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Departamento de Física y Química IES Martín Rivero Ronda
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2. TERMOQUÍMICA
2.1.
2.2.
2.3.
2.4.
2.5.
2.6.
2.7.
2.8.
2.9.
2.10.
2.11.
2.12.
2.13.
2.14.
2.15.
2.16.
2.1
2.2
Introducción
Sistemas químicos
Primer principio de la Termodinámica
Transformaciones químicas
2.4.1 Calor de reacción a volumen constante.
2.4.2 Calor de reacción a presión constante.
Ecuaciones termoquímicas
Ley de Hess
Entalpía estándar o normal
Entalpía estándar de formación
Entalpía estándar de reacción
Energías de enlace
Espontaneidad en las reacciones químicas: Entropía
Entropía estándar
Entropía estándar de reacción
Energía libre de Gibbs
Energía libre estándar de formación y de reacción
Cuestiones y problemas
Introducción
Durante el transcurso de una reacción química unas sustancias se transforman en otras. Esta
transformación suele ir acompañada de un intercambio de energía (calor, eléctrica, luminosa, etc.)
La termoquímica es la parte de la química que se encarga de analizar las variaciones de energía
(generalmente calor) que acompañan a las reacciones químicas.
Sistemas químicos
Se entiende por sistema termodinámico a la parte del Universo que se somete a estudio. El resto del
Universo se conoce con el nombre de entorno (medio exterior)
Los sistemas pueden intercambiar materia y/o energía con el entorno. Atendiendo a este intercambio los
sistemas se clasifican en:
ƒ Abiertos.
Abiertos En estos sistemas se intercambia materia y energía con el entorno.
ƒ Cerrados
Cerrados.
dos En estos sistemas hay intercambio de energía pero no se intercambia materia.
ƒ Aislados.
Aislados No hay intercambio de materia ni de energía.
Si el sistema cede energía al entorno, se denomina exotérmico. Por el contrario, si el sistema absorbe
energía se denomina endotérmico.
endotérmico
Atendiendo al número de fases existentes en el sistema, los sistemas se clasifican en homogéneos,
homogéneos si sólo
hay una fase, y en heterogéneos,
heterogéneos si hay más de una fase.
Para caracterizar un sistema termodinámico es necesario conocer una serie de propiedades del mismo,
como la presión, volumen, temperatura, etc.
Aquellas magnitudes que describen el estado de un sistema se denominan variables de estado. Estas
variables de estado tienen un valor definido para cada estado y se caracterizan porque la variación en
ellas sólo depende del estado inicial y del final, pero no como se lleve a cabo el proceso. La presión, el
volumen, la temperatura, la energía interna y la entalpía son ejemplos de variables de estado; por el
contrario el calor y el trabajo son magnitudes que dependen del proceso o de la transformación
desarrollada.
|2|- Termoquímica
2.3
Química- 2º Bachillerato
Primer Principio de la Termodinámica
Según el principio de conservación de la energía, la energía que pierde o gana un sistema tiene que ser
igual a la energía que gana o pierde el entorno, o lo que es lo mismo la energía del Universo permanece
constante.
Cualquier sistema está constituido por un gran número de partículas que se mueven e interactúan entre sí.
La suma de las energías cinética y potencial (de cualquier tipo) de las partículas constituye la denominada
energía interna,
interna U.
El valor de la energía interna de un sistema en un estado es muy difícil de conocer, debido al elevado
número de partículas y las interacciones entre ellas, en cambio se puede conocer la variación de energía
interna en un proceso.
La variación de la energía interna, ∆U, durante un proceso en el que se intercambia calor y trabajo, es
igual a la suma del calor, Q, ganado por el sistema mas el trabajo, W, realizado sobre el sistema.
Es decir:
∆U = Q + W
(1.II)
Esta es la ecuación correspondiente al primer principio de la termodinámica, que en definitiva es una
expresión del principio de conservación de la energía.
