aindicando entre paréntesis su estado físico, y a
continuación la variación energética expresadacontinuación la variación energética expresada
comocomo ∆∆H (habitualmente comoH (habitualmente como ∆∆HH00
).
EjemplosEjemplos::
CHCH44(g) + 2 O(g) + 2 O22(g)(g) →→ COCO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(l);O(l); ∆∆HH00
= –890 kJ= –890 kJ
HH22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g)(g) →→ HH22O(g);O(g); ∆∆HH00
= –241’4 kJ= –241’4 kJ

18. 18
Ecuaciones termoquímicasEcuaciones termoquímicas
¡CUIDADO!:¡CUIDADO!: ∆∆H depende del número deH depende del número de
moles que se forman o producen. Por tanto, simoles que se forman o producen. Por tanto, si
se ajusta poniendo coeficientes dobles, habráse ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá
que multiplicarque multiplicar ∆∆HH00 por 2:por 2:
2 H2 H22(g) + O(g) + O22(g)(g) →→ 2 H2 H22O(g) ;O(g) ; ∆∆HH00
= 2· (–241’4 kJ)= 2· (–241’4 kJ)
Con frecuencia, suelen usarse coeficientesCon frecuencia, suelen usarse coeficientes
fraccionarios para ajustar las ecuaciones:fraccionarios para ajustar las ecuaciones:
HH22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g)(g) →→ HH22O(g) ;O(g) ; ∆∆HH00
= –241’4 kJ= –241’4 kJ

19. 19
Entalpía estándar de formaciónEntalpía estándar de formación
(calor de formación).(calor de formación).
Es el incremento entálpico (Es el incremento entálpico (∆∆H) que se produceH) que se produce
en la reacción de formación deen la reacción de formación de un mol de unde un
determinado compuesto a partir de los elementosdeterminado compuesto a partir de los elementos
en estado físico normal (en condiciones estándar).en estado físico normal (en condiciones estándar).
Se expresa comoSe expresa como ∆∆HHff
00
. Se trata de un “calor
molar”, es decir, el cociente entre ∆∆HH00
y el
número de moles formados de producto.
Por tanto, se mide en kJ/mol.
EjemplosEjemplos::
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆Hf
0
= – 393’13 kJ/mol
0

20. 20
Cálculo deCálculo de ∆∆ HH00
(calor de reacción)(calor de reacción)
Aplicando la ley de Hess podemos concluirAplicando la ley de Hess podemos concluir
que :que :
∆∆ HH00
== ΣΣ nnpp∆∆HHff
00
(productos)(productos)–– ΣΣ nnrr∆∆HHff
00
(reactivos)(reactivos)
Recuerda queRecuerda que ∆∆HHff
00
de todos los elementosde todos los elementos
en estado original es 0.en estado original es 0.
MUYIMPORTANTE
MUYIMPORTANTE

21. 21
Ejemplo:Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formaciónConocidas las entalpías estándar de formación
del butano (Cdel butano (C44HH1010), agua líquida y CO), agua líquida y CO22, cuyos valores son, cuyos valores son
respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcularrespectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular
la entalpía estándar de combustión del butano.la entalpía estándar de combustión del butano.
La reacción de combustión del butano es:La reacción de combustión del butano es:
CC44HH1010(g) +13/2O(g) +13/2O22(g)(g)→→ 4 CO4 CO22(g) + 5H(g) + 5H22O(l)O(l) ∆∆HH00
combcomb= ?= ?
∆∆ HH00
== ΣΣ nnpp∆∆HHff
00
(product.) –(product.) – ΣΣ nnrr∆∆HHff
00
(reactivos) =(reactivos) =
4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol)4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol)
–1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ–1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
Luego la entalpía estándar de combustión será:Luego la entalpía estándar de combustión será:
∆∆ HH00
combustióncombustión == – 2878’3 kJ/mol– 2878’3 kJ/mol

