Unidad 6_termoquímica

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Unidad 6
1
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para Ingeniería
Unidad 6
Tema: Termoquímica 
UdeC/FCQ/M E König 
Unidad 6
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Unidad 6. Termoquímica. 
6.1. Definiciones: sistema, límite, ambiente. Primera 
ley de la termodinámica, calor, trabajo.
6.2. Intercambios de calor en cambios químicos.
6.3. Calorimetría.
6.4. Entalpía y ∆H de cambios.
6.5. Reacción de formación y Entalpía estándar de 
formación.
6.6. Cálculos de ∆H para cambios físicos y para 
cambios químicos, ley de Hess.
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6.1. Definiciones: sistema, límite, ambiente. 
Primera ley de la termodinámica, calor, trabajo.
Todos los cambios que experimenta la materia, sean 
físicos o químicos, deben satisfacer principios 
fundamentales:
- conservación de la masa
- conservación de la energía
Un área importante en el estudio de las ciencias es la 
Termodinámica y un aspecto de este estudio, 
relacionado con los cambios químicos, es la 
Termoquímica. 
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Termoquímica
Termodinámica
El propósito de la Termodinámica es investigar de for-
ma lógica las relaciones entre las diferentes clases de 
energía y sus manifestaciones diversas. 
Las leyes de la termodinámica rigen la transformación 
de un tipo de energía en otro. 
La Termoquímica estudia los intercambios de energía 
(en forma de calor) asociados a las reacciones químicas.
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Ejemplos de cambios y su relación con 
energía:
• En incendio forestal la madera se convierte 
en cenizas y gases y se libera gran cantidad 
de energía como calor y luz.
• Parte de la energía de un rayo puede ser 
absorbida por N2 y O2 para formar NO.
• Cuando se funde la nieve ésta absorbe 
energía.
• etc.
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Definiciones
SISTEMA: es la parte del universo que se 
estudia. 
LÍMITE: es lo que separa al sistema del 
resto del universo (puede ser real 
o ficticio)
AMBIENTE: el resto del universo.
( El ambiente también suele llamarse 
alrededores o entorno) .
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LÍMITE 
AMBIENTE
SISTEMA
Universo
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SISTEMA, LÍMITE Y AMBIENTESISTEMA, LÍMITE Y AMBIENTE
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Los sistemas se clasifican, según ellos 
puedan o no intercambiar materia y/o 
energía con el ambiente, en:
nonoAislado
sinoCerrado
energíamateria
sisiAbierto
Puede intercambiarSistema se 
denomina
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Primera ley de la Termodinámica.
La primera ley de la Termodinámica es el 
principio fundamental que establece la 
conservación de la energía.
• La energía del universo es constante.
• Lo anterior significa que la energía sólo 
puede transferirse de una parte del universo 
a otra parte de éste y se puede expresar:
EUNIVERSO = ESISTEMA + EAMBIENTE = constante
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La energía es POTENCIAL o CINÉTICA, y estas 
formas son convertibles una en otra. 
La energía de un sistema se denomina energía 
interna y se designa por E.
(La teoría atómica moderna permite considerar otras formas 
de energía – eléctrica, solar, nuclear y química – como 
ejemplos de energía cinética y potencial a escalas moleculares 
y atómicas).
Cualquiera de estos tipos de energía cuando se 
transfieren del sistema al ambiente, o viceversa, lo 
hacen en dos formas: 
- CALOR, ( se disgna por “q”)
- TRABAJO, (se designa por “w”)
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Cuando la energía se transfiere de un objeto a 
otro, ésta aparece como TRABAJO y/o 
CALOR.
¿Cuándo se transfiere energía?
La energía sólo se transfiere sólo DURANTE
un CAMBIO DE ESTADO que experimente 
un sitema.
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Otras definiciones.
ESTADO de un sistema: es una situación 
perfectamente definida del sistema. Se la 
define dando valores a cierto número mínimo 
de propiedades del sistema. 
