quimica

1. CALORIMETRÍA

2. “Ciencia que estudia las transferencias de energía (calor y trabajo) y de
materia asociadas a un cambio de estado en un sistema”
• La TERMODINÁMICA se aplica a sistemas macroscópicos y tiene un
carácter empírico
• La TERMODINÁMICA se refiere o toma como referencia estados de
equilibrio o procesos entre estados de equilibrio
La TERMOQUÍMICA es el estudio de la transferencia de calor asociada
a reacciones químicas.
TERMODINÁMICA

3. DEFINICIONES BÁSICAS DE LA TERMODINÁMICA
SISTEMA: parte del universo que
diferenciamos del resto para su estudio.
ENTORNO 0 MEDIO EXTERNO: resto
del universo.
SISTEAMA AISLADOS
No Intercambian
materia y energía.
con el medio.
SISTEMA ABIERTOS
Intercambian
materia
y energía con el
medio .
SISTEMA CERRADOS
Intercambian
energía con el
medio.
Universo
Medio o entorno
Sistema
SISTEMA + ENTORNO = UNIVERSO

4. PARA DESCRIPCIBIR LOS SISTEMA
Descripción del entorno o medio externo. Interacciones con el entorno paso de materia
y energía
SISTEMA ABIERTO: puede intercambiar energía y masa
SISTEMA CERRADO: puede intercambiar energía, pero
no masa
SISTEMA AISLADO: No intercambia energía ni masa
La termodinámica elige una parte del
universo sobre la que centra su estudio
denominada sistema, y al resto del
universo lo denomina entorno. La
frontera que separa un sistema de su
entorno se llama pared
Pared adiabática: no permite el paso de calor .
Pared conductora: permite el paso del calor.
Pared rígida: mantiene constante el volumen del
sistema

5. Para describir un sistema termodinámico se precisa conocer el valor
de una serie de variables (composición química, concentración de los
componentes y otras como la presión, temperatura, volumen,
densidad, etc. Estas variables se denominan variables
termodinámicas o variables de estado que determinan precisamente,
el estado del sistema desde un punto de vista macroscópico. Se
llaman funciones de estado a aquellas variables termodinámicas
cuyo valor depende sólo del estado del sistema y no de cómo se ha
llegado a él.
VARIABLES TERMODINÁMICAS
UN SISTEMA ESTÁ EN EQUILIBRIO, CUANDO LAS VARIABLES
TERMODINÁMICAS PERMANECEN CONSTATNTES

6. MENOR
TEMPERATURA
MAYOR
TEMPERATURA
CALOR MISMA
TEMPERATURA
MENOR
TEMPERATURA
MAYOR
TEMPERATURA
EQUILIBRIO TÉRMICO
UN SISTEMA ESTÁ EN EQUILIBRIO, CUANDO LAS VARIABLES
TERMODINÁMICAS PERMANECEN CONSTANTES
La ley cero de la termodinámica es fundamental en el estudio del calor y la termodinámica

7. EQUILIBRIO TERMODINÁMICA
Equilibrio Térmico : cuando la temperatura del sistema es igual a la del entorno.
Equilibrio Químico: cuando las reacciones llegan a su equilibrio
Procesos reversibles: cuando en cada paso de está en equilibrio con el entorno.
Proceso irreversible: son procesos reales fuera del equilibrio.

8. ENERGÍA (E) : se define como “la capacidad que tiene un cuerpo para
realizar trabajo“.
ENERGÍA (E)
TRABAJO (W): En física se define trabajo como “la fuerza que se ejerce
sobre un cuerpo para producirle un movimiento, en una determinada
distancia” .
Su fórmula es: W (trabajo)= F(fuerza) x d (distancia)
Por lo tanto, hablar de trabajo es lo mismo que hablar de energía y viceversa.
Es decir, la energía que se usa para hacer que un objeto se nueva contra una
fuerza. Entonces cualquier energía se puede expresar en “Joule”

9. TEMPERATURA (T): “Es una medida de la energía cinética promedio de
todas las moléculas de un sistema” .
𝐹 =
9 𝐹
5 °𝐶
. °𝐶 + 32 𝐹
°C =
5 𝐶
9 𝐹
. (𝐹 − 32 𝐹)
°𝑅 = 𝐹 + 459,67
F = °𝑅 − 459,67
°R =
9 .°𝑅
5 °𝐶
°𝐶 + 491,67 𝑅
°C =
5° 𝐶
9 °𝑅
. °𝑅 − 491,67°𝐶
°R : Kankine
F: Fahrenheit
°C: Celsius
K: kelvin

10. ENERGÍA INTERNA (U): “Es la suma de las energías cinéticas y
potenciales de todas las moléculas que componen a un sistema”.
Energía Interna (U) = Energía cinética (Ec) + Energía potencial (Ep)
Hay tres tipos de energía cinética: de traslación, rotación y vibración.
Hay diferentes Energía potenciales ( elástica, gravitatoria, eléctrica,
química y nuclear).

