TEMA 52

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© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 52
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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
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TEMA 52
ENERGÍA Y TRANSFORMACIONES QUÍMICAS. ECUACIONES TERMO-
DINÁMICAS. MÉTODOS PARA EL CÁLCULO DE CALORES DE REACCIÓN.
Esquema
1. Introducción a la Termoquímica.
2. Energía de las reacciones químicas.
2.1. Medida de Calores de Reacción.
2.2. Calores de reacción a P=constante y a V=constante.
2.3. Entalpías y Energías Internas de reacción.
2.4. Relación entre Energía Interna y Entalpía.
2.5. Estados normales.
3. Ecuaciones termoquímicas.
3.1. Entalpía de las reacciones.
3.2. Ley de Hess.
3.3. Aplicación práctica de la ley de Hess.
4. Cálculo de calores de reacción
4.1. Calor de disolución.
4.2. Calores de formación de iones.
4.3. Energías de enlace.
4.4. Calores de reacción en función de la temperatura.
4.5. Cálculo de calores de reacción.
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TEMA 52
ENERGÍA Y TRANSFORMACIONES QUÍMICAS. ECUACIONES TERMO-
DINÁMICAS. MÉTODOS PARA EL CÁLCULO DE CALORES DE REACCIÓN.
1. INTRODUCCIÓN A LA TERMOQUÍMICA
Una de las características que diferencia un compuesto de una mezcla es que en la
formación del compuesto le acompaña una variación de energía, mientras que en las
mezclas, este cambio es nulo o mínimo. Esta condición se extiende a todas las reaccio-
nes químicas, las cuales se verifican con un intercambio definido de energía con el me-
dio.
La aplicación específica del Primer Principio de Termodinámica al intercambio
energético producido en las reacciones químicas ha dado origen a la Termoquímica, la
cual estudia la medida y el cálculo de los calores absorbidos o desprendidos en las reac-
ciones y por esta razón, la Termoquímica resulta de extraordinaria importancia práctica.
La energía que entra en juego en una reacción química es casi siempre energía
calorífica, aunque en muchos casos va acompañada de energía eléctrica o luminosa.
Aunque estas formas especiales de energía pueden no presentarse, hay que tener casi
siempre en cuenta el trabajo mecánico de expansión correspondiente a un cambio de
volumen, ya que el volumen de los productos de reacción es, en general, distinto al de
las sustancias reaccionantes.
La Termoquímica permite calcular las energías relativas o las entalpías contenidas
en las sustancias químicas así como sus entropías y otras variables termodinámicas de
estado. La Termoquímica es pues imprescindible para el estudio de los enlaces químicos
y los equilibrios químicos en las reacciones.
2. ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
2.1. Medida de Calores de Reacción.
Sólo un número muy reducido, entre las muchas reacciones químicas posibles,
permiten medir con seguridad sus calores de reacción. Lo más adecuado para un estudio
calorimétrico preciso es que la reacción sea muy rápida, completa y que no dé lugar a
reacciones secundarias. Las reacciones rápidas dan lugar a que el calor de reacción se
desprenda o absorba en un corto espacio de tiempo y por ello es fácil conseguir que el
calor fluya desde la reacción al medio, donde puede hacerse la medida del cambio de
temperatura y de esta manera, la medida del calor transmitido.
El que la reacción sea completa es necesario para no tener que realizar las difíciles
correcciones debidas a la porción de reactivo que no ha reaccionado. Finalmente, una
reacción en la que no se presenten procesos secundarios implica que su evolución con-
duce directamente a determinados productos finales sin las complicaciones de otras
reacciones paralelas. Estas condiciones son bastante severas y sólo las cumplen un nú-
mero muy reducido de reacciones.
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Las reacciones de combustión de productos orgánicos son muy convenientes para
estudios termoquímicos. La combustión de un compuesto que sólo tiene carbono, hidró-
geno y oxígeno, en presencia de un exceso de oxígeno, conduce casi siempre a la for-
mación de H2O y CO2 sin dificultades. En los compuestos orgánicos con algún otro
elemento (nitrógeno, azufre, etc.), los productos finales de combustión no están tan bien
definidos, aunque estas reacciones son de gran utilidad. La mayor parte de los datos
termoquímicos proceden de experiencias de combustión de sustancias orgánicas.
Los calores de reacción (como el calor de combustión) se determinan en una
bomba calorimétrica. Consiste ésta, en un recipiente de paredes aislantes en cuyo inte-
rior se coloca una cápsula con una porción previamente pesada de la sustancia a reac-
cionar y se llena el recipiente con oxígeno a presión controlada. Mediante una resisten-
cia eléctrica se inicia la reacción, la cual una vez iniciada, transcurre rápidamente gene-
rando una gran cantidad de calor, el cual se mide por la elevación de la temperatura de
un baño de agua que rodea a la bomba calorimétrica.
Los calores de las sustancias inorgánicas en disolución, se pueden medir en un
calorímetro que, en esencia, es un recipiente abierto a la atmósfera. De esta forma se
pueden medir los calores de neutralización, disolución y formación de complejos. Las
mismas condiciones restrictivas que ya se han indicado antes se aplican, como es lógico,
en estos casos para conseguir resultados precisos.
2.2. Calores de reacción a P=constante y a V=constante.
El calor que interviene en una reacción química cualquiera queda definido si la
reacción se realiza a presión constante o a volumen constante. Puesto que la casi totali-
dad de las reacciones se llevan a cabo en recipientes abiertos, o sea, a la presión atmos-
férica constante, se ha convenido en tomar como "calor de reacción a presión constante"
al calor que entra en juego en la reacción cuando ésta se realiza a temperatura inva-
riable y a presión constante, sin aparición de otra forma de energía y correspondiente
al número de moles de las sustancias reaccionantes indicado por la ecuación química
respectiva. Este calor se toma como positivo cuando se desprende y como negativo
cuando se absorbe, según criterio químico (no termodinámico). En el primer caso la
reacción se denomina exotérmica y en el segundo caso se denomina endotérmica.
De manera análoga definimos el "calor de reacción a volumen constante" como el
calor que entra en juego en la reacción cuando ésta se realiza a volumen constante, sin
aparición de otra forma de energía y correspondiente al número de moles de las sus-
tancias reaccionantes indicado por la ecuación química respectiva. Análogamente este
calor se toma como positivo cuando se desprende y como negativo cuando se absorbe,
igualmente según criterio químico.
2.3. Entalpías y Energías Internas de reacción.
Si aplicamos el Primer Principio de Termodinámica, a una reacción química exo-
térmica y a presión constante, es decir, con desprendimiento de calor y en recipiente
abierto a la atmósfera libre, el calor desprendido supone una disminución de la energía
interna, y tal calor se tomará negativo, según el criterio termodinámico y el trabajo se
tomará positivo si hay expansión. Sustituyendo en la ecuación del primer principio de
termodinámica: WQU −=∆
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resultará: WQWQU −−=+−−=∆ )()(
luego: ( )VpUVpUWUQP .. +∆−=∆−∆−=−∆−=
de donde: HQP ∆−= (1)
es decir, el calor de reacción a presión constante es igual al descenso de entalpía expe-
rimentado por el sistema químico al reaccionar, o sea la variación de entalpía entre los
productos finales y los reactivos iniciales de la reacción química. A ∆H se le llama pues,
entalpía de reacción.
