Unidad 6_termoquímica

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 6
 1
Universidad de Concepción
Facultad de Ciencias Químicas
Química General para 
Ingeniería
Unidad 6
 Tema: Termoquímica 
 
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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
Termodinámic
a
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 N 2 y O 2 para formar 
NO.
• Cuando se funde la nieve ésta absorbe 
energía.
• etc.
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 6
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
 
SISTEM
A
Universo
8 UdeC/FCQ/P.Reyes Un
idad 6
SISTEMA,  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:Sistema 
se 
denomin
a
Puede intercambiar
materia energía
Abierto si si
Cerrado no si
Aislado no no
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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 designa 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 sistema.
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Otras definiciones .
ESTADO de un sistema: es una 
situación perfectamente definida del 
sistema. Se le 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 al 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) H 2O(s, 18 g, 1 
atm, -5°C )
 C2H4(g) C 2H2(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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idad 6
Energía pasa al 
am
biente
TRANSFERENCIA DE ENERGÍA
En
er
gí
a,
 E
SISTEMA
 inicial
SISTEMA
 final
Einicial
Efinal
∆E = Efinal ­ Einicial
Para el sistema: 
     ∆E < 0 
debido a que 
Efinal < Einicial
El  sistema  transfiere 
energía hacia el ambiente.
∆E
El sistema experimenta una variación 
de energía ∆E.  Esta se define por:
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idad 6
En
er
gí
a,
 E
Estado
 inicial
Estado
 final Efinal
Einicial
∆E del sistema es > 0
debido a que Efinal > Einicial
La energía pasa del ambiente 
al sistema
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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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idad 6
TRANSFERENCIA DE ENERGÍA
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idad 6
En
er
gí
a,
 E
En
er
gí
a,
 E
Calor (q) 
transferido 
hacia el 
ambiente (q 
< 0)
∆E > 0
Η2Ο Tem
p amb
Tsistema
Η2Ο helada
Tsistema
Tsistema = Tambiente
Tsistema < Tambiente
Tambiente
Tambiente
Η2Ο calient
e
Tsistema
Tsistema > Tambiente
Tambiente
∆E < 0
Η2Ο Tem
p amb
Tsistema
Tsistema = Tambiente
Tambiente
Calor (q) 
transferido
desde el 
ambiente
(q > 0)
A B
Einicial
Efinal
Efinal
Einicial
Intercambio 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”, w pv.
 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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idad 6
En
er
gí
a,
 E
Patm
Zn(s)
HCl(ac)
PatmPH2
ZnCl2(ac)
H2(g)
∆E = w < 0
Trabajo (W) realizado Trabajo (W) realizado 
sobre el ambiente sobre el ambiente 
(W<0)(W<0)
Trabajo (W) realizado Trabajo (W) realizado 
sobre el ambiente sobre el ambiente 
(W<0)(W<0)
Sistema
Sistema
Einicial
Efinal
Intercambio de TRABAJO solamente.
La reacción de relizada 
en un recipiente 
provisto de un pistón, 
libera trabajo hacia el 
ambiente.
Reacción de Zn(s) + 2H +(ac) = H 2(g) + Zn 2+(ac)
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idad 6
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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idad 6
 (J) Joule
Caloría (cal):
Cantidad de energíanecesaria 
para elevar la temperatura de 1 g 
de agua desde 14,5 a 15,5 ºC, a 1 
atm
1(cal) = 4,184 J
También se usan los múltiplos kJ y kcal.
La Caloría usada en nutrición corresponde a 1 kcal.
Las unidades más frecuentes para expresar la 
energía
son:








=
2
2
s
m · kg
1 1(J)
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idad 6
Ordenes de magnitud de ENERGÍAS.
Energía cinética de una molécula.
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 Kilowatt­hora 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 
10­6
10­12
1015 
1012 
109 
106 
103 
100 
10­3
10­9
10­15
10­18
10­21 
E 
(J)
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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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idad 6
TermómetroAgitador
 Sistema
Ambiente
(agua)
Vaso de paredes de 
material  aislante térmico.
Un ejemplo de CALORIMETRO. 
El intercambio de 
calor ocurre sólo
entre SISTEMA y 
AMBIENTE.
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idad 6
Fuente 
eléctrica
+
-
Agitador 
motorizado
Termómetro
Camisa de 
aislación
Baño de 
agua
Calor 
transferido
Espiral de 
ignición
Bomba con 
revestimiento de 
acero
Sistema (sustancia 
combustible y 
oxígeno 
comprimido)
CALORÍMETRO DE BOMBA
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Esquematizando el intercambio de calor, q, 
entre sistema y ambiente (al interior de un 
calorímetro), se tiene: 
 T
 
∆T=T final -T inicial
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) = T final - T inicial
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 : 
corresponde a la cantidad de calor necesaria para 
variar 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:
SUSTANCI
A
 s (J/g K) = (J/g 
°C) 
Al(s)
Cu(s)
H2O(l)
C2H5OH(l)
Madera
Cemento
vidrio
0,900
0,387
4,184
2,46
1,76
0,88
0,84
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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 H 2O: 
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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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. T inicial = 12,5°C 
T final = 90°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 positivo , luego la cantidad 
de calor calculada entra al agua 
(pasa del ambiente al sistema)
( )
kJ 972,780 J 972780q
C12,590
Cg
J
4,1843000gq
ΔTsm 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. T inicial = 90°C 
T final = 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
J
4,1843000gq
ΔTsm q aguaaguaagua
−=−=
°−
°×
×=
××=
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La cantidad de calor es algebraica.
El signo de q queda determinado por el 
signo del ∆T sistena causado por el calor 
intercambiado.
SISTEMA
q < 0 => ∆T sistema < 0
 (∆T ambiente> 0)
q > 0 => ∆T sistema > 0
 (∆T ambiente< 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 C 5H10O5. A 
consecuencia de la reacción, la 
elevación de temperatura del 
calorímetro y su contenido es 3,08 °C. 
 Calculeel 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) 
LIBERA calor 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 C 5H10O5 :
El calor liberado en la combustión se 
escribe:
q combustión = -7,115 kJ por cada 0,500 
g 
 de 
azúcar.
7,115kJC3,08
C
kJ
2,310q
ΔTCq
=°×
°
=
×=
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 49
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
g
150,135
g 0,5
kJ 7,115
q
−=
×−=
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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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 51
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:
Reacción de 
…
∆H…
formación
combustión
neutralización
disociación
etc.
∆H formación
∆H combustión
∆Hneutralización
∆Hdisociación
etc.
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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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 53
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,ΔH °
En TERMOQUÍMICA: 
condiciones estándar de P y T 
corresponden a 1 atm y 25°C
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Ejemplos de reacciones de formación:
1) Formación de H 2O(l)
 H2(g) + ½ O 2(g) = H 2O(l) ∆H° f 
H2O(l) 
2) Formación de CO 2(g)
 C(grafito) + O 2(g) = CO 2(g) 
∆H° f CO2(g)
3) Formación de KBr(s)
 K(s) + ½ Br 2(l) = KBr(s) ∆H° f 
KBr(s) 
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El ∆H de un cambio es:
 ∆H = H final – H inicial
Por ejemplo, para la reacción de 
formación de H 2O(l) a 1 atm y 25°C:
 H2(g) + ½ O 2(g) = H 2O(l) ∆H f 
H2O(l)
se tiene que: 
2(g)O
O
(g)2H
O
O2H
O
O(l)2Hf,
O H
2
1
HHΔH −−=
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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 HHHΔH
2
1−−=
OH
O
Hf,
O
2O(l)2 HΔH =
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 57
Todos los compuestos y los elementos 
no estables a 1 atm y 25°C tienen un 
valor distinto 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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Ejemplos de valores de ∆H° formación a 
25°C
Sustancia ∆H° f (kJ/mol) a 
25°C
CaO(s)
CH3OH(l)
HCl(g)
NO(g)
C(diamante)
O3(g)
S8(monoclíni
co)
-635,1
-238,6
 -92,3
 90,3
 1,9
143
 2
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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 O 2(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 O 2(g) 
para 
 formar 1 mol de CaO(s) es 635,1 kJ.
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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) + O 2(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 O 2(g) = CaO(s) ∆H = - 635,1 
kJ
se multiplica por –1 se obtiene:
-Ca(s) - ½ O 2(g) = - CaO(s) ∆H = 635,1 
kJ
que es equivalente a:
 CaO(s) = Ca(s) + ½ O 2(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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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 
∆H
 Ecuación de la Reacción 
∆H
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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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Supongamos que se desea calcular ∆H 
para el cambio:
Estado 1 Estado 2 ∆H = H 2 – 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 – H 1
	 ∆H etapa II = HB – HA
	 ∆H etapa III = H 2 – HB
y la suma de ellas conduce a:
HA – H 1 + HB – HA +H2 – HB = H 2 – 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 O 2(g) = SO 3(g) ∆H 
= ?
(La fórmula correcta del azufre es S 8 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) + O 2(g) = SO 2(g) ∆H1) = 
-296,8 kJ
 2) SO 2(g) + 1/2O 2(g) = SO 3(g) ∆H2) = 
-198,4 kJ
¿Cómo calcular el valor de ∆H para la 
reacción:
 3) S(s) + 3/2 O 2(g) = SO 3(g) ∆H 3) 
= ?
Solución.
La reacción 3) = reacción 1) + reacción 2)
por lo tanto: ∆H 3) = ∆H 1) + ∆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) = CO 2(g) + 1/2N 2(g).
Calcule el valor de ∆H de esta reacción a 
partir de las reacciones termoquímicas 
siguientes: 
CO(g) + ½ O 2(g) = CO 2(g) ∆H = -283,0 
kJ
N2(g) + O 2(g) = 2 NO(g) ∆H = 180,6 
kJ 
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Sean las reacciones (R):
1) CO(g) + NO(g) = CO 2(g) + 1/2N 2(g) 
∆H 1) = ?
2) CO(g) + ½ O 2(g) = CO 2(g) ∆H 2) = 
-283,0 kJ
3) N 2(g) + O 2(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 O 2(g) = CO 2(g) ∆H2) = 
-283,0 kJ
 NO(g) = ½ N 2(g) + ½ O 2(g) -1/2 ∆H 3) = - 
90,3 kJ 
 CO(g) + NO(g) = CO 2(g) + 1/2N 2(g) ∆H1) = 
-373,3 kJ
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Problema 7.
A partir de las reacciones:
N2O5(s) = 2 NO(g) + 3/2 O 2(g) ∆H = 
223,7 kJ
NO(g) + ½ O 2(g) = NO 2(g) ∆H = 
-57,1 kJ
calcule el valor de ∆H para la reacción:
2NO2(g) + ½ O 2(g) = N 2O5(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) +3/2O 2(g) = CO 2(g) + 2 H 2O(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) + 2H 2(g) + ½ O2(g) = CH3OH(l) ∆H f, 
CH3OH(l)
2) C(graf) + O 2(g) = CO2(g) ∆H f, 
CO2(g)
3) H2(g) + ½ O2(g) = H2O(g) ∆H f, 
H2O(g)
Para obtener:
CH3OH(l) +3/2O 2(g) = CO 2(g) + 2 H 2O(g) 
∆H = ?
hay que sumar: R2) + 2 R3) – R1) por lo 
tanto:
∆H°298 = ∆H f, CO2(g) + 2 ∆H f, H2O(g) - ∆H f, 
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: H 2O(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 O 2(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
∆H reac = 2 ∆H° f , NO(g) + 3 ∆H° f, H2O(l) - 2 ∆H° f, NH3(g) 
∆H reac =2 x 90,25 + 3 x (-285,83) – 2 x 
(- 45,94)
∆H reac = - 585,11 kJ
2 NH3(g) + 5/2 O 2(g) = 2 NO(g) + 3 H 2O(l)
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