El documento aborda los principios de la termodinámica, centrándose en la conservación de la energía y la masa en reacciones químicas. Se describen los tipos de sistemas, cambios exotérmicos y endotérmicos, y se detallan métodos y fórmulas para calcular el calor específico, el trabajo realizado y la entalpía en reacciones. Se concluye que la energía interna de un sistema solo depende de su temperatura y que la entalpía es fundamental en el estudio de reacciones a presión constante.

1. UNIVERSIDAD DEL ZULIA
FACULTAD DE INGENIERÍA
CICLO BÁSICO
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CÁTEDRA QUIMICA II
MARACAIBO, Junio DE 2015
Profesora: Ing. Neida Núñez
TERMODINAMICA

2. La ley de la
conservación
de la energía
Estudia
Los cambios de
energía que
acompañan a las
reacciones químicas
La ley de la
conservación
de la masa
La relación de masa
entre reactivos y
productos
Estudia
TERMODINAMICA

3. TERMODINAMICA
Ciencia que se encarga
de estudiar, describir e
interpretar las diferentes
formas de interacción
energética entre un
sistema y sus alrededores
Tanto los cambios químicos, como los físicos van
acompañados de transferencia de energía.

4. ENERGÍA
La energía, se define
como la capacidad
para realizar un
trabajo
Todas las formas de energía se pueden convertir unas en otras, ésta
no se destruye ni se crea. Cuando desaparece una forma de energía,
aparece otra de igual magnitud.
Ley de la
conservación de la
energía: La energía
total del universo
permanece
constante
El universo es la
totalidad del
espacio de todas
las formas de la
materiaLa energía es capaz
de cruzar la frontera
de un sistema cerrado
en forma de calor o
trabajo

5. CAMBIOS DE ENERGÍA EN LAS
REACCIONES QUÍMICAS
Casi todas las reacciones
químicas absorben o liberan
energía, por lo general en forma
de calor.

6. TIPOS DE SISTEMAS
Abierto
Intercambia
Masa y
Energía
Cerrado
Intercambia
sólo
Energía
Aislado
No Existe
Intercambio

7. CAMBIOS EXOTÉRMICOS Y
ENDOTÉRMICOS
Cambios en el que el sistema
transfiere energía térmica hacia
los alrededores
Exotérmicos
Cambios que suministran
energía térmica al sistema
tomándola de los alrededores
Endotérmicos
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) + energía energía + 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g

8. CALOR
CALOR ESPECIFICO (ce):
cantidad de calor que
se requiere para elevar
un grado Celsius la
temperatura de un
gramo de sustancia. Sus
unidades son J/g °C
CAPACIDAD CALORIFICA (C):
cantidad de calor que se requiere
para elevar un grado Celsius la
temperatura de determinada
cantidad de la sustancia. Sus
unidades son J/°C
C = mceq = mce∆T
m = masa (g)
Ce = calor especifico (J/g °C)
∆T = Tfinal – Tinicial (°C) CALOR (q): transferencia
de energía térmica entre
dos cuerpos que están a
diferentes temperaturas.
Cuerpo A
Mayor
Temperatura
Cuerpo B
Menor
Temperatura
Calor El calor específico
es una propiedad
intensiva, en tanto
que la capacidad
calorífica es una
propiedad
extensiva.

9. CALOR
Ejemplos
1. Determine la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de 300 gramos de agua de
0 ºC a 100 ºC. El calor específico del agua es 4.184J/gºC.
Datos: m = 300g
T1 = ºC
T2 = 100ºC
ceH2O = 4.184J/gºC
q = 300gx4.184J/gºCx(100 – 0)ºC = 125520J
q = 126kJ
2. Se mezclan 100 g de agua a 10 ºC con 300 g de agua a 40 ºC. ¿Cuál será la temperatura final de la
mezcla?
Datos: m1 = 100g
T1 = 10ºC
m2 = 300g
T2 = 40ºC
El calor que cede el agua caliente es el mismo que absorbe el agua fría.
q = mce∆T
q2 = - q1 m2.ceH2O.∆T2 = - m1.ceH2O.ΔT1 m1.ΔT1 = - m2.ΔT2
300gx(Tf – 40)ºC = -100gx(Tf – 10)ºC 3Tf - 120ºC = 10ºC - Tf Tf = 32.5ºC

