Este documento trata sobre las reacciones de combustión y la termoquímica. Explica que las reacciones químicas pueden ser exotérmicas u endotérmicas dependiendo de si liberan o absorben energía en forma de calor. La combustión de hidrógeno con oxígeno es un ejemplo de reacción exotérmica que libera una gran cantidad de energía. También introduce conceptos como el sistema, los cambios de entalpía, y diferentes formas de escribir ecuaciones termoquímicas para medir la cantidad de

1. REACCIONES DE COMBUSTIÓN
Algunas reacciones químicas se utilizan más por la
energía que liberan que por sus productos, como por
ejemplo la combustión de los energéticos
Casi todas la reacciones químicas absorben o producen
energía en forma de calor
Al estudio de los cambios de calor en las reacciones
químicas se le llama termoquímica
Se le llama sistema a la parte del universo que es de
nuesro interés, que libera o absorbe calor
La reacción de hidrógeno con oxígeno libera gran
cantidad de energía:
𝟐𝑯 𝟐(𝒈) + 𝑶 𝟐(𝒈) → 𝟐𝑯 𝟐 𝑶(𝒍) + 𝟓𝟕𝟐 𝒌𝑱
En este caso las moléculas de hidrógeno, oxigeno y
agua son el sistema

2. Los sistemas pueden ser abiertos, cerrados y aislados
La reacción anterior es un ejemplo de proceso
exotérmico por que transfiere energía a los alrededores
Por otro lado la reacción siguiente es un ejemplo de
reacción endotérmica por que requiere energía para
llevarse a cabo:
𝟐𝑯𝒈𝑶 𝒔 → 𝟐𝑯𝒈 𝒍 + 𝑶 𝟐 𝒈 − 𝒆𝒏𝒆𝒓𝒈í𝒂
Para medir el calor absorbido o liberado por una
sustancia se utiliza el termino entalpía y es la cantidad
de calor que posee una sustancia
ENTORNO

3. Es imposible medir la entalpía de una sustancia, por
lo que se mide es el cambio de entalpía ∆𝑯:
∆𝑯 = 𝑯 𝑷𝑹𝑶𝑫𝑼𝑪𝑻𝑶𝑺 − 𝑯 𝑹𝑬𝑨𝑪𝑻𝑰𝑽𝑶𝑺
Para un proceso endotérmico el cambio de entalpía es
positivo y para un proceso exotérmico es negativo.
Existen diferentes formas de escribir una ecuación
termoquímica:
𝟐𝑯 𝟐(𝒈) + 𝑶 𝟐(𝒈) → 𝟐𝑯 𝟐 𝑶(𝒍) + 𝟓𝟕𝟐 𝒌𝑱
O también
𝟐𝑯 𝟐 𝒈 + 𝑶 𝟐 𝒈 → 𝟐𝑯 𝟐 𝑶 𝒍 ∆𝑯 = −𝟓𝟕𝟐 𝒌𝑱
Otro ejemplo:
𝟐𝑯𝒈𝑶 𝒔 → 𝟐𝑯𝒈 𝒍 + 𝑶 𝟐 𝒈 − 𝟗𝟎. 𝟖 𝒌𝑱
O también
𝟐𝑯𝒈𝑶 𝒔 → 𝟐𝑯𝒈 𝒍 + 𝑶 𝟐 𝒈 ∆𝑯 = 𝟗𝟎. 𝟖 𝒌𝑱

4. Algunos cambios físicos tambien pueden ser
exotérmicos o endotérmicos:
𝑯 𝟐 𝑶 𝒔 → 𝟐𝑯 𝟐 𝑶 𝒍 ∆𝑯 = 𝟔. 𝟎𝟏 𝒌𝑱
Otro ejemplo:
𝑪𝑯 𝟒 𝒈 + 𝟐𝑶 𝟐 𝒈 → 𝑪𝑶 𝟐 𝒈 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝒍 ∆𝑯 = −𝟗𝟎. 𝟖 𝒌𝑱
Ejercicio:
de acuerdo a la siguiente ecuación termoquímica:
𝑺𝑶 𝟐 𝒈 +
𝟏
𝟐
𝑶 𝟐 𝒈 → 𝑺𝑶 𝟑 𝒈 ∆𝑯 = −𝟗𝟗. 𝟏 𝒌𝑱
Calcula el calor liberado cuando 74.6 g de 𝑺𝑶 𝟐 se
convierten en 𝑺𝑶 𝟑
Respuesta: -115 kJ

5. El calor de combustión se define como el cambio de
entalpia en la combustión completa de un mol de una
sustancia:
𝑪 𝒔 + 𝑶 𝟐 𝒈 → 𝑪𝑶 𝟐 𝒈 ∆𝑯 = −𝟑𝟗𝟒 𝒌𝑱
NOTAS:
- 𝟏 𝒄𝒂𝒍 = 𝟒. 𝟏𝟖𝟒 𝑱
- ∆𝑯 𝒐
∶ 𝑬𝒏𝒕𝒂𝒍𝒑𝒊𝒂 𝒆𝒔𝒕á𝒏𝒅𝒂𝒓 (𝟏 𝒂𝒕𝒎, 𝟐𝟓°𝑪)
- ∆𝑯 𝒇
𝒐
∶ 𝑬𝒏𝒕𝒂𝒍𝒑𝒊𝒂 𝒆𝒔𝒕á𝒏𝒅𝒂𝒓 𝒅𝒆 𝒇𝒐𝒓𝒎𝒂𝒄𝒊ó𝒏

6. Energía de enlace:
Es la energía necesaria para romper un mol de enlaces
en estado gaseoso:
𝑯 𝟐 𝒈 → 𝟐𝑯 𝟎 𝒈 𝑯 𝒐 = 𝟒𝟑𝟑 𝒌𝑱