Quimica

TERMOQUÍMICA
TERMOQUÍMICA

Química 2º bachillerato

Sistemas
• Parte pequeña del universo que se aísla para someter a estudio.
• El resto se denomina ENTORNO.
• Pueden ser:
• Abiertos (intercambia materia y energía).
• Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
• Aislados (no intercambia ni materia ni energía).

• En reacciones químicas...
SISTEMAS = Sustancias químicas

2Definición de Termoquímica.
• Es la parte de la Química que se encarga del estudio del
intercambio energético de un sistema químico con el
exterior.
• Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a
productos desprendiendo energía. Son las reacciones
exotérmicas.
• Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a
productos precisando energía. Son las reacciones
endotérmicas.

3Variables de estado
• Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por
ejemplo, en el transcurso de una reacción química) .
• Ejemplos:
•
•
•
•

Presión.
Temperatura.
Volumen.
Concentración.

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Funciones de estado
• Tienen un valor único para cada estado del sistema.
• Su variación solo depende del estado inicial y final y no del
camino desarrollado.
• SÍ sonvariables de estado: Presión, temperatura, energía interna,
entalpía.
• NO son variables de estado: calor, trabajo

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La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas
físicos y su entorno
Se distinguen dos formas de intercambio
de energía entre el sistema y su entorno:

•

Trabajo W

•

Calor Q

Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistemaQ y W se consideran negativos si sale energía del sistema

Q>0

calor absorbido por el sistema

Q0

trabajo realizado sobre el sistema

W0 y W0
Q = ∆Hr Hreactivos
Hproductos < Hreactivos

DIAGRAMAS ENTÁLPICOS

Reacción endotérmica

Reacción exotérmica

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Entalpía estándar
• Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto
reactivos como productos están encondiciones estándar (p = 1
atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M).
• Se expresa como ∆H0 y como se mide en J o kJ depende de
cómo se ajuste la reacción.
• Así, ∆H0 de la reacción “2 H2 + O2 → 2 H2O” es el doble del de
“H2 + ½ O2 → H2O”.
∆H0 = H0productos – H0reactivos

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Ecuaciones termoquímicas
• Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre
paréntesis su estadofísico, y a continuación la variación
energética expresada como ∆H (habitualmente como ∆H0).
• Ejemplos:

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l); ∆H0 = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g);

∆H0 = –241’4 kJ

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• ¡CUIDADO!: ∆H depende del número de moles que se
forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo
coeficientes dobles, habrá que multiplicar ∆H0 por 2:

• 2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ; ∆H0 = 2· (–241’4 kJ)
• Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para
ajustar las ecuaciones:

• H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ;

∆H0 = –241’4 kJ

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VARIACIÓN DE LA ENTALPÍA ESTÁNDAR.
La variación de entalpía se denomina estándar ∆Hro si la presión
es de 1 atm y la temperatura 25ºC

∆Hro = ∑ Hproductos, 1 atm - ∑ Hreactivos, 1 atm

Ejemplo: Síntesis del amoníacoNH3

N2(g) + 3 H2(g)

2 NH3(g)

∆Hro = -92,2 kJ

∆Hro = H(2 moles de NH3, a 1 atm) - H (1 mol de N2 + 3 moles de H2)
Hproductos, < Hreactivos, Q = ∆Hro 0

Ejemplo: Corrosión espontánea del hierro

2 Fe(s) + 3/2 O2(g) + 3 H2O

2 Fe(OH)3 (s)

∆Ssistema < 0

Durante la reacción se desprende calor que pasa al entorno, el
cual aumenta su entropía, de forma que ∆Stotal > 0

40Tercera ley de la Termodinámica

• “La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0”
(máximo orden).
• Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura.
• ¡CUIDADO! La entropía de los elementos en condiciones
estándar no es 0 sino que es positiva.

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• En procesos reversibles y a temperatura constante se puede
calcular ∆S de un sistema como:
Q
∆S = —
T
• y si...