Este documento presenta una guía sobre termodinámica. Explica conceptos como sistemas termodinámicos, funciones de estado, energía interna, calor, trabajo, capacidad calorífica y la primera ley de la termodinámica. También define entalpía y describe procesos endotérmicos y exotérmicos. Finalmente, presenta ejemplos de aplicación de la ley de Hess para calcular cambios de entalpía.

1. GUIA DE QUIMICA: TERMODINAMICA
Nombre: _______________________________________________ Curso: III Medio __
I. Sistemas Termodinámicos
En una reacción química no sólo existe una transformación de las sustancias, sino que también se ibera o
absorbe energía. La parte de la química que se encarga de estudiar los cambios de energía involucrados en
las reacciones químicas se llama termodinámica
1.- Sistemas: Un sistema termodinámico es una parte de la materia que se aísla, mediante límites reales y
ficticios, para su estudio. Todo lo que rodea al sistema, pudiendo o no relacionarse con él, se llama entorno.
El conjunto del sistema con el entorno forma el universo. Los sistemas termodinámicos pueden realizar
intercambios de materia y energía con el entorno. Estos se clasifican en:
1.1. Abierto: Intercambian materia y energía, generalmente en forma de calor, con su entorno, ejemplo:
una taza con agua caliente
1.2. Cerrado: Intercambian energía, pero no intercambia materia con el entorno, ejemplo: termómetro
1.3. Aislado: No Intercambia materia ni energía con el entorno, este es un sistema ideal que realmente o
existe.
2. Funciones de estado: Son las variables termodinámicas cuyo valor concreto depende más que del estado
actual del sistema. Si el sistema evoluciona y pasa de un estado a otro, la variación de una función de estado
sólo depende de los estados iniciales y finales y no de los caminos seguidos para realizar el cambio. Por
ejemplo: la presión, el volumen (V), la temperatura (T), la energía interna (U), la entalpía (H), la entropía (S),
la energía libre de Gibbs (G), etc…son funciones de estado. Las variables termodinámicas se clasifican en:
a) Extensivas: Depende de la cantidad de materia, y su valor no se puede definir en cualquier punto del
sistema, por ejemplo masa, volumen y calor
b) Intensivas: Son dependientes de la cantidad de materia y su valor se puede determinar en cualquier
punto del sistema, por ejemplo densidad, temperatura y presión
II.- Energía – Calor y Trabajo
1.-Energía: Capacidad de un sistema para producir un trabajo. Cualquier sistema químico a presión y
temperatura determinada, posee una cantidad de energía almacenada en su interior debido a su
composición, llamada energía interna (U), la cual es característica del estado en el que se encuentra un
sistema químico, y que equivale a la totalidad de la energía cinética y potencial de las partículas que la
constituyen. Es una función de estado porque sólo depende del estado inicial y final del sistema y es
extensiva, ya que depende de la masa del sistema. Su unidad de medida es Joule
Al ocurrir la transformación en el sistema, la cantidad de energía existente varía, ésta se produce por el
intercambio entre el sistema y el entorno, y puede ocurrir en forma de calor o trabajo.
La unidad más conocida es la caloría, que se abrevia cal. Corresponde a la cantidad de energía necesaria
para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1 ºC. Esta es una cantidad muy pequeña de energía, por lo que
es común utilizar la kilocaloría (kcal).En reacciones químicas es común el kiloJoule (kJ) La equivalencia con
las calorías es:1 cal = 4,184 J o bien 1 kcal = 4,184 kJ
Existen varios tipos de energías, en química las más utilizadas son
a) La energía cinética es la que posee un cuerpo en movimiento y está determinada por la velocidad que
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tenga este y su masa. La fórmula es: Ec = ½.m.v
b) La energía potencial es energía que mide la capacidad que tiene dicho sistema para realizar un trabajo en
función exclusivamente de su posición o configuraciones, es igual a la masa del cuerpo multiplicada por la
gravedad y por la altura a la que se encuentra desde un centro de referencia
Ep = m.g.h

2. 2.-Calor (Q): Es la transferencia de energía que se produce de un sistema a otro como consecuencia de una
diferencia de temperatura. El calor fluye desde el cuerpo de mayor temperatura al de menor temperatura
hasta que ambos se igualan, es decir, llegan a equilibrio térmico. La unidad de medida es calorías o joule
3.-Trabajo (W): Es un mecanismo de transferencia de energía, en este caso la energía se intercambia a
través de un dispositivo mecánico entre el sistema y su entorno. Su unidad de medida es joule.
