Este documento trata sobre la termoquímica, que estudia el flujo de calor asociado a reacciones químicas y cambios físicos. Explica conceptos como procesos exotérmicos y endotérmicos, entalpía, entalpía estándar de formación y de reacción, calor de combustión, calor de neutralización, y la ley de Hess. Además, incluye ejemplos de cálculos termoquímicos.

1. Calor asociado a un proceso
químico o físico
Termoquímica
Programa de Licenciatura en
Biología y Química
Programa de Licenciatura en
Biología y Química
ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.
ROBERTO GUTIÉRREZ P.
ALEXÁNDER GUTIÉRREZ M.
ROBERTO GUTIÉRREZ P.
Compilado por:

4. Es la parte de la química que estudia el flujo de
calor asociado a una reacción química o cambio
físico.
En otras palabras, trata esencialmente de la
conversión de energía química en energía térmica
y viceversa.
Su objetivo es la determinación de las cantidades
de energía calórica cedida o captada en los
distintos procesos y el desarrollo de métodos de
cálculo sin recurrir a la experimentación.
TERMOQUÍMICA

5. Procesos exotérmicos y endotérmicos
Desde el punto de vista del flujo de calor, se pueden
distinguir dos tipos de reacciones o procesos.
Procesos exotérmicos: en las que un sistema desprende
calor al ambiente (aumenta la temperatura del ambiente)aumenta la temperatura del ambiente).
CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (ℓ) + energía
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energía
H2O (g) H2O (l) + energía

6. Procesos endotérmicos: en las que el sistema absorbe
calor del ambiente.
H2O (s) + Energía  H2O (ℓ)
El proceso absorbe calor del ambiente y la temperatura del
ambiente disminuye.
energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)

7. Reacción Exotérmica
• Se libera energía
glucosa: molécula
con mucha energía
+ 6 O2
6 6
productos baja energía
SALE ENERGÍA
C6H12O6(s) + 6 O2(g) = 6CO2(g) + H2O(l) + ∆H

8. Reacción Endotérmica
• Requieren Energía
glucosa: un producto
con mucha energía
ENERGÍA
reactivos bajos en energía
+ 6O2
66
6CO2(g) + H2O(l) + ∆H = C6H12O6(s) + 6 O2(g)

9. Entalpía (H)
El calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso aEl calor absorbido o liberado por un sistema durante un proceso a
presión constante se denomina entalpía y se representa por elpresión constante se denomina entalpía y se representa por el
símbolo Hsímbolo H.
∆H = H (productos) – H (reactivos)
La mayoría de los cambios físicos y químicos ocurren en
condiciones de presión constante.
Lo que se mide realmente es el cambio de entalpía (ΔH)

10. La entalpía de reacción puede ser positiva o negativa,
según el proceso.
En los procesos endotérmicos, ΔH es (+) (ΔH > 0)
En los procesos exotérmicos, ΔH es (-) (ΔH < 0)
H-HΔH ReactivosProductos=
negativosignotieneHH ReactivosProductos <
H-HΔH ReactivosProductos=
positivosignotieneHH ReactivosProductos >
Procesos exotérmicos:
< 0 es decir:
Procesos endotérmicos:
> 0 es decir:

11. Ecuaciones termoquímicas
Son aquellas que muestran además de las relaciones de masa,
los cambios de entalpía que ocurren en los procesos físicos o
químicos.
H2O (s) H2O (l) ∆H = 6,01 kJ
Cada fusión de 1 mol de hielo a 00
C y 101 325 Pa absorbe 6,01
kJ.
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H = -890,4 kJ
La combustión de 1 mol de metano a 25°C y 101 325 Pa
provoca una disminución en la entalpía del sistema de 890.4
kJ.

12. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6.01 kJ
• Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al
número de moles de una sustancia
• Si invierte una reacción, el signo de ∆H cambia
H2O (l) H2O (s) ∆H = -6.01 kJ
• Si multiplica ambos lados de la ecuación por un factor n,
entonces ∆H debe cambiar por el mismo factor n.
2H2O (s) 2H2O (l) ∆H = 2 x 6.01 = 12.0 kJ
Ecuaciones termoquímicas

13. H2O (s) H2O (l) ∆H = 6.01 kJ
• Los estados físicos de todos los reactivos y productos se
deben especificar en las ecuaciones termoquímicas.
H2O (l) H2O (g) ∆H = 44.0 kJ
Ecuaciones termoquímicas
• (c) o (s) se utilizan para representar el estado sólido,
(l) para líquido, (g) para gas, (c = 1) o (1 M) para una
solución 1 molar y (ac) para soluciones acuosas muy
diluidas.