Ejemplos:
1) H2O ( s, 1 kg, 1 atm, -10°C)
2) O2 ( g, 2L, 400 torr, 300 K)
Definido el estado del sistema éste es único.
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CAMBIO DE ESTADO de un sistema: se define 
dando dos estados de un sistema tales que ellos 
difieran en a lo menos una propiedad. 
El cambio de estado de un sistema se escribe:
Estado 1 Estado 2
Ejemplos:
H2O(s, 18 g, 1 atm, 0°C) H2O(s, 18 g, 1 atm, -5°C )
C2H4(g) C2H2(g) + H2(g)
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Sólo mientras esté ocurriendo un cambio de 
estado se produce una transferencia de energía 
entre el sistema y su ambiente.
• Dependiendo del cambio de estado, la 
transferencia de energía puede ser de sistema a 
ambiente o de ambiente a sistema. (dirección)
• Dependiendo de los límites que encierran al 
sistema, la transferencia de energía puede ser 
sólo como calor, sólo como trabajo o ambas. 
(forma).
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Energía pasa 
al am
biente
En
er
gí
a,
 E
SISTEMA
inicial
SISTEMA
final
Einicial
Efinal
TRANSFERENCIA DE ENERGÍATRANSFERENCIA DE ENERGÍA
El sistema experimenta una 
variación de energía ∆E. Esta 
se define por:
∆E = Efinal - Einicial
Para el sistema: 
∆E < 0 
debido a que 
Efinal < Einicial
El sistema transfiere 
energía hacia el 
ambiente.
∆E
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En
er
gí
a,
 E
Estado
inicial
Estado
final
∆E del sistema es > 0
debido a que Efinal > Einicial
La energía pasa del ambiente 
al sistema
Efinal
Einicial
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La dirección de la transferencia de energía 
se representa por un signo y la convención 
es la siguiente:
El signo de q y w se define desde el punto 
de vista del sistema.
SISTEMA
q < 0
w < 0
q > 0
w > 0
ambiente
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La primera ley de la termodinámica se 
formula:
Si entra q y w a un sistema éste aumenta su 
energía en ∆E.
Si sale q y w de un sistema éste disminuye su 
energía en ∆E.
∆E = q + w
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TRANSFERENCIA DE ENERGÍATRANSFERENCIA DE ENERGÍA
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En
er
gí
a,
 E
En
er
gí
a,
 E
Calor (q) 
transferido 
hacia el 
ambiente 
(q < 0)
∆E > 0
Η2Ο 
Temp amb
Tsistema
Η2Ο 
helada
Tsistema
Tsistema < Tambiente
Tambiente
Η2Ο 
caliente
Tsistema
Tsistema > Tambiente
Tambiente
∆E < 0
Η2Ο 
Temp amb
Tsistema
Tsistema = Tambiente
Tambiente
Calor (q) 
transferido
desde el 
ambiente
(q > 0)
Efinal
Einicial
Tsistema = Tambiente
Tambiente
A B
Einicial
Efinal
Intercambio de CALOR solamenteIntercambio de CALOR solamente
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Cuando se produce un cambio de volumen en el siste-
ma, en contra de una presión externa o debido a una 
presión externa, se intercambia energía a la forma de 
trabajo llamado “trabajo presión-volumen”, wpv.
w < 0
w > 0
La expansión de un sistema produce trabajo en el ambiente 
(w<0) y la compresión de él implica recibir trabajo desde el 
ambiente, (w>0). 
GAS
P ambiente
GAS
P ambiente
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Intercambio de TRABAJO solamente.Intercambio de TRABAJO solamente.
Reacción de Zn(s) + 2H+(ac) = H2(g) + Zn2+(ac)
En
er
gí
a,
 E
PatmPatm
Zn(s)Zn(s)
HCl(ac)
PatmPatmPH2PH2
ZnCl2(ac)
H2(g)
∆E = w < 0
Sistema
Sistema
Einicial
Efinal
La reacción de relizada en 
un recipiente provisto de 
un pistón, libera trabajo 
hacia el ambiente.