El valor de la variación de la energía interna en un proceso es independiente del camino seguido, sólo
depende de los puntos inicial y final, por tanto, la energía interna es una función
Q>0
W<0
de estado.
Si entre dos estados cualesquiera de un sistema, el valor de la variación de la
Sistema
energía interna es independiente del camino y tenemos en cuenta la ecuación
(1.II)
II), la suma Q + W será independiente del proceso, ya que sólo será función
Q<0
W>0
del estado inicial y del estado final. No ocurre lo mismo con el calor y el trabajo
que si depende del proceso seguido (aunque su suma no)
La IUPAC establece por convenio el siguiente criterio de signos para el calor y el trabajo:
ƒ Calor aportado al sistema: Q>0
ƒ Calor cedido por el sistema: Q<0
ƒ Trabajo aportado al sistema: W>0
Pe xt
S ∆V
ƒ Trabajo realizado por el sistema: W<0
Fext
gas
En las reacciones químicas donde hay un incremento del número de moles
de las sustancias gaseosas, hay una expansión de los gases contra la
∆x
presión exterior. ¿Cuál es el valor de este trabajo de expansión?
Para determinar el valor del trabajo realizado por una fuerza externa cuando el sistema se expansiona,
consideremos un gas encerrado en un cilindro de superficie S, como el representado en la figura.
Si recordamos la definición de trabajo, y calculamos el trabajo realizado por la fuerza exterior, Fext
tenemos:
r
r
W Fext = Fext ⋅ ∆x
(2.II)
Como la fuerza y el desplazamiento tienen sentidos opuestos, el valor del trabajo es:
W Fext = −Fext ⋅ ∆x
(3.II)
Por otra parte, la fuerza externa, Fext está relacionada con la presión externa, Pext :
Pext =
Fext
S
⇒ Fext = Pext S
Sustituyendo el valor obtenido en (4.II)
(4.II) en (3.II)
(3.II):
W Fext = −Pext ⋅ S ⋅ ∆x = −Pext ⋅ ∆V
(4.II)
(5.II)
De (5.II)
.II) se infiere que si el gas se expande (el incremento de volumen es positivo) el trabajo realizado por
la fuerza externa es negativo, lo que quiere decir, recordando el criterio de signos, que el sistema realiza
trabajo. Por el contrario, si el gas se comprime, el trabajo realizado por la fuerza externa es positivo.
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Departamento de Física y Química IES Martín Rivero Ronda
2.4
Transformaciones q
químicas
uímicas
El calor que interviene en una reacción química depende de la forma de cómo se realice el proceso.
Trataremos los procesos: a volumen y a presión constante.
2.4.1 Calor de reacción a volumen constante
Si la reacción se produce a volumen constante (proceso isócoro),
isócoro el trabajo exterior es nulo. Si aplicamos
(1.II)
1.II) se obtiene:
∆U = Qv
(6.II)
En donde se ha llamado Qv al calor que interviene en una reacción química a volumen constante, y como
se puede comprobar es la variación de energía interna del proceso.
2.4.2 Calor de reacción a presión constante
Si la reacción química transcurre en un recipiente abierto, el volumen puede variar, pero la presión
permanece constante (proceso isóbaro)
isóbaro Para calcular la variación de energía interna, ∆U, del proceso
utilizamos (1.II)
1.II), y llamamos Qp al calor de reacción a presión constante, nos queda:
Q p = ∆U −W
(7.II)
Si tenemos en cuenta el valor del trabajo que se realiza sobre el sistema, (5.II),
(5.II) se tiene:
Q p = ∆ U + P∆ V
(8.II)
Desarrollando los incrementos se tiene:
Q p = (U final − U inicial ) + P (V final −V inicial ) = (U final + PVfinal ) − (U inicial + PV inicial )
(9.II)
La expresión se simboliza por H y se denomina entalpía,
entalpía y posee dimensiones de energía. La entalpía es
función de estado, ya que las magnitudes que la definen lo son.