Análogamente, aplicandoel primer principio a la reacción exotérmica realizada a
volumen constante, en este caso el trabajo de la reacción es nulo por ser ∆V=0 y la
ecuación del primer principio quedará:
 UQV ∆−= (2)
es decir, el calor de reacción a volumen constante es igual al descenso de la energía in-
terna experimentado por la reacción química. A ∆U se le llama energía interna de reac-
ción.
La termodinámica nos demuestra que ∆U y ∆H, por ser funciones de estado, son
independientes de la trayectoria que se sigue para pasar del estado inicial al final de un
sistema. Por tanto, para los reactivos que se convierten en productos en una reacción
química, la única consideración importante es la de las cantidades mensurables Qv
(=−∆U) y Qp (=−∆H), los cambios térmicos que se producen en la reacción a volumen
constante y presión constante, respectivamente.
Los valores absolutos de las energías internas y las entalpías de los reactivos y de
los productos no se requieren, puesto que sólo nos interesamos en el cambio de esos
valores para la reacción. Cuando se produce calor en una reacción, el estado final (pro-
ductos) es de menor energía y, por el convenio de signos utilizado, Q es positivo. Para
una reacción a presión constante, Qp es positivo y, por ende, será ∆H negativo. Este
hecho se indica al escribir la reacción:
Reactivos → Productos ∆H = −Q cal/mol
en donde Q es el calor que se produce en la reacción a la temperatura absoluta T. Por
ejemplo, la reacción del azufre y el oxígeno gaseoso para dar bióxido de azufre, a 250°C
se ha descubierto que produce 70'96 Kcal/mol de SO2 formado. Esto se escribe como:
 S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ∆H=−Q cal/mol
Obsérvese que se indica el estado físico de los reactivos y los productos. Esto es
necesario, ya que la energía interna y la entalpía de una sustancia dependen de su estado
físico. Por consiguiente el cambio de calor para la reacción anterior sería diferente si se
formara SO2 en estado líquido, puesto que SO2(l) tiene distinta entalpía que SO2(g).
2.4. Relación entre Energía Interna y Entalpía.
La medida de un calor de reacción se obtiene normalmente de forma directa o por
la variación de energía interna, o por la variación de entalpía. Pese a todo, cada uno de
estos resultados sirve para evaluar al otro. Si la reacción se realiza a volumen constante
no se produce trabajo de expansión y el calor de reacción es igual a la variación de
energía interna y si la reacción se produce en recinto abierto, es decir, a presión atmos-
férica constante, el calor de reacción es igual a la variación de entalpía.
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La diferencia entre los calores de reacción a presión constante y a volumen cons-
tante es igual al trabajo de expansión que se produce como consecuencia de la variación
de volumen que experimenta el sistema.
QP-QV=−∆H−(−∆U)= −[∆U+∆(pV)]+∆U=−∆U-∆(pV)+∆U=−∆(pV)
Para reacciones entre sólidos y líquidos, la variación del volumen es, en general,
insignificante, y el trabajo de expansión puede despreciarse. Para estas reacciones se
cumple que Qp=Qv.
Si en la reacción intervienen gases, el término ∆(pV), alcanza un valor considera-
ble, y ∆H y ∆U presentan una notable diferencia. Si suponemos que la reacción produce
un aumento del número de moles totales de gas, con la precisión de la ley de los gases
ideales y despreciando los volúmenes de líquidos y sólidos, el término pV será mayor
para los productos que para los reactivos en la cantidad:
∆(pV)=∆(nRT)=∆n.RT
y por tanto la variación de entalpía será mayor que la variación de la energía interna:
 ∆H = ∆U + RT. ∆n (3)
y si existen más moles de gas entre los reactivos que entre los productos, el incremento
∆n será negativo y ∆H será menor que ∆U.
2.5. Estados normales.
La especificación del estado físico deja incompleta todavía la definición del esta-
do del sistema. Por ejemplo, el azufre puede existir en dos formas sólidas: rómbica y
monoclínica. Además, los valores de la entalpía y la energía interna dependen de la
temperatura y la presión para cualquier estado físico. Con el fin de normalizar los datos
sobre el calor de las reacciones, es necesario que se establezca algún punto de referencia
para los estados termodinámicos de los reactivos y de los productos. La elección de este
punto de referencia es arbitraria y recibe el nombre de estado normal o estándar de la
sustancia. El estado normal o estándar de un gas es el gas puro a 1 atm y 25°C; para un
líquido es el líquido puro a 1 atm y 25°C, y para un sólido es la forma cristalina estable
que existe a 1 atm y 25ºC. Por ejemplo, el grafito y el azufre rómbico se escogen como
estados estándar del carbón y el azufre, respectivamente.
Una vez definido el estado estándar, es preciso asignarles valores a cada uno de
esos estados. Se asigna arbitrariamente el valor cero a los elementos químicos en sus
estados normales. Así pues, H0=0 para todos los elementos químicos (el exponente cero
indica que los elementos se encuentran en el estado estándar). Los cambios de entalpía
se miden con respecto a los estados estándar como veremos a continuación.
3. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS
Es aconsejable, en el trabajo termoquímico, refinar la forma usual de escribir las
ecuaciones que describen las reacciones químicas. Como el calor de reacción depende
de que los reactivos y productos sean sólidos, líquidos o gaseosos, es necesario especifi-
car el estado de agregación de cada uno y para ello basta añadir, entre paréntesis, la ini-
cial s, 1 o g, después de cada fórmula. En ocasiones se requiere una descripción más
detallada, como es el ejemplo del carbono-grafito o el carbono-diamante.
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3.1. Entalpía de las reacciones.
Se llama entalpía de una reacción a la variación de entalpía, ∆H, que se produce
durante la reacción. Cuando ésta se lleva a cabo entre reactivos, todos ellos en sus esta-
dos estándar, y productos, también en sus estados estándar, el cambio de entalpía se
conoce como cambio estándar o normal de entalpía de reacción, ∆H0. Como el valor de
la constante de equilibrio de una reacción, depende en gran parte del cambio térmico
que en ella se produce, sería conveniente tabular los valores de ∆H para todas las reac-
ciones químicas. Sin embargo, esto sería una tarea demasiado grande. Puede alcanzarse
el mismo objetivo determinando el calor de formación de algunas especies químicas, a
partir de sus elementos en estado estándar como vamos a ver a continuación.