22. 22
Ley de HessLey de Hess
∆∆H en una reacción química es constanteH en una reacción química es constante
con independencia de que la reacción secon independencia de que la reacción se
produzca en una o más etapasproduzca en una o más etapas..
Recuerda que H es función de estado.Recuerda que H es función de estado.
Por tanto, si una ecuación química se puedePor tanto, si una ecuación química se puede
expresar como combinación lineal de otras,expresar como combinación lineal de otras,
podremos igualmente calcularpodremos igualmente calcular ∆∆H de laH de la
reacción global combinando losreacción global combinando los ∆∆H de cadaH de cada
una de las reacciones.una de las reacciones.
MUYIMPORTANTE
MUYIMPORTANTE

23. 23Ejemplo:Ejemplo: Dadas las reaccionesDadas las reacciones
(1) H(1) H22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g)(g) →→ HH22O(g)O(g) ∆∆HH11
00
= – 241’8 kJ= – 241’8 kJ
(2) H(2) H22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g)(g) →→ HH22O(l)O(l) ∆∆HH22
00
= – 285’8 kJ= – 285’8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua encalcular la entalpía de vaporización del agua en
condiciones estándar.condiciones estándar.
La reacción de vaporización es...La reacción de vaporización es...
(3) H(3) H22O(l)O(l) →→ HH22O(g)O(g) ∆∆HH00
33 = ?= ?
(3) puede expresarse como (1) – (2), luego(3) puede expresarse como (1) – (2), luego
∆∆HH00
33 == ∆∆HH00
11 –– ∆∆HH00
22 ==
– 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ– 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ
∆∆HH00
vaporizaciónvaporización == 44 kJ /mol44 kJ /mol

24. 24
Esquema de la ley de HessEsquema de la ley de Hess
∆H1
0
= – 241’8 kJ
∆H2
0
= – 285’8 kJ
∆H3
0
= 44 kJ
H
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H2O(l)

25. 25Ejercicio B:Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formaciónConocidas las entalpías estándar de formación
del butano (Cdel butano (C44HH1010), agua líquida y CO), agua líquida y CO22, cuyos valores son, cuyos valores son
respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcularrespectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular
la entalpía estándar de combustión del butano.la entalpía estándar de combustión del butano.
Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:
(4) C(4) C44HH1010(g) +13/2O(g) +13/2O22(g)(g)→→ 4 CO4 CO22(g) + 5H(g) + 5H22O(l)O(l) ∆∆HH00
combcomb=?=?
Puede obtenerse a partir de:Puede obtenerse a partir de:
(1)(1) HH22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g)(g) →→ HH22O(l)O(l) ∆∆HH11
00
= – 285’8 kJ= – 285’8 kJ
(2)(2) C(s) + OC(s) + O22(g)(g) →→ COCO22(g)(g) ∆∆HH22
00
= – 393’5 kJ= – 393’5 kJ
(3) 4 C(s) + 5 H(3) 4 C(s) + 5 H22(g)(g) →→ CC44HH1010(g)(g) ∆∆HH33
00
= – 124’7 kJ= – 124’7 kJ
(4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3)(4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3)
4 C(s) + 4 O4 C(s) + 4 O22(g) +5 H(g) +5 H22(g) + 5/2 O(g) + 5/2 O22(g) + C(g) + C44HH1010(g)(g) →→
4 CO4 CO22(g) + 5H(g) + 5H22O(l) + 4 C(s) + 5 HO(l) + 4 C(s) + 5 H22(g)(g)
∆∆ HH00
44 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1= 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1

