TERMOQUIMICA

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TERMOQUÍMICA 
UNIDAD II
Introducción01
Variables y ecuaciones02
Leyes y calores03
Calorimetría04
Agenda
Conocer los cambios de energía que se producen en
procesos químicos diferenciándolos claramente para
interpretar de manera adecuada los fenómenos que
se presenten.
Entalpía05
Entropía06
Energía de Gibbs07
Segundo principio termoquímico08
Agenda
INTRODUCCIÓN
Termoquímica
Termodinámica, ciencia que estudia la 
energía en distintos procesos, cuando está 
aplicada a PROCESOS QUÍMICOS se le llama 
TERMOQUÍMICA o TERMODINÁMICA 
QUÍMICA.
PROCESO TERMODINÁMICO.-
Trasformación en la que un sistema
intercambia energía con su entorno, pasando 
desde un estado inicial de equilibrio a otro 
estado final de equilibrio.
Reacciones que interviene
Reacciones
Exotérmicas
Reacciones
Endotérmicas
La energía liberada en la transformación de
nuevos enlaces de los productos es superior a la
que es necesario aportar para la ruptura de
enlaces en los reactivos. Libera calor al entorno.
Ejemplo: Combustión
Sólo tienen lugar si se suministra suficiente
cantidad de energía a los reactivos porque el
contenido energético de los productos es mayor
que el contenido energético de los reactivos.
Necesita calor para producirse. Ejemplo: la
reacción de formación del monóxido de nitrógeno
Fuera Dentro
T é r m i n o s
I m p o r t a n t e s
SISTEMA
Parte del universo que
sometemos a estudio y que
separamos, mediante límites
definidos, reales o ficticios.
ENTORNO
UNIVERSO 
TERMOQUÍMICO
Todo lo que rodea al sistema.
Es el sistema más su entorno.
Tipos de sistemas
Intercambia materia y
energía con el entorno.
Abierto
Intercambia energía
con el entorno, pero no
materia
Cerrado
No intercambia materia ni
energía con el entorno.
Aislado
Procesos termoquímicos
Isobárico
A presión 
constante
Isocórico
A volume 
constante
Isotérmico
A temperatura
constante
Adiabático
No hay flujo
de calor
Variables termoquímicas
A
B
No dependen de la 
cantidad total de 
materia. Ejemplo: 
densidad, presión, 
temperatura, etc.
Intensivas
Depende de la cantidad 
total de materia. 
Ejemplo: volumen, 
masa, número de moles, 
etc.
Extensivas
Magnitudes como presión, volumen,
temperatura y composición de las
sustancias que lo integran, pueden variar a
lo largo de los procesos sufridos por el
sistema.
Variables de estado
Solo dependen del 
estado inicial y final del 
proceso, sin importar el 
camino de la 
trasformación
Son: energía interna, 
entalpía, entropía, 
volumen, presión.
No son: W, Q
20 ºC 100 ºC
Variables de estado
50 ºC
150 ºC
MAGNITUDES 
TERMODINÁMICAS: ENERGÍA 
INTERNA,
TRABAJO Y CALOR
E o U, o energía química es la energía total
(cinética y potencial) debida a las uniones
entre los átomos, iones y moléculas que
forman cada sustancia del sistema, en sus
diferentes formas de movimiento y de
interacciones (vibraciones, rotaciones,
translaciones, atracción, repulsión)..
Energía interna (E ó U):
Principio de conservación de energía
La energía no se crea ni se destruye solo se transforma
Trabajo (W)
Energía transferida mediante una conexión mecánica entre un 
sistema y sus alrededores. Trabajo de expansión-compresión 
asociados a los cambios de volumen, ∆V.
W= -Fext . ∆X
W= -P . ∆V
Ec. 1
Ec. 2
W<0 el sistema realiza trabajo 
(expansión). 
W>0 se realiza trabajo sobre el 
sistema (compresión).
Vi < Vf Vi > Vf
La unidad de trabajo, energía y 
calor en el S.I. es el julio, J. 
CALOR (Q)
Energía transferida a causa de una diferencia de temperatura entre el sistema y sus alrededores. Se
llama calor de reacción es el calor desprendido o absorbido, en determinadas condiciones, en una
reacción química.
