Presentación en Power Point muy interesante para los iniciados en termoquímica

1. TERMOQUIMICA
Departamento de QuímicaDepartamento de Química
Química GeneralQuímica General

2. Cualquier reacción química, obedece dos leyes
fundamentales:
 Ley de la Conservación de la Masa, y
 Ley de la Conservación de la Energía.
El estudio de la energía, sus transformaciones y sus
procesos de transferencia se conoce como
Termodinámica.
La relación entre las reacciones químicas y sus cambios
de energía, son el objeto de estudio de la Termoquímica.
Conceptos

3. Energía
 La energía es un término que representa un concepto abstracto,
pues no es tangible como los objetos materiales, y se tiene que
reconocer por sus efectos.
 La energía se define usualmente como la capacidad para hacer
un trabajo, siendo éste último el producto de una fuerza por un
desplazamiento:
w = F x ∆X = F x (Xfinal - Xinicial)
 Todas las formas de energía son capaces de desarrollar un
trabajo:
Energía radiante. Un ejemplo típico de ésta es la energía solar, la cual
calienta la tierra, estimula el desarrollo vegetal y
determina los patrones climáticos.

4. Quimiluminiscencia: producció n de
energía luminosa por una reacció n
química.
Energía radiante: producció n de
energía por una reacció n nuclear.

5. Energía Térmica
Es la energía asociada al movimiento aleatorio de átomos y moléculas,
que se puede calcular a partir de medidas de temperatura.
Pieza de Cu a T1
Agua liquida a T2<T1
Transferencia de
energía
…del cuerpo caliente al frio
Al equilibrio, la T de
ambos cuerpos será la
misma, lo que define
el: equilibrio térmico.

6. Energía Química
 Es la energía almace-Es la energía almace-
nada dentro de lasnada dentro de las
unidades estructuralesunidades estructurales
de las sustancias quí-de las sustancias quí-
micasmicas. Su cantidad se
determina por el tipo y
arreglo de los átomos
constituyentes.
 En una reacción, la
energía química es
liberada, almacenada, o
convertida en otra forma
de energía.
Estallido de un transbordador espacial. La energía liberada por los tres motoresEstallido de un transbordador espacial. La energía liberada por los tres motores
principales es equivalente a la producida por 23 presas Hoover. Los dos cohetesprincipales es equivalente a la producida por 23 presas Hoover. Los dos cohetes
laterales de combustible sólido consumen 11,000 lb/s y generan un empujelaterales de combustible sólido consumen 11,000 lb/s y generan un empuje
combinado de 44 millones de hp, el cual es equivalente al generado por 15,000combinado de 44 millones de hp, el cual es equivalente al generado por 15,000
locomotoras diesel o 400,000 autos subcompactos.locomotoras diesel o 400,000 autos subcompactos.

7. Energía Potencial
 Es la energía disponible en virtud de laEs la energía disponible en virtud de la
posición de un objeto con referencia aposición de un objeto con referencia a
otrootro.
 Una roca a una altura h tendrá la
capacidad de efectuar un trabajo, mayor
cuanto mayor sea su altura.
 La energía química se puede considerar
una forma de energía potencial, debido a
las posiciones relativas de los átomos
dentro de una molécula.
Ep > 0
Ek = 0
Ep > 0↓
Ek > 0↑
Ep = 0
Ek = 0

8. Presa Hoover en el lago Mead,
USA
La electricidad es generada a través de dispositivos hidroeléctricos, que convierten
la energía potencial del agua del lago en energía cinética conforme el agua cae por
grandes tubos conectados a turbinas. Las turbinas convierten la energía cinética en
electricidad. Sabiendo que el agua cae 200 m, calcule la energía cinética disponible
a la entrada de la conección de la turbina por kilogramo de agua.
R: 1.96x103
J.