11. La energía total de un sistema en la suma de todas las energías ( cinéticas y
potencial) de todas las partículas que componen el sistema. Como ya hemos
dicho es una función de estado : depende del estado del Estado inicial y estado
final, con independiente del cambio seguido para pasar de uno a otro.
No se puede determinar la energía exacta de un sistema, pero si se puede
medir el cambio de energía interna que acompaña un proceso.
∆𝑈 = 𝑈 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑈𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
Ahora ya podemos enunciar el primer principio de la termo dinámica que
relaciona el calor (Q), el trabajo (w) y esta magnitud es la energía interna ( U)
LA ENERGÍA INTERNA ( U)

12. La realización de trabajo de las fuerzas exteriores o el intercambio de calor
son las maneras de transferir la energía (sistema-entorno) y cambiar la
energía interna del sistema.
Expresión de la Primera Ley de la Termodinámica
ΔU= Q + w

13. Las cantidades de ∆𝑈 poseen un número y una unidad, que dan la
magnitud del cambio y un signo que da la dirección.
∆𝑈 > 0 → 𝑈𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 > 𝑈 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 , sistema ganó energía del entorno
∆𝑈 < 0 → 𝑈𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 < 𝑈 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 , sistema perdió energía al entorno
La energía interna de un sistema aislado es constante
∆𝑈 = 𝑈𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝑈𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙

16. Todo lo que entra al sistema es positivo
El signo de la variación de energía interna depende de los signos de Q y W
El sistema da energía la energía interna decrece (-)Δ U < 0 (Q < 0)
El sistema recibe energía la energía interna crece (+)Δ U > 0 (Q > 0)
Proceso endotérmico
Proceso exotérmico

18. El calor es energía en tránsito, y por lo tanto se mide en unidades del SI en Joule
(J). Otra unidad de calor de uso común es la caloría (cal), la cual se define como la
cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 C◦ (de
14.5 a 15.5◦C).
CALOR
1 Kcal 1000 cal
1 Kcal 4186 J
1 cal 4,186 J
La energía transferida como calor se mide J

19. Es la transferencia de energía de un sistema a otro (o de un sistema a sus
alrededores) debido en general a una diferencia de temperatura entre ellos.
El calor que absorbe o cede un sistema termodinámico depende
normalmente del tipo de transformación que ha experimentado dicho
sistema. Cuando la energía se transfiere solo por medio de calor .
Dos o más cuerpos en contacto que se encuentran a distinta temperatura
alcanzan, pasado un tiempo, el equilibrio térmico (misma temperatura).
Este hecho se conoce como Principio Cero de la Termodinámica
El calor (Q)

20. Cuando un cuerpo recibe calor puede:
Aumentar su temperatura. En este caso, el calor recibido dependerá de:
✓Lo que se quiere aumentar T (∆ T)
✓De la masa calentar (m)
✓Del tipo de sustancia (ce)
Cambio de estado de estado físico: En este caso la temperatura no varía, y
el calor recibido dependerá de:
✓De la masa a cambiar de estado (m)
✓Del tipo de sustancia ( Lf o Lv) = calor latente de fusión o
vaporización

21. EFECTOS DEL CALOR EN LA TEMPERATURA

23. Podemos medir la energía transferida a un sistema como calor si conocemos la capacidad calórica del
sistema, C, la relación entre calor aportado y elevación en la temperatura producida.
C =
𝑄
∆𝑇
MEDICIÓN DEL CALOR
CAPACIDAD CALORÍFICA (variable extensiva): energía calorífica que hay que suministrar a un cuerpo para
aumentar su temperatura:
1 caloría: energía calorífica necesaria para aumentar un grado la temperatura de 1 gramo de agua pura.
Q= 𝐶. ∆𝑇 ⇒ Unidades:
𝐽
°𝐶
o
𝐾𝐽
𝐾

24. Cuanto mayor sea la capacidad calorífica de una sustancia, mayor será la cantidad
de calor entregada a ella para subir su temperatura.
Por ejemplo, no es lo mismo calentar el agua de un vaso que el agua de toda una
piscina: requerimos mayor calor para calentar el agua de toda una piscina puesto que
su capacidad calorífica es mucho mayor.