Q > 0 Q < 0
Q < 0Q > 0
Diagramas entálpicos
Diagrama del calor intercambiado en una
reacción química exotérmica y
endotérmica.
En una reacción exotérmica el calor es
negativo, cedido por el sistema, y en una
reacción endotérmica el calor
intercambiado es positivo, absorbido por
el sistema.
Q<0 Reacción exotérmica
Q>0 Reacción endotérmica
Es habitual utilizar la caloría (cal) para expresar Q.
1 cal = 4.183 J
En un proceso químico, la variación de energía 
interna, ∆E, de un sistema es
igual a la suma del calor, Q, intercambiado entre el 
sistema y su entorno y el trabajo,
W, realizado por o sobre el sistema.
Primer Principio de la Termodinámica. La 
variación de energía interna del sistema es 
igual a la suma del calor intercambiado y el 
trabajo realizado.
No se puede conocer el valor absoluto de la 
energía interna de un sistema, sólo su 
variación, ∆E.
PRIMER PRINCIPIO 
Termo dinámica
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊 Ec. 3
Ejercicios
1.-
Datos:
∆E= ?
W= - 2 kJ (expansión)
Q= 1𝑘𝑐𝑎𝑙
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
∆𝐸 = 4.183 𝑘𝐽 + −2𝑘𝐽 = 2.183 𝑘𝐽
x
1000𝑐𝑎𝑙
1𝑘𝑐𝑎𝑙
x 
4.183 𝐽
1 𝑐𝑎𝑙
𝑥
1𝑘𝐽
1000 𝐽
= 4.183 kJ 
Ejercicios
2.-
Datos:
∆E= -20kJ
W= + 10 kJ (compresión)
Q= ? 
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
−20 kJ = 𝑄 + +10𝑘𝐽
𝑄 = −20 − 10 = −30 𝑘𝐽 Reacción exotérmica Q < 0 
Ejercicios
3.-
Datos:
W= ? (expansión)
V1= 4 L
V2= 9 L
ΔV=V2-V1= 9-4= 5L
Pext= 2 atm
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
W = −202650 Pa x 0.005 m3
W= −1013.25 J
3.- Tenemos un gas que se expande de 4 a 9 litros contra una presión externa
de 2 atm. ¿Cuál será el trabajo? Datos: 1atm = 101325 Pa, 1m^3 = 1000 L
W= -Fext . ∆X
W= -P . ∆V
x
101325 𝑃𝑎
1𝑎𝑡𝑚
= 202650 Pa
x
1 𝑚3
1000 𝐿
= 0.005 m3
Fext = P . S
W= -P.S.∆X S. ∆X= ∆ V
3.-
Datos:
S = 200 cm2
Pext = 0,9x〖10〗^5 Pa
Q= - 200 J
∆x= 10 cm 
∆E= ? 
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
W = −0,9𝑥〖10〗^5 𝑃𝑎 x (200 cm2) x 10 cm
W= − 180000000 Pa.cm3
7.- En un recipiente con un émbolo móvil de 200 cm2 de superficie se tiene un gas. Dicho gas expande
frente a un presión externa inicial de 0,9x105 Pa. Simultáneamente el gas pierde 200J de energía en forma
de calor. Calcule la variación de energía interna del sistema. Dato: Δx=10 cm.
W= -P. S . ∆X
W= -Fext . ∆V
x
1𝑚3
(100𝑐𝑚)3
= - 180 J
−200 𝐽 + −180𝐽 = −380 𝐽∆𝐸 = 𝑄 +𝑊 =
Ejercicios
3.-
Datos:
∆E= ? 
Fext= 5kN
∆x = 40 cm
Q= 60J
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
W = −5000 𝑁 x 0.4 m
W= − 2000 𝐽
5.- Se dispone de un recipiente cilíndrico que contiene un gas y está dotado de un pistón móvil de 5 kN de peso. Se
calienta el gas y el pistón se desplaza 40 cm. Considerando que el calor absorbido por el gas es de 60 J. Calcule la
variación de energía interna.