Trabajo (W) 
realizado sobre el 
ambiente (W<0)
Trabajo (W) Trabajo (W) 
realizado sobre el realizado sobre el 
ambiente (W<0)ambiente (W<0)
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Signos de q, w y ∆E para el sistema:Signos de q, w y ∆E para el sistema:
q + w = ∆E
++ +
-- -
-+
-
Depende de magnitud de q y w
+ Depende de magnitud de q y w
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 (J) Joule (J) Joule
Cantidad de energía necesaria para 
elevar la temperatura de 1 g de agua 
desde 14,5 a 15,5 ºC, a 1 atm
1(cal) = 4,184 J
Las unidades más frecuentes para expresar la energía
son:







= 2
2
s
m · kg1 1(J) 







= 2
2
s
m · kg1 1(J)
Caloría (cal):
También se usan los múltiplos kJ y kcal.
La Caloría usada en nutrición corresponde a 1 kcal.
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Energía solar que recibe la Tierra por día
Energía de un terremoto
Producción eléctrica diaria del embalse Colbún
Combustión de 1000 toneladas de carbón
Explosión de 1 tonelada de TNT
1 Kilowatt-hora de energía
Calor liberado de la combustión de 250 g de glucosa
1 caloría (4,184 J)
Calor absorbido en la división de una célula bacteriana
Energía de la fusión de 1 átomo de 235U
1018
1024
1021
10-6
10-12
1015
1012
109
106
103
100
10-3
10-9
10-15
10-18
10-21
E (J)
Ordenes de magnitud de ENERGÍAS.Ordenes de magnitud de ENERGÍAS.
Energía cinética de una molécula.
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6.2. Intercambio de calor en reacciones químicas.
Las reacciones químicas son cambios de 
estado con alteración de la naturaleza de las 
sustancias, por lo tanto ellas ocurren con 
intercambio de energía.
Generalmente las reacciones se realizan a P y 
T constantes y dentro de límites que permiten 
que el intercambio de energía se manifieste 
en la forma de calor.
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La reacción se puede representar por:
Reactantes = Productos
P,T
Durante la reacción puede:
entrar energía en forma de calor al sistema (q > 0) 
o salir energía en forma de calor del sistema (q < 0)
Una reacción química consiste en ruptura de enlaces 
y formación de nuevos enlaces entre átomos o entre 
iones. 
El calor absorbido o liberado en una reacción está 
relacionado con las energías involucradas en los 
enlaces.
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La cantidad de calor que se intercambia 
durante una reacción puede ser medida 
experimentalmente.
La técnica de medición de una cantidad de 
calor se denomina Calorimetría.
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6.3. Calorimetría.
Consiste en:
• hacer un cambio con cantidad de sistema 
conocida, en un ambiente conocido
• medir la cantidad de calor intercambiada
entre sistema y ambiente.
• El experimento se hace en un “equipo” 
llamado CALORÍMETRO. (Los hay de 
varios tipos).
¿Cómo se procede?
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TermómetroAgitador
Sistema
Ambiente
(agua)
Vaso de paredes de 
material aislante 
térmico.
El intercambio de 
calor ocurre sólo
entre SISTEMA y 
AMBIENTE.
Un ejemplo de CALORIMETRO.Un ejemplo de CALORIMETRO.