Q p = H final − H inicial = ∆H
(10.II)
Expresión que indica que la variación de entalpía es el calor intercambiado por el sistema cuando
experimenta un proceso a presión constante.
En una reacción química, la entalpía de los reactivos se denomina Hr y la entalpía de los productos, Hp
Si la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos, la variación de la entalpía es
positiva, y en consecuencia Qp también es positivo. A este tipo de reacciones se denomina endotérmica.
endotérmica
En caso contrario, si la entalpía de los reactivos es mayor que la entalpía de los productos, la variación de
entalpía es negativa y por la misma razón el calor a presión constante también es negativo. A este tipo de
reacción se denomina exotérmica.
exotérmica
Resumiendo:
REACCIÓN ENDOTÉRMICA
H productos > H reactivos
∆H > 0
REACCIÓN EXOTÉRMICA
Hp
H
∆H> 0
Hr
H productos < H reactivos
∆H < 0
Hr
H
∆H< 0
Hp
En aquellas reacciones en las que sólo intervienen sólidos y líquidos, el cambio de volumen es
prácticamente nulo, y en ellas se cumple que la variación de entalpía es igual a la variación de energía
interna.
Si por otra parte, en la reacción química existen sustancias gaseosas, una variación en el número de
moles producirá una variación en el volumen. Si las sustancias gaseosas se comportan como gases
ideales y la reacción transcurre a presión y temperatura constante, podemos deducir la relación entre el
calor a presión y volumen constante.
Si partimos de (8.II)
(8.II) y de la ecuación de los gases ideales:
∆H = ∆U + P∆V 
(11.II)
 ∆H = ∆U + ∆nRT
P∆V = ∆nRT 
Donde ∆n es la variación del número de moles, es decir ∆n=nproductos-nreactivos
|4|- Termoquímica
Química- 2º Bachillerato
Recordando (6.II)
(6.II) y (10.II):
(10.II)
Q p = Qv + ∆nRT
2.5
(12.II)
Ecuaciones termoquímicas
Las ecuaciones termoquímicas no sólo indican las relaciones entre las masas de las sustancias que
intervienen en la reacción, sino también los cambios de entalpía que acompañan a ésta, en unas
condiciones de presión y temperatura. Como el calor de reacción depende del estado físico de las
sustancias reaccionantes y de las condiciones del sistema, deben indicarse estas circunstancias.
Así en la reacción de síntesis del agua, podemos escribir:
1
2
H 2 (g ) + O 2 (g ) → H 2O (l )
∆H = −285,8 kJ
Que también podíamos usar la siguiente descripción para esta misma reacción:
1
2
H 2 ( g ) + O 2 ( g ) → H 2O (l ) + 285,8 kJ
2.6
2.7
Entendiéndose, en las dos representaciones, que por cada mol de hidrógeno gaseoso que reacciona con
medio mol de oxígeno gaseoso, se obtiene un mol de agua líquida y se desprende 285,8 kJ.
Ley de Hess
La ley de Hess dice que “el cambio de entalpía para una reacción es el mismo si la reacción tiene lugar en
un paso o en una serie de pasos”. Es una consecuencia de que la entalpía es una función de estado.
La ley de Hess nos permite combinar algebraicamente: sumar, restar, multiplicar por un número entero,
dos o más ecuaciones termoquímicas, y de esta forma calcular los cambios de entalpía de un gran número
de reacciones que serían muy complicadas o imposible llevarlas a cabo experimentalmente.
Veamos un ejemplo de la ley de Hess.
Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
∆H = −132,5kJ
(I ) CO (g ) + 2H 2 (g ) → CH 3OH (l )
∆H = −285,8 kJ
(II ) H 2 (g ) + 1/ 2O 2 (g ) → H 2O (l )
(III ) CO (g ) + 1/ 2O 2 (g ) → CO 2 (g )
∆H = −283,0 kJ
Calcula la variación de entalpía de la reacción de combustión del metanol:
CH 3OH (l ) + 3 / 2O 2 (g ) → CO 2 (g ) + 2H 2O (l )
∆H = ??