26. 26Ejercicio C:Ejercicio C: DeterminarDeterminar ∆∆ HHff
00
del eteno (Cdel eteno (C22HH44) a) a
partir de los calores de reacción de las siguientespartir de los calores de reacción de las siguientes
reacciones químicas:reacciones químicas:
(1) H(1) H22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g)(g) →→ HH22O(l)O(l) ∆∆HH11
00
= – 285’8 kJ= – 285’8 kJ
(2) C(s) + O(2) C(s) + O22(g)(g) →→ COCO22(g)(g) ∆∆HH22
00
= – 393’13 kJ= – 393’13 kJ
(3) C(3) C22HH44(g) + 3O(g) + 3O22(g)(g) →→ 2CO2CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(l)O(l)
∆∆HH33
00
= – 1422 kJ= – 1422 kJ
La reacción de formación del eteno CLa reacción de formación del eteno C22HH44(g) a(g) a
partir de sus constituyentes en estado normal es:partir de sus constituyentes en estado normal es:
(4)(4) 2 C(s) + 2 H2 C(s) + 2 H22(g)(g) →→ CC22HH44(g)(g)
(4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)(4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)

27. 27
Ejercicio C:Ejercicio C: DeterminarDeterminar ∆∆HHff
00
del eteno (Cdel eteno (C22HH44) a partir) a partir
de los calores de reacción de las siguientesde los calores de reacción de las siguientes
reacciones químicas:reacciones químicas:
(1)(1) HH22(g) + ½ O(g) + ½ O22(g)(g) →→ HH22O(l)O(l) ∆∆HH11
00
= – 285’8 kJ= – 285’8 kJ
((2)2) C(s) + OC(s) + O22(g)(g) →→ COCO22(g)(g) ∆∆HH22
00
= – 393’13 kJ= – 393’13 kJ
(3)(3) CC22HH44(g) + 3O(g) + 3O22(g)(g) →→ 2CO2CO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(l)O(l) ∆∆HH33
00
= – 1422 kJ= – 1422 kJ
(4) 2 C(s) + 2 H2(g) → C2H4(g)
(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3)
luego ∆H4
0
= 2·∆H2
0
+ 2·∆H1
0
– ∆H3
0
=
= 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) =
= 64’14 kJ
es decir ∆∆HHff
00
(eteno) =(eteno) = 64’14 kJ/mol64’14 kJ/mol
Se trata, pues, de una reacción endotérmica.

28. 28Ejercicio D:Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosaLas entalpías de combustión de la glucosa
(C(C66HH1212OO66)) y del etanol (Cy del etanol (C22HH55OH)OH) son –2815 kJ/molson –2815 kJ/mol
y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datosy –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos
determina la energía intercambiada en la fermenta–determina la energía intercambiada en la fermenta–
ción de un mol de glucosa, reacción en la que seción de un mol de glucosa, reacción en la que se
produce etanol y COproduce etanol y CO22. ¿Es exotérmica la reacción?. ¿Es exotérmica la reacción?
Las reacciones de combustión son, respectivamente:Las reacciones de combustión son, respectivamente:
(1) C(1) C66HH1212OO66 + 6 O+ 6 O22 →→ 6 CO6 CO22 ++ 6 H6 H22O ;O ; ∆∆HH11 == –– 2815 kJ2815 kJ
(2) C(2) C22HH55OH + 3 OOH + 3 O22 →→ 2 CO2 CO22 ++ 3 H3 H22O ;O ; ∆∆HH22 == –– 1372 kJ1372 kJ
La reacción de fermentación de la glucosa es:La reacción de fermentación de la glucosa es:
(3)(3) CC66HH1212OO66 →→ 2 C2 C22HH55OH +2 COOH +2 CO22 ∆∆HH33 = ?= ?
(3) puede expresarse como (1)(3) puede expresarse como (1) –– 2· (2), luego2· (2), luego
∆∆HH33 == ∆∆HH11 –– 2·2·∆∆HH22 == –– 2815 kJ2815 kJ –– 2· (2· (–– 1372 kJ) =1372 kJ) = –– 71 kJ71 kJ
y la reacción esy la reacción es exotérmica.exotérmica.