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Fuente 
eléctrica
+
-
Agitador 
motorizado
Agitador 
motorizado
Termómetro
Camisa de 
aislación
Baño de 
agua
Calor 
transferido
Sistema 
(sustancia 
combustible y 
oxígeno 
comprimido)
CALORÍMETRO DE BOMBACALORÍMETRO DE BOMBA
Bomba con 
revestimiento 
de acero
Espiral de 
ignición
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Esquematizando el intercambio de calor, q, entre 
sistema y ambiente (al interior de un calorímetro), se 
tiene: T
∆T=Tfinal -Tinicial
y se verifica que 
SISTEMA
AMBIENTE
q
q = C ∆T
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En la relación: q = C ∆T
q es la cantidad de calor intercambiada
C es la capacidad calórica del calorímetro 
(agua, termómetro, agitador, …)
∆T es la variación de temperatura del conjunto
(sistema y ambiente) = Tfinal - Tinicial
Capacidad calórica de un objeto: corresponde a 
la cantidad de calor necesaria para variar su 
temperatura en 1°C. Tiene dimensiones de 
energía/°C = energía/K
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La capacidad calórica de un calorímetro es la cantidad 
de calor necesaria para variar en 1°C (o en 1K) la 
temperatura del calorímetro. 
El ambiente dentro del calorímetro está formado por 
diversos materiales: termómetro, agitador, fluido 
(generalmente agua), otros … , por lo tanto, es 
necesario determinar la capacidad calórica del 
calorímetro en forma experimental. 
El experimento que se realiza en el calorímetro y que 
tiene por finalidad determinar su capacidad calórica 
se denomina “calibración del calorímetro”.
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Si el objeto está formado por una clase de 
sustancia, la capacidad calórica se puede 
expresar como el producto de la masa, m, del 
objeto y su calor específico, s. Así:
C = m s 
y en consecuencia: q = m s ∆T
Calor específico de una sustancia, s: correspon-
de a la cantidad de calor necesaria para variarle 
en 1°C la temperatura a 1 g de la sustancia. 
Tiene dimensiones de energía/g °C = energía/g K
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Algunos valores de calor específico de 
sustancias:
0,900
0,387
4,184
2,46
1,76
0,88
0,84
Al(s)
Cu(s)
H2O(l)
C2H5OH(l)
Madera
Cemento
vidrio
s (J/g K) = (J/g °C) SUSTANCIA
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También se define la capacidad calórica molar, c, de 
una sustancia como la cantidad de calor necesario 
para variar en 1°C la temperatura de 1 mol de la 
sustancia. 
De las definiciones de s y de c, para una sustancia se 
tiene que: 
c (J/mol °C) = s (J/g °C) x M (g/mol)
Por ejemplo para H2O: 
c = 4,184 (J/g °C) x 18,016 (g/mol) 
c = 75,379 (J/mol °C)
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Según se use “s”(calor específico) o 
“c”(capacidad calórica molar), la expresión 
para calcular la cantidad de calor que absorbe 
o que libera una sustancia se escribe:
q = m s ∆T “m”= gramos de sustancia
o
q = n c ∆T “n” moles de sustancia
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3 L
agua
Problema 1.
Se desea elevar la temperatura de 3 L de agua 
desde 12, 5 °C hasta 90°C. 
a)¿Qué cantidad de calor necesita?
b) La cantidad de calor calculada en a) ¿entra 
o sale del sistema?
Solución. Tinicial = 12,5°C Tfinal = 90°C
3 L
agua
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a) la cantidad de calor se calcula con la 
relación: q = m s ∆T
b) q resulta positivo, luego la cantidad de 
calor calculada entra al agua (pasa del 
ambiente al sistema)
( )
kJ 972,780 J 972780q
C12,590
Cg
J4,1843000gq
∆Tsm q aguaaguaagua
==
°−
°×
×=
××=
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Problema 2.
Si el agua del problema anterior disminuyera 
su temperatura desde 90°C hasta 80°C, 
a)¿qué cantidad de calor intercambia con el 
ambiente?
b) La cantidad de calor calculada en a) ¿entra o 
sale del sistema?