9. Calcule la altura máxima que podrá alcanzar una bala de 25 gCalcule la altura máxima que podrá alcanzar una bala de 25 g
de masa, si ésta es disparada hacia arriba en línea recta conde masa, si ésta es disparada hacia arriba en línea recta con
una velocidad inicial de 400 msuna velocidad inicial de 400 ms-1-1
. (ignore la resistencia del. (ignore la resistencia del
aire).aire).
Toda la energía de la bala al salir del cañon es de tipo cinético, así que:
Ek(inicial) = mv0
2
/2 = (0.025 kg)(400 m s-1
)2
/2 = 2000 kg m2
s-2
= 2000 J
Y la energía total es:
Etotal(inicial) = Ek(inicial) + Ep(inicial) = 2000 J + 0 J = 2000 J
Al punto de altura máxima, la Ek será cero (ya que su velocidad es cero) y toda su energía
será energía potencial. De esta manera tenemos:
Etotal(máx) = Ek(máx) + Ep(máx) = 0 J + 2000 J = 2000 J
Para una masa local por encima de la superficie terrestre, la Ep es directamente proporcional
a la masa, m, y a la altura, h, de la masa sobre la superficie terrestre:
Ep = g m h,
en donde g es la aceleración gravitacional (9.81 m s-2
), así que, para nuestro caso:
Ep(máx) = 2000 J = g m h(máx)
h(máx) = Ep(máx)/gm = 2000 J/[(9.81 ms-2
)(0.025 kg)]
= 2000 kgm2
s-2
/ [(9.81 ms-2
)(0.025 kg)]

10. Unidades de Energía
 La energía se puede expresar en diversas unidades, tales como
calorias o Btu, pero la unidade internacional es el Joule (JJ):
1 J = 1 kg·m1 J = 1 kg·m22
/ s/ s22
.
 La potencia, velocidad a la cual se usa la energía, se expresa en
unidades de energía combinadas, esto es, joule por segundo (watt)
en SI. Un foco de 100 W produce 100 J de energía cada segundo.
 Una caloría es la cantidad de energía que se requiere para elevar
la temperatura de 1 g de agua, de 14.5ºC a 15.5ºC, y equivale a :
1 cal = 4.184 J1 cal = 4.184 J .

11. Sistema y Entorno
 Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía,
generalmente en forma de calor (q).
 El calor es la energía transferida entre dos cuerpos que estan a
diferentes temperaturas, y fluye siempre del cuerpo caliente al
cuerpo frio.
 A fin de analizar los cambios de energía asociados a las reaccio-
nes químicas, es necesario definir los conceptos de sistema y
entorno (alrededor) :
Sistema. Porción bien definida del universo que se toma para análisis;
Entorno. Resto del universo que interactúa directamente con el
sistema.

12. TIPOS DE SISTEMAS COMUNES EN QUIMICA
ABIERTO CERRADO AISLADO
Vapor de Agua
Calor Calor
UNIVERSO TERMODINAMICO = SISTEMA + ENTORNO

13. Conservación de la Energía
 La energía se conserva . La energía perdida por un sistema es
igual a la energía que gana su entorno, y viceversa. Esta obser-
vación se conoce Ley de la Conservación de la Energía o PrimeraPrimera
Ley de la TermodinámicaLey de la Termodinámica : La energía del universo es constante.
EUNIVERSO = ∆ESISTEMA + ∆EENTORNO
∆ESISTEMA = E final- E inicial ∴ E = Energía Interna del Sistema
ENTORNO ENTORNO
SISTEMA SISTEMA
∆E > 0 ∆E < 0
energía energía

14. Primera Ley
 Cualquier sistema puede intercambiar energía con su entorno en
dos formas : como calor (q) o como trabajo (w).
 Por convención, tanto el calor absorbido por un sistema como el
trabajo ejecutado sobre él por el entorno son positivos (>0), pues
ambos incrementan la energía interna del sistema.
SISTEMA
calor q > 0
trabajo w > 0
ENTORNO∆E > 0

15. Primera Ley
 La energía interna de un sistema (E) cambia en magnitud (∆E)
cuando se involucra en una transferencia de energía. Dicho
cambio resulta de la suma algebraica del calor añadido, q, más el
trabajo realizado por el sistema, w :
∆E = q + w
Por ej., si es sistema absorbe 50 J de calor (q = 50 J) y realiza un
trabajo de 10 J sobre su entorno (w = -10 J), el cambio de energía
interna del sistema será de:
∆E = q + w = 50 J + (-10) J = 40 J.
 En el caso de las reacciones químicas, la dirección del flujo de
energía como calor clasifica las reacciones en:
– Exotérmicas .- aquella que desprenden calor como resultado de la reacción;
– Endotérmicas .- aquellas que absorben calor de su entorno.

