cancion

Termodinámica. Tema 7

Termoquímica

1. Calor de reacción

Se define como el calor transferido al sistema desde el
medio en la transformación completa de los reactivos
a productos, en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
Así,
Reactivos → Productos
qreacción = qP = H = H(productos) - H(reactivos) (P=cte)
aA + bB → cC + dD
H = c H(C) + d H(d) – [a H(A) + b H(B)]
H > 0Reaccion endotérmica
H < 0 Reaccion exotermica

Termodinámica. Tema 7

2. Definición de estado estándar

Sólidos y Líquidos. El estado estándar se define

como la fase de sólido puro o líquido puro, en
un estado de equilibrio reproducible
experimentalmente, a la presión estándar de
1 bar y la temperatura de interés
(normalmente 298,15 K).

Gases. El estado estándar se define como elestado hipotético de gas ideal, a la presión
estándar de 1 bar y la temperatura de
interés (normalmente 298,15 K).

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3. Entalpía estándar de reacción y
entalpía estándar de formación
ΔH 0T

ν i H 0m, T, i
i

2 C6H6() + 15 O2 (g) → 12 CO2 (g) + 6 H2O ()
ΔH0T 12H 0m, T (CO2 , g) 6H 0m, T (H2O, l) - 2H 0m, T (C6 H6 , l) -15H 0m, T (O2 , g)

Entalpíaestándar de formación. Se define como
el proceso de formación, a una determinada
temperatura, de un mol de una sustancia pura
en su estado estándar a partir de los
elementos correspondientes en su forma de
referencia.

Termodinámica. Tema 7

C (grafito) + H2 (g) + ½ O2 (g) → H2CO (g)

Δ f H 0T

H 0m, T (H 2CO, g) H 0m, T (H 2 , g)

- H 0m, T (C, grafito) -1/2H 0m, T (O2 , g)

!! Noconocemos los valores de H0m,T !!
Referencia: Para los elementos puros en su
estado más estable: H0m.298,15 = 0

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Termodinámica. Tema 7

Consideramos la reacción: aA+ bB → cC + dD
Al ser H una función de estado H1 = H2 + H3
H1 = H0 T
- H2 = a fH0T (A) + b fH0T (B)
H3 = c fH0T (C) + d fH0T (D)

A y B en sus estados
estándar a T

2

1

C y D en sus estados
estándar a TElementos en sus
estados estándar a T

3

Termodinámica. Tema 7

Luego,
H0T = -a fH0T (A) - b
0
fH T (D)
O sea,

0
fH T (B)+c

ΔH0T

0
fH T (C)

+d

ν i Δ f H 0T, i
i

Además, para cualquier elemento en su estado
estándar fH0298,15 = 0

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4. Tipos de calores y su determinación
a) Calor de combustión
C6H6 + 15/2O2 → 6 CO2 + 3 H2O

b) Calorintegral de disolución
HCl (g) + 2 H2O () → HCl.2H2O
HCl (g) + 10 H2O () → HCl.10H2O
HCl (g) + 25 H2O () → HCl.25H2O
HCl (g) + H2O () → HCl.H2O

H0sol = -48,77 kJ/mol
H0sol = -69,42 kJ/mol
H0sol = -72,20 kJ/mol
H0sol = -75,07 kJ/mol

c) Calor de dilución
HCl.10H2O +15H2O → HCl.25H2O

H0dil = -2,78 kJ/mol

d) Calor de cambio de fase
H2O (g) → H2O ()

H0298,15 = -44,2 kJ/molTermodinámica. Tema 7

Determinación de calores de reacción
Bomba calorimétrica adiabática o calorímetro
de combustión

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5. Manipulaciones algebraicas de las
reacciones termoquímicas

5.1 Ley de Lavoisier-Laplace (1780)
El valor de la entalpía de una reacción química a
una determinada temperatura es igual, pero
de signo opuesto al que acompaña a lareacción inversa.
C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O ()
H0298,15 = -1559,8 kJ/mol
2 CO2 (g) + 3 H2O () → C2H6 (g) + 7/2 O2 (g)
H0298,15 = 1559,8 kJ/mol

Termodinámica. Tema 7

5.2 Ley de Hess
El calor de reacción, a P o V constantes, de una
reacción química dada es el mismo tanto si
esta se verifica en una etapa, como si tiene
lugar en varias.
-(
2(
3(

C2H6 (g) + 7/2 O2 (g)→ 2 CO2 (g) + 3 H2O () H0 = -1559,8 kJ/mol)
C (s,grafito) + O2 (g) → CO2 (g)
H0 = -393,5 kJ/mol )
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O ()
H0 = -285,8 kJ/mol )
__________________________________________________
2 C (s, grafito) + 3 H2 (g) → C2H6 (g)
H0=-(-1559,8)+2(-393,5)+3(-285,8)=-84,7 kJ/mol

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6. Relación entre el calor de reacción a
presión y a volumen...