Si sumamos la inversa de la primera con dos veces la segunda y la tercera, obtenemos la ecuación
buscada.
Aplicando la ley de Hess, ∆H=- ∆H(I)+2 ∆H(II)+ ∆H(III)=-722,1 kJ
Entalpía estándar o normal
La cantidad de calor desprendida o absorbida en una reacción química depende de las condiciones de la
reacción: temperatura, presión y cantidades de los reactivos.
Para poder comparar entre sí los calores intercambiados en distintas reacciones es necesario precisar las
condiciones en las que se están efectuando éstas. Para ello tendremos en cuenta las siguientes
circunstancias:
► Fijaremos la presión en una atmósfera. Si se trata de una mezcla de gases, la presión parcial de
cada gas tiene que ser la estándar.
► No hay temperatura estándar. Generalmente se refiere a 25°C.
► Indicaremos en la ecuación termoquímica los estados de agregación en los que se encuentran las
sustancias. Cada sustancia pura, reactivo o producto, se encuentra en el estado físico de
agregación en que es más estable. Si se trata de sólidos, se especifica la variedad alotrópica más
estable en esas condiciones. Para sustancias disueltas, el estado estándar se refiere a la
concentración 1 Molar.
► Tendremos en cuenta que el valor de ∆H en la reacción depende de la cantidad de reactivos
consumidos. Así en la reacción:
H 2 (g ) +
1
O 2 (g ) → H 2O (l )
2
∆H o = −285,8 kJ
Nos indica que la reacción de formación del agua líquida a partir de sus elementos se
desprenden 285,8 kJ por cada mol de agua formada ( por mol de hidrógeno consumido....)
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2.8
Para dos moles de agua tendremos:
2H 2 (g ) + O 2 (g ) → 2H 2O (l )
∆H o = −571,6 kJ
Para representar las condiciones estándar la simbolizaremos por el superíndice °.
Entalpía estándar de formación
La aplicación de la ley de Hess nos permite el cálculo de variaciones de entalpía de reacciones que serían
complicadas de llevarlas a cabo experimentalmente, además de ahorrarnos el esfuerzo de determinar
calorimétricamente los calores de reacción. Debemos recordar que no es posible determinar el valor
absoluto de la entalpía, sólo podemos calcular cambios de entalpía. Podemos aprovechar esta
circunstancia para establecer una escala arbitraria de entalpías.
Para cada temperatura se define la entalpía estándar de formación de una sustancia, ∆H°f, como la
variación de entalpía en la formación de un mol de compuesto en condiciones estándar, a partir de sus
elementos, también en condiciones estándar.
Con esta definición, la entalpía de formación de los elementos puros en su estado estándar es nula.
nula
Ejemplos:
C (grafito ) + O 2 ( g ) → CO 2 (g )
∆H fo = −187,8 kJ / mol
H 2 (g ) + O 2 (g ) → H 2O 2 (l )
2.9
∆H fo = −393,5 kJ / mol
De la propia definición del calor estándar de formación (y del origen tomado para la entalpía), los cambios
de entalpía estándar coinciden con las entalpías estándar de formación de los compuestos.
Las entalpías de formación proporcionan una medida cuantitativa de la estabilidad de un compuesto en
relación con sus elementos:
o Si ∆H°f <0 el compuesto es más estable que sus elementos.
o Si ∆H°f >0 el compuesto es más inestable que sus elementos.
Las entalpías estándar de formación nos permiten calcular la variación de entalpía de cualquier reacción
en la que conozcamos las entalpías de formación de las sustancias que intervengan.
Entalpía estándar de reacción
La aplicación de la ley de Hess nos permite conocer la
ELEMENTOS
entalpía estándar de reacción a partir de ∆H°f, como se
Σ∆Η(reactivos)
desprende del diagrama entálpico.
Se define la entalpía estándar de reacción, ∆H°r, como la
Σ ∆Η (productos)
H
variación de entalpía de una reacción química en la que los
REACTIVOS
reactivos se encuentran en condiciones estándar y se
transforman en los productos, que también se encuentran
∆Η(reacción)
en condiciones estándar.