W= -P . ∆Vx
1000 𝑁
1 𝑘𝑁
= 5000 N
x
1𝑚
100 𝑐𝑚
= 0.4 m W= -Fext . ∆X
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
∆𝐸 = 60 𝐽 + −2000 𝐽 = −1940 𝐽
3.-
Datos:
m= 1000 kg
T= 100ºC + 273 = 373 K
P= 1 atm = 1.013x10^5 Pa
Q= 2283500 kJ
ρH2O líquida= 
973𝑘𝑔
𝑚3
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
W = −1 𝑎𝑡𝑚 x (1699222,236-1027.75)L
W= −1698194.486 𝑎𝑡𝑚. 𝐿
6.- Cuando 1000 kg de agua líquida a 100ºC se convierten en vapor a esta misma temperatura y 1 atm
(1.013 x105 Pa) absorbe 2283500 kJ. Calcule:
a) Trabajo del sistema
b) Variación de energía interna
Dato: Densidad del agua líquida a 100ºC = 973 kg/m3; 1m3=1000L. R=0.082 L.atm/K.mol
W= -P . ∆V
x
1𝑚3
1000 𝐿
= 0.973 kg/L
a)
V1
1000 kg H2Ox
1000 𝑔
1 𝐾𝑔
x
1 𝑚𝑜𝑙
18 𝑔
= 55555.56 molV2
ρ =
𝑚
𝑉
⇒ 𝑉 =
1000𝑘𝑔
0.973 𝑘𝑔/𝐿
= 1027.75 L
V2P=nRT => V2 =
𝑛𝑅𝑇
𝑃
=
55555.56 𝑚𝑜𝑙 (0.082 𝐿. 𝑎𝑡𝑚/ 𝐾.𝑚𝑜𝑙) 373𝐾
1 𝑎𝑡𝑚
=1699222.24 L
x
101325 𝑃𝑎
1𝑎𝑡𝑚
x
1 𝑚3
1000 𝐿
= - 172069592.8 J
= - 172069.59 kJ 
b)
∆𝐸 = 2283500 + (−172069.59) = 2111430.41 kJ
V1 V2
CALORES de reacción
Calor desprendido o absorbido, en determinadas condiciones, en una reacción química.
- Procesos isócoros (volumen constante)
Cuando una reacción transcurre en un recipiente cerrado no varía el volumen del sistema durante el proceso
químico, por tanto, no habrá trabajo de expansión ni de compresión.
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
W= -P . ∆V
∆𝐸 = 𝑄𝑉 A volumen cte. Ec. 4
- Procesos isobáricos (presión constante)
Cuando los procesos químicos se realizan en recipientes abiertos y a presión atmosférica, que se puede
considerar constante (proceso isóbaro), el volumen puede variar y tendremos que:
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊 W= -P . ∆V∆𝐸 = 𝑄𝑝 +𝑊
∆𝐸= 𝑄𝑝−P . ∆V
𝑄𝑝=∆𝐸 + P . ∆V
∆H
ENTALPÍA (H): Flujo de calor a
presión constante.
- Función de estado.
- Unidades J o kJ.
𝑄𝑝=∆𝐻 Ec. 5 ∆H=∆𝐸 + P . ∆V Ec. 6
Relación Qp y Qv: 
∆𝐸 = 𝑄𝑝 +𝑊
𝑄𝑝 = ∆𝐸-W 
∆𝐻 = 𝑄𝑣 + P . ∆V
𝑄𝑝 = ∆𝐸-(- P . ∆V) 
En las reacciones que
intervienen gases:
Ec. 7
𝑄𝑝 = 𝑄𝑣 + ∆𝑛. R. T
Donde ∆n representa la
variación del número de moles
de especies químicas gaseosas
en la reacción.
Ec. 8
VP=nRTEc. Gases ideales:
∆𝐻 = ∆𝐸 + ∆𝑛. R. T
Ejercicios
3.-
Datos:
∆E= 500J
V= cte.
Proceso isocórico
1.- Calcula el calor intercambiado cuando un sistema aumenta su energía interna en 500J en una transformación a
volumen constante. ¿Es un proceso exotérmico o endotérmico?
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
W= -P . ∆V
∆𝐸 = 𝑄𝑉
𝑄𝑉 = 500 𝐽
Proceso endotérmico Q > 0 
Ec. 4
Ejercicios
3.-
Datos:
∆E= 0,5 kJ = 500 J
W= 400 J 
P= cte. Proceso isobárico
∆H= ? J
2.- En una transformación a presión constante (isobárica) el aumento de energía interna es de 0,5 kJ y el trabajo
realizado sobre el sistema es de 400 J. Determina la variación de entalpía del proceso.