Solución. Tinicial = 90°C Tfinal = 80°C
3 L
agua
3 L
agua
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a) la cantidad de calor se calcula con la 
relación: q = m s ∆T
b) q resulta negativo, luego la cantidad de 
calor calculada sale del agua (pasa de 
sistema al ambiente).
( )
kJ 125,520 J 125.520q
C9080
Cg
J4,1843000gq
∆Tsm q aguaaguaagua
−=−=
°−
°×
×=
××=
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La cantidad de calor es algebraica.
El signo de q queda determinado por el signo 
del ∆Tsistena causado por el calor 
intercambiado.
SISTEMA
q < 0 => ∆Tsistema < 0
(∆Tambiente> 0)
q > 0 => ∆Tsistema > 0
(∆Tambiente< 0)
A
M
B
I
E
N
T
E
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Problema 3.
125 g de cobre recubren la superficie 
externa del fondo de una sartén. ¿Cuánto 
calor se requiere para aumentar la 
temperatura de esta capa de cobre desde 
25°C hasta 300 ºC? El calor específico del 
cobre es 0,387 (J/g K). Resp: 13,3 kJ
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Problema 4.
Dentro de un calorímetro de capacidad 
calórica 2,310 kJ/°C, se hace la combustión 
completa de 0,500 g de un azúcar de 
fórmula C5H10O5. A consecuencia de la 
reacción, la elevación de temperatura del 
calorímetro y su contenido es 3,08 °C. 
Calcule el calor de combustión del azúcar y 
expréselo en kJ/mol.
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Solución.
El análisis del enunciado permite inferir:
• El sistema es el azúcar que se quema con 
oxígeno (combustión del azúcar).
• El ambiente es todo el interior del 
calorímetro que resta del sistema.
• Si el calorímetro eleva su temperatura a 
consecuencia de la combustión significa que 
el sistema (la reacción) LIBERAcalor hacia 
el ambiente (calorímetro con sus accesorios), 
por lo tanto el calor de combustión del 
azúcar es negativo.
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Cálculo de la cantidad de calor absorbido por 
el calorímetro en la combustión de 0,500 g de 
C5H10O5 :
El calor liberado en la combustión se escribe:
qcombustión = -7,115 kJ por cada 0,500 g 
de azúcar.
7,115kJC3,08
C
kJ2,310q
∆TCq
=°×
°
=
×=
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Se pide expresar el calor de combustión en 
kJ/mol de azúcar, luego:
Respuesta : el calor de combustión de 
C5H10O5 es – 2.136 kJ/mol
kJ/mol 2.136q
mol
g150,135
g 0,5
kJ 7,115q
−=
×
−
=
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6.4. Entalpía y ∆H de cambios.
Los sistemas tienen una propiedad denomina-
da ENTALPÍA, se designa por H, tiene 
dimensiones de energía.
Todo cambio de estado de un sistema tiene 
asociado un cambio en la entalpía, ∆H.
Sistema (inicial) Sistema (final) ∆H
Cuando el cambio del sistema se hace a presión 
constante, el valor de ∆H corresponde a la 
cantidad de calor, q, intercambiada.
q = ∆H cuando P = cte.
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Las reacciones químicas se hacen, general-
mente, a P y T constantes, por lo tanto la can-
tidad de calor intercambiada en estas condi-
ciones corresponde al ∆H de la reacción.
El ∆H recibe el mismo nombre de la reacción. 
Ejemplos:
∆Hformación
∆Hcombustión
∆Hneutralización
∆Hdisociación
etc.
formación
combustión
neutralización
disociación
etc.
∆H…Reacción de …
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6.5. Reacción de formación y Entalpía 
estándar de formación.
Se define REACCIÓN de FORMACIÓN de 
un compuesto a 1 atm y 25°C, como sigue: 
Es la reacción en la cual se forma 1 mol del 
compuesto a partir de los elementos que lo 
constituyen, estando estos elementos en el
estado más estable que presentan a 1 atm y 
25°C.