PRODUCTOS
Como la variación de entalpía depende de las cantidades
de las sustancias que intervienen, la variación de entalpía
estándar de reacción vendrá dada por la expresión:
(
∆H ro = Σ n productos ∆H fo productos  − Σ n reactivos ∆H fo reactivos


)
(13.II)
2.10 Energías de enlace
Cuando la variación de entalpía de una reacción no puede medirse en un calorímetro, o en la reacción
intervienen compuestos cuyas entalpías de formación no conocemos, podemos obtener estimaciones
acerca de su valor utilizando otros métodos.
Así, en la reacción 2H(g)ÆH2(g) se desprende 436 kJ /mol. Esto significa que cuando se forma el enlace
entre átomos de hidrógeno para dar lugar a la molécula de hidrógeno se desprenden 436 kJ/mol (la
molécula de hidrógeno es más estable que dos átomos de hidrógeno)
Para la reacción inversa: H2(g)Æ2H(g), es necesario aportar 436 kJ por cada mol de hidrógeno disociado.
Para la mayoría de las moléculas diatómicas, las energías de enlace se conocen.
Si la molécula es poliatómica, como puede ser el metano, la energía que hay que suministrar para romper
los cuatro enlaces C-H varía según se realiza la ruptura. Se puede comprobar experimentalmente que la
|6|- Termoquímica
Química- 2º Bachillerato
energía necesaria para romper un enlace C-H es aproximadamente la misma, independientemente de cuál
sea la molécula en la que dicho enlace esté presente.
La energía media de enlace se puede definir como la energía necesaria para romper un enlace dado en un
mol de sustancia en estado gaseoso, o alternativamente, como la energía desprendida en la formación del
enlace. La ruptura del enlace es un proceso endotérmico,
endotérmico ya que consume energía, y por tanto las
energías de enlace son siempre positivas.
En el caso del metano:
CH 4 (g ) → C (g ) + 4H (g )
∆H r o = 1661,5 kJ
Dividiendo esta energía entre el número de enlaces C-H que contiene la molécula:
E C −H =
∆H ro 1661,5 kJ
=
= 415,4 kJ
4
4
Una vez conocidas y tabuladas las energías medias de enlace, podemos calcular la variación de entalpía
de una reacción de la siguiente forma:
∆H r o = Σ E . media enlaces rotos − Σ E . media enlaces formados
(14.II)
Los valores tabulados son en general valores medios de las energías de enlace. Los cálculos de la
variación de entalpía de reacción basados en energías de enlace son siempre aproximados.
2.11 Espontaneidad de las reacciones químicas: entropía
Si una reacción transcurre en unas determinadas condiciones decimos que es una reacción espontánea.
Un proceso que ocurre de forma espontánea, no se lleva a cabo en sentido opuesto, excepto si aportamos
energía al sistema. Esta definición de proceso espontáneo es condicional, es decir, sólo aceptamos que el
proceso puede ocurrir; por ejemplo la combustión del papel es un proceso espontáneo pero hay que
activarlo.
Como en todo proceso natural, las reacciones químicas se rigen por el principio de mínima energía, ya que
en la mayoría de los casos, los sistemas evolucionan a estados de menor contenido energético.
Podríamos pensar que todas las reacciones exotérmicas suceden de forma espontánea, pero eso no es
cierto, como por ejemplo la formación de agua a partir de sus elementos constituyentes. Por otra parte el
proceso de fusión, por ejemplo, es un proceso endotérmico y es un proceso espontáneo. Parece que el
criterio de la variación de entalpía no es el único que rige la espontaneidad o no de una reacción química.
Tiene que existir otra magnitud que nos aclare el carácter espontáneo de una reacción: esa magnitud es la
entropía.
entropía
La entropía es una función de estado extensiva (depende del tamaño del sistema).
