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Termoquímica
La termoquímica estudia los intercambios de energía (en forma de calor) que acompañan a las reacciones químicas. Toda reacción química implica la ruptura de enlaces en los reactivos y la formación de nuevos enlaces en los productos. Si la energía liberada al formar enlaces supera la energía absorbida al romperlos, la reacción es exotérmica; en caso contrario, es endotérmica.
4.1. Conceptos fundamentales
Sistema: parte del universo que se estudia (la reacción química).
Entorno: todo lo demás.
Primer principio de la termodinámica: la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. ΔU = Q + W (en convención IUPAC: Q es el calor recibido, W es el trabajo recibido).
A presión constante (condiciones habituales de laboratorio), el calor intercambiado se llama entalpía (H):
ΔH = Qp = Hproductos - Hreactivos
• Si ΔH < 0 → reacción exotérmica (libera calor al entorno).
• Si ΔH > 0 → reacción endotérmica (absorbe calor del entorno).
4.2. Ecuaciones termoquímicas
Una ecuación termoquímica incluye los estados físicos de reactivos y productos y el valor de ΔH:
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) ΔH° = -890,4 kJ/mol
El superíndice ° indica condiciones estándar: 1 atm de presión y 25 °C (298 K). La entalpía depende de la cantidad de sustancia (es extensiva) y del estado físico.
4.3. Tipos de entalpía
| Tipo | Definición | Ejemplo |
|---|
| ΔH°f (formación) | ΔH para formar 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en estado estándar | C(s,grafito) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH°f = -393,5 kJ/mol |
| ΔH°c (combustión) | ΔH para la combustión completa de 1 mol de sustancia | C₃H₈(g) + 5O₂(g) → 3CO₂(g) + 4H₂O(l), ΔH°c = -2220 kJ/mol |
| ΔH°enlace | Energía para romper 1 mol de enlaces en fase gaseosa | H-H: 436 kJ/mol; C=O: 799 kJ/mol |
📌 RecuerdaLa ΔH°f de los elementos en su estado estándar es cero por definición (O₂(g), N₂(g), C(grafito), Fe(s), etc.).
4.4. Ley de Hess
La ley de Hess establece que la entalpía de una reacción depende solo de los estados inicial y final, no del camino seguido. Esto permite calcular ΔH de reacciones difíciles de medir a partir de reacciones intermedias conocidas.
ΔH°reacción = Σ ΔH°f(productos) - Σ ΔH°f(reactivos)
📘 Ejemplo resueltoCalcular ΔH° de la reacción: 2 C₂H₆(g) + 7 O₂(g) → 4 CO₂(g) + 6 H₂O(l)
Datos: ΔH°f[C₂H₆(g)] = -84,7 kJ/mol; ΔH°f[CO₂(g)] = -393,5 kJ/mol; ΔH°f[H₂O(l)] = -285,8 kJ/mol
ΔH° = [4×(-393,5) + 6×(-285,8)] - [2×(-84,7) + 7×0]
ΔH° = [-1574 + (-1714,8)] - [-169,4]
ΔH° = -3288,8 + 169,4 = -3119,4 kJ
La reacción es fuertemente exotérmica (combustión del etano).
4.5. Energía de enlace
La entalpía de reacción también puede estimarse a partir de las energías de enlace:
ΔH° ≈ Σ E(enlaces rotos) - Σ E(enlaces formados)
Romper enlaces siempre requiere energía (proceso endotérmico); formar enlaces siempre libera energía (proceso exotérmico).
4.6. Espontaneidad: entropía y energía libre de Gibbs
La entropía (S) es una medida del desorden o del número de microestados accesibles de un sistema. El segundo principio de la termodinámica establece que en un proceso espontáneo, la entropía del universo siempre aumenta.
La energía libre de Gibbs (G) combina entalpía y entropía para determinar la espontaneidad a presión y temperatura constantes:
ΔG = ΔH - TΔS
• Si ΔG < 0 → proceso espontáneo.
• Si ΔG > 0 → proceso no espontáneo.
• Si ΔG = 0 → equilibrio.
| ΔH | ΔS | Espontaneidad |
|---|
| < 0 (exotérmica) | > 0 (aumento desorden) | Siempre espontánea (ΔG < 0 a cualquier T) |
| > 0 (endotérmica) | < 0 (disminución desorden) | Nunca espontánea (ΔG > 0 a cualquier T) |
| < 0 | < 0 | Espontánea a T baja (ΔH domina) |
| > 0 | > 0 | Espontánea a T alta (TΔS domina) |
🎓 Ejercicio tipo EVAUEjercicio tipo EVAU:
La descomposición del carbonato de calcio: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
Datos: ΔH° = +178,3 kJ/mol; ΔS° = +160,5 J/(mol·K)
a) ¿Es exotérmica o endotérmica?
b) Calcula ΔG° a 25 °C (298 K). ¿Es espontánea?
c) Calcula la temperatura a partir de la cual la reacción es espontánea.
Solución:
a) Endotérmica (ΔH > 0).
b) ΔG° = 178.300 - 298 × 160,5 = 178.300 - 47.829 = +130.471 J/mol ≈ +130,5 kJ/mol. No es espontánea a 25 °C.
c) ΔG = 0 cuando T = ΔH/ΔS = 178.300/160,5 = 1111 K (838 °C). Por encima de esta temperatura, la reacción es espontánea (por eso la calcinación del CaCO₃ se hace en hornos a >900 °C).
✏️ Ejercicios1. Clasifica las siguientes reacciones como exotérmicas o endotérmicas: combustión del metano, fotosíntesis, neutralización ácido-base, evaporación del agua.
2. Calcula ΔH° de la reacción: N₂(g) + 3 H₂(g) → 2 NH₃(g) si ΔH°f[NH₃(g)] = -46,1 kJ/mol.
3. Usando energías de enlace, estima ΔH de: H₂(g) + Cl₂(g) → 2 HCl(g). Datos: E(H-H) = 436 kJ/mol, E(Cl-Cl) = 242 kJ/mol, E(H-Cl) = 431 kJ/mol.
4. [EVAU] ¿Puede una reacción endotérmica ser espontánea? ¿Bajo qué condiciones? Pon un ejemplo.
5. Predice el signo de ΔS para: a) evaporación del agua, b) congelación del agua, c) 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l).
6. Calcula ΔG a 500 K para una reacción con ΔH = -100 kJ y ΔS = -200 J/K. ¿Es espontánea?
7. Enuncia y explica la ley de Hess. ¿Por qué es útil?
8. ¿Por qué la combustión de la gasolina es espontánea pero no ocurre espontáneamente sin una chispa? Distingue entre espontaneidad termodinámica y cinética.
📋 Resumen de la lección- ΔH < 0: reacción exotérmica; ΔH > 0: reacción endotérmica.
- La ley de Hess permite calcular ΔH usando entalpías de formación.
- ΔH ≈ Σ E(enlaces rotos) - Σ E(enlaces formados).
- La entropía (S) mide el desorden; ΔS > 0 en procesos espontáneos (universo).
- ΔG = ΔH - TΔS: si ΔG < 0, el proceso es espontáneo.
- La temperatura puede hacer espontánea una reacción endotérmica si ΔS > 0.