Matemáticamente se define como el producto entre la fuerza y la distancia que este recorre. W = F · d
Para el siguiente sistema: En el cual se encierra un gas en un recipiente, este puede realizar trabajo sobre el
entorno al expandirse y desplazarse el pistón. Esto ocurrirá si la presión del gas es mayor que la presión
exterior. La expansión seguirá hasta que ambas presiones se igualen
SISTEMA TRABAJO ENERGIA INTERNA CALOR
En contra de las fuerzas Negativo ( - ) Disminuye -----------
A favor de las fuerzas Positivo ( + ) Aumenta -----------
Libera calor ---------------- Disminuye Negativo( - )
Absorbe calor ---------------- Aumenta Positivo (+ )
4.- Capacidad calorífica: En la experiencia anterior te has dado cuenta de que diferentes
materialesrequieren distintas cantidades de energía para producir la misma elevaciónde temperatura. Este
fenómeno está determinado por la capacidad caloríficadel material.La capacidad calorífica de una sustancia
se refiere a la cantidad de flujo de calor necesario para elevar la temperatura en un grado 1 ºC. Mientras
mayor sea la masa de la sustancia, se requiere más calor para producir el calentamiento. Normalmente la
capacidad calorífica se expresa por mol o por gramo de sustancia. Cuando se expresa por gramo de
sustancia se le denomina calor específico (c) y si se expresa por mol, capacidad calorífica molar (C).En forma
práctica el calor específico (c) se determina experimentalmente como sigue:c = q m • ΔT. Donde: q es la
cantidad de calor transferido. m es la masa de la sustancia; ΔT es el cambio de la temperatura, igual a Tfinal
– Tinicial
5.- Energía interna (U): Cada vez que se calienta un objeto, la energía recibida se acumula en el material del
que está compuesto. Cualquiera sea el sistema en estudio, se trata de un medio formado por átomos, iones
o moléculas. A la suma de las energías individuales (cinéticas y potenciales) de todas las partículas, sean
estas moléculas, átomos o iones, se le denomina energía interna. A la energía interna contribuyen diversas
formas de energía, que se pueden resumir en energía de traslación, rotación, vibración, electrónica,
interacciones moleculares y energía nuclear. Cuando se calienta agua, por el efecto de aumento de la
temperatura, las moléculas se trasladan de un punto a otro, rotan y vibran con mayor intensidad. Por otro
lado, con el aumento de la temperatura disminuyen las interacciones moleculares .Por lo tanto, la energía
interna depende de la temperatura y de la masa del material.La energía interna es una función de estado.
Ante cualquier modificación, la magnitud del cambio depende del valor inicial y final
III. Primera Ley de La Termodinámica
Llamado también de conservación de la energía, la cual dice:” La energía es el universo permanece
constante”, es decir, que la energía sólo se transfiere entre un sistema y su entorno.Si el sistema es
cerrado, este absorbe calor, una parte de este se utiliza para realizar trabajo; expandir el gas para mover el
embolo; el resto se almacena en forma de energía interna. Si este razonamiento se expresa
matemáticamente utilizando el criterio del signo, es decir,
Si el sistema es aislado, la energía interna es constante, es decir, la variación de energía interna es nula.
ΔU = ΔUsistema - ΔUentorno ΔU = 0
En resumen, la primera ley de la termodinámica se puede enunciar como:”La variación de la energía interna
de un sistema es igual al calor absorbido más el trabajo externo realizado por el sistema, es decir,

3. ΔU = Q + W
ENTALPIA: (H)
La mayoría de los procesos físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante de la atmósfera.
En laboratorio las reacciones químicas tienen lugar en matraces abiertos, por lo que el proceso tiene lugar a
una presión aproximada de una atmósfera. Para expresar el calor absorbido ó liberado en un proceso se usa
una cantidad llamada entalpía. El cambio de entalpía para un proceso a presión constante, se define como el
calor liberado ó absorbido por el sistema en el proceso químico. La entalpía de reacción viene determinada
por la siguiente fórmula.