La entropía mide el grado de desorden del sistema termodinámico, de forma que una mayor entropía nos
indica un mayor desorden. Boltzmann cuantificó el grado de desorden de un gas ideal mediante la
entropía, que se representa por S y se expresa en J/K
En los procesos donde ∆S>0, aumenta el desorden de las moléculas y la entropía del sistema aumenta;
por el contrario si ∆S<0, disminuye el desorden de las moléculas y la entropía del sistema disminuye.
Según Boltzmann, los sistemas desordenados tienen una entropía elevada, mientras que los ordenados
una entropía baja. Así, como el estado gaseoso es más desordenado que el líquido, y éste a su vez más
desordenado que el sólido, se tiene que cumplir que Sgas>Slíquido>Ssólido
El segundo principio de la termodinámica dice que: “en los procesos espontáneos el Universo tiende hacia
el estado de mayor desorden,
entorno”, o lo que es lo mismo la
desorden, aumentando la entropía del sistema y su entorno”
entropía del universo aumenta continuamente con el tiempo:
∆S universo = ∆S sistema + ∆S entorno > 0
(15.II)
El segundo principio de la termodinámica sirve como criterio para conocer el sentido de evolución de un
proceso espontáneo.
2.12 Entropía estándar
Al igual que ocurre con la entalpía, la entropía es función de estado. Para calcular cambios de entropía es
necesario fijar un estado estándar y elegir un origen de entropía.
Llamamos entropía estándar y la simbolizamos por S°, de una sustancia al valor de entropía medido a 1
atmósfera de presión y 25°C de temperatura.
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El tercer principio de la termodinámica establece que la entropía de una sustancia cristalina pura a la
temperatura de 0 K es cero S(0 K)=0, quedando el origen de entropía fijado.
2.13 Entropía estándar de reacción
El valor de ∆S que acompaña a una reacción del tipo:
aA + bB → cC + dD
se calcula por medio de los valores absolutos de entropía estándar de los reactivos y productos, y que la
entropía es una función de estado:
o
∆S reacción
= cS fo (C ) + dS fo (D ) − aS fo ( A ) + bS fo (B )
(16.II)
(
) (
)
Que de forma general:
∆S o = Σ(n productos S o productos ) − Σ(n reactivos S o reactivos )
(17.II)
2.14 Energía libre de Gibbs
Un modo de saber si una reacción es espontánea, teniendo en cuenta el segundo principio, es calcular la
variación de entropía del sistema junto con la correspondiente variación de entropía del entorno, y
comprobar que la suma sea mayor que cero. Teniendo en cuenta (15.II),
(15.II) debemos calcular la variación de
entropía del universo y comprobar si es mayor que cero para concluir que el proceso realizado sea
espontáneo.
Para calcular la variación de entropía del entorno, tendremos en cuenta que para un proceso que se
realice a presión y temperatura constante, la variación de entropía es:
Q p entorno
∆H entorno
∆S entorno =
=
(18.II)
T
T
Evidentemente la energía transferida desde el sistema al entorno será la misma pero de signo contrario a
la variación de entalpía del sistema:
∆H entorno = − ∆H sistema
(19.II)
Teniendo en cuenta (18.II) y (19.II):
(19.II)
∆S entorno =
−∆H sistema
(20.II)
T
Aplicando este resultado a (15.II)
∆SUniverso = ∆S sistema + ∆S entorno = ∆S sistema −
∆H sistema
Eliminando denominadores
T∆S Universo = T∆S sistema − ∆H sistema > 0
T
>0
(21.II)
(22.II)
Si definimos el producto de la temperatura por la variación de entropía del universo como la disminución
de una nueva magnitud (energía libre de Gibbs, G), es decir, ∆G=-T∆SUniverso, la expresión (22.II) queda:
∆GUniverso = ∆H sistema −T∆S sistema < 0
(23.II)
Hemos conseguido definir una nueva función termodinámica, G, que se expresa mediante la siguiente
relación:
G = H −TS
(24.II)
Esta nueva magnitud es una función de estado extensiva, y es la que determina el carácter espontáneo de
una reacción química.