∆𝐸 = 𝑄 +𝑊
Positivo porque se realiza trabajo sobre el sistema
500 J = 𝑄 + 400 𝐽
500 J − 400 𝐽 = 𝑄
100 𝐽 = 𝑄
𝑄𝑝=∆𝐻 = 100 J Proceso endotérmico Q > 0 Ec. 5
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN (Δ𝑯𝒇°)
Variación de entalpía que
acompaña a la formación de
un mol de una sustancia, en
su estado estándar, a partir
de los correspondientes
elementos, también en sus
estados estándar (forma
física más estable, 298 K y
1atm). Tabuladas en tablas.
𝟐𝑪𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒐(𝒔) + 𝟐𝑯𝟐(𝒈) → 𝑪𝟐𝑯𝟒(𝒈) Δ𝑯𝒇
𝟎= +52 kJ/mol
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒈) Δ𝑯𝒇
𝟎= -242 kJ/mol
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒍) Δ𝑯𝒇
𝟎= -285,8 kJ/mol
𝑯𝟐(𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) → 𝑯𝟐𝑶(𝒔) Δ𝑯𝒇
𝟎= -292,6 kJ/mol
Tabla de entalpías
../../../../../Libros/Tablas entalpías.pdf
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE REACCIÓN (∆𝐻𝑟)
La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción química, y la de los
reactivos, se denomina Entalpía de Reacción.
aA + bB → cC + dD
∆𝑯𝒓 = 𝑬𝒔𝒕𝒂𝒅𝒐 𝒇𝒊𝒏𝒂𝒍 − Estado inicial
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 + 𝒅. ∆𝑯𝒇 𝑫
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 + 𝒃∆𝑯𝒇 𝑩
𝟎 )
∆𝑯𝒓 = ∆𝑯𝒇𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔 − ∆𝑯𝒇𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔
Ec. 9
Ec. 10
DIAGRAMAS ENTÁLPICOS
Relaciona entalpía de productos y reactivos. Se
construye de modo que las líneas horizontales
corresponden a diferentes valores absolutos de la
entalpía, y por tanto, los cambios de entalpía, se
representan por las distancias verticales que separan
dichas líneas.
• Si ∆H > 0 → es positivo → la reacción es endotérmica
(el proceso absorbe calor) → ∆Hproductos >
∆Hreactivos.
• Si ∆H < 0 → es negativo → la reacción es exotérmica
(el proceso libera calor) → ∆Hproductos < ∆
Hreactivos.
ECUACIONES TERMOQUÍMICAS
Indican las relaciones entre las masas de las sustancias que
intervienen y los cambios de entalpía que acompañan a estos
procesos, en unas condiciones de presión y temperatura
determinadas.
Como el calor de reacción depende del estado físico (sólido, líquido o
gas) de las sustancias reaccionantes y de las condiciones del sistema
(temperatura y presión si intervienen gases), deben señalarse ambas.
Ejercicios
3.-
Datos:
∆Hfº = -46.2 kJ/mol
Q= ?
V = 5 L
Condiciones normales
P= 1 atm
T= 25ºC
V= 22.4 L/mol
1.- La entalpía de formación del amoníaco gaseoso es ∆Hfº = -46,2 kJ/mol. Calcule el calor que se libera cuando se 
forman 5 litros de amoníaco, medidos en condiciones normales de presión y temperatura.
5Lx
1𝑚𝑜𝑙
22.4 𝐿
𝑥
−46.2 𝑘𝐽
1 𝑚𝑜𝑙
= - 10.31 kJ
𝑄𝑝=∆𝐻
Ejercicios
3.-
2.-Determina la entalpía de las siguientes reacciones.
Datos:
En la formación de un mol de amoníaco a partir de sus elementos se desprenden 46,2 kJ.
Corresponde a la formación de dos mol de amoníaco a partir de sus elementos, 
por tanto 2 mol × 46,2 kJ / 1 mol de NH3 = - 92,4 kJ (desprendidos).
Corresponde a la descomposición de dos mol de amoníaco en 
sus elementos, proceso inverso al anterior. ΔH= 92,4 kJ
Descomposición de un mol de amoníaco en sus elementos,
proceso inverso al de formación de un mol. La variación de
entalpía tendrá el mismo valor numérico y positivo, 46.2 kJ
(absorbidos).