29. 29
Energía de enlace.Energía de enlace.
““Es la energía necesaria para romper unEs la energía necesaria para romper un
enlace de un mol de sustancia en estadoenlace de un mol de sustancia en estado
gaseosogaseoso””
En el caso de moléculas diatómicas es igual queEn el caso de moléculas diatómicas es igual que
la energía de disociación:la energía de disociación:
A—B(g)A—B(g) →→ A(g) + B(g)A(g) + B(g) ∆∆HHdisdis = E= Eenlaceenlace= E= Eee
EjemploEjemplo:: HH22(g)(g) →→ 2 H(g)2 H(g) ∆∆H = 436 kJH = 436 kJ
Es positiva (es necesario aportar energía alEs positiva (es necesario aportar energía al
sistema)sistema)
Es difícil de medir.Es difícil de medir.

30. 30Ejemplo:Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—ClCalcular la energía del enlace H—Cl
en el cloruro de hidrógeno conociendoen el cloruro de hidrógeno conociendo ∆∆HHff
00
(HCl) cuyo(HCl) cuyo
valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación delvalor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del
HH22 y del Cly del Cl22 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol,que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol,
respectivamente.respectivamente.
La reacción de disociación del HCl será:La reacción de disociación del HCl será:
(4) HCl(g)(4) HCl(g) →→ H(g) + Cl(g)H(g) + Cl(g) ∆∆HH00
44= ?= ?
(1) ½H(1) ½H22(g) + ½Cl(g) + ½Cl22(g)(g) →→ HCl(g)HCl(g) ∆∆HH00
11 = –92,3 kJ= –92,3 kJ
(2) H(2) H22(g)(g) →→ 2H(g)2H(g) ∆∆HH00
22 = 436,0 kJ= 436,0 kJ
(3) Cl(3) Cl22(g)(g) →→ 2Cl(g)2Cl(g) ∆∆HH00
33 = 243,4 kJ= 243,4 kJ
(4) = –(1) + ½(2) + ½(3)(4) = –(1) + ½(2) + ½(3)
∆∆HH00
44 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) == –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) =
= 432,0 kJ= 432,0 kJ EEee(HCl) =(HCl) = 432,0 kJ/mol432,0 kJ/mol

31. 31
Cálculo deCálculo de ∆∆HH00
a partir de lasa partir de las
Energía de enlaceEnergía de enlace
(disociación).(disociación).
Aplicando la ley de Hess en cualquier caso seAplicando la ley de Hess en cualquier caso se
obtiene la siguiente fórmula:obtiene la siguiente fórmula:
∆∆HH00
== ΣΣ nnii · E· Eee(enl. rotos)(enl. rotos) –– ΣΣ nnjj · E· Eee(enl. formados)(enl. formados)
en donde ni representa el número de enlaces rotos yen donde ni representa el número de enlaces rotos y
formados de cada tipo.formados de cada tipo.
MUYIMPORTANTE
MUYIMPORTANTE

32. 32
Ejemplo:Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientesSabiendo que las energía de los siguientes
enlaces (kJ/mol): C=Cenlaces (kJ/mol): C=C :: 611; C611; C––CC :: 347; C347; C––HH :: 413413
y Hy H––HH :: 436, calcular el valor de436, calcular el valor de ∆∆HH00
de lade la
reacción de hidrogenación del eteno.reacción de hidrogenación del eteno.
Reacción: CHReacción: CH22=CH=CH22(g) + H(g) + H22(g)(g) →→ CHCH33–CH–CH33(g)(g)
En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y seEn el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se
forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientrasforman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras
que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.
∆∆ HH00
== ΣΣ EEee(enl. rotos) –(enl. rotos) – ΣΣ EEee(enl. formados) =(enl. formados) =
∆∆ HH00
= 1E= 1Eee(C=C) + 1 E(C=C) + 1 Eee(H–H) – 1E(H–H) – 1Eee(C–C) – 2 E(C–C) – 2 Eee(C–H)(C–H)
∆∆ HH00
= 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol= 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol
– (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) =– (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ–126 kJ