14. • Se utiliza un subíndice r para identificar un calor de
reacción en general y también se utilizan otros subíndices
(f para formación, c para combustión, mez para mezcla,
etc.)
Ecuaciones termoquímicas
• El superíndice ° indica que la reacción se efectúo en
condiciones de presión normal de referencia, 1 atm. Se
utiliza un subíndice enseguida de H (H°) para dar la
temperatura absoluta. Si no se da ninguna temperatura,
se debe considerar que T = 298,15 K

15. Entalpía estándar de formación (∆H0
)
Es la variación de entalpía que se produce cuando se
forma un mol de un compuesto a partir de sus
elementos en su estado más estable a una presión de
una atm y 25°C.
f
El “ O
” representa el estado normal, el subíndice “ f ” significa
formación.
f
Para especificar ∆H0
de formación, es necesario escribir la
ecuación química exacta y especificar los estados de todos
los reactivos y productos.

16. La entalpía estándar de formación de cualquier elemento
en su forma más estable es cero.
∆H0
(O2) = 0f
∆H0
(O3) = 142 kJ/molf
∆H0
(C, grafito) = 0f
∆H0
(C, diamante) = 1.90 kJ/mol
f
Ag (s) + ½ Cl2
(g)  AgCl (s)
½ N2
(g) + O2
(g)  NO2
(g)
Ejemplo: De las siguientes ecuaciones a 298 K, calcular el
calor de formación del cloruro de plata y dióxido de
nitrógeno respectivamente
∆H0
= ?
∆H0
= ?
f
f

18. La entalpía estándar de reacción (∆H0
) es la entalpía
de una reacción química llevada a cabo a 25ºC y 1 atm.
reacción
aA + bB cC + dD
∆H0
reaccion d∆H0
(D)fc∆H0
(C)f= [ + ] - b∆H0
(B)fa∆H0
(A)f[ + ]
∆H0
n∆H0
(productos )f= Σ m∆H0
(reactivos)fΣ-
Se puede calcular a partir de los ΔHo
f de compuestos
n y m coeficientes estequiométricos de reactivos y productos.
reaccion

19. El benceno (C6H6) se quema en el aire para producir
dióxido de carbono y líquido de agua. ¿Cuánto calor se
libera por mol de combustión de benceno? La entalpía
estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol.
2C6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2O (l)

21. Ejemplo:
A partir de los valores de tabla, halle el ΔH° de la siguiente
reacción:
C3
H8
(g) + 5O2
(g) +  3CO2
(g) + 4H2
O (ℓ)
ΔHo
f
de tabla CO2
(g) = -393,5kj/mol
H2
O (ℓ) = -285,8 kj/mol
C3
H8
(g) = -103,8 kj/mol

22. Ejercicio:
● Con base a las entalpías de formación, calcule la entalpía
normal de la reacción:
4NH3 (g) +5O2 (g)  4NO (g) +6H2O (g)
ΔHo
f
de tabla
NH3
(g) = -46,2 kj/mol
H2
O (g) = -241,8 kj/mol
NO (g) = -90,4 kj/mol

23. Calor normal de combustión (ΔH°Calor normal de combustión (ΔH°CC))
El calor de combustión es la variación de entalpía, que
acompaña a la combustión completa de 1 mol de
compuesto orgánico para dar CO2 (g) y H2O (l).
También se lo define como:
El calor de combustión es la cantidad de energía liberada
por cada mol de hidrocarburo quemado.
Metano CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆HºC= -890 kJ
Ejercicio: escribir la ecuación termoquímica de
combustión de los siguientes compuestos:
a) C6H6 (l)
b) C8H18 (g)

