El documento describe conceptos básicos de termodinámica. Explica que la termodinámica estudia la transferencia de energía entre sistemas y su entorno a través del trabajo y el calor. También describe las leyes de la termodinámica, incluida la relación entre la variación de energía interna de un sistema y la energía transferida como trabajo y calor. Finalmente, introduce conceptos como la entalpía, la entropía y la energía libre de Gibbs para predecir la espontaneidad de las reacciones químicas.

1. termoquímicaOffice 97 Prof
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2. termodinámica
 Estudia la transferencia de energía
entre los sistemas físicos y su
entorno.
 Sistema: parte del universo objeto
de nuestro estudio.
 Alrededores: resto del universo.
 La termodinámica distingue dos
formas de transferencia de
energía: trabajo (W) y calor (Q).

3. 1ª ley de la
termodinámica
 Tipos de sistemas:
 abierto (intercambia energía y
materia)
 cerrado (intercambia energía)
 aislado (no intercambia ni energía
ni materia)
 convenio de signos para el W y Q
 si entran en el sistema (+)
 si salen del sistema (-)

4. 1ª ley
 El cambio de energía interna de un
sistema, U, es igual a la suma del
calor y del trabajo intercambiados
con el entorno:
 U= Q+W
 para medir el calor (calorías, cal)
 unidades de energía:
 en SI, Julios (J)
 1cal= 4,18 J

5. entalpía
 W=-pV
 expansión, V=(+), W=(-)
 compresión, V=(-), W=(+)
 si V=cte, U= Q+W=Q,
 en un proceso a V=cte, la variación de
energía interna se debe sólo a la energía
intercambiada con el entorno en forma de
calor
 si p=cte, teniendo en cuenta que
 H=U+pV
 H=Q, en un proceso a p=cte, la energía
intercambiada con el entorno en forma de
calor es igual a la variación de entalpía
del sistema.

6. Entalpía de reacción
 El calor intercambiado con el
entorno en el transcurso de una
reacción química a p constante, es
igual a la entalpía de la reacción.
 HR= Hproductos- Hreactivos
 HR>0 reacción endotérmica
 HR<0 reacción exotérmica
 Hº
R (estándar, 1 atm y 25ºC)

7. Entalpía de formación
estándar
 De un compuesto, es la variación
de entalpía que corresponde a la
formación de 1 mol, a partir de los
elementos que lo componen, en
sus estados estables a p y
temperatura estándar.
 La entalpía de formación estándar
de las especies elementales es 0.
 HR=  Hf (productos)- Hf
(reactivos)

8. Energía de enlace
 Se define como la entalpía de la
reacción en la que se rompe 1 mol
de dichos enlaces en estado
gaseoso.
 La entalpía de una reacción en la
que sólo intervienen gases puede
estimarse a partir de los valores de
las energías de enlace.
 HR = Eenlaces rotos - Eenl formados

9. Reglas de la termoquímica
 1ª.- ley de Hess: “el valor de H para una
reacción (a una p y t determinadas), es
independiente de que transcurra en uno o
varios pasos”.
 2ª.- el valor de H es proporcional a la
cantidad de reactivo o producto.
 3ª.- los valores de H para dos reacciones
inversas son iguales en magnitud, pero de
signo opuesto.
 La ley de Hess es útil para la obtención de
valores de H correspondientes a reacciones
difíciles de llevar a cabo experimentalmente.

10.  Describe el grado de desorden de
un sistema. S (es función de
estado)
 ΔS r = ΣS(productos)-ΣS(reactivos)
 a mayor desorden mayor S
 S (sólido)<S(líquido)<S(gas)
 si hay más moles de gases en los
productos ΔS r>0
Entropía y 2ª ley de la
termodinámica

11. 2ª ley de la
termodinámica
 En un proceso espontáneo, hay un
incremento neto de la entopía, S, total del
universo (sistema+entorno)
 ΔS(total)=(ΔS(sistema)+ ΔS(entorno)) >0
 unidades de la S (J/mol.K)

12. Energía libre de Gibbs
 Nueva magnitud: G=H-TS, T es la
temperatura absoluta, es función de estado
 ΔG=ΔH-TΔS ecuación de Gibbs-Helmholtz
 las reacciones se producen en el sentido
en que disminuye la energía libre del
sistema.
 ΔGR=ΣG(productos)- Σ  G(reactivos), a T
y p cte
 si ΔG<0, reacción espontánea
 si ΔG>0, no espontánea
 si ΔG=0, equilibrio

13. Energía libre y tipos de
reacciones
 Para que G sea negativa, interesa una
reacción exotérmica y con aumento de
desorden.
 Reacciones exotérmicas, con aumento de
desorden (siempre espontáneas)
 reacciones endotérmicas con aumento de
desorden (espontáneas a T altas)
 reacciones exotérmicas con aumento de orden
(espontáneas a T bajas)
 reacciones endotérmicas con aumento de
orden (no son espontáneas a ninguna
temperatura)

14. Energía libre y tipos de
reacciones
ΔH ΔS ΔG Espon-
tánea
0 0 0 Sí
0 0 0 Sí a T
bajas
0 0 0 Sí a T
altas
0 0 0 No