quimica

TERMOQUÍMICA
Unidad 4

Química 2n batxillerat

Contenidos (1)
1. Sistemas, estados y funciones de estado.
2. Primer principio de la Termodinámica.
3. Aplicaciones del 1r Principio. Reacciones a
volumen y a presión constante.
3.1. Relación entre ambas.

4. Entalpías de formación.

5. Entalpías de reacción.
5.1. Ecuaciones termoquímicas.

6. Cálculo de las entalpías de combustión.7. Ley de Hess.
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Contenidos (2)
8.Energía o entalpía de enlace.
8.1. Cálculo de la energía de reacción a partir de
entalpías de enlace aplicando la ley de Hess.

9.Concepto de entropía.
9.1. Segundo principio de la Termodinámica.
9.2. Tercer principio de la Termodinámica.

10. Energía libre de Gibbs.
11.Espontaneidad de las reacciones químicas.
Influencia dela temperatura
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1. 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
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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.Química 2n batxillerat

Variables 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
yfinal y no del camino desarrollado.
• SÍ son: Presión, temperatura, volumen,
energía interna (U), entalpía (H), entropía
(S), energía libre de Gibbs (G), ....
• NO son: calor, trabajo
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2. Primer principio de la
Termodinámica
• ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del
sistema. Es una función de estado.
– Es imposible medir.
– Se mide su variación.

• 1rPRINCIPIO:  U = Q + W
W = p· V
Es equivalente al Principio de conservación de la
energía
CALOR

Convenio de signos:

Por tanto: W = - p· V

CALOR

Q>0

Q0

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3. Aplicaciones del 1r Principio.
Energía interna y entalpía.
a) Procesos a volumen constante (Qv)
• Es el intercambio de energía en un recipiente
cerrado que no cambia de volumen.
• Si V=constante, es decir, V = 0
 W = 0 
Qv = U
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b) Procesos a presión constante (Qp)
• La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión
constante, normalmente la atmosférica.
• Si p = cte  W = – p ·  V
  U = Qp – p ·  V
• U2 – U1 = Qp – p · (V2 – V1)
• Q p + U1 + p · V 1 = U2 + p · V 2
H1

H2

Entalpía (H): H = U + p·V
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  Qp =H2 – H 1 =  H
• H es una función de estado.
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Reac. endotérmica
Productos

Reactivos

Entalpia (H)

• H1= U1 + p · V1;
H2= U2 + p · V2
• Qp + H 1 = H 2

Entalpia (H)

Calor a presión constante (Qp)

H > 0

Reac. exotérmica
Reactivos

H < 0
Productos

Relación de Qv con Qp (gases).
H=U+p·V
• Aplicando la ecuación de los gases:
p·V=n·R·T
• ysi p y T son constantes la ecuación se
cumplirá para los estados inicial y final:
p·V=n·R·T
H=U+n·R·T
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Relación de Qv con Qp
(sólidos y líquidos)
• En reacciones de sólidos y líquidos apenas
se produce variación de volumen y ...

Qv  Q p
• es decir:

U  H
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Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarse
en...