16. Procesos: (a) EXOTERMICO Y (b) ENDOTERMICO
ENTORNO
SISTEMA
SISTEMA
ENTORNO
Descomposición de NH4NO3 Descomposición de HgO
(a) (b)

17. Funciones de Estado
 La transferencia de energía en forma de calor y/o trabajo, esta
fuertemente influenciada por el mecanismo empleado para que
ésta ocurra.
 De esta forma, la cantidad de calor o trabajo involucrado en un
proceso dado dependerá de la trayectoria seguida por el mismo, y
tendrá tantos valores como trayectorias se puedan establecer.
 Por tanto, calor y trabajo son funciones de trayectoria, es decir, su
valor depende del estado inicial, final y del camino seguido.
 La energía interna, potencial, etc., cuyo valor sólo depende las
condiciones inicial y final, se denominan funciones de estado.

18. h
Eo
E1
∆Epot = E1 - E0 = función de estado
a b
w (a) < w (b)
q (a) < q (b)
= funciones de trayectoria
Concepto sobre funciones de estado y de trayectoriaConcepto sobre funciones de estado y de trayectoria

19. Funciones de Estado
 El valor de una función de estado no depende en paricular de laEl valor de una función de estado no depende en paricular de la
historia previa de la muestra, sino sólo de su situación actualhistoria previa de la muestra, sino sólo de su situación actual.
¡ La energía interna del agua es la misma en cualquiera de los casos !
enfriamiento calentamiento

20. Trabajo P-V
 La única clase de trabajo relevante a nuestro curso de química, es
el trabajo asociado a los cambios de volumen : trabajo P-V; como
el desarrollado al moverse un pistón dentro de un cilindro :
ww = -= - PP ((VV22--VV11) = -) = - PP ·· ∆∆VV
presión
constante
cambio de
volumen
Trabajo P-V
cilindro
pistón
sistema
P

21. Trabajo P-V y Entalpía
 Si el volumen de un sistema no cambia, ∆V = 0, entonces :
w = - P · ∆V = - P · 0 = 0 ⇒ ¡no se ejecuta trabajo!
 De la 1ª Ley, ∆E = q + w = qv + 0 = qv calor a vol. cte.
Esta es la forma como se tiene acceso directo a ∆Esistema.
 A nivel de laboratorio e industria, q se mide a presión atmosférica
Para un sistema a presión constante, tendremos :
∆E = q + w = qp - P ·∆V , o bien;
E2 - E1 = qp - (PV2 - PV1) ∴ qp = (E2 + PV2) - (E1 + PV1)
 Se define la función de estado entalpía, como: H = E+PV, tal que
qp = H2 - H1 = H∆

22. Entalpía de Reacción
El cambio de entalpía, ∆H, para una reacción química se expresa:
reactantes (estado inicial, 1) → productos (estado final, 2)
∆Hrxn = H2 - H1 = H(productos) - H(reactantes).
Siendo los signos asociados dependientes del tipo de reacción:
∆H < 0 si la reacción es exotérmica, o
∆H > 0 si la reacción es endotérmica.
De esta manera, ∆Hrxn se denomina entalpía o calor de reacciónentalpía o calor de reacción.

23. Entalpía de Reacción
La función entalpía presenta las siguientes características:
– La entalpía es una propiedad extensiva, es decir, depende del
tamaño del sistema;
Ag2O(s) → 2 Ag(s) + 1/2 O2(g) , ∆H = + 31.05 kJ
2 Ag2O(s) → 4 Ag(s) + 1 O2(g) , ∆H = (2)(31.05 kJ) = 62.10 kJ
– El cambio de entalpía de una reacción es igual en magnitud,
pero de signo opuesto, al ∆H de la reacción inversa;
2 Ag(s) + 1/2 O2(g) → Ag2O(s) , ∆H = - 31.05 kJ
– El cambio de entalpía de una reacción depende del estado de
los reactantes y de los productos;
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g), ∆H = -802 kJ
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l), ∆H = -890 kJ
x (-1)

24. Calorimetría
 El valor de ∆H se puede determinar experimentalmente midiendo
el flujo de calor que acompaña a una reacción química a P = cte.
 El flujo de calor asociado a la reacción se obtiene midiendo el
cambio de temperatura experimentado por el sistema.
 La medición de calor se llama calorimetría, y el dispositivo usado
para este propósito calorímetro.
 El cambio de temperatura, ∆T, que experimenta un cuerpo cuando
absorbe una cierta cantidad de calor se determina por su
capacidad calorífica : energía requerida para elevar la T del
cuerpo en 1ºC.