33. 33
Ejercicio E:Ejercicio E: Calcula el calor deCalcula el calor de
combustión de propanocombustión de propano a partir de losa partir de los
datos de energía de enlace de la tabladatos de energía de enlace de la tabla..
CC33HH88 + 5 O+ 5 O22 →→ 3 CO3 CO22 + 4 H+ 4 H22OO
Enlaces rotos:Enlaces rotos:
8 C–H, 2 C–C y 5 O=O8 C–H, 2 C–C y 5 O=O
Enlaces formados:Enlaces formados:
6 C=O y 8 O–H6 C=O y 8 O–H
∆∆HH00
== ΣΣ EEee(e. rotos) –(e. rotos) – ΣΣ EEee(e. form.)(e. form.)
∆∆HH00
= 8 E= 8 Eee(C–H) + 2 E(C–H) + 2 Eee(C–C) +(C–C) +
5 E5 Eee(O=O) – [6 E(O=O) – [6 Eee(C=O) + 8 E(C=O) + 8 Eee(O–H)](O–H)]
∆∆HH00
= 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ –= 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ –
(6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ(6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ
00
EnlaceEnlace EEee (kJ/mol)(kJ/mol)
H–HH–H 436436
C–CC–C 347347
C=CC=C 620620
CC≡≡CC 812812
O=OO=O 499499
Cl–CCl–C 243243
C–HC–H 413413
C–OC–O 315315
C=OC=O 745745
O–HO–H 460460
Cl–HCl–H 432432

34. 34
Entropía (S)Entropía (S)
Es una medida del desorden del sistema queEs una medida del desorden del sistema que
sí puede medirse y tabularse.sí puede medirse y tabularse.
∆∆S = SS = Sfinalfinal –– SSinicialinicial
Existen tablas de SExisten tablas de S00
(entropía molar estándar)(entropía molar estándar)
de diferentes sustancias.de diferentes sustancias.
En una reacción química:En una reacción química:
∆∆SS00
== ΣΣ nnpp· S· S00
productosproductos –– ΣΣ nnrr· S· S00
reactivosreactivos
La entropía es una función de estado.La entropía es una función de estado.

35. 35Ejemplo:Ejemplo: CalculaCalcula ∆∆SS00
para las siguientes reaccionespara las siguientes reacciones
químicas:químicas: a)a) NN22(g) + O(g) + O22(g)(g) →→ 2 NO(g);2 NO(g);
b)b) 3 H3 H22(g) + N(g) + N22(g)(g) →→ 2 NH2 NH33(g).(g).
Datos:Datos: SS00
(J·mol(J·mol–1–1
·K·K–1–1
): H): H22(g) = 130,6; O(g) = 130,6; O22(g) =205; N(g) =205; N22(g)(g)
= 191,5; NO(g) = 210,7; NH= 191,5; NO(g) = 210,7; NH33(g) =192,3(g) =192,3
∆∆SS00
== ΣΣ nnpp· S· S00
productosproductos –– ΣΣ nnrr· S· S00
reactivosreactivos
a)a) ∆∆SS00
= 2 mol · 210,7 J ·mol= 2 mol · 210,7 J ·mol–1–1
·K·K–1–1
––
(191,5 J·K(191,5 J·K–1–1
+ 205 J·K+ 205 J·K–1–1
) =) =24,9 J·K24,9 J·K–1–1
b)b) ∆∆SS00
= 2·192,3 J·K= 2·192,3 J·K–1–1
––
(3 mol ·130,6 J· mol(3 mol ·130,6 J· mol–1–1
·K·K–1–1
+ 191,5 J·K+ 191,5 J·K–1–1
) =) =–198,7 J·K–198,7 J·K–1–1

36. 36
Segundo principio de laSegundo principio de la
Termodinámica.Termodinámica.
““En cualquier proceso espontáneo laEn cualquier proceso espontáneo la
entropía total del universo tiende aentropía total del universo tiende a
aumentar siempre”.aumentar siempre”.
∆∆SSuniversouniverso == ∆∆SSsistemasistema ++ ∆∆SSentornoentorno ≥≥ 00
A veces el sistema pierde entropía (seA veces el sistema pierde entropía (se
ordena) espontáneamente. En dichos casosordena) espontáneamente. En dichos casos
el entorno se desordena.el entorno se desordena.