∆𝑯𝒓 = 𝟏. (𝟎) + 𝟑. (𝟎) − 𝟐 −𝟒𝟔, 𝟐𝒌𝑱 = +𝟗𝟐, 𝟒𝒌𝑱
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 + 𝒅. ∆𝑯𝒇 𝑫
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 + 𝒃∆𝑯𝒇 𝑩
𝟎 )
Ejercicios
3.-El apagado de la cal viva consiste en la siguiente reacción. ¿Cuánto calor se desprende en el apagado de 
10 Kg de cal viva (CaO)? Masas atómicas: Ca = 40; O = 16
Datos:
∆Hf = -15.6 kcal/mol
PMCaO= 56 g/mol
Q= kcal, kJ
m =10 kg CaO
10 𝑘𝑔
1000𝑔
1𝑘𝑔
𝑥
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝑂
56 𝑔
𝑥
−15.6 𝑘𝑐𝑎𝑙
1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑎𝑂
= −2785.71 𝑘𝑐𝑎𝑙
𝑄𝑝=∆𝐻
Ejercicios
4.-Cuando se lleva a cabo una reacción entre el hidrógeno y el nitrógeno para dar amoniaco gaseoso a 
400ºC en un recipiente cerrado se desprende 2.5 kJ de calor por cada gramo de amoniaco formado. a) 
Calcule la variación de energía interna en kJ/mol de amoniaco formado. b) Escriba la ecuación 
termoquímica del proceso. 
Datos:
T= 400ºC
V cte= Proceso isocórico
Q= -2.5 kJ/g NH3
ΔE= ? kJ/mol 
3
2
𝐻2(𝑔) +
1
2
𝑁2(𝑔) → 𝑁𝐻3(𝑔)
∆𝐸 = 𝑄𝑉
𝑄𝑉 = −2.5
𝑘𝐽
𝑔
𝑥
17𝑔
1𝑚𝑜𝑙
= −42.5 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙a)
b) 3
2
𝐻2(𝑔) +
1
2
𝑁2(𝑔) → 𝑁𝐻3(𝑔) ΔE= -42.5kJ/mol
Ejercicios
5.- A una temperatura de 200ºC y 1 atm de presión se quema una mol de propano y se desprende 1700kJ 
de calor. Escriba la ecuación termoquímica y calcule la energía interna del proceso a presión constante. 
Dato: R=8.31x〖10〗^(−3) kJ/K.mol
Datos:
T= 200ºC=473 K
P= 1 atm
Q= - 1700 kJ
ΔE= ? kJ
P=cte => isobárico
∆𝐻𝑟 = 𝑄𝑝= - 1700 kJ 
a)
b) ∆H=∆𝐸 + P . ∆V
∆𝐻𝑟 = − 1700 kJ 
∆𝐻𝑟 = ∆𝐸 + ∆𝑛. R. T Ec. 8
∆𝐸 = ∆𝐻 − ∆𝑛. R. T ∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 7- 6= 1 mol
∆𝐸 = −1700 𝑘𝐽 − {(1mol) x (8.31x〖10〗^(−3) kJ/K.mol) x (473 K)} = -1703.93 kJ
Ec. 6:
n=
𝒎
𝑷𝑴
3 +4=7 (solo especies gaseosas)
(g)
(g)
Ejercicios
6.- Calcule la variación de energía interna de la siguiente reacción a condiciones estándar:
CO 𝑔 + 𝑂2 𝑔 ⇾ 𝐶𝑂2(𝑔) ΔHr= -566 kJ
Dato: R=8.31x〖10〗^(−3) kJ/K.mol
Datos:
ΔE= ? kJ
T= 25ºC=298 K
P= 1 atm
P=cte => isobárico
∆𝐻𝑟 = 𝑄𝑝= - 566 kJ 
a)
∆𝐻 = ∆𝐸 + ∆𝑛. R. TEc. 8
∆𝐸 = ∆𝐻 − ∆𝑛. R. T
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 2-3= -1 mol
2CO 𝑔 + 𝑂2 𝑔 ⇾ 2𝐶𝑂2(𝑔)
ΔHr= -566 kJ
∆𝐸 = −566 𝑘𝐽 − {(-1mol). (8.31x〖10〗^(−3) kJ/K.mol) . (298K)}
∆𝐸 = -563.52 kJ 
Ejercicios
8.- Hallar la entalpía de combustión (reacción) para la siguiente reacción:
𝐶6𝐻6(l) + 15/2 𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙)
Datos:
ΔHr= ? kJ