10. CALOR
3. Para elevar la temperatura de un trozo de oro de 12,95 g desde 7ºC hasta 20ºC se necesitan 7,63
calorías. Determina el calor específico del oro.
Datos: m = 12.95g
T1 = 7ºC
T2 = 20ºC
q = 7.63cal
q = mce∆T 7.63cal = 12.95gxceAux(20 – 7)ºC
ceAu = 0.045cal/gºC
4. En un calorímetro se colocan 5 kg de agua a 50 ºC y 1 kg de hielo a -80 ºC. Calcula la temperatura
final de la mezcla. El calor especifico del agua es 4.184J/gºC y el del hielo es 2.09J/gºC y el calor de
fusión del agua es 334J/g
Datos: mH20 = 5kg
TH2O = 50ºC
mhielo = 1kg
Thielo = -80ºC
ceH2O = 4.184J/gºC
cehielo = 2.09J/gºC
qfus = 334J/g
El calor que cede el agua será el mismo que absorbe el hielo, pero
teniendo en cuenta que el hielo se fundirá y sufrirá un cambio de estado.
- qH2O = qhielo
- 5000gx4.184J/gºCx(Tf – 50)ºC = 1000gx2.09J/gºCx(Tf – (-80))ºC + 1000gx334J/g
- mH2OxceH2OxΔTH2O = mhieloxcehieloxΔThielo + mhieloxqfushielo
Tf = 23.68ºC

11. TRABAJO
Posición
Inicial
Posición
Final
Trabajo de
Expansión
Trabajo de no
Expansión
TRABAJO (w): cantidad de energía
transferida mediante una fuerza
cuando se produce un
desplazamiento.
w = - Pex∆V P = Presión externa (atm)
∆V = Vfinal – Vinicial (L)
El signo menos en la
ecuación se debe al
convenio para w.
Energía
Interna
TrabajoTrabajo
Calor Calor

12. TRABAJO
Ejemplos
1. Se colocan 15 L de un gas ideal en un recipiente a 27 ºC. El recipiente cuenta con un pistón móvil libre
de rozamiento. La presión en el exterior se mantiene constante a 750 mmHg. Determina el trabajo
realizado en el proceso, si la temperatura a se eleva a 190ºC:
Datos: Vi = 15L
Ti = 27ºC
Pex = 750mmHg
Tf = 190ºC
w = - Pex∆V ∆V = Vf - Vi
w = - 0.987atm(23 – 15)L = 7.896atm.L
w = - 800J
Por la ley de Charles y Gay-Lussac
VixTi = VfxTf

13. TRABAJO
2. Un mol de gas ideal se comprime a presión constante de 2 atm. La temperatura cambia de
100 ºC a 25 ºC. ¿Cuál es el valor del trabajo?
Datos: n = 1mol
Ti = 100ºC
Tf = 25ºC
P = 2atm
w = - Pex∆V
∆V = Vf - Vi
Por la ecuación de estado
PV = nRT
w = - 2atm(12 .2– 15.3)L = 6.2atm.L
w = 628J

14. PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
Se basa en la ley de la conservación de
la energía, establece que al variar la
energía interna en un sistema cerrado,
se produce calor y un trabajo.
Relaciona la variación de
ENERGÍA INTERNA de un
sistema y los mecanismos
de transferencia de
energía entre el sistema y
el entorno.
ENERGÍA INTERNA (E): suma de
todas las energías cinéticas y
potenciales de las moléculas.
∆E = q + w
Volumen
Constante
Isométrico
Temperatura
Constante
Isotérmico
Presión
Constante
Isobárico
No existe
transferencia de
calor
Adiabático
Tipos
de
procesos

15. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
Esta ley establece que la energía interna
de un sistema aislado es constante. Es la
base de la calorimetría, el uso de un
calorímetro para estudiar los cambios de
calor en los sistemas.
En un sistema aislado el calor
emitido (o absorbido) por el
proceso es absorbido (o
liberado) por el calorímetro.
Calorimetría a
volumen
constante qsis = qcal + qreac = 0
qreac = - qcal
Bomba
Calorimétrica
Calorimetría a
presión
constante
Calorímetro
“taza de café” qsis = qsol + qreac = 0 qreac = - qsol

16. RELACIÓN ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO
Sistema
aislado
∆E = 0
Proceso
adiabático
∆E = w
Proceso
isométrico
∆E = qv
Se genera calor por la
reacción química entre el
oxigeno y la gasolina
vaporizada en los cilindros.
El gas caliente empuja los
pistones de los cilindros,
efectuando trabajo
mecánico que se utiliza
para impulsar el vehículo.
La Energía Interna de un gas ideal solo depende de su
temperatura. Al ser un proceso isotérmico ∆E = 0 y q = - w

17. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
Ejemplos
q = 2.59kJ
1. Un cilindro con un pistón suelto a la atmosfera contiene 30 gramos de aire (Mm = 29 g/mol) a 300K.
Determine el calor necesario para que la temperatura se mantenga constante y el volumen final sea el
doble del inicial.
Datos: m = 30g
T = 300K
P = 1atm
∆E = 0
Para un gas ideal a
temperatura constante
q = - w
w = - Pex∆V
∆V = Vf - Vi
∆V = 2Vi – Vi = Vi
Por la ecuación de estado
w = - 1atmx25.4L = 25.4atm.L w = -2578J
∆E = q + w

18. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
2. Un sistema realiza un cambio de estado en dos etapas. El calor absorbido, y el cambio en energía
interna total, al final del proceso fueron de 100.0 cal y 300.0 cal respectivamente. Si el trabajo realizado
en la primera de las etapas fue de 60.0 cal. Determine el trabajo realizado en la segunda etapa.
Datos: ΔEtotal = 300.0 cal
qtotal = 100.0 cal
w1 = 60.0 cal
∆E = q + w ∆E = q - w
ΔEtotal = qtotal - wtotal wtotal = qtotal - ΔEtotal
wtotal = 100cal - 300.0cal = - 200.0cal wtotal = w1 + w2
w2 = wtotal – w1 w2 = -200.0cal - 60.0cal
w2 = -260cal

19. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
3. Un mol de un gas ideal se expande contra un pistón que soporta un presión de 0.2 atm. Si la presión
inicial del gas es de 10 atm y la presión final es de 0.4 atm, manteniéndose la temperatura constante a
0ºC, calcule:
a) El trabajo, (en Joules), realizado por el gas durante la expansión.
b) El cambio en la energía interna del gas.
c) El calor transferido en el cambio.
Datos: Pex = 0.2atm
Pf = 0.4atm
Pi = 10atm
T = 0 ºC
∆V = 55.97L – 2.24L = 53.73L
PV = nRT V =
Vi = = 2.24L
w = - Pex∆V
w = - 0.2atmx53.73L = -10.75atm.L w = -10.75atm.L x = -1089J
w = -1.09kJ

20. PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
∆E = 0
∆E = q + w 0 = q + w q = - w q = -1.09kJ
4. Cuál será el volumen final ocupado por un mol de gas ideal, que se encuentra inicialmente a 0ºC y a 1
atm de presión y es sometido a una expansión ireversible isotérmica, contra una presión constante de
1.0 atm obteniéndose un calor igual a 4200.0 J.
Datos: T = 0ºC
Pi = 1.0atm
Pex = 1atm
q = 4200J
El proceso es isotérmico ∆E = 0
V2 = 64.0L
0 = q + w w = - q
w = - 4200J = - 41.46atm.L
w = - Pex∆V
- 41.6 atm.L = - 1.0atm (V2 – 22.4)L 41.6L = V2 – 22.4L
b) El cambio en la energía interna del gas.
La expansión ocurre a temperatura constante, es decir, es un proceso isotérmico:
c) El calor transferido en el cambio.