Hay dos tipos de reacciones que tienen importancia. Uno de ellos es la combus-
tión completa de un hidrocarburo con oxígeno. El calor producido en esta reacción se
conoce como entalpía de combustión. Como ejemplo consideraremos que se quema un
mol de propano, C3H8(g) en O2(g), a 1 atm y 25ºC, para obtener CO2(g) y H2O(l), y se
determina el calor que se produce, que es 530'6 Kcal. Puesto que todas las sustancias
están a 1 atm y 25°C se encuentran en sus estados estándar, y el calor producido es la
entalpía estándar de combustión. Este cambio se expresa en una reacción como:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) ∆H0=−530’6 Kcal/mol
En la tabla 1 se indican las entalpías de combustión obtenidas experimentalmente
para algunos hidrocarburos:
Tabla 1. Entalpías de Combustión de Hidrocarburos, a 25ºC
(Kcal/mol)
Metano, CH4(g) −212’80 Iso-Butano, C4H10(g) −686’34
Etano, C2H6(g) −372’82 Etileno, C2H4(g) −337’23
Propano, C3H8(g) −530’61 Acetileno, C2H2(g) −310’62
n-Butano, C4H10(g) −372’82 Benceno, C6H6(g) −780’98
La segunda reacción importante es aquella en la que se forma un mol de un com-
puesto dado en su estado estándar, a partir de sus elementos, también en estado están-
dar. El calor producido o absorbido en esta reacción se conoce como entalpía estándar
de formación del compuesto y está dado porel símbolo 0fH∆ . Por ejemplo, la forma-
ción de SO2(g) a partir de sus elementos a 1 atm y 25ºC, produce 70'96 Kcal/mol de
SO2(g) formado, y por tanto, 
0
fH∆ =−70'96 Kcal/mol a 1 atm y 25°C. El calor que se
produce al formarse gas metano a partir de grafito y gas hidrógeno, a 25°C, es de 17'89
Kcal/mol. Todo esto está representado por las reacciones:
°
S(s) + O2 (g) → SO2(g) 0fH∆ = −70196 Kcal/mol
C(grafito) + 2H2 (g) → CH4(g) 0fH∆ = −17’89 Kcal/mol
Mediante estas reacciones de formación, puede verse la razón por la que es con-
veniente escoger como cero la entalpía de los elementos en sus estados estándar. Puesto
que ∆H para el proceso es la diferencia de entalpías del producto (estado final) y reacti-
vos (estado inicial), para la reacción anterior tenemos:
0
fH∆ =
0
)(4 gCH
H∆ - 0 )(GrafitoCH∆ -2
0
)(2 gH
H∆
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Por tanto, al asignar el valor cero a 0 )(GrafitoCH∆ y 2
0
)(2 gH
H∆ , el valor medio del
cambio de entalpía para la formación de CH4 se hace igual a la entalpía del metano
mismo. Esencialmente, se tiene un valor para la entalpía de metano, que se mide con
relación al nivel arbitrario de energía de referencia, en el que se considera como cero la
entalpía de los elementos. En la tabla 2 se muestran las entalpías de formación para va-
rios compuestos.
Tabla 2. Entalpías de Formación a 25ºC
0
fH∆ (Kcal/mol)
Agua, H2O (g) −57’80
Agua, H2O (l) −68’32
Cloruro de Hidrógeno, HCl (g) −22’06
Dióxido de Azufre, SO2 (g) −70’96
Trióxido de Azufre, SO3 (g) −94’45
Amoniaco, NH3 (g) −11’04
Monóxido de Carbono, CO (g) −26’42
Dióxido de Carbono, CO2 (g) −94’05
Metano, CH4 (g) −17’89
Etano, C2H6 (g) −24’58
Benceno, C6H6 (g) +11’72
Etileno, C4H4 (g) +12’50
Acetileno, C2H2 (g) +54’19
Ácido Sulfúrico, H2SO4 (l) −193’91
Sulfuro de Hidrógeno, H2S (g) −4’82
Dióxido de Plomo, PbO (s) −66’12
Cloruro Sódico, NaCl (s) −98’23
3.2. Ley de Hess.
En 1840, Hess postuló la siguiente ley empírica: "el cambio general de calor a
presión o volumen constante, en una reacción química dada, es el mismo, ya sea que se
produzca en una sola etapa directa o en varias etapas".
Por ejemplo, si puede formarse directamente el compuesto B a partir de A e
igualmente, si se puede ir de A hasta B, a través de los estados intermedios C y D, el
cambio de entalpía para la reacción directa sería igual que la suma de las entalpías de las
reacciones intermedias. Esto se muestra esquemáticamente en la fig.l, en donde los ∆Hi
son los cambios de entalpía para las reacciones individuales que se llevan a cabo en las
direcciones indicadas por las flechas.
La ley de Hess requiere que se cumpla:
 ∆H = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 (4)
y se puede demostrar que este resultado deriva del Primer
Principio de la Termodinámica. Así pues, ya que ∆H es
una función de estado, la suma de las ∆Hi a lo largo del
ciclo, empezando desde A a través de C, D y B y de regre-
so a A, de acuerdo con la primera ley, debe ser cero, o sea: FIG. 1
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∑ =∆ 0iH → 0)(321 =∆−+∆+∆+∆ HHHH (5)
luego: 321 HHHH ∆+∆+∆=∆
que es el mismo resultado establecido por la ley de Hess. En la ecuación (5), el signo de
∆H se invirtió, puesto que al recorrer el ciclo en sentido antihorario, se recorrió la reac-
ción A→B a la inversa, y la primera ley establece que si en una reacción se desprende
calor, en la reacción inversa se absorberá la misma cantidad de calor. Así, ∆H es de la
misma magnitud pero de sentido contrario para la reacción inversa.