25. La temperatura de un cuerpo aumenta cuando se añade calor o disminuye cuando el cuerpo
desprende calor. (Por el contrario, la temperatura de un cuerpo permanece constante durante los
cambios de fase).
CAPACIDAD CALORÍFICA Y CALOR ESPECÍFICO.
donde C es la capacidad calorífica o térmica (extensiva) y ce es el calor específico (intensiva).
El calor específico no dependiente de la cantidad de masa y es propio de cada sustancia
Q= 𝐶. ∆𝑇 = 𝑚 . 𝑐𝑒∆𝑇
C= 𝑚 . 𝑐𝑒 ⇒ ce=
𝐶
𝑚
Unidades:
𝐽
𝑔.°𝐶
o
𝐾𝐽
𝐾𝑔 .𝐾

26. Una vez conoció la capacidad calorífica o calor especifico, se puede medir el cambio de
temperatura, ∆T del sistema y utilizar la capacidad calórica de este último para calcular
cuánto calor se proporcionado usando
Q = 𝐶. ∆𝑇
CALOR ESPECÍFICO: energía calorífica por unidad de masa (m) o por
cantidad de sustancia (n) que hay que suministrar a un cuerpo para aumentar
un grado de temperatura:
ce=
𝑄
𝑚.∆𝑇
Unidades:
𝐽
𝑔.°𝐶
o
𝐾𝐽
𝐾𝑔 .𝐾
Q = 𝑚. 𝑐𝑒. ∆𝑇
ce=
𝑄
𝑛 ∆𝑇 Unidades:
𝐽
𝑚𝑜𝑙.°𝐶
o
𝐾𝐽
𝑚𝑜𝑙 .𝐾

27. Obviamente, si el cuerpo adquiere calor, es porque el otro cede,
de forma que:
Sea A el cuerpo de menor temperatura (absorberá calor) y el B
de mayor temperatura (cederá calor). Al final, ambos adquirirán
la misma temperatura de equilibrio (T eq).
También:
EQUILIBRIO TÉRMICO

28. Se introduce una bolita de 20 g de hierro a 120 °C en un recipiente con ½ litro de agua a 18 °C.
a.- Calcular la temperatura en el equilibrio
b.- Calcular el calor cedido por la bolita de hierro
𝑚𝑎𝑔𝑢𝑎 .ce . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 𝑎𝑔𝑢𝑎) = 𝑚𝐹𝑒 ce . (𝑇0 𝐹𝑒 − 𝑇𝑒𝑞 )
500g. 4,186
𝐽
𝑔 .°𝐶
. (𝑇𝑒𝑞 − 18°C) = −(200 𝑔. 0,444
𝐽
𝑔 .°𝐶
. (𝑇𝑒𝑞 − 120°C))
2093
𝐽
.°𝐶
. (𝑇𝑒𝑞 − 18°C) = −( 88,8
𝐽
°𝐶
. (𝑇𝑒𝑞 − 120°C))
2093 (𝑇𝑒𝑞 − 18°C) = −(88,8 (𝑇𝑒𝑞 − 120°C))
2093 𝑇𝑒𝑞 + 88,8 𝑇𝑒𝑞 = 37674°C +10656°C)
2181,8𝑇𝑒𝑞 = 48330°C
𝑇𝑒𝑞 = 22,15°C)
2093 𝑇𝑒𝑞 − 37674°C) = −88,8 𝑇𝑒𝑞 + 10656°C)
Q ccedido= ( 𝑚𝐹𝑒 .ce . (𝑇𝑒𝑞 − 𝑇0 𝐹𝑒)
Q ccedido= ( 200 𝑔 .ce .0,444
𝐽
𝑔 .°𝐶
. (22,15°C − 120°C)
𝑇𝑒𝑞 = -8689,08 °C)
a.-
b.-

29. Una muestra de 466 g de agua se calienta desde 8,5 °C hasta 74,6 °C. Calcule
la cantidad de calor absorbido por el agua. Ce: 4,184 J/g .°C
Q= 𝑚. 𝑐𝑒. ∆𝑇
Q = 466 𝑔. 4,184
𝐽
𝑔.°𝐶
. (74,6 °𝐶 − 8,5 °𝐶)
Q = 128,87 𝐽