21. La mayoría de
las reacciones
químicas ocurren
a presión
constante.
∆E = qp + w
Si no hay cambio
neto en el número de
moles de los gases de
reactivos y productos,
no se realiza trabajo
alguno
Si se consumen mas
moléculas de gas que
las que se producen,
los alrededores
realizan el trabajo de
compresión sobre el
sistema
Si la reacción produce un
incremento en el número
de moles de un gas,
entonces el sistema realiza
trabajo de expansión sobre
los alrededores.
∆E = qp - P∆V ∆E = ∆H - P∆V
El calor de reacción
a presión constante
es igual a la variación
de entalpía.
qp = ∆H
CALOR A PRESIÓN CONSTANTE

22. CALOR A PRESIÓN CONSTANTE
ENTALPÍA
(H)
El valor de la entalpía
depende de la presión y
de la temperatura y
también de la cantidad
de materia que forma el
sistema.
La entalpía es
una función de estado,
propiedad cuyo valor
solo depende del estado
actual del sistema y no
como llego a él.
∆H = ∆E + P∆V
∆H = ∆E + ∆nRTEn gases
∆H ≈ ∆E
∆H = ∆Hproductos - ∆Hreactivos

23. ENTALPÍA
Ecuación
termoquímica
Ecuación balanceada, con los estados de
agregación de todos los compuestos que
intervienen, y a la derecha, el valor de la
entalpía estándar.
∆H = qp
Variación de
entalpía en una
reacción química.
Calor absorbido o
desprendido en una
reacción química cuando
ésta transcurre a presión
constante.
La entalpia de una reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso. Para
un proceso endotérmico, ∆H es positivo. Para un proceso exotérmico ∆H es
negativo.
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) ∆Hor = -89.5 kJ/mol

24. ENTALPÍA
Entalpía de reacción
estándar, ∆Hºr
Variación de entalpía de una reacción que
se lleva a cabo en condiciones
termoquímicas estándar, es decir a 25°C y
una atmosfera de presión
) es la diferencia entre la entalpía molar estándar de los reactivos y de los productos, con cada término de la reacción siendo balanceado con su coeficiente estequiométrico apropiado
Entalpía estándar
de formación, ∆Hºf
Variación de entalpía de la reacción de
formación de un mol de un compuesto a
partir de sus elementos en sus estados
estándar.
C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆Hor = -393.5kJ/mol
∆Hor = ∑n∆Hfo(productos) - ∑m∆Hfo(reactivos)

25. ENTALPÍA
qf = m∆Hf
qv = m∆Hv
Calor latente
de fusión
Calor necesario para
cambiar 1 gramo de
sustancia en estado
solido, a estado líquido,
sin cambiar su
temperatura.
Calor latente de
vaporización
Calor necesario para
cambiar 1 gramo de
sustancia en estado
líquido, al estado
gaseoso en el punto
de ebullición.
Variación de
entalpía en un
cambio de estado.
Calor requerido por
una cantidad de
sustancia para cambiar
de fase.