Para un proceso exotérmico siempre y para un proceso endotérmico siempre
La mayor parte de los procesos donde hay transferencias de calor ocurre en sistemas abiertos en contacto
con la atmósfera, la cual mantiene su presión constante. Así sucede en las plantas, en los animales y en el
laboratorio.El flujo de calor a presión constante, qp , se le denomina cambio o variación de entalpía y se
designa por ΔH. De este modo, en un sistema a presión constante, la primera ley se puede expresar como:
ΔU = ΔH – PΔV (a presión constante)
La termoquímica es un área de la termodinámica que estudia los cambios térmicos relacionados con
procesos químicos y cambios en el estado de agregación.
La manera tradicional de representar un proceso termoquímico es mediante una ecuación termoquímica
balanceada, que indica el estado de agregación de las sustancias participantes y su correspondiente
variación de entalpía
Un proceso endotérmico es donde el sistema absorbe calor, durante este proceso fluye calor hacia adentro
del sistema desde su entorno; ejemplo, la fusión del hielo es un proceso endotérmico.
Otro proceso en donde se produce desprendimiento de calor se caracteriza como exotérmico, durante este
proceso fluye calor hacia afuera del sistema, es decir hacia el entorno
Endotérmico Exotérmico
Entalpia estándar: Se llama también estado normal de un elemento, a la forma física más estable a 1 atm de
presión y 25ºC de temperatura. A este se le asigna el valor de entalpía 0.
Entalpía estándar de formación:( ΔHºf): Es la cantidad de energía absorbida o liberada que resulta de la
formación de 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en condiciones estándar. Esta presenta dos
valores
a) Si ΔHºfes positivo, el compuesto es más inestable que sus elementos y su formación se lleva a cabo si los
reactivos absorben calor
b) Si ΔHºf es negativo, el compuesto es más estable que sus elementos, la reacción libera calor

4. Ley de Hess: En muchas reacciones químicas es difícil el estudio termoquímico de manera experimental.La
ley de Hess permite evaluar el cambio de entalpía de este tipo de reacciones mediante la suma de
ecuaciones conocidas, con sus respectivos cambios de entalpía. El siguiente ejemplo de la combustión del
gas metano ilustra la aplicación de esta ley.
CH4(g) C(graf, s) + 2H2(g) ΔHº1= + 74,8 kJ
2 H2(g) + 2½O2(g) 2H2O(l) 2ΔHº2 = 2(-285,3 kJ)
C(graf, s) + O2(g) CO2(g) ΔHº3 = – 393,5 kJ
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) ΔHºComb = –889,3 kJ
ΔHº1 + 2 ΔHº2 + ΔHº3 = ΔHºcomb = –889,3 kJ
Mediante la adición de las tres ecuaciones y de sus correspondientes ΔHº se obtiene finalmente la variación
de entalpía de la combustión del metano.
Actividad:Desarrolla los siguientes ejercicios de aplicación de Ley de Hess
1. Para la siguiente reacción química, calcular ΔH para:CS2(g) + 2H2O( ) CO2(g) + 2H2S(g)
A partir de las reacciones:
a) H2S(g) + 3/2 O2(g)  H2O(g) + SO2(g) H= -563,6 KJ
b) CS2(g) + 3O2(g)  CO2(g) + 2SO2(g) H= -1075,2 KJ
2. Calcular ΔH para:B2H6(9) +6 Cl2(9) 2BCl3(g) + 6HCl(g)
A partir de:
a) BCl3(g) + 3H2O  H3BO3(g) + 3HCl(g) H= –112,5 KJ
b) B2H6(g) + 6H2O  2H3BO3(g) + 6H2(g) H=-493,4 KJ
c) ½ H2(g) + ½ Cl2(g)  HCl(g) H= -92,3 KJ
3.Calcular ΔH para:2H + J  2L + 3M
a) A  H H= 1Kcal/mol
b) 3M  D H= 2 Kcal/mol
c) J + 2A  2L + D H= 3Kcal/mol