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El ∆H de la reacción de formación de un compuesto 
a 1 atm y 25°C se designa por
el superíndice “o” indica 1 atm
o
C25 (estado), compuesto f,∆H °
En TERMOQUÍMICA: 1 atm y 25°C se conocen 
como condiciones de P y T estándar.
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Ejemplos de reacciones de formación:
1) Formación de H2O(l)
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) ∆H°f H2O(l)
2) Formación de CO2(g)
C(grafito) + O2(g) = CO2(g) ∆H°f CO2(g)
3) Formación de KBr(s)
K(s) + ½ Br2(l) = KBr(s) ∆H°f KBr(s)
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El ∆H de un cambio es:
∆H = Hfinal – Hinicial
Por ejemplo, para la reacción de formación 
de H2O(l) a 1 atm y 25°C:
H2(g) + ½ O2(g) = H2O(l) ∆Hf H2O(l)
se tiene que: 
2(g)O
O
(g)2H
O
O2H
O
O(l)2Hf,
O H
2
1HH∆H −−=
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Las H de los elementos en su forma más 
estable a 25°C y 1 atm se definen = 0, esto es:
H°elemento(forma estable a 25°C) = 0
Por lo tanto, en la ecuación:
y en consecuencia:
2(g)O
O
(g)2H
O
O2H
O
O(l)2Hf,
O HHH∆H
2
1
−−=
OH
O
Hf,
O
2O(l)2 H∆H =
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Todos los compuestos y los elementos no 
estables a 1 atm y 25°C tienen un 
valordistinto de cero para su entalpía de 
formación que se simboliza por ∆H°f, 25°C .
Estos valores se encuentran tabulados en 
manuales.
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58
Ejemplos de valores de ∆H°formación a 25°C
-635,1
-238,6
-92,3
90,3
1,9
143
2
CaO(s)
CH3OH(l)
HCl(g)
NO(g)
C(diamante)
O3(g)
S8(monoclínico)
∆H°f (kJ/mol) a 25°CSustancia
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Todos los compuestos (y los elementos en 
forma no estable) a 1 atm y 25°C tienen un 
valor para su entalpía de formación que se 
simboliza por ∆H°f, 25°C .
Estos valores se encuentran tabulados y 
están disponibles en la literatura.
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Algunos valores de ∆H°formación a 25°C
-635,1
-238,6
-92,3
90,3
1,9
143
2
CaO(s)
CH3OH(l)
HCl(g)
NO(g)
C(diamante)
O3(g)
S8(monoclínico)
∆H°formación a 25°C, kJ/molSustancia
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Interpretación del valor de ∆H de una reacción.
Usando como ejemplo la reacción de formación de 
CaO(s) a 1 atm y 25°C:
Ca(s) + ½ O2(g) = CaO(s) ∆H = - 635,1 kJ
Significa que:
• cuando ocurre la reacción el sistema libera calor 
(porque el signo de ∆H es negativo).
• la cantidad de calor que libera el sistema cuando 
reacciona 1 mol de Ca(s) con ½ mol de O2(g) para 
formar 1 mol de CaO(s) es 635,1 kJ.
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Unidad 6
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• El valor del ∆H de una reacción es válido para la 
estequiometría de la reacción.
• Si la reacción se escribe:
2 Ca(s) + O2(g) = 2 CaO(s) ∆H= - 1270,2 kJ
por lo tanto cuando se forman 2 moles de CaO(s) se 
libera 1270,2 kJ.
n (reacción) => n (∆H)
“n” puede ser entero o fraccionario, positivo o 
negativo.
Si una reacción se multiplica por “n” el 
valor de ∆H también se multiplica por “n” 
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Si la reacción:
Ca(s) + ½ O2(g) = CaO(s) ∆H = - 635,1 kJ
se multiplica por –1 se obtiene:
-Ca(s) - ½ O2(g) = - CaO(s) ∆H = 635,1 kJ
que es equivalente a:
CaO(s) = Ca(s) + ½ O2(g) ∆H = 635,1 kJ
Multiplicar una reacción por –1 equivale a 
invertir la reacción y el ∆H cambia de signo.