31. Una barra de hierro cuya masa es de 889 g se enfría desde 94º Celsius hasta 5°C.
Calcule la cantidad de calor liberado incluso por el metal. Exprese el resultado kJ
Ce: 0.444 KJ/Kg .°C.
Q = 0,889 𝐾𝑔. 0,444
𝑘𝐽
𝐾𝑔.°𝐶
. (5°𝐶 − 94 °𝐶)
Q = −35,13 KJ
1J 1000kJ
889g
1 kg
1000g
= 0,889 Kg

33. Cambios de fase y calor latente.
Los cambios de fase referentes al estado de la materia
son:
Solidificación: líquido a sólido.
Fusión: sólido a líquido.
Vaporización: líquido a gas
Condensación: (gas a líquido)
Sublimación: sólido a gas o de gas a sólido (sin pasar
por líquido)
Existen muchos tipos de cambios de fase relacionados
con cualquier característica.
La temperatura permanece constante durante un
cambio de fase termodinámico y depende de la presión
a la que tiene lugar el cambio de fase.

34. Se utiliza el término fase para describir un estado específico de la materia. La
fase en que una sustancia está depende de su energía interna (que se manifiesta
en su temperatura) y de la presión a la que está sometida. La materia
normalmente existe en una de tres fases:
• Sólida, en la cual las moléculas se mantienen unidas por fuerzas de atracción,
o enlaces. Una adición de calor hace que aumente el movimiento de las
moléculas en torno a las posiciones de equilibrio de las moléculas.
• Líquida, donde las moléculas de una sustancia tienen cierta libertad de
movimiento, de manera tal que un líquido toma la forma de su recipiente.
• Gaseosa, en la cual las moléculas tienen suficiente energía como para
separarse. Es importante tener presente que esta división en tres fases comunes
es tan sólo aproximada porque hay otras fases, como por ejemplo la de plasma
y la de superconductores.)
ESTADOS DE LA MATERIA

35. CALOR LATENTE (L) Se denomina calor latente (L) a la cantidad de calor (Q) que
absorbe o cede una cierta unidad de materia (m) durante un cambio de estado fase
a temperatura constante.
L=
𝑚
𝑄
El calor latente para un cambio de fase de sólido a líquido se denomina calor latente
de fusión (Lf ). Para el agua a 1 atm, Lf = 333.5 kJ/kg = 79 kcal/kg.
y el de cambio de fase de líquido a gas se conoce como calor latente de vaporización
(Lv ). Es común llamar a estas cantidades simplemente calor de fusión y calor de
vaporización
Cuando se da un cambio de fase el calor ganado o cedido en dicho cambio de fase
se determina como: Q = ±L . m.
Unidades:
𝐽
𝐾𝑔.
o
𝑐𝑎𝑙
𝑔
𝑄𝑓 = 𝑚. 𝐿
Q= 𝑚. 𝐿
𝑄𝑣 = 𝑚. 𝐿
Para el agua a 1 atm, Lv = 2.26 × 106 J/kg = 540 kcal/kg

37. ¿Cuánto calor es necesario suministrar a 1 kg de hielo a -30ᵒC y 1 atm para convertirlo
totalmente en vapor de agua?
ce (agua) = 4184 J/kg∙K.
ce (hielo) = 2090 J/kg∙K.
Lf (hielo) = 333.5 kJ/kg.
Lv (agua) = 2257 kJ/kg.

38. 1.- Se eleva la temperatura de 1Kg de hielo de -20ºC a 0°C
K = -20 +273,15 K= 253,15 K K = 0 +273,15 K = 273 K
2.- Se funde el hielo (Calor Latente)
Q2= 1kg . 333.5
KJ
Kg
= 333,5 KJ
1000 J
1 KJ
=
3.- Se eleva la temperatura del agua de 0º C (273,15 K) a 100 ºC (373,15 K)
Q3= 1 Kg .·4180
J
Kg. K
· ( 373,15 K – 273,15 K )=
Q1= 1Kg . 2090
J
Kg. K
·(273°K-253°K)=
Q1= 41.800 J
Q2= 333500 J
Q3= 418.000 J

39. 1.Se convierte 1 Kg de agua a 100ºC en vapor a la misma temperatura
Q4= 1Kg . 2257
𝐾J
Kg
El calor total Q=Q1+Q2+Q3+Q4
Q=41.800 J + 333500 J + 41.800 J + 2257000 J= 2674100J
Q4= 2257KJ .
1000J
1 KJ
= 2257000 J