a) 𝐶6𝐻6(l) + 15/2 𝑂2(𝑔) → 6𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙)
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 + 𝒅. ∆𝑯𝒇 𝑫
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 + 𝒃∆𝑯𝒇 𝑩
𝟎 )
∆𝑯𝒓 = 𝟔 ∗ −𝟑𝟗𝟑. 𝟓 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 + 𝟑 ∗ (−𝟐𝟖𝟓. 𝟓 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 − (𝟏 ∗ 𝟖𝟐. 𝟖 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 +
𝟏𝟓
𝟐
∗ 𝟎
∆𝑯𝒓 = −𝟑𝟑𝟎𝟎. 𝟑 𝒌𝑱
Ejercicios
9.- Determina la entalpía de la reacción de oxidación del monóxido de carbono a dióxido
de carbono:
CO(g) + 1/2O2(g) → CO2(g)
∆Hfº(CO) = -110.4 kJ/mol; ∆Hfº(CO2) = -393.5 kJ/mol
Datos:
ΔHr= ? kJ
a)
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 + 𝒅. ∆𝑯𝒇 𝑫
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 + 𝒃∆𝑯𝒇 𝑩
𝟎 )
∆𝑯𝒓 = 𝟏 ∗ −𝟑𝟗𝟑. 𝟓𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 − (𝟏 ∗ −𝟏𝟏𝟎. 𝟒 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 +
𝟏
𝟐
∗ 𝟎
∆𝑯𝒓 = −𝟐𝟖𝟑. 𝟏 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍
Proceso exotérmico ∆𝑯𝒓 < 0 
Ejercicios
7.- La ecuación termoquímica correspondiente a la reacción de combustión de una mol de etanol
en condiciones estándar es:
CH3CH2OH(𝑙) + 3𝑂2 (𝑔)⇾ 2𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙) ΔHc= -1371kJ
Calcule la variación de energía interna. Dato: R=8.31 J/K.mol
Datos:
ΔE= ? kJ
T= 25ºC=298.15 K
P= 1 atm
P=cte => isobárico
∆𝐻𝑐 = 𝑄𝑝= - 1371 kJ 
a)
∆𝐻 = ∆𝐸 + ∆𝑛. R. TEc. 8
∆𝐸 = ∆𝐻 − ∆𝑛. R. T
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 2-3= -1mol
CH3CH2OH(𝑙) + 3𝑂2 (𝑔)⇾ 2𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙) ΔHc= -1371 kJ
∆𝐸 = −1371 𝑘𝐽 − {(-1mol). (8.31x〖10〗^(−3) kJ/K.mol) . (298.15K)}
∆𝐸 = -1368.52 kJ 
2𝐶𝑂2(𝑔) + 3𝐻2𝑂(𝑙)
CH3CH2OH(𝑙) + 3𝑂2 (𝑔) 
ΔHc= -1371kJ
Ejercicios
10.- Determina la entalpía de la reacción entre dióxidode azufre gaseoso y oxígeno que da como resultado
trióxido de azufre gaseoso:
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
∆Hfº(SO2) = -296,90 kJ/mol; ∆Hfº(SO3) = -394,8 kJ/mol
Datos:
ΔHr= ? kJ
a)
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 + 𝒅. ∆𝑯𝒇 𝑫
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 + 𝒃∆𝑯𝒇 𝑩
𝟎 )
∆𝑯𝒓 = 𝟐 ∗ −𝟑𝟗𝟒. 𝟖𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 − (𝟐 ∗ −𝟐𝟗𝟔. 𝟗𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 + 𝟏 ∗ 𝟎
∆𝑯𝒓 = −𝟏𝟗𝟓. 𝟖 𝒌𝑱
Proceso exotérmico ∆𝑯𝒓 < 0 
2SO3(g)
2SO2(g) + O2(g)
∆𝑯𝒓 = −𝟏𝟗𝟓. 𝟖 𝒌𝑱
Diagrama entálpico:
2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g) ∆𝑯𝒓 = −