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Unidad 6
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Las reacciones que tienen ∆H negativo se 
denominan exotérmicas y las que tienen ∆H 
positivo se denominan endotérmicas.
El conjunto
se denomina “ecuación termoquímica” o 
“reacción termoquímica”.
Ecuación de la Reacción ∆HEcuación de la Reacción ∆H
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Unidad 6
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6.6. Cálculos de ∆H para cambios físicos y 
para cambios químicos. Ley de Hess.
Una de las aplicaciones más poderosas de la 
propiedad entalpía (H) es que ella permite 
calcular el valor de ∆H de cualquier cambio 
de estado, aún si éste es imposible de 
realizarlo.
El cálculo se hace usando la Ley de Hess.
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Ley de Hess:
El cambio de entalpía de un proceso 
completo es la suma de los cambios 
de entalpía de cada etapa del proceso.
Ley de Hess:
El cambio de entalpía de un proceso 
completo es la suma de los cambios 
de entalpía de cada etapa del proceso.
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Unidad 6
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Supongamos que se desea calcular ∆H para 
el cambio:
Estado 1 Estado 2 ∆H = H2 – H1= ?
y este cambio se puede hacer en etapas, por 
ejemplo: 
Estado 1 Estado 2
Estado A Estado B 
Etapa I
Etapa II
Etapa III
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La ley de Hess establece que el ∆H del cambio 
es equivalente a:
∆H = ∆H etapa I + ∆H etapa II + ∆H etapa III
Esta relación se puede verificar puesto que:
∆H etapa I = HA – H1
∆H etapa II = HB – HA
∆H etapa III = H2 – HB
y la suma de ellas conduce a:
HA – H1 + HB – HA +H2 – HB = H2 – H1 = ∆H
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Ejemplos de aplicación de ley de Hess.
Problema 5.
La oxidación del azufre a trióxido de azufre es el 
proceso central en la producción industrial del 
ácido sulfúrico y también en la formación de la 
lluvia ácida:
S(s) + 3/2 O2(g) = SO3(g) ∆H = ?
(La fórmula correcta del azufre es S8 y sólo para 
simplificar la ecuaciones se escribirá el azufre como S).
El proceso de oxidación ocurre en dos etapas 
cuyas reacciones son:
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Reacción:
1) S(s) + O2(g) = SO2(g) ∆H1) = -296,8 kJ
2) SO2(g) + 1/2O2(g) = SO3(g) ∆H2) = -198,4 kJ
¿Cómo calcular el valor de ∆H para la reacción:
3) S(s) + 3/2 O2(g) = SO3(g) ∆H3) = ?
Solución.
La reacción 3) = reacción 1) + reacción 2)
por lo tanto: ∆H 3) = ∆H1) + ∆H2)
∆H3) = -296,8 kJ + -198,4 kJ 
∆H3) = - 495,2 kJ
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Problema 6.
Dos gases contaminantes que se producen en la 
combustión de gasolinas son CO(g) y NO(g). La 
contaminación sería menor si estos gases 
reaccionaran entre sí según la reacción:
CO(g) + NO(g) = CO2(g) + 1/2N2(g).
Calcule el valor de ∆H de esta reacción a partir 
de las reacciones termoquímicas siguientes:CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) ∆H = -283,0 kJ
N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) ∆H = 180,6 kJ
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Sean las reacciones (R):
1) CO(g) + NO(g) = CO2(g) + 1/2N2(g) ∆H1) = ?
2) CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) ∆H2) = -283,0 kJ
3) N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) ∆H3) = 180,6 kJ 
La R 1) se puede obtener sumando la R 2) con la 
inversa de (1/2) x R 3), esto es:
CO(g) + ½ O2(g) = CO2(g) ∆H2) = -283,0 kJ
NO(g) = ½ N2(g) + ½ O2(g) -1/2 ∆H3) = - 90,3 kJ 
CO(g) + NO(g) = CO2(g) + 1/2N2(g) ∆H1) = -373,3 kJ
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Problema 7.
A partir de las reacciones:
N2O5(s) = 2 NO(g) + 3/2 O2(g) ∆H = 223,7 kJ
NO(g) + ½ O2(g) = NO2(g) ∆H = -57,1 kJ
calcule el valor de ∆H para la reacción:
2NO2(g) + ½ O2(g) = N2O5(s)
Resp: - 109,5 kJ
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Determinación de ∆H°298 de reacción 
usando ∆H°formación 298 . 
Aplicando la ley de Hess es posible calcular el
∆H°298 de reacción a partir de los valores de los 
∆H°formación 298 de las sustancias que intervienen 
en la reacción.
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Problema 8. 
Use valores de ∆H°f 298K para calcular el valor 
de ∆H° a 298 K para la reacción:
CH3OH(l) +3/2O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(g)
Datos:
sustancia ∆H°f 298K kJ/mol
CH3OH(l) - 238,6
CO2(g) - 393,5 
H2O(g) - 241,8
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Las reacciones de formación son:
1) C(graf) + 2H2(g) + ½ O2(g) = CH3OH(l) ∆Hf, CH3OH(l)
2) C(graf) + O2(g) = CO2(g) ∆Hf, CO2(g)
3) H2(g) + ½ O2(g) = H2O(g) ∆Hf, H2O(g)
Para obtener:
CH3OH(l) +3/2O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H = ?
hay que sumar: R2) + 2 R3) – R1) por lo tanto:
∆H°298 = ∆Hf, CO2(g) + 2 ∆Hf, H2O(g) - ∆Hf, CH3OH(l)
∆H°298 = - 393,5 + 2(- 241,8)-(- 238,6) = -638,5 kJ
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En general para una reacción cualquiera:
aA + bB = cC + dD ∆H°298 = ? 
∆H°298 = c ∆H°f,C + d ∆H°f,D – (a ∆H°f,A + b ∆H°f,B)
Σ de n ∆H°f, de Σ de n ∆H°f, de 
los Productos los Reactantes
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Problema 9.
A partir de valores de ∆H°f, calcule ∆H°298 para el 
cambio: H2O(l) = H2O(g).
¿Cómo se denomina este ∆H?
Datos: ∆H°f, de H2O(l) =-285,8 kJ
∆H°f, de H2O(g) =- 241,8 kJ
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Solución.
H2O(l) = H2O(g).
∆H = ∆H°f, de H2O(g) - ∆H°f, de H2O(l) 
∆H = - 241,8 kJ – (-285,8 kJ)
∆H = 44,0 kJ
Este es ∆H de vaporización.
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Problema 10.
A partir de valores de ∆H°f a 25°C, calcule ∆H°298
para la reacción:
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) = 2 NO(g) + 3 H2O(l)
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Datos: ∆H°f, 298 (kJ/mol) 
H2O(l) -285,83
NH3(g) - 45,94
NO(g) 90,25
2 NH3(g) + 5/2 O2(g) = 2 NO(g) + 3 H2O(l)
∆Hreac = 2 ∆H°f, NO(g) + 3 ∆H°f, H2O(l) - 2 ∆H°f, NH3(g)
∆Hreac =2 x 90,25 + 3 x (-285,83) – 2 x (- 45,94)
∆Hreac = - 585,11 kJ
	Universidad de ConcepciónFacultad de Ciencias Químicas
	Unidad 6. Termoquímica.
	6.1. Definiciones: sistema, límite, ambiente. Primera ley de la termodinámica, calor, trabajo.
	Definiciones
	Primera ley de la Termodinámica.
	6.2. Intercambio de calor en reacciones químicas.