Para que un proceso sea espontáneo, a presión y temperatura constante, la variación de la energía libre
debe ser menor que cero.
Las diferentes posibilidades de variación de energía libre en un proceso son:
o La energía libre del sistema disminuye, es decir ∆G<0;
∆G<0 en este caso el proceso es espontáneo.
espontáneo
o La energía libre del sistema aumenta, es decir ∆G>0;
∆G>0 en este caso el proceso es no espontáneo.
espontáneo
o La energía libre del sistema permanece constante, es decir ∆G=0;
∆G=0 en este caso el proceso se
encuentra en equilibrio
equilibrio.
ibrio
|8|- Termoquímica
Química- 2º Bachillerato
Podemos ver la influencia del término entálpico y del término entrópico en la espontaneidad de las
reacciones:
∆H
∆S
∆G
Proceso
∆H<0
∆S>0
∆G<0 (no depende de la temperatura)
Espontáneo
∆H<0
∆S<0
∆G<0 si la temperatura es suficientemente baja
∆G>0 si la temperatura es suficientemente alta
Espontáneo
No espontáneo
∆H>0
∆S>0
∆G<0 si la temperatura es suficientemente alta
∆G>0 si la temperatura es suficientemente baja
No espontáneo
Espontáneo
∆H>0
∆S<0
∆G>0 (no depende de la temperatura)
No espontáneo
2.15 Energía libre estándar de formación y energía libre estándar de reacción
Al ser la energía libre una función de estado podemos combinar algebraicamente las ecuaciones químicas
y de esta forma calcular las variaciones de energía libre en un gran número de reacciones químicas.
Sabemos que sólo tiene sentido hablar de variaciones de energía libre, aspecto que nos conduce a definir
unas condiciones estándar (25° C y 1 atmósfera de presión) y asignar un valor cero para la energía libre.
Por convenio se asigna el valor cero a la energía libre de formación de los elementos en condiciones
estándar y en su forma más estable.
La energía libre de un compuesto se define como la el cambio de energía libre que acompaña al proceso
de formación de un mol de dicho compuesto en su estado estándar, a partir de sus elementos, también en
estado estándar.
Al igual que hicimos en (17.II),
(17.II) la variación de energía libre estándar que acompaña a cualquier proceso
puede calcularse a partir de las energías estándar de formación de las sustancias que intervienen en él:
∆G r o = Σ(n productos ∆G f o productos ) − Σ(n reactivos ∆G f o reactivos )
(25.II)
2.16 Cuestiones y problemas
I. Hallar la variación de energía interna para un mol de un gas que absorbe 150 J de calor y se expande
de forma irreversible, contra una presión de una atmósfera desde un volumen de 10 litros hasta un
volumen de 25 litros. Datos: R=8,31 J/mol K = 0,082 atm·L/K mol
II. A partir de los datos de energía de enlace, calcula la entalpía de la reacción:
C 2 H 2 (g ) + 5 / 2 O 2 (g ) → 2CO 2 (g ) + H 2O (g )
Datos: Energía de enlace en kJ/mol: C-H : 414 ; CΞC : 837; O=O: 498; C=O: 736; O-H: 464
III. Indica razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a. Toda reacción exotérmica es espontánea.
b. Cuando un sistema gaseoso se expansiona disminuye su energía interna
c. La entropía disminuye en la reacción: 2 KClO4(s)Æ 2KClO3(s) + O2(g)
IV. Cuando se quema un mol de naftaleno (C10H8) sólido con oxígeno gaseoso a volumen constante y a
25°C, se obtiene que el calor desprendido es -4715 kJ. Calcula la variación de entalpía para esta
reacción.