25. Calorímetro “casero” para Determinación de ∆TCalorímetro “casero” para Determinación de ∆T
agitador
termómetro
vasos de espuma
de poliestireno
sistema
q = C x ∆T
flujo total de calor
Capacidad
calorífica
Cambio de
temperatura
producido
Capacidad calorífica :
a) molar (J/mol·ºC)
b) específica (J/g·ºC) ó
calor específico.
q = (calor específico) x (gramos
de sustancia) x ∆T
Calorímetro “casero” a Presión ConstanteCalorímetro “casero” a Presión Constante

26. Calorimetría
a) ¿Cuánto calor es necesario para calentar 250 g de agua desde 22ºC¿Cuánto calor es necesario para calentar 250 g de agua desde 22ºC
hasta 98ºC?. El calor específico del agua es 4.18 J/g·K;hasta 98ºC?. El calor específico del agua es 4.18 J/g·K;
b) ¿cuál es la capacidad calorífica molar del agua?.¿cuál es la capacidad calorífica molar del agua?.
– a) La cantidad de calor involucrada esta dada por:
q =(calor específico del agua) x (gramos de agua) x (cambio de temperatura)
=(4.18 J/g-K)(250 g H2O)(98-22) ºC = (4.18 J/g-K)x(250 g H2O)x(78 K)
=7.9 x 104
J
– b) La capacidad calorífica molar se debe dar por mol de sustancia:
Cpm = 4.18
J
g⋅K






18.0 g H2O
1 mol H2O





 = 75.2
J
mol ⋅K

27. Calorimetría
 Cuando 50.0 ml de AgNOCuando 50.0 ml de AgNO33 0.100 M y 50 ml de HCl 0.100 M se0.100 M y 50 ml de HCl 0.100 M se
mezclan en un vaso dewar, la temperatura de la mezcla aumentamezclan en un vaso dewar, la temperatura de la mezcla aumenta
de 22.30ºC a 23.11ºC. El incremento de temperatura lo causa lade 22.30ºC a 23.11ºC. El incremento de temperatura lo causa la
reacción siguiente:reacción siguiente:
AgNO3(ac) + HCl (ac) → AgCl (s) + HNO3(ac).
CalcularCalcular ∆∆H para esta reacción, considerando que la soluciónH para esta reacción, considerando que la solución
combinada tiene una masa de 100.0 g y un calor específico decombinada tiene una masa de 100.0 g y un calor específico de
4.18 J/g·K.4.18 J/g·K.

28. Bomba Calorimétrica (V=cte)
Agitador motorizado
Cables para eléctricos para
combustión de la muestra
Termómetro
Contenedor aislado
Entrada de oxígeno
Camara de reacción (bomba)
Alambre de Pt en contacto
con la muestra.
Portamuestras
Agua
qrxn = - Ccal · ∆T

29. Bomba calorimétrica (V=cte)
 La hidrazina, NLa hidrazina, N22HH44 , y sus derivados, tienen una amplia aplicación, y sus derivados, tienen una amplia aplicación
como combustibles de cohetes, siendo su combustión :como combustibles de cohetes, siendo su combustión :
N2H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + 2H2O (g).
Cuando se quema 1.00 g de hidrazina en una bomba calorimétrica,Cuando se quema 1.00 g de hidrazina en una bomba calorimétrica,
la temperatura aumenta en 3.51ºC. Si la capacidad calorífica della temperatura aumenta en 3.51ºC. Si la capacidad calorífica del
calorímetro, Ccalorímetro, Ccalcal , es de 5.510 KJ/ºC, ¿cuál es la cantidad de calor, es de 5.510 KJ/ºC, ¿cuál es la cantidad de calor
desprendida?, ¿cuál es el calor desprendido por la combustión dedesprendida?, ¿cuál es el calor desprendido por la combustión de
un mol de hidrazina?.un mol de hidrazina?.
– El calor desprendido está dado por:
qrxn = - Ccal x ∆T = -(5.510 kJ / 1ºC) x (3.51ºC) = -19.3 kJ
como esta es la cantidad de calor que resulta de la combustión de 1.00 g de
hidrazina, la cantidad liberada por la combustión de un mol será:
(-19.3 kJ / 1 g N2H4) x (32.0 g N2H4 / 1 mol n2H4) = - 618 kJ / mol N2H4

30. Ley de Hess
 Puesto que la entalpía es una función de estado, el cambio de
entalpía, ∆H, asociado a cualquier cambio químico dependerá
sólo de los estados inicial y final y no de la historia del proceso.
 Por tanto, si una reacción particular ocurre en una etapa o en una
serie de etapas, la suma de los cambios de entalpía asociados con
las etapas individuales debe ser la misma como el cambio de
entalpía asociado con el proceso en una sola etapa.
 La ley de Hess establece que: si una reacción ocurre en una serie
de etapas, ∆H de la reacción será igual a la suma de los cambios
de entalpía de las etapas individuales.
 La ley de Hess proporciona un método útil para calcular los
cambios de energía que son difíciles de medir directamente.