3.3. Aplicación práctica de la ley de Hess.
La importancia de la ley de Hess reposa en el hecho de que permite calcular los
cambios de entalpía para reacciones que no pueden efectuarse en el laboratorio. Por
ejemplo, no es posible medir directamente el calor producido cuando se hace reaccionar
el grafito con O2 para dar CO, puesto que es imposible impedir la formación de CO2, sin
embargo, el calor que se produce en la combustión completa del grafito a CO2 se puede
medir, así como también el calor producido en la combustión de CO a CO2 a 18°C. Es-
tas reacciones son:
(1) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H1= −93’96 Kcal/mol
(2) CO(g) + 21 O2(g) → CO2(g) ∆H2= −67’61 Kcal/mol
A fin de obtener ∆H para la reacción de combustión parcial del grafito a monóxi-
do de carbono, a 18°C, dada por:
C(grafito) + 21 O2(g) → CO (g)
a partir de los valores medidos de ∆H para las dos reacciones anteriores, invertimos la
reacción (2) y la sumarnos a (1). El mismo procedimiento debe seguirse para los cam-
bios de entalpía de estas reacciones, invirtiendo su signo cuando se invierta la corres-
pondiente reacción. Entonces, el resultado es:
Kcal/mol 35'26)( 21 −=∆−+∆=∆ HHH
También se puede utilizar la ley de Hess para obtener los calores de formación de
compuestos que no podrían medirse directamente de la reacción de sus elementos. Co-
mo ejemplo, tomemos en consideración la formación de benceno, C6H6, a partir de sus
elementos a 1 atm y 25°C:
3H2(g) + 6C(grafito) → C6H6(l)
El cambio de entalpía en la reacción escrita no se puede determinar directamente,
puesto que la reacción del carbono y el hidrógeno da como resultado una mezcla de
hidrocarburos. Es posible obtener ∆H para esta reacción a partir de la serie siguiente de
reacciones de combustión, cuyos cambios de entalpía son medibles:
(1) C6H6(l) + 215 O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆H
0 = −780'98 Kcal/mol
(2) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H0 = −94'05 Kcal/mol
(3) H2(g) + 21 O2(g) → H2O(l) ∆H
0 = −68'32 Kcal/mol
Es preciso hacer notar que los calores de combustión de las reacciones (2) y (3)
son los calores de formación de sus respectivos productos. El problema consiste en de-
terminar las combinaciones apropiadas de las reacciones (1), (2) y (3), que cuando se
traten algebraicamente, den como resultado la reacción para la obtención del calor de
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formación del C6H6. Esto se hace como sigue. En primer lugar, se invierte la reacción
(1), con el fin de dejar el benceno en el lado de los productos:
(4) 6CO2(g) + 3H2O(l) → C6H6(l) + 215 O2(g) ∆H
0 = +780'98 Kcal/mol
En segundo lugar, es necesario eliminar CO2, H2O y O2 de la reacción (4). Esto se
puede hacer si se toma seis veces la reacción (2), tres veces la reacción (3) y se suman
las ecuaciones resultantes. A continuación, esta suma se añade a la reacción (4). Así que
tendremos:
6C(grafito) + 6O2(g) → 6CO2(g) ∆H0 = −564'30 Kcal
3H2(g) + 23 O2(g) → 3H2O(l) ∆H
0 = −204'96 Kcal

(5) 6C(grafito) + 3H2(g) + 215 O2(g) → 6CO2(g) + 3H2O(l) ∆H
0 = −769'26 Kcal
Obsérvese que para multiplicar por tres una reacción es necesario que se triplique
el valor de ∆H0. Esto se debe a que ∆H es una propiedad extensiva con lo que su mag-
nitud depende de la cantidad de material que haya presente en el sistema. La suma de
las reacciones (4) y (5) da la reacción buscada de formación del benceno:
 3H2(g) + 6C(grafito) → C6H6(l) ∆H0 = +11'72 Kcal/mol
Otra aplicación de la ley de Hess es la del cálculo del calor de reacción en una
reacción dada, a partir de los calores de formación de los compuestos involucrados en
dicha reacción. Como se estableció previamente, esta aplicación indica que los valores
∆H para todas las reacciones químicas no necesitan determinarse experimentalmente,
puesto que se pueden calcular. Para una reacción general:
aA + bB + ...→ gG + hH + ...
si se conocen los valores 0fH∆ para los productos y los reactivos, el valor de ∆H para la
reacción se puede calcular de acuerdo con la ley de Hess, de la forma:
 0H∆ (reacción)= if
i
i Hn )(
0∆∑ (productos)− jf
j
j Hn )(
0∆∑ (reactivos) (6)
en donde ni son los coeficientesde los productos y nj los coeficientes de los reactivos,
en la ecuación química ajustada. Alternativamente, si es medible ∆H0 para la reacción y
se conocen los valores de 0fH∆ para todas las sustancias, excepto una, el valor 
0
fH∆
desconocido se puede calcular utilizando la ecuación (6).
Como ejemplo de aplicación podemos calcular el calor de la siguiente reacción, a
partir de los calores estándar de formación de los reactivos y productos:
 SO2(g) + 2H2S(g) → 3S(rómbico) + 2H2O(l)
Calores de formación 0fH∆ -70’96 -4’82 0 -68’32 Kcal/mol
Utilizando la ecuación (6), tenemos:
0
fH∆ (reacción) = [2(−68'32)+0]−[−70'96+2(−4'82)] = −56’04 Kcal
4. CALCULO DE CALORES DE REACCIÓN
Los métodos para determinar, tanto directa como indirectamente, las variaciones
de entalpía de muchas reacciones ya los hemos descrito. Aunque no resultaría posible en
la práctica, compilar en una tabla todas las reacciones para las que son realizables estas
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medidas, si es de gran utilidad disponer de valores tabulados de aquellas sustancias para
las que se han obtenido datos térmicos. La realización de estas tablas se ha logrado con
los calores normales de formación, tabla 2, con los que además, se pueden calcular los
calores de reacción de aquellas reacciones en las que intervienen las sustancias de la
tabla.
La entalpía de los elementos y compuestos sólo tiene valor representativo cuando
están referidas al estado normal o estado estándar, estado de referencia que ya hemos
descrito anteriormente. La entalpía de los elementos, referida a ese estado, se considera
convencionalmente como cero, y se llaman entalpías normales. A temperaturas eleva-
das, la entalpía, referida al valor cero a l Atm y 25°C, tomará valores positivos, mientras
que a bajas temperaturas ha de ser una cantidad negativa. El convenio de asignar valor
cero a las entalpías normales de todos los elementos es posible, porque ninguna reac-
ción química puede transformar un elemento en otro diferente.
Una vez que las entalpías de referencia se han asignado ya a los elementos es po-
sible determinar las entalpías normales de los compuestos. Estas entalpías se llaman,
casi siempre calores normales de formación (entalpías normales de formación), algunos
de cuyos valores se expresan en la tabla 2.
4.1. Calor de disolución.
Es bien sabido que cuando un compuesto se disuelve en un disolvente se puede
producir o absorber calor en el proceso de disolución. Por tanto, debido al cambio tér-
mico, un compuesto en disolución estará en un estado diferente de energía que en forma
sólida, líquida o gaseosa original. Cuando se producen reacciones en disolución, el calor
de la reacción será diferente del de la reacción que se produzca fuera de la disolución.
Para tomar en consideración estas diferencias, se define una cantidad denominada calor
integral de disolución. Esta cantidad es el cambio de entalpía para la disolución de 1
mol de soluto en un número dado de moles de disolvente. Así, cuando se añade 1 mol
de HCl a 5 moles de agua, el calor que se produce es 15'31 Kcal. Este es el calor inte-
gral de la disolución para la formación de una disolución de 1 mol de HCl en 5 moles de
agua. Este proceso puede expresarse en una ecuación como sigue:
HCl (g) + 5H2O(l) → HCl en 5H2O ∆H = −15'31 Kcal/mol
Se ha descubierto que el calor integral de disolución alcanza un valor límite para
una dilución infinita. Así, cuando se disuelve 1 mol de HCl en una gran cantidad de
agua, de modo que cualquier adición posterior de agua no produzca cambios térmicos,
se escribe:
 HCl (g) + agua → HCl (ac) ∆H = −17' 96 kcal/mol
El símbolo "ac" representa una gran cantidad de agua, suficiente para producir una
disolución en la que no se produzca ningún cambio térmico posterior al añadir más
agua; HCl (ac) representa la disolución muy diluida resultante. En la tabla 3 se dan los
calores integrales de disolución para algunos solutos en agua, a 25°C. Estos valores son
útiles para calcular el calor producido cuando se diluye una disolución.