V. El aluminio es un agente eficiente para la reducción de óxidos metálicos. Un ejemplo es la reducción de
óxido de hierro(III) a hierro metálico: Fe2O3(s)+Al(s) Æ Al2O3(s) + Fe (s)
a. Calcula el calor desprendido en la reducción de 100 gramos de óxido de hierro(III) a 298K
b. Calcula la variación de energía libre de Gibbs a 298 K. ¿es espontánea la reacción a 298K?
VI. Dadas las siguientes ecuaciones:
I2(g) + H2(g) Æ 2 HI(g) – 3,34 kJ
I2(s) + H2(g) Æ 2 HI(g) + 50,16 kJ
a. Calcula la energía necesaria para sublimar yodo
b. Calcula la energía que habrá que suministrar para disociar en sus elementos el yoduro de
hidrógeno contenido en un matraz de 750 mL a 25°C y 800 mm de Hg
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VII. El cloruro de etilo puede obtenerse por dos vías:
C2H6(g)+Cl2(g)Æ C2H5Cl(g)+HCl(g) ; ∆S°=2 J/mol K
C2H4(g) + HCl(g) Æ C2H5Cl(g) ; ∆S°=-129 J/mol K
Justifica cuál de las dos vías es más favorable.
VIII. La nitoglicerina, de fórmula C3H5(NO3)3, es un explosivo que se decompone según la ecuación:
4 C3H5(NO3)3(l) Æ 12 CO2 (g) + 10 H2O(l) + O2(g) + 6 N2(g) ; ∆H°r=-5700 kJ
Calcula:
a. La variación de entalpía de formación de la nitroglicerina
b. El calor desprendido cuando se descomponen 30 gramos de nitroglicerina.
IX. Para la reacción de combustión del butano 2 C4H10(g) +13 O2 Æ 8CO2(g)+10 H2O(g); ∆H<0, indique
razonadamente si, a la misma temperatura, el calor desprendido a presión constante es igual, mayor o
menor que el calor desprendido a volumen constante.
X. La combustión del acetileno (C2H2) produce CO2 y agua (en estado gaseoso)
a. Escriba la ecuación química correspondiente a dicho proceso.
b. Determine el calor molar de combustión del acetileno.
c. Determine el calor producido cuando se quema 1 kg de acetileno.
XI. Para la reacción química C(s,grafito) + 2H2(g) Æ CH4(g) , calcula sus valores de ∆H°, ∆S° y ∆G°
XII. La congelación del agua es un proceso exotérmico ¿por qué no es espontáneo en condiciones
estándar? ¿en qué intervalos de temperaturas será espontáneo? Para el hielo el calor de formación es
-291,8 kJ/mol y la entropía estándar 47,93 J/mol K
Datos:
∆H fo kJ/mol
S o J/mol K
Fe2O3(s)
-821,37
90
Al2O3(s)
-1668,24
51
Al(s)
0
28,3
Fe(s)
0
27,2
C2H5Cl(g)
-104,9
HCl(g)
-92,3
C2H6(g)
-84,7
C2H4(g)
52,3
CO2(g)
-393,5
H2O(g)
-241,8
H2O(l)
-285,8
69,91
C2H2(g)
223,75
C(s,grafito)
0
5,74
H2(g)
0
130,7
CH4(g)
-74,8
186,9
Soluciones
I.
II.
III.
IV.
V.
VI.
VII.
-1369,55 Julios
-962 kJ
a) falso; b) verdadera; c) falsa
-4720 kJ
a) -530,29 kJ; b) -834592 J; Si
a) -53,50 kJ; b) -54 J
la primera
Bibliografía:
VIII.
IX.
X.
XI.
XII.
a) -1440 kJ; b) 753 kJ
el calor a presión constante es mayor.
b) -1253 kJ; c) 48175 kJ
-74,8 kJ/mol; -80,2 J/mol K; -50,9 kJ/mol
No es espontánea porque la variación de la energía libre
es postiva; T<273
Química 2° Bachillerato.
Bachillerato. Santillana
Shaum Serie Bachillerato
Bachillerato.
llerato. Química. Amada Fernández Oncala
Química 2º Bachillerato Editorial Anaya.
Anaya.