40. ¿Cuál será la cantidad de calor desprendida cuando 20 g de vapor a 100 °C se
condensan y se refrigeran a 20 °C? Calor latente de vaporización 540 cal/g
Q1= 20g . -540
cal
g
= -10800 cal
Q2= 20g . 1
cal
g .°C
(20°C – 100°C)= - 1600 cal
El calor total Q=Q1+Q2
Q= -10.800 cal + (-1600) cal = -12400 cal
1.- Se condensa el vapor (Calor Latente)
2.- Se disminuye la temperatura para enfría (Calor cedido)
Si T es positivo, la temperatura final es mayor que la inicial, es un calentamiento. Q es positivo,
El sistema absorbe calor desde su entorno, el proceso es endotérmico.
Si T es negativo la temperatura final es menor que la inicial, es un enfriamiento. Q es negativo.
El sistema entrega calor al entorno, el proceso es exotérmico.

44. Rama de la física que estudia la medición de las cantidades de calor, es
decir, las cantidades de energía que intervienen en los procesos
térmicos.
CALORIMETRÍA:
Es la técnica de medición cuantitativa de intercambio de calor, donde
dichas mediciones se realizan con la ayuda de un instrumento llamado
calorímetro, que por lo general es un recipiente aislado que permite una
pérdida de calor mínima al entorno (idealmente, ninguna).

45. Los cambios de entalpía asociados con un proceso físico o químico
pueden determinarse mediante el empleo de una técnica experimental
que se conoce con el nombre de calorimetría. Esta técnica se basa en
la observación del cambio de temperatura cuando un sistema absorbe
o libera energía en forma de calor. El experimento se efectúa en un
dispositivo llamado calorímetro, en el cual se mide el cambio de
temperatura de una cantidad conocida de sustancia (por lo general
agua) de calor específico conocido. El cambio de temperatura se debe
al calor que se absorbe o se desprende en el proceso químico o físico
que se está estudiando.

46. El científico inglés James Joule demostró
cuantitativamente que cuando se efectuaba cierta
cantidad de trabajo mecánico sobre el agua esta
se calentaba. El utilizó un dispositivo como el que
se muestra en la figura, donde al descender los
pesos, los agitadores agitan el agua, y la energía
mecánica, o trabajo, se convierte en energía
calorífica la cual que eleva la temperatura del
agua. Joule demostró que, por cada 4186 J de
trabajo realizado, la temperatura del agua
aumentaba 1 C◦ por kg, o bien, que 4186 J
equivalía a 1 kcal: 1 kcal - 4186J donde dicha
relación se denomina equivalente mecánico del
calor

48. Los cálculos calorimétricos se basan en un principio básico el cual es sencillo
y dice: si fluye calor entre dos cuerpos aislados de sus alrededores, el calor
perdido por un cuerpo debe ser igual al ganado por el otro. El calor es
transferencia de energía, así que este principio es realmente la conservación
de la energía. Lo anterior significa que para un sistema aislado la suma de
todos los calores ganados o perdidos en una mezcla por las sustancias
involucradas debe ser cero, en otras palabras:
σ Q = Qganado + Qperdido = Q1 + Q2 + ... + QN = 0
LA CALORIMETRÍA

49. qsis = qagua + qcal + qrxn qsys = 0
qrxn = - (qagua + qcal)
qagua = mCet qcal = Ccalt
No hay intercambio de calor con el medio
Calorímetro a volumen
constante
Calorímetro a presión constante

50. Determinación de un calor de reacción a partir de datos de una bomba calorimétrica.
La combustión de 1,010 g de sacarosa, en una bomba calorimétrica, hace que la temperatura se eleve de 24,92 a 28,33°C. La
capacidad calorífica del conjunto del calorímetro es 4,90 kJ/°C.
(a)¿Cuál es el calor de combustión de la sacarosa, expresado en kilojulios por mol de C12H22O11?
(b)Verifique la frase publicitaria de los productores de azúcar que una cucharadita de azúcar (aproximadamente4,8 g)
sólo contiene 19 calorías.
Calcule qcalorim:
Qcalorim = CT = (4,98 kJ/°C)(28,33°C - 24,92°C ) = (4,90)(3,41)kJ
qcalorim = 16,98 kJ
Calcule qr: qr = -qcalorim = -16,7 kJ qr = -qcalorim =
-16,7 kJ
1,010 g
= -16,5 kJ/g
343,3 g
1,00 mol
= -16,5 kJ/g = -5,65 103 kJ/mol
qr
(a)
Calcule qr para una cucharita:
4,8 g
1 cuch
= (-16,5 kJ/g)(
qr
(b)
)( )= -19 kcal/cuch
1,00 kcal
4,184 J

51. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA
Todo sistema posee una propiedad termodinámica, la energía interna ( U), que toma un valor característico para
cada estado y que aumenta cuando el sistema absorbe calor o soporta un trabajo.
La variación de la energía interna también la entendemos como la energía absorbida o desprendida en un proceso
a volumen constante (∆𝑣 =0)
∆𝑈 = 𝑄 + 𝑤
∆𝑈 = 𝑄𝑉 + 𝑤
∆𝑈 = 𝑄𝑉
Si Q = 0 ⇒ ∆ U = W (trabajo adiabático)
Si W = 0 ⇒ ∆ U = Q
V cte
=  ext 0
W P V
= −  = V f i
Q U U U
=  = −

Calor transferido a volumen constante
el calor transferido en un proceso de volumen constante es igual al incremento de energía interna
(una variación de una función de estado)

52. Ambas magnitudes,ΔH(qp) yΔU (qv), están relacionadas por la siguiente ecuación:
ΔH=ΔU+Δn· R·T donde Δn es la variación de moles GASEOSOS y R = 8,31 J · K-1
· mol-1
La variación de entalpía la entendemos como la energía absorbida o desprendida en un proceso a
presión constante (Δp =0). Vamos a demostrarlo:
Entalpía (H) = U + p · V; Al ser una función de estado, podemos conocer susvariaciones, así que
vamos a tomar incrementos de esta ecuación y relacionarla con la fórmula ΔU= Q +w:
ΔH= ΔU + Δ(p · V) = ΔU+ p·ΔV + V· Δp = Q + V·Δp → ΔH= Qp
ΔU=Q+ w = Q - p ·ΔV →Q= ΔU+p ·ΔV
ΔH> 0 Endotérmico: Absorbe energía
ΔH< 0 Exotérmico: Desprende Energía
A presión constante

53. - Calcula la cantidad de energía desprendida en la oxidación a 400 °C de 60,2 g de SO2 para
Masas atómicas: S=32 ; O=16
formar SO3 según: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) ΔH=-198, 2 kJ
a)Cuando la reacción se realiza a presión constante:
b)Cuando la reacción se realiza a volumen constante:
60,2g SO2 .
1 𝑚
𝑜
𝑙 𝑆
𝑂 2
64g SO2
.
−198,2 𝑘
𝐽
2mol S𝑂2
= − 𝟗𝟑,𝟐𝟏𝒌𝑱
a.-
b) A volumen constante. Asíque:
ΔH=ΔU+Δn ·R·T →ΔU= ΔH- Δn ·R· T
ΔU = −93,21 kJ − (−1 mol ∙ 0,00831 kJ · K−1 · mol−1 · 673,15 K) = −𝟖𝟕, 𝟔𝟏𝒌𝑱
Δn = 2 mol– (2mol +1 mol ) = -1 mol

54. Entalpia (H) es la cantidad de calor liberado o absorbido en el proceso a presión constante
Para una reacción química a presión constante el cambio en entalpía será:
H = H (productos) – H (reactivos)
H = calor liberado o absorbido a presión constante
Hproductos < Hreactivos
H < 0
Hproductos > Hreactivos
H > 0

55. Ecuaciones termoquímicas
H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ
¿Es H negativo o positivo?
El sistema absorbe calor
Endotérmico
H > 0
Cada mol de hielo que se funde a 00 C y 1 atm absorbe 6.01 kJ

56. CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) H = -890.4 kJ
El sistema emite el calor
Exotérmico
H < 0
Para cada mol de metano que se quema a 250C y 1 atm se liberan 890.4 KJ

57. TRANSFORMACIONES A P y V CONSTANTES (ENTALPÍA)

58. TRANSFORMACIONES A P y V CONSTANTES (ENTALPÍA)

61. CAMBIOS ENERGÉTICOS EN REACCIONES QUIMÍCAS.
El cambio de entalpía de una reacción química, Hreacción es igual a la diferencia de
entalpía de los productos menos la entalpía de los reactivos.
Hreacción = H (productos) – H (reactivos)
¿Se debe medir el cambio de entalpía para cada reacción de interés?
La entalpía estándar de formación (Hf) es el cambio de calor producido cuando
un mol de un compuesto se forma a partir de sus elementos puros en sus estados
estándar, a la presión de 1 atmósfera.
Por definición, la entalpía de formación de un elemento puro en su estado
estándar es cero.
La entalpía estándar de formación (Hf) de un compuesto es, entonces, igual a la
entalpía estándar de reacción de la reacción en que se forma el compuesto.
El método directo se utiliza para los compuestos que pueden sintetizarse con
facilidad a partir de sus elementos.