37. 37
Tercer principio de laTercer principio de la
TermodinámicaTermodinámica
““La entropía de cualquier sustancia a 0 K esLa entropía de cualquier sustancia a 0 K es
igual a 0” (máximo orden).igual a 0” (máximo orden).
Equivale a decir que no se puede bajar deEquivale a decir que no se puede bajar de
dicha temperatura.dicha temperatura.
¡CUIDADO!¡CUIDADO! Las S de los elementos enLas S de los elementos en
condiciones estándar no son 0 sino que escondiciones estándar no son 0 sino que es
positiva.positiva.

38. 38
EnEn procesos reversiblesprocesos reversibles y ay a temperaturatemperatura
constanteconstante se puede calcularse puede calcular ∆∆S de un sistemaS de un sistema
como:como:
QQ
∆∆S = —S = —
TT
y si el proceso químico se produce ay si el proceso químico se produce a presiónpresión
constanteconstante:
∆∆HHsistemasistema –– ∆∆HHsistemasistema
∆∆SSsistemasistema = ——— ;= ——— ; ∆∆SSentornoentorno= ————= ————
TT TT
SS00
(entropía molar estándar) se mide en(entropía molar estándar) se mide en
J·molJ·mol–1–1
·K·K–1.–1.
∆∆SSreacciónreacción se mide ense mide en J·KJ·K–1.–1.

39. 39
Energía libre de Gibbs (G)Energía libre de Gibbs (G)
(energía libre o entalpía libre).(energía libre o entalpía libre).
En procesos a T constante se define como:En procesos a T constante se define como:
G = H – T · SG = H – T · S ∆∆G =G = ∆∆ H – T ·H – T · ∆∆SS
En condiciones estándar:En condiciones estándar: ∆∆GG00
== ∆∆HH00
– T·– T· ∆∆SS00
∆∆SSuniversouniverso == ∆∆SSsistemasistema ++∆∆SSentornoentorno > 0 (p. espontáneos)> 0 (p. espontáneos)
Multiplicando por “–T” y como “–TMultiplicando por “–T” y como “–T ∆∆SSentornoentorno ==∆∆HHsistsist
––T ·T · ∆∆SSuniversouniverso = – T ·= – T · ∆∆SSsistsist ++ ∆∆HHsistsist == ∆∆G < 0G < 0
En procesos espontáneos:En procesos espontáneos: ∆∆G < 0G < 0
SiSi ∆∆GG.. > 0 la reacción no es espontánea> 0 la reacción no es espontánea
SiSi ∆∆GG.. = 0 el sistema está en equilibrio= 0 el sistema está en equilibrio

40. 40
Incremento de energía libre deIncremento de energía libre de
una reacción (una reacción (∆∆G)G)
G es una función de estado.G es una función de estado.
Al igual que el incremento entálpico elAl igual que el incremento entálpico el
incremento de energía libre de una reacciónincremento de energía libre de una reacción
puede obtenerse a partir depuede obtenerse a partir de ∆∆GGff
00
de reactivosde reactivos
y productos:y productos:
∆∆GG00
== ΣΣ nnpp∆∆GGff
00
(productos)(productos)–– ΣΣ nnrr∆∆GGff
00
(reactivos)(reactivos)

41. 41
Energía libre y EspontaneidadEnergía libre y Espontaneidad
de las reacciones químicasde las reacciones químicas
Reactivos
Energíalibre(G)
Productos
∆G > 0 Energíalibre(G)
Reactivos
Productos
∆G < 0
Reac. espontánea
T, p = ctes. T, p = ctes.
Reac. no espontáneaReac. no espontánea