24. Calor de neutralización (ΔH°N)
Es la variación de entalpía que se produceEs la variación de entalpía que se produce cuandocuando
reaccionan cantidades equivalentesreaccionan cantidades equivalentes de soluciones diluidasde soluciones diluidas
de un ácido fuerte y una base fuerte a presión de 1 atm yde un ácido fuerte y una base fuerte a presión de 1 atm y
temperatura de 25°Ctemperatura de 25°C
La cantidad de calor liberado se debe a la formación de un
mol de H2O a partir de sus iones acuosos.
Es una constante independientemente del ácido y de la base,
siempre que sean fuertes y soluciones diluidas.
H+
(ac) + OH-
(ac)  H2O (ℓ) ΔH°N = -56,2 kJ/mol
H+
(ac) + NO3
-
(ac)+ K+
(ac)+OH-
(ac)  K+
(ac)+NO3
-
(ac)+H2O(ℓ)
HNO3 (ac) + KOH (ac)  KNO3 (ac) + H2O (ℓ)

25. APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS
CALORES DE REACCIÓN
Determinar cuanto calor se obtiene al quemar 2 moles de
metano con exceso de oxígeno.

26. APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS
CALORES DE REACCIÓN
Determinar cuanto calor se obtiene al 100 g de metano con
exceso de oxígeno.

27. ¿Cuánto calor se libera cuando 266 g de fósforo blanco
(P4) se queman en el aire?
P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) ∆H = -3013 kJ
APLICACIÓN DE LA ESTEQUIOMETRIA A LOS
CALORES DE REACCIÓN

28. Ley de Hess (ley de la suma del calor)
Esta ley establece que en una reacción química a volumen
constante o a presión constante, el cambio de entalpía es el
mismo, independientemente de que la reacción se efectúe en
un paso, o en una serie de pasos (La entalpía es una función
de estado. No le importa cómo llega allí, sólo dónde empieza y
termina.)

29. EJEMPLO:
La reacción de combustión del C:
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH°=?
Se puede considerar como la suma de dos reacciones:
1) C (s) + ½ O2 (g)  CO (g) ΔH°1 = -110,5 kJ
2) CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g) ΔH°2 = -283,0 kJ

30. Ejemplo: Calcular ΔH° del CH4
C (grafito) + 2H2 (g)  CH4 (g) ΔH° = ?
El cambio de entalpía para esta reacción no puede medirse
directamente. Hay que aplicar la ley de Hess para calcular.
Datos:
a)C (grafito) + O2 (g)  CO2 (g) ΔH° = -393,5 KJ
b) 2H2 (g) + O2 (g)  2H2O (ℓ) ΔH° = -571,6 KJ
c) CH4 (g) + 2O2 (g)  CO2 (g) + 2H2O (ℓ) ΔH° = -890,4 KJ

31. Calcule la entalpía estándar de formación de CS2 (l)
teniendo que:
C(grafito) + O2 (g) CO2 (g) ∆H0
= -393.5 kJ
r
S(rómbico) + O2 (g) SO2 (g) ∆H0
= -296.1 kJr
CS2(l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) ∆H0
= -1072 kJr
La ecuación de formación para CS2 es:
C(grafito) + 2S(rómbico) CS2 (l)

32. Variación de las Entalpías de Reacción
con la Temperatura
Temperatura (K) ∆Ho
r
(kJ/mol)
291 - 241,7
298 - 241,8
308 - 241,9
1000 - 248,7
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g)

33. Referencias
-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003.
- Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto, Fisicoquímica II para Licenciados
en Química y Biología, Educación Abierta y a Distancia. Universidad
Tecnológica del Chocó. Quibdó. 2000.
-Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química General. 8ª ed.
Prentice Hall. Madrid. 2003.
-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a
ed. McGraw-Hill. México.1997.
-Levine, Iran. Fisicoquímica. 6a
ed. Volumen I y II. Madrid. Mcgraw-Hill. 1996.
-Ayuso M., Luis. Termodinámica. Unisur. Santafe de Bogóta. 1995.
-Atkins, P. W. Fisicoquímica. 3a
ed. New York. Addison-Wesley. 1991.
-Mark, Melvin. Termodinámica. Marimar.
-Metz, Clyde R. Fisicoquímica. Segunda edición. Bogotá. McGraw Hil, 1991.‑
-Moore, Walter J. Fisicoquímica básica. México, Prentic -Hall,1986.
- http://www.monografias.com/trabajos/termodinamica/termodinamica.shtml
-http://www.monografias.com/trabajos17/calorimetria/calorimetria.shtml
- http://www.textoscientificos.com/quimica/termodinamica.