31. Ley de Hess
La entalpía de combustión, ∆HC, de C a CO2 es -393.5 kJ/mol C, y ∆HC de CO a
CO2 es -283.0 kJ/mol CO:
(1) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆HC = -393.5 kJ
(2) CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) ∆HC = -283.0 kJ
Usar estos datos para calcular la ∆HC de C a CO:
(3) C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) ∆HC = x kJ
Si la reacción (3) ocurre en una o más etapas, esto no afecta el valor de ∆HC por ser
una función de estado, por tanto, podemos combinar algebraicamente (1) y (2)
para obtener (3):
(1) x 1 C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆HC = -393.5 kJ
(2) x -1 CO2(g) → CO(g) + 1/2 O2(g) ∆HC = +283.0 kJ
C(s) + 1O2(g) + CO2(g) → CO2(g) + CO(g) + 1/2 O2(g)
C(s) + 1/2 O2(g) → CO(g) ∆HC =- 110.5 kJ

32. Entalpías de Formación
 Usando la Ley de Hess, podemos calcular los cambios de entalpía
de un gran número de reacciones a partir de unos pocos valores
reportados de ∆H.
 Un tipo particular e importante de proceso usado para tabular datos
termoquímicos, es la formación de compuestos a partir de los
elementos que lo constituyen. El cambio de entalpía asociado a este
proceso se denomina entalpía de formación, se expresa como: ∆Hf.
 Una condición especial que permite comparar datos es denominada
estado estándar, que para una sustancia es su forma pura a presión
atmosférica (1 atm) y la temperatura de interés (usualmente 25o
C).
 La entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de
entalpía cuando todas la especies estan en su estado estándar: ∆Ho
.

33. Entalpías de Formación
 La entalpía estándar de formación de un compuesto, , es el
cambio de entalpía involucrado en la formación de 1 mol de
compuesto a partir de sus elementos en estado estándar.
 se reporta en kJ/mol de sustancia.
 Para propósitos de cálculo, se asume por definición que la
entalpía de formación de la forma más estable de cualquier
elemento es cero, puesto que no hay reacción de formación para
él mismo.
 La ley de Hess permite calcular el cambio de entalpía estándar
de cualquier reacción, a partir de los valores conocidos de
para todas las especies involucradas.
∆Hf
o
∆Hf
o
∆Hf
o

34. Entalpías de Formación
Consideremos la combustión de propano:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)
la cual se puede escribir a partir de sus tres reacciones de formación:
C3H8(g) → 3C(s) + 4H2(g)∆H1 = - ∆Hf
o
[C3H8(g)]
+ 3C(s) + 3O2(g) → 3CO2(g) ∆H2 = 3∆Hf
o
[CO2(g)]
+ 4H2(g) + 2O2(g) → 4H2O(l) ∆H3 = 4∆Hf
o
[H2O(l)]
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆Hrxn = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3
De la literatura:
∆Hf
o
[C3H8(g)] = -103.85 kJ, ∆Hf
o
[CO2(g)] = -393.5 kJ y ∆Hf
o
[H2O(l)] = -285.8 kJ.
De aquí, entonces:
∆Hrxn = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 = - ∆Hf
o
[C3H8(g)] + 3∆Hf
o
[CO2(g)] + 4∆Hf
o
[H2O(l)]
= - (-103.85 kJ) + 3 (-393.5 kJ) + 4(-285.8 kJ) = - 2220 kJ.
Podemos concluir que:
∆Hrxn
o
= n∆Hf
o
∑ (productos) - m∆Hf
o
∑ (reactantes)

35. Entalpías de Formación
Calcular el cambio de entalpía estándar para la combustión de un mol de bencenoCalcular el cambio de entalpía estándar para la combustión de un mol de benceno
(C(C66HH66), sabiendo que), sabiendo que ∆∆HHff
oo
[CO[CO22((gg)] = -393.5 kJ,)] = -393.5 kJ, ∆∆HHff
oo
[H[H22O(O(ll)] = -285.8 kJ y)] = -285.8 kJ y ∆∆HHff
oo
[C[C66HH66((ll)] = 49.04 kJ.)] = 49.04 kJ.