42. 42
EspontaneidadEspontaneidad
en las reacciones químicas.en las reacciones químicas.
No siempre las reacciones exotérmicas sonNo siempre las reacciones exotérmicas son
espontáneas.espontáneas.
Hay reacciones endotérmicas espontáneas:Hay reacciones endotérmicas espontáneas:
– Evaporación de líquidos.Evaporación de líquidos.
– Disolución de sales...Disolución de sales...
Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas:
NHNH44Cl(s)Cl(s) →→ NHNH44
++
(aq) + Cl(aq) + Cl––
(aq)(aq) ∆∆ HH00
= 14’7 kJ= 14’7 kJ
HH22O(l)O(l) →→ HH22O(g)O(g) ∆∆HH00
= 44’0 kJ= 44’0 kJ

43. 43
Espontaneidad de lasEspontaneidad de las
reacciones químicas (cont).reacciones químicas (cont).
Una reacción es espontánea cuandoUna reacción es espontánea cuando
∆∆G (G (∆∆H – TH – T xx ∆∆S)S) es negativo.es negativo.
Según sean positivos o negativos los valores deSegún sean positivos o negativos los valores de
∆∆HH yy ∆∆SS ((TT siempre es positiva) se cumplirá que:siempre es positiva) se cumplirá que:
∆∆ H < 0 yH < 0 y ∆∆ S > 0S > 0 ⇒⇒ ∆∆G < 0 EspontáneaG < 0 Espontánea
∆∆ H > 0 yH > 0 y ∆∆ S < 0S < 0 ⇒⇒ ∆∆G > 0 No espontáneaG > 0 No espontánea
∆∆ H < 0 yH < 0 y ∆∆ S < 0S < 0 ⇒⇒ ∆∆G < 0 a T bajasG < 0 a T bajas
⇒⇒ ∆∆G > 0 a T altasG > 0 a T altas
∆∆ H > 0 yH > 0 y ∆∆ S > 0S > 0 ⇒⇒ ∆∆G < 0 a T altasG < 0 a T altas
⇒⇒ ∆∆G > 0 a T bajasG > 0 a T bajas

44. 44
Espontaneidad de lasEspontaneidad de las
reacciones químicas (cont).reacciones químicas (cont).
∆H > 0
∆S > 0
Espontánea a
temperaturas altas
∆H < 0
∆S > 0
Espontánea a todas
las temperaturas
∆H < 0
∆S < 0
Espontánea a
temperaturas bajas
∆H > 0
∆S < 0
No Espontánea a
cualquier temperaturas
∆H
∆S
MUYIMPORTANTE
MUYIMPORTANTE

45. 45Ejemplo:Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción¿Será o no espontánea la siguiente reacción
2H2H22OO22(l)(l)→→ 2H2H22OO (l) + O(l) + O22(g)(g) en condicionesen condiciones
estándar?estándar? Datos:Datos: ∆∆HH00
ff (kJ/mol) H(kJ/mol) H22O(l) =O(l) = –285,8;–285,8; HH22OO22(l) =(l) =
–187,8 ; S–187,8 ; S00
(J·mol(J·mol 11
KK·1)·1)
HH22O(l) =O(l) = 69,9;69,9; HH22OO22(l) = 109,6;(l) = 109,6;
OO22(g) =205,0.(g) =205,0.
∆∆ HH00
== ΣΣ nnpp∆∆HHff
00
(productos)(productos)–– ΣΣ nnrr∆∆HHff
00
(reactivos)(reactivos) ==
= 2= 2 ∆∆HHff
00
(H(H22O) +O) + ∆∆HHff
00
(O(O22) – 2) – 2 ∆∆HHff
00
(H(H22OO22) =) =
2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol)2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ= –196,0 kJ
∆∆SS00
== ΣΣ nnpp· S· S00
productosproductos –– ΣΣ nnrr· S· S00
reactivosreactivos ==
2 S2 S00
(H(H22O) + SO) + S00
(O(O22) – 2 S) – 2 S00
(H(H22OO22) =) =
2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K)2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K)
– 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K– 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / K= 0,126 kJ / K
∆∆GG00
== ∆∆ HH00
– T ·– T · ∆∆ SS00
= –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K == –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K =
00