Por ejemplo, calculemos el cambio térmico involucrado en la adición de 5 moles
de agua a una disolución que contiene 1 mol de etanol (C2H5OH) en 4 moles de agua, a
25°C. Los calores integrales de disolución para los procesos:
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C2H5OH(l) + 9H2O → C2H5OH en 9H2O 01H∆ = −1'68 Kcal/mol
y C2H5OH(l) + 4H2O → C2H5OH en 4H2O 02H∆ = −0'90 Kcal/mol
pueden determinarse y tienen los valores que se muestran. El proceso de dilución que se
pide, se escribe como:
C2H5OH en 4H2O + 5H2O → C2H5OH en 9H2O 0H∆ = ?
Es posible obtener este resultado de las dos ecuaciones anteriores, invirtiendo la
segunda ecuación y sumándola a la primera. Entonces, el cambio de entalpía es:
0H∆ = 01H∆ +(−
0
2H∆ )=−1’68+0’90=−0’78 Kcal/mol
Obsérvese que este procedimiento es simplemente una aplicación de la ley de
Hess al proceso de disolución. El calor de una disolución se puede utilizar también para
calcular la entalpía de formación de un soluto en disolución.
Tabla 3. Calores Integrales de Disolución en agua a 25ºC
∆∆H0 (Kcal/mol)
NaOH(s)+5H2O → NaOH en 5 H2O −9’03
NaOH(s)+200H2O → NaOH en 200 H2O −10’11
HCl(g)+200H2O → HCl en 200 H2O −17’74
HNO3(l)+200H2O → HNO3 en 200 H2O −7’84
NH3(g)+200H2O → NH3 en 200 H2O −8’28
NH4NO3(s)+200H2O → NH4NO3 en 200 H2O −6’08
KCl(s)+200H2O → KCl en 200 H2O −4’20
4.2. Calores de formación de iones.
La reacción entre compuestos iónicos solubles en disolución acuosa se produce
entre iones en disolución y no entre moléculas neutras. Así, cuando reaccionan en el
agua el nitrato de plata y el cloruro de sodio, la reacción neta es:
Ag+ (ac) + Cl− → AgCl (s) ↓
Los iones de sodio y nitrato no afectan al cambio térmico en una buena aproxima-
ción. Así, incluso si se utilizara cloruro de potasio, el cambio térmico sería el mismo,
puesto que sólo los iones plata y cloruro se incluyen en la reacción neta. De manera
similar se ha encontrado que la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte
siempre produce el mismo cambio térmico. De nuevo, esto es así debido a que la reac-
ción neta de la neutralización, a 25°C, es:
H+ (ac) + OH− (ac) → H2O(l) ∆H0= −13’70 Kcal/mol
En el caso de un ácido o una base débiles, la reacción es la misma, pero se debe
proporcionar energía para ionizar al ácido o a la base débiles, de modo que el calor pro-
ducido será mayor.
Puesto que el cambio de entalpía, en las reacciones iónicas, depende de los iones
en disolución, es conveniente utilizar las entalpías de formación de los iones, en lugar
de las entalpías de formación de las moléculas neutras. Las entalpías de formación de
los iones se obtienen como se indica a continuación. El calor de neutralización para
electrolitos fuertes y el calor de formación para H2O(l) están dados por:
H+ (ac) + OH− (ac) → H2O(l) ∆H0= −13’70 Kcal/mol
H2(g) + 21 O2(g) → H2O(l) ∆H
0= −68’32 Kcal/mol
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Invirtiendo la primera ecuación y sumándola a la segunda, se obtiene:
H2(g) + 21 O2(g) → H
+ (ac) + OH− (ac) ∆H0= −54’62 Kcal/mol (*)
Esto representa la suma de entalpías de formación de un protón y un ion oxhidrilo
en disolución. Es imposible medir el cambio de entalpía de un ion simple, puesto que
los iones siempre se encuentran por parejas. Por consiguiente nos vemos obligados a
recurrir a un convenio arbitrario, para obtener entalpías de iones simples. Este convenio
establece que el calor de formación de un protón es igual a cero a todas las temperatu-
ras. Por tanto podemos escribir:
2
1 H2(g) → H+ (ac) + e− ∆H0= 0 (**)
Cuando se resta a (*) la ecuación (**), se tiene:2
1 H2(g) + 21 O2(g) + e
− → OH− (ac) ∆H0= −54’62 Kcal/mol
Por consiguiente, la entalpía de formación de OH− es −54'62 Kcal/mol. Este valor
no es absoluto, sino que está en relación con 0fH∆ de H
+ que se toma como cero.
Obsérvese que este convenio equivale a escoger los valores de 0fH∆ para los elementos
en estado estándar iguales a cero. Si utilizamos este convenio, podemos calcular las
entalpías relativas de formación de otros iones, a partir de reacciones que tengan cam-
bios medibles de entalpía.
Para ilustrar estos conceptos, podemos determinar la entalpía de formación del ion
cloruro a partir de la entalpía de formación de HCl(g) y del calor integral de disolución
para una disolución diluida de HCl. Las reacciones de partida son:
2
1 H2(g) + 21 Cl2(g) → HCl(g) 
0
fH∆ = −22'06 Kcal/mol
HCl (g) + ac → H+(ac) + Cl− (ac) 0H∆ = −17'96 Kcal/mol
sumando 
2
1 H2(g) + 21 Cl2(g) + ac → H
+(ac) + Cl−(ac) 0fH∆ =−40’02 Kcal/mol
Si restamos de la última ecuación la (**), para eliminar H+(ac), tenemos:
 21 Cl2(g) + ac +e
− → Cl−(ac) 0fH∆ =−40’02 Kcal/mol
que, por definición, es la entalpía de formación de Cl−.
Tabla 4. Entalpías relativas de Formación de iones
 en agua a 25ºC 0fH∆ (Kcal/mol)
+H 0’00 =S +10’00 +Ag −25’31
−OH −54’96 +3NO −49’37
2+Mg −110’41
−F −78’66 =4SO −216’90 2+Cu +15’39
−Cl −40’02 +4NH −31’74
4.3. Energías de enlace.
En muchos casos, se desea obtener una estimación de ∆H para una reacción en la
que el valor 0fH∆ para un reactivo o producto no se conoce ni puede determinarse. Por
consiguiente, no se puede utilizar la ecuación (6) para obtener ∆H de la reacción. Se
puede encontrar una solución a este problema mediante el empleo de energías de enlace.
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Es posible ver que este procedimiento presupone un conocimiento de la estructura del
compuesto y, por consiguiente, no entra estrictamente en una exposición sobre termodi-
námica clásica. No obstante, el método consistente en utilizar energías de enlace para
calcular 0fH∆ de un compuesto, es a veces útil y resultará instructivo para obtener cie r-
tas perspectivas sobre la relación entre estructura y reactividad química. En este método,
la energía de una molécula se atribuye primordialmente a la energía de los enlaces quí-
micos contenidos en las moléculas.
Cuando reacciona un compuesto, lo hace debido a la ruptura o disociación de uno
o más de estos enlaces. Por tanto, el conocimiento relativo a la fuerza de estos enlaces,
puede ser útil para estimar los requisitos de energía de una reacción.
La definición de la energía de enlace es más sencilla para una molécula diatómica.
Así por ejemplo, la energía de enlace para H2 es la energía necesaria para producir la
ruptura del enlace entre los átomos de hidrógeno, a fin de efectuar una separación com-
pleta de estos átomos. Esta energía puede medirse con facilidad, por medio de métodos
espectroscópicos y se define como la energía de disociación para la molécula de H2. Por
consiguiente. la energía de enlace v la energía de disociación son equivalentes en el
caso de moléculas diatómicas. Esta equivalencia sólo es válida en el caso de moléculas
diatómicas, ya que en moléculas más complejas, la energía de enlace para un tipo parti-
cular de enlace se convierte en una cantidad mucho menos definida. Esto es de esperar,
puesto que en una molécula poliatómica la energía necesaria para romper un enlace da-
do dependerá, hasta cierto punto, de la naturaleza del resto de la molécula.
Por ejemplo, no se puede esperar que la energía necesaria para romper un enlace
O-H en un alcohol sea la misma que la que se requiere para romper este mismo enlace
en un ácido orgánico. Esto queda de manifiesto por la observación de que los alcoholes
son mucho menos ácidos que los ácidos orgánicos. La presencia del grupo carbonilo
que retira electrones en el ácido, hace al oxígeno del grupo oxhidrilo más positivo y, por
consiguiente, ello hace más fácil retirar el protón que en el caso del alcohol. Así pues,
en general, resulta evidente que las energías de enlace, en moléculas poliatómicas, va-
rían de un compuesto a otro.
La energía de enlace de un compuesto poliatómico es la cantidad media de energía
necesaria para romper un enlace particular en un mol del compuesto. Por ejemplo, la
energía del enlace C-H en CH4 se puede calcular a partir del cambio de entalpía para la
siguiente reacción.
 CH4 (g) → C(g) + 4H(g) ∆H273 = 394 Kcal/mol
que podría obtenerse a partir de datos de termoquímica, como se mostrará más adelante.
El valor ∆H debe ser la energía que se requiere para romper los cuatro enlaces C-H. Por
tanto, la energía media del enlace C-H es de 394/4, o sea 98 Kcal/mol. En principio, la
energía media del enlace C-H se deberá calcular a partir de la disociación por etapas de
CH4. En experimentos espectroscópicos se ha demostrado que el CH4 se disocia en eta-
pas para dar cuatro energías de enlace diferentes, con un valor para cada enlace especi-
fico.
CH4(g) → CH3(g) + H(g) ∆H= 102 Kcal/mol
CH3(g) → CH2(g) + H(g) ∆H= 100 Kcal/mol
CH2(g) → CH (g) + H(g) ∆H= 100 Kcal/mol
CH (g) → C (g) + H(g) ∆H= 82 Kcal/mol
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Se obtienen valores diferentes de energía para cada etapa, debido a que se disocia
un átomo de hidrógeno en cada etapa de un tipo distinto de enlace C-H. A veces, el tér-
mino de energía de disociación o fuerza de enlace se reserva para la energía necesaria
para romper un enlace específico de un compuesto determinado; sin embargo, el valor
medio de las energías de disociación para los diferentes enlaces C-H en la disociación
por etapas de CH4 debe dar la energía promedio del enlace C-H. Esto resulta evidente
mediante una aplicación de la ley de Hess, puesto que la adición de las reacciones ante-
riores da la reacción general que se requiere para la disociación de CH4. Obsérvese que
la suma de los valores ∆H para estas etapas, al dividirse por cuatro, da una energía del
enlace C-H, que se aproxima al valor obtenido anteriormente.
Resulta extremadamente difícil obtener las energías de enlace para compuestos
poliatómicos a partir de las energías de disociación. Por tanto, las energías de enlace se
obtienen casi siempre a partir de los datos de calores de combustión. Por ejemplo, la
energía del enlace C-H se obtiene a partir de las reacciones siguientes:
 CH4(g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O(l) ∆H0= −212'80 Kcal/mol
 CO2(g) → C(grafito) + O2 (g) ∆H0= +94'05 Kcal/mol
 2H2O(l) → 2H2 (g) + O2(g) ∆H0= +136'64 Kcal/mol
 2H2 (g) → 4H(g) ∆H0= +208'36 Kcal/mol
 C(grafito) → C(g) ∆H0= +171'70 Kcal/mol
sumando 
 CH4(g) → C(g) + 4H(g) ∆H0= +398'00 Kcal/mol
Por consiguiente, la energía del enlace C-H es (398'00 Kcal/mol)/4, o sea 99'5
Kcal/mol, calculada a 25°C.
Se ha encontrado que la energía del enlace C-H es aproximadamente la misma pa-
ra todos los compuestos en que aparece, por lo que se considera que la energía de enlace
C-H es, en otros hidrocarburos, la misma que en CH4. Debido a esto, es posible calcular
con aproximación la entalpía de reacción a partir de una lista de energías de enlace. Esta
lista, que se da en la tabla 5, está calculada para 0°C y no para 25°C; sin embargo, no se
comete un gran error al utilizar estos valores para 25°C. Como ejemplo del uso de ene r-
gías de enlace para calcular aproximadamente la entalpía de una reacción, veamos la
hidrogenación del etileno:
 
C C
H
H
H
H
C C
H
H
H
H
H H H H+ ∆Η=?
Al romper un enlace, se supone que se añade al sistema la energía de enlace y
cuando se forma un enlace, se supone que se desprende dicha energía. Por lo tanto, ∆H
es un valor positivopara el primero de esos casos y negativo para el último, de acuerdo
con el convenio habitual para los signos. El cambio de entalpía para la reacción, será la
suma algebraica de los procesos. Así al utilizar las energías de enlace de la tabla 5, te-
nemos, para la reacción anterior:
Enlaces rotos: 1 (H-H) ∆H = +103 Kcal
1 (C=C) ∆H = +145 Kcal
 
∆H1 = +248 Kcal
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Enlaces formados: 2 (C-H) ∆H = −196 Kcal
1 (C-C) ∆H = −80 Kcal
 
∆H2 = −276 Kcal
∆H(reacción) = ∆H1 + ∆H2 = +248 −276 = −28 Kcal/mol
El valor experimental para el calor producido en la hidrogenación del etileno es
−32'7 Kcal/mol, a 25°C. Podemos ver que el valor que se calcula a partir de las energías
de enlace es sólo una aproximación bastante buena; por consiguiente, este método se
debe usar con cuidado y sólo cuando no se disponga de otros datos termodinámicos ex-
perimentales que sean más exactos.
Tabla 5. Energías Medias de
Enlace a 0ºC. ∆∆H (Kcal/mol)
C−C 80’5 C=O 173’0
C=C 145’0 O−O 34’0
C≡C 198’0 H−H 103’2
C−H 98’2 O−H 109’4
C−O 79’0 N−H 92’4
C−Cl 78’0 O=O 118’0
4.4. Calores de reacción en función de la temperatura.
Aunque la capacidad térmica de un gas monoatómico es independiente de la tem-
peratura, las capacidades térmicas de las moléculas aumentan al elevarse la temperatura.
Esto se debe al incremento de la contribución de modos internos de movimiento (vibra-
ción y rotación) a temperatura más alta. Las moléculas poliatómicas poseen estos mo-
vimientos, no así las monoatómicas. Se ha encontrado experimentalmente una expresión
para la variación de la capacidad térmica con la temperatura, que es la siguiente:
 2cTbTaCP ++= (7)
en donde a, b y c son constantes determinadas empíricamente para un gas determinado.
Dado que: dTCdH P=
podemos sustituir la expresión para Cp con lo que:
 ( )dTcTbTadH 2++= (8)
Si se desea determinar el cambio de entalpía ∆H para un proceso en el que la tem-
peratura cambia de T1 a T2, se integra la ecuación anterior así:
 ( )∫ ∫ ++==∆ 2
1
2T
T
dTcTbTadHH (9)
 ( ) ( ) ( )3132212212 32 TT
c
TT
b
TTaH −+−+−=∆ (10)
Si el cambio de temperatura o el cambio de capacidad térmica sobre la gama de
temperaturas son pequeños, puede considerarse que CP es igual al valor de la constante
a. En este caso CP es independiente de la temperatura y la integración nos quedará:
 ( )12 TTCH P −=∆ (11)
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En la tabla 6 se dan las capacidades térmicas a presión constante, para varios ga-
ses, en función de la temperatura.
Tabla 6. Capacidades Térmicas a P=cte.
CP (Cal/mol.K)=a+bT+cT2
Gas a b.103 c.107
 H2 6’95 -0’199 4’81
 N2 6’45 1’413 -0’807
 O2 6’10 3’25 -10’17
 Cl2 7’58 2’42 -9’65
 CO 6’34 1’84 -2’80
 CO2 6’40 10’19 -35’33
 H2O 7’19 2’37 2’08
 CH4 3’42 17’85 -41’65
 C2H6 1’38 41’85 -138’27
Como ejemplo de aplicación de la ecuación (9) podemos calcular el calor necesa-
rio para elevar la temperatura de dos moles de Cl2 gaseoso desde 500 K a 1000 K a pre-
sión constante. La expresión para Cp de Cl2, en función de la temperatura, se obtiene de
la tabla 6. Utilizando estos datos, se tiene para un mol de gas:
( )∫∫ −− −+===∆
1000
500
2731000
500
10.65'910.42'258'7 dTTTdTCQH PP
desarrollando: cal/mol 2'44193'2785'9073790 =−+=∆H
Puesto que se incluían dos moles de Cl2, ∆H es dos veces ese valor, o sea, 8838'4
cal. Si se hubiera considerado CP como constante e igual a 7'58 cal/mol.K a lo largo de
esta gama de temperaturas, se hubiera obtenido ∆H= 3790 cal/mol, lo cual es mucho
menor que el valor correcto. Evidentemente, los movimientos de vibración y rotación de
los moles de Cl2 contribuyen a la capacidad térmica hasta un punto apreciable, en esta
gama de temperaturas.
4.5. Cálculos de calores de reacción.
Las capacidades térmicas de reactivos y productos se pueden usar para calcular el
cambio de entalpía para una reacción dada, a cierta temperatura T2, a partir del conoci-
miento del cambio de entalpía para la reacción a otra temperatura T1. Un cálculo de este
tipo es muy útil, puesto que elimina la necesidad de determinar experimentalmente ∆H
para la reacción a cada temperatura. Veamos como se lleva a cabo este cálculo. Para
ello, utilicemos la reacción: A(g) → B(g)
A T1, el cambio de entalpía medio es ∆H1. A continuación desearíamos conocer el
cambio de entalpía a la temperatura T2, cuando T2>T1. Este resultado se puede obtener
tomando en consideración el proceso cíclico que se muestra en la fig.2.:
Las etapas de este proceso, recorrido en sentido contrario al de las agujas del reloj
de A(g) a T1 en torno a la trayectoria cerrada y de regreso a este punto, son:
1) La reacción A(g) → B(g) a T1 se lleva a cabo y cambio de entalpía es ∆H1.
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2) A continuación, el compuesto B(g) se eleva de T1 a T2 y el cambio de entalpía
para este proceso está dado por la ecuación:
 ∫=∆ 2
1
)(3
T
T BP
dTCH (12)
en donde CP(B) es la capacidad térmica a P=cte del compuesto B.
 FIG. 2
3) A continuación, se lleva a cabo la inversa de la reacción A(g) → B(g) a T2.
Entonces el cambio de entalpía para esta etapa es el valor negativo de la reacción direc-
ta, ∆H2.
4) Finalmente, el compuesto A disminuye su temperatura de T2 a T1, volviendo a
nuestro punto de partida. El cambio de entalpía es:
 ∫=∆ 1
2
)(4
T
T AP
dTCH (13)
A partir de la Primera Ley, Σ∆Hi=0 para una trayectoria cerrada y, para el ejem-
plo anterior, se tiene:
 ( ) 04321
4
1
=∆+∆+∆−+∆=∆∑
=
HHHHH
i
i (14)
y al utilizar los valores de ∆H3 y ∆H4 de las etapas (2) y (3), se obtiene:
∫ ∫++∆=∆ 2
1
1
2
)()(12
T
T
T
T APBP
dTCdTCHH
∫ ∫−+∆=∆ 2
1
2
1
)()(12
T
T
T
T APBP
dTCdTCHH
( )∫ −+∆=∆ 2
1
)()(12
T
T APBP
dTCCHH
o bien: ∫ ∆+∆=∆ 2
1
12
T
T P
dTCHH
donde ∆CP=CP(B)-CP(A), o sea, que ∆CP es la diferencia en las capacidades térmicas del
producto y el reactivo. En el caso de la reacción general:
aA(g) + bB(g) → gG(g) + hH(g)
se calcula ∆H2 a T2 a partir del valor conocido de ∆H1 a T1 y las capacidades térmicas
CP(A), CP(B) , CP(G), CP(H) de las sustancias A, B, G, y H, respectivamente, a partir de la
ecuación:
 ( ) ( )[ ]dtbCaChCgCHH T
T BPAPHPGP∫ +−++∆=∆
2
1
)()()()(12 (16)
Si las capacidades térmicas cambian apreciablemente a lo largo de la gama de
temperaturas T1 a T2, entonces las expresiones empíricas para CP en función de T para
cada sustancia son la que usaremos en la ecuación general anterior.
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Procesos adiabáticos. Cuando un proceso es realizado isotérmicamente absorberá
o desprenderá calor, en cambio, si se lleva a cabo de modo que no se intercambia calor
con el ambiente (proceso adiabático) la temperatura final diferirá de la temperatura ini-
cial. Si se conocen las capacidades caloríficas de los productos y de los reactivos, puede
aplicarse el principio de conservación de la energía para obtener una relación entre el
cambio de temperatura observado y el calor de reacción isotérmico.
Si se realiza adiabáticamente el proceso general:
aA + bB + ... → mM + nN + ...
resultará Q=0, y designamos las temperaturas inicial y final por T1 y T2. El proceso glo-
bal, en el cual el estado inicial es aA + bB + ... a T1 y el estado final es mM + nN + ... a
T2, es equivalente a uno u otro de los dos caminos indicados en el diagrama siguiente:
FIG. 3
El cambio en el contenido de calor para el proceso es independientedel camino y
además es cero en este caso, luego:
Q = 0 = ∆H
Cuando se conocen las capacidades caloríficas de los productos de la reacción, se
puede obtener una relación entre la variación de la temperatura y ∆H1.
∫+∆= 2
1
)(Pr10
T
T odP
dTCH
luego: ∫−=∆ 2
1
)(Pr1
T
T odP
dTCH (17)
Si el intervalo de temperatura es pequeño, puede considerarse que CP(Prod) es inde-
pendiente de la temperatura y obtenemos:
 ( )12)(Pr1 TTCH odP −−=∆ (18)
Si son conocidas las capacidades caloríficas de los reactivos, es posible obtener
una relación entre el cambio de la temperatura y ∆H2.
∫+∆= 2
1
)(Re20
T
T acP
dTCH
luego: ∫−=∆ 2
1
)(Re2
T
T acP
dTCH (19)
También aquí, si el intervalo de temperatura es pequeño, puede considerarse que
CP(Reac) es independiente de la temperatura, y se obtendrá:
 ( )12)(Re2 TTCH acP −−=∆ (20)
Un ejemplo práctico del uso de un proceso adiabático para obtener un calor iso-
térmico de reacción es la medición de los calores de neutralización al mezclar un ácido
y una base en un matraz. En este recipiente el proceso es prácticamente adiabático y se
observa un aumento de temperatura.
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Si se neutralizan 25 ml de NaOH 0'50 N con 25 ml de HCl 0'50 N, se producen
50'70 ml de solución de NaCl 0'25 N. La densidad de esta solución es de 1'008 g/ml y
su calor específico 0'981 cal/ml.K, lo que da para la capacidad calorífica de la solución:
cal/K 49'74 ml 50'70cal/ml.K 981'0 =×=PC
También debe conocerse la capacidad calorífica del recipiente y tomamos para
ella el valor de 10 cal/K. En este experimento la temperatura aumenta de 25°C a
27'92°C, o sea, una variación de 2'92ºC. Sustituyendo estos valores en la ecuación (18),
resulta: cal 44'174K 92'2cal/K )1074'49(298 −=×+−=∆H
y para 25× 0'5 miliequivalentes o milimoles de ácido o base, resulta:
Kcal/mol 13'95 cal/mol 13955
mol 0125'0
cal 44'174
298 ==
−=∆H
Si se conoce el ∆H isotérmico para un proceso, pueden usarse las ecuaciones (18)
ó (20) para calcular la variación de temperatura previsto en condiciones adiabáticas. Se
encuentra un ejemplo de esta aplicación en el cálculo de las temperaturas de llama. Se
supone que en una llama el proceso de combustión es mucho más rápido que la veloci-
dad de transmisión de calor al ambiente. Por ello puede calcularse la temperatura máxi-
ma de los productos (temperatura de la llama) empleando las ecuaciones anteriores.
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-
rial Marín. 1968. BARCELONA.
Farrington DANIEL y Robert A.ALBERTY. Físicoquímica. CECSA. MÉJOCO.
Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción a
los conceptos teóricos. Editorial Limusa. S.A. 1989. MÉJICO.
R.HESLOP y P.L.ROBINSON. Química Inorgánica. Edit.Alhambra. MADRID.
J.AGUILAR PERIS. Curso de Termodinámica. Edit.Alhambra. 1990. MADRID.
P.W.ATKINS. Físicoquímica. Fondo Educativo Interamericano. 1986. MADRID.
I.M.KLOTZ y R.M.ROSENBERG. Termodinámica Química. 1981. MADRID.
I.N.LEVINE. Físicoquímica. Ed.McGraw Hill Latinoamericana. 1994. BOGOTÁ.
www.eltemario.com Oposiciones Secundaria – Física y Química
© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 52
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Tratamiento Didáctico
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OBJETIVOS
Estudio en profundidad de los aspectos energéticos de las reacciones químicas, con-
siderándolas como sistemas termodinámicos en evolución en determinadas cond iciones.
Interpretar las reacciones en términos de reordenación de átomos con rotura y forma-
ción de enlaces.
Comprensión y cálculo de las magnitudes termodinámicas, como energías internas y
entalpías de las reacciones químicas, sus relaciones y métodos experimentales para su
determinación.
UBICACIÓN
El tema sirve como introducción al 2° bloque de contenidos del currículo de 2° de
Bachillerato "Las transformaciones de la materia" y estudia la reacción química con un
tratamiento general, con una introducción a los conceptos básicos de energía interna,
entalpía y ley de Hess con abundantes problemas de aplicación.
TEMPORALIZACION
Dedicar 4 horas de clase para la explicación teórica del tema y dedicar 4 horas más
de clase a la realización de problemas numéricos sobre energías en reacciones químicas.
Debe realizarse una práctica de termoquímica durante 2 horas. Tiempo total de dedica-
ción al tema 10 Horas.
METODOLOGIA
La metodología ha de ser la propia de un tema de termodinámica de cierta dificultad,
donde es exigible:
Definición clara de algunos términos fundamentales como: sistemas, formas de ener-
gía, diferencia entre energía térmica y calor, capacidad calorífica, etc.
Explicación teórica exhaustiva de los fenómenos energéticos que se ponen en juego
en las reacciones químicas.
Intercalar en el tema, la resolución de problemas numéricos de aplicación de la teoría
que ilustren la explicación y ayuden a la comprensión.
Experimentos de laboratorio debidamente escogidos, referentes a reacciones con
desprendimiento de energía para su medición en calorímetro.
CONCEPTOS MINIMOS
Definición de estados normales.
Conceptos termodinámicos fundamentales.
Energía interna y Entalpía en sistemas químicos.
Ley de Hess.
Calores de reacción a presión y a volumen constante.
Calor de disolución.
MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOS
Además del material normal de química, son útiles los siguiente materiales:
Tablas de entalpías normales de reacciones más importantes y frecuentes.
Transparencias para retroproyector de diagramas energéticos.
Tablas de conversión de unidades de distintos sistemas.
EVALUACION
Se evaluará el tema mediante cuestiones teóricas sobre conceptos fundamentales.
Problemas numéricos de aplicación de la ley de Hess exigiendo con rigor la correcta
utilización del Sistema Internacional.
Interpretación correcta de resultados en las prácticas de laboratorio.
Pruebas escritas de opción múltiple, relativas a las cuestiones del tema para evaluar
la capacidad de razonamiento teórico y conceptual.