26. ENTALPÍA
Ejemplos
1. Las entalpías estándar de formación CO2(g) y del H2O(l) son respectivamente –393kJ/mol y
–286kJ/mol y la entalpía estándar de combustión del etanal C2H4O(l) ) es -1164kJ/mol. Calcular:
a) La entalpía de formación del etanal
b) La energía que se libera al quemar 10 gramos de etanal
C2H4O(l) + 3O2 → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔHrº = -1164kJ/mol
Datos: ΔHfºCO2(g) = -393kJ/mol
ΔHfºH2O(l) = –286kJ/mol
ΔHrº = -1164kJ/mol
m = 10 g
∆Hor = ∑n∆Hfo(productos) - ∑m∆Hfo (reactivos)
∆Hor = 2molx(–393kJ/mol) + 2molx(–286kJ/mol) - 1molx∆Hfo
C2H4O(l)
-1164kJ = -786 kJ - 572 kJ - ∆HfoC2H4O(l) ∆Hfo = 1164kJ/mol-1358kJC2H4O(l )
∆Hof = -194kJa) C2H4O(l)
n =10gx = 0.227molb)
ΔHr = -1164kJ/molx0.23mol ΔHr = -264kJ

27. ∆E = q + w
Para un gas ideal la energía interna y la
entalpía dependen únicamente de la
temperatura, por lo tanto cuando la
temperatura es constante
∆E = 0 ∆H = 0
0 = q + w q = - w
2. Dos litros de nitrógeno a 0ºC y 5 atmósferas de presión se expanden isotérmicamente, hasta alcanzar
una presión de1 atm. Suponiendo que el gas es ideal, hallar: a) w; b) ∆E; c) ∆H; d) q
Datos: Vi = 2L
T = 0ºC
P = 5atm
Por la ecuación de estado
n =PV = nRT
n = = 0.446moles
= 10L
ENTALPÍA

28. w = - Pex∆Va) w = -1atmx(10 – 2)L= - 8atm.L
b) ∆E = 0
c) ∆H = 0
d) q = - w q = 810J
w = - 810J
ENTALPÍA

29. ENTALPÍA
3. Calcular la ΔE de la siguiente reacción en condiciones estándar.:
2CO (g) + O2 (g) → 2CO2 (g) ∆Hor = -566kJ
∆E = qp + w ∆E = ∆H - P∆V ∆E = ∆H - ∆nRT
∆n = n(g)productos - n(g)reactivos ∆n = 2mol – 3mol = -1mol
∆E = -566kJ – (-1mol)x8.31x10-3 kJ/K.molx298K
ΔE = -563kJ
∆E = -566kJ + 2.5kJ

30. ENTALPÍA
4. Cuando se lleva a cabo la reacción entre el hidrógeno y el nitrógeno para dar amoníaco gaseoso, a
400ºC y en un recipiente cerrado, se desprenden 2,5 kJ de calor por cada gramo de amoníaco
formado. Calcular la variación de energía interna del proceso, expresando el resultado en kJ/mol de
NH3 , y escribir la correspondiente ecuación termoquímica.
H2(g) + N2(g) → NH3(g)
La reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado.
Datos: T = 400ºC
qp = ΔH = -2.5kJ
m = 1g NH3
V = constante ∆E = qv
∆E = - 2.5kJ
∆E = x ΔE = -43kJ/mol
ΔE = -43kJ/mol

31. ENTALPÍA
Datos: m = 2.35g
T = 25ºC
qv = - 98397J
5. Se queman en una bomba calorimétrica (calorímetro) 2,35 gramos de benceno, C6H6 (l) a 25ºC y se
desprenden 98397 J. Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante y a esta
misma temperatura, e indicar la ecuación termoquímica correspondiente.
La reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado.
V = constante ∆E = qv
∆H = ∆E + ∆nRT
∆E = -98397J
∆E = ∆H - ∆nRT∆E =- x = - 3265943J/mol
C6H6(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)6 3
∆n = ∆H = -3266kJ/mol + (-1.5mol)x8.31x10-3 kJ/K.molx298K
ΔH = - 3270kJ/mol
ΔH = - 3270kJ/mol

32. DESORDEN DE UN SISTEMA
ENTROPÍA
(S)
¿Por qué algunas
reacciones tienen
tendencia a
producirse, mientras
que otras no?
Cambios
Espontáneos
El que sucede sin
necesidad de ser
impulsado por una
influencia externa.
Cambios no
Espontáneos
El que necesita de
una fuerza externa
para que se produzca.
Es una medida de
la aleatoriedad o
del desorden de un
sistema.
A medida que
aumenta el
desorden de un
sistema, mayor
será su entropía.