62. C (s), O2 (g), N2 (g), H2 (g)… → ΔHf = 0
Calcular la entalpía de una reacción
- A partir de entalpías de formación
ΔH=Ʃn · ΔH°f (productos) - Ʃn · ΔH°f (reactivos)
Entalpía de formación: Es la energía que se absorbe o desprende en la formación de un mol
de sustancia en estado estándar a partir de sus elementos componentes, igualmente en sus
estados estándares. Como está referida a un mol de una sustancia en concreto, sus unidades
son kJ/mol. Es importante que sepas que por convenio, a los elementos químicos puros en su
forma más estable en condiciones estándar, se le asigna el valor 0.
Donde Ʃsignifica “la suma de “
y n son los coeficientes estequiométricos

63. Cl2 es un
elemento puro,
ΔHf = 0
- A partir de las entalpías de formación, calcula la entalpía de la siguiente
reacción: CH4 (g) + 4 Cl2 (g) →CCl4 (g) + 4 HCl (g) ¿ΔH=?
ΔHf° (kJ/mol): CH4(g) = -74,9; CCl4 (g) = -106, 6; HCl(g) = -92, 3
ΔH= Ʃn · ΔH°f (productos) – Ʃn · ΔH°f (reactivos)
ΔH reacción= (4mol · ΔHf HCl+ 1mol · ΔHf CCl4) – (1mol · ΔHf CH4)
ΔHreacción=[4mol · (-92,3 kJ/mol) +1mol · (-106, 6 kJ/mol)] – 1mol· (-74,9 kJ/mol) = -400, 9 kJ
ΔHf= -400, 9 kJ

64. Esta es la ecuación termoquímica. Significa que se desprenden 890 kJ de calor por cada mol de
metano que se consume. Si tengo dos moles:
Si quiero “regenerar” el metano a partir de los productos de la reacción, entonces tengo que
aportar 890 kJ de calor por mol de metano. La reacción inversa es por tanto endotérmica:
La cantidad de calor desprendida depende de la masa. La entalpía es una propiedad extensiva.
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) H = -890.4 kJ
2 CH4 (g) + 4O2 (g) 2 CO2 (g) + 4 H2O (l) H = 2 (-890.4) kJ
CO2 (g) + 2H2O (l) CH4 (g) + 2O2 (g) H = +890.4 kJ

65. El estado estándar de cualquier elemento es su forma más estable a la presión
estándar, P = 1 atm.
Hºf (O2(g)) = 0 Hºf (C, grafito) = 0
Hºf (O3(g)) = 142 kJ/mol Hºf (C, diamante) = 1.90 kJ/mol
Estado estándar para algunos elementos:
S(rómbico) Na(sólido) Br2(líquido) Cl2(gas)
N2(gas) Metal(sólido) (excepto mercurio que es líquido)
P4(sólido) I2(sólido) He(gas) H2(gas)
C(grafito) + 2 H2(g) CH4(g) Hºrxn = Hºf = -74.8 kJ/mol

66. La entalpía estándar de reacción (∆H0)rxn es la entalpía de una reacción a 25°C y 1
atm.
Para una reacción cualquiera:
aA + bB cC + dD
Ley de Hess: Cuando los reactivos son convertidos a productos, el cambio de
entalpía es el mismo si la reacción ocurre en un paso o en una serie de pasos.
(La entalpía es una función de estado. No importa el camino tomado, solamente los
estados inicial y final.)
Hºrxn = [ c Hºf (C) + d Hºf (D) ] - [ a Hºf (A) + b Hºf (B) ]
Hºrxn = n Hºf (Productos) - m Hºf (Reactivos)
En que n y m son los coeficientes estequiométricos de productos y reactivos,
respectivamente.

68. Hºf (CO2 g ) = -393,5 kJ/mol

71. C (grafito) + ½ O2 (g) CO (g)
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g)
C (grafito)+ O2 (g) CO2 (g)
∆𝐻° = −110,5 𝑘𝐽
∆𝐻° = −283,0 𝑘𝐽
∆𝐻°𝑟𝑒𝑎𝑐 = −393,5 𝑘𝐽

74. Calcular la entalpía estándar de formación de CS2 (l) a partir
de las siguientes reacciones
C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) Hºrxn = -393.5 kJ
S(rómbico) + O2 (g) SO2 (g ) Hºrxn = -296.1 kJ
CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) Hºrxn = -1072 kJ
1. Escribir la reacción de formación para CS2
C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)
2. Combinar las tres ecuaciones algebraicamente para dar la deseada.
CO2(g) + 2SO2 (g) CS2 (l) + 3O2 (g) Hºrxn = +1072 kJ
+
C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)
Hºf = Hºrxn = -393.5 + (2x-296.1) + 1072 = 86.3 kJ
C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) Hºrxn = -393.5 kJ
2S(rómbico) +2 O2 (g) 2SO2 (g ) Hºrxn = -296.1 kJ x 2 kJ

75. El benceno (C6H6) se quema en presencia de aire para producir el dióxido de
carbono y el agua líquida. ¿Cuánto calor se libera por cada mol de benceno
quemado? La entalpía estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol,
dióxido de carbono - 393,5 kj/mol y agua líquida -285,8 kJ/mol
2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)
∆H0
reac 6∆H0 (H2O)
f
12∆H0
f (CO2)
= [ + ] - 2 ∆H0
f (C6H6)
[ ]
∆H0
reac
= [ 12 x (–393.5 kJ/mol )+ 6 x–285,8 kj/mol ] – [ 2 x 49.04 kJ/mol ] =
-6534,88 kJ
2 mol
= - 3267,44 kJ/mol C6H6
H0
rxn nH0 (productos)
f
=  mH0 (reactivos)
f

-
∆H0
reac
= [ -4722 kJ/mol ) – 1714,8 kj/mol ] – [ 98,08 kJ/mol ] = -6534,88kJ

76. El calor de disolución o entalpía de disolución, ∆Hdisol , es el calor generado o absorbido
cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ∆H
disol representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los
componentes originales (es decir, soluto y disolvente) antes de mezclarse. Así
No es posible medir H disol ni H componentes, pero en un calorímetro a presión constante se
puede determinar rápidamente su diferencia, ∆H disol. Al igual que otros cambios de entalpía,
∆Hdisol es positivo para procesos endotérmicos (que absorben calor), y negativo para procesos
exotérmicos (que generan calor).
ENTALPÍA DE DISOLUCIÓN, ∆H disol

80. Una caldera de vapor fabricada con acero pesa 900 kg. La caldera contiene 400 kg de agua. Si se supone
que 70% del calor pasa a la caldera y al agua, ¿cuánto calor se requiere para elevar la temperatura de
todo el conjunto desde 10°C hasta 100°C? El calor específico del acero es 0.11 kcal/kg °C
Qcaldero= 900Kg . 0,11
𝑘𝑐𝑎𝑙
𝐾𝑔.°𝐶
( 100°𝐶 − 10 °𝐶)
Q= 𝑚. 𝑐𝑒. ∆𝑇
Qcaldero= 8910 kcal
Q agua = 400Kg . 1
𝑘𝑐𝑎𝑙
𝐾𝑔.°𝐶
( 100°𝐶 − 10 °𝐶)
Qcaldero= 36000 kcal
𝑄𝑇 = 𝑄𝑐𝑎𝑙𝑑𝑒𝑟𝑜 + 𝑄𝑎𝑔𝑢𝑎
𝑄𝑇 = 8910 kcal + 36000 kcal = 12510 kcal
𝑄𝑠𝑢𝑚𝑖𝑛𝑖𝑠𝑡𝑟𝑎𝑑𝑜 = 𝑄𝑇 𝑎𝑙 70% ⇒
𝑄𝑇
0,70
=
12510 𝑘𝑐𝑎𝑙
0,70
= 17510 kcal

82. La reacción termita (thermite) involucra al aluminio y al óxido de hierro(III)
Esta reacción es altamente exotérmica y el hierro líquido formado se utiliza para soldar metales. Calcule el
calor liberado en kilojoules por gramo de Al que reacciona con Fe2O3
. El∆H°f para Fe(l) es de 12.40 kJ/mol. , oxido de aluminio 669,8 kJ/mol y oxido de hierro 822,2 kJ/mol