termoquimica

102

Química General. Grupo B. Curso 1993/94

_________________________________________________________________________________________

10 Termoquímica y espontaneidad
10.1
10.2
10.3
10.4
10.5

Calores químicos
Primer principio de la termodinámica
El primer principio y las reacciones químicas
Espontaneidad y equilibrio
Energía libre y espontaneidad de las reacciones químicas_________________________________________________________________________________________
10.1 Calores qu’micos
Calor. El calor es la energía que se transfiere como resultado de una diferencia de temperatura entre un
sistema y sus alrededores. Una reacción es exotérmica cuando desprende calor al ambiente y endotérmica
cuando lo toma de él. A menudo de distingue entre calor a presión constante(qp), cuando el proceso se
realiza manteniendo la presión constante y dejando variar el volumen, y calor a volumen constante (qV),
cuando se mantiene constante el volumen. Un procedimiento usual para medir el calor de una reacción es
por medio de un calorímetro.
Capacidad calorífica. La capacidad calorífica (C) de una sustancia es el calor que se ha de suministrar a
una cantidad específicapara aumentar su temperatura una unidad. Se suele distinguir entre capacidad
calorífica a presión constante, Cp = (dq/dT)p y capacidad calorífica a volumen constante, CV = (dq/dT)V.
La capacidad calorífica específica (c) es la capacidad calorífica por unidad de masa. La capacidad
calorífica molar (CM) es la capacidad calorífica por unidad de cantidad de sustancia (tabla 10.1)._____________________________________________________________________________________________________
Tabla 10.1. Capacidades caloríficas molares de algunas sustancias
Sustancia
Al(s)
Ag(s) AgCl(s) Au(s) Cu(s) H2 (g)
H2 O(l)
N2 (g) NH3 (g)
C M,p(J K –1 mol–1)
24,3
25,4
50,8
25,4
24,4
28,8
75,3
29,1
35,1_____________________________________________________________________________________________________

10.2 Primer principio de la termodin‡mica
Energía interna. Se llama energía interna de un sistema a la energía total (cinética + potencial) de todas
las partículas que lo componen. Un sistema puede intercambiar energía (calor o trabajo) con el resto del
universo (sus alrededores). Como la energía no se puede crear ni destruir (ley de conservación de la
energía), cuando un sistemaintercambia calor o trabajo con sus alrededores, su energía interna se
modifica, de forma que ∆E = q + w. La energía interna de un sistema aislado (que no intercambia ni
materia ni energía con sus alrededores) es constante.
_____________________________________________________________________________________________________
Tabla 10.2. Convenio de signos.
+
–
Energía interna (∆E)
aumentadisminuye
Calor (q)
dado al sistema
cedido por el sistema
Trabajo (w)
hecho sobre el sistema
hecho por el sistema
_____________________________________________________________________________________________________

La energía interna de una sustancia depende del estado físico (gas, líquido o sólido), de la temperatura, y
de la presión que experimenta. Depende además de la cantidad desustancia (es una propiedad extensiva).
La energía interna es una propiedad de estado, es decir, una propiedad independiente de cómo se preparó.
El calor absorbido o desprendido en una reacción química no es una propiedad de estado ya que
depende de la manera en la que se realiza la reacción. Si el único trabajo que hace el sistema es en forma
de expansión, para una reacción a presión constante, qp= ∆E + p∆V (donde p∆V es el trabajo de
expansión a presión constante) y para una reacción a volumen constante, qV = ∆E.
Estado normal. En la tabla 10.5 se recogen las condiciones en las que se considera que una sustancia está
en estado termodinámico normal. Los valores normales de denotan con el símbolo °. Así la entalpía
normal de una reacción se denota ∆Η°. La temperatura del estado...