33. ENTROPÍA
ENTROPÍA
(S)
qrev = calor en proceso
reversible
T = Temperatura absoluta(K)
A T constante
Cuando varia T
C = capacidad calorífica
T1 = Temperatura inicial (K)
T2 = Temperatura final (K)
Entropíadereacciónestándar
∆Sor = ∑nSo(productos) - ∑mSo(reactivos)
La entropía de un
sistema aislado
aumenta en el curso
de cualquier
cambio espontaneo.
La entropía permite
determinar la parte
de la energía que no
puede utilizarse para
producir trabajo.
ΔS = C ln
ΔS = nRln
ΔS =
ΔSvap =

34. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA
Esta ley establece que la entropía del
universo aumenta en un proceso
espontaneo y se mantiene constante en
un proceso que se mantiene en
equilibrio.
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Salr > 0
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Salr = 0
Así como la energía no
puede crearse ni destruirse,
la entropía puede crearse
pero no destruirse.
Si una reacción produce mas moléculas
de gas que las que consume, ∆So > 0
Si el número total de moléculas
de gas disminuye, ∆So < 0
Si no hay cambio neto en el número
total de moléculas del gas, ∆So puede
ser positivo o negativo.
La entropía de los gases es mayor que
la de los líquidos, y la de éstos mayor
que la de los sólidos.
Espontáneo
En Equilibrio
∆Suniv = ∆Ssis -

35. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA
Ejemplos
1. Calcular la variación de entropía de las siguientes reacciones a partir de las entropías molares
estándar de los compuestos de las sustancias que intervienen en las mismas.
a)Descomposición térmica del carbonato cálcico
b)Creación de dióxido de nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígeno
c)Cloruro de bromo a partir de bromo y cloro
Sustancia CaCO3(s) CaO(s) CO2(g) NO(g) NO2(g) O2(g) Br2(g) Cl2(g) BrCl(g)
Sº(J/Kmol) 92.9 39.8 213.6 210.6 240.5 205.0 152.3 223.0 239.7
∆Sor = ∑nSo(productos) - ∑mSo (reactivos)
a)Descomposición térmica del carbonato cálcico CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
1molx213.6J/Kmol + 1molx39.8J/Kmol – 1molx92.9J/Kmol∆Sor =
ΔSº = 160.5J/K

36. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA
b)Creación de dióxido de nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígeno
NO2(g)NO(g) + O2(g)
2 2
2molx240.5J/Kmol - (2molx 210.6J/Kmol + 1molx205.0J/Kmol )∆Sor =
ΔSº = - 141.6J/K
a)Cloruro de bromo a partir de bromo y cloro
Br2(g) + Cl2(g) 2 BrCl(g)
2molx 239.7J/Kmol- (1molx152.3J/Kmol + 1molx 223.0J/Kmol)∆Sor =
ΔSº = 104.1J/K

37. SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA
2. Un kilogramo de hielo a 0°C se funde hasta transformarse totalmente en agua líquida a 0°C en un
ambiente a 20°C. (∆Hf hielo = 80 cal/g
a) ¿Cuánto ha variado la entropía del hielo?
b) ¿Cuánto ha variado la entropía del Universo?
c) ¿Cómo debería procederse para realizar el mismo proceso en forma reversible?
ΔS =
Datos: mhielo = 1k
Ti = 0ºC
Tf = 20ºC
qf = m∆Hf
qf = 80cal/gx1000g = 80000cal ΔShielo =
ΔShielo = 293cal/K
El calor absorbido por el hielo es cedido por el ambiente,
y lo cede a temperatura constante de 20ºC
qamb = - 80000cal
= -273cal/KΔSamb =
∆Suniv = ∆Ssis + ∆Salr
∆Suniv = 293cal/K – 273cal/K ΔSuniv = 20cal/K

38. TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA
Esta ley establece que la entropía de
una sustancia cristalina perfecta es cero
a la temperatura del cero absoluto.
Permite determinar la entropía
absoluta de las sustancias.
∆S = Sf - Si
∆S = Sf
Esto tiene una importancia
considerable en el análisis
de reacciones químicas y en
la física cuántica.
Puede formularse también como
que a medida que un sistema
dado se aproxima al cero
absoluto, su entropía tiende a un
valor constante específico.

39. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
ENERGIA
LIBRE (G)
∆G = ∆H - T∆SA T constante
Energía disponible para
realizar trabajo.
∆Gor = ∑n∆Gf° (productos) - ∑m∆Gf° (reactivos)
∆G < 0 La reacción es
espontánea en la dirección
directa.
∆G > 0 La reacción es no
espontánea .
∆G = 0 La reacción está en
equilibrio

40. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
Si tanto ∆H como ∆S son positivos, entonces ∆G sera
negativo sólo cuando T∆S sea mayor en magnitud que ∆H.
Si ∆H es negativo y ∆S es positivo, entonces ∆G siempre será
negativo independientemente de T.
Si ∆H es positivo y ∆S es negativo, entonces ∆G siempre será
positivo independientemente de T.
Si tanto ∆H como ∆S son negativos, entonces ∆G sera negativa
sólo cuando T∆S sea mas pequeña en magnitud que ∆H.

41. Ejemplos
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
1. La entalpía de reacción estándar de la reacción entre el metano y el cloro gaseoso para dar
clorometano y cloruro de hidrógeno es -114 kJ/mol. Sabiendo que la variación de entropía estándar
es 11,1 J/K.mol, calcula la variación de la energía libre de Gibbs estándar, a 25 ºC, y decide si el
proceso es espontáneo o no en estas condiciones.
Datos: ΔH = -114kJ/mol
ΔS = 11.1J/Kmol
T = 25ºC
∆G = ∆H - T∆S ∆G = -114x103J/mol – 298Kx11.1J/K.mol
∆G = -1.17x105J/mol
La reacción es espontánea
CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)

42. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
2. Para la reacción de formación de agua, a 298 K y 1 atm, según la ecuación:
H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ; ΔHº = -241.8kJ ; ΔSº = -44J/K
Calcula: a) El valor de la variación de energía libre en estas condiciones. b) La temperatura a la que el
sistema no evoluciona por encontrarse en equilibrio, suponiendo que la entalpía y la entropía no varían
con la temperatura.
∆Gº = ∆Hº - T∆Sº
T = 5495K
∆Gº = - 228.7kJ
∆Gº = -241.8kJ – (298Kx-44 x )
a)
b)

43. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
3. Dada la reacción:
SiO2(s) + 3C(s) → SiC(s) + 2CO(g)
a) Halla la entalpía de la reacción. b) Suponiendo que ΔH y ΔS no varíen con la temperatura,
¿a partir de qué temperatura el proceso es espontáneo?
Datos: ΔSºreac. = 353 J/K.mol
ΔHof SiC(s) = -65.3 kJ/mol
ΔHof SiO2(s) = -911 kJ/mol
ΔHofCO(g) = 111 kJ/mol
∆Hor = ∑n∆Hfo(productos) - ∑m∆Hfo (reactivos)
∆Hor = 2molx(111kJ/mol) + 1molx(–65.3kJ/mol) - 1molx(-911kJ/mol)
∆Hºr = 1067.7kJ
b)
T = 3025 K

44. ¡GRACIAS POR SU ATENCION!
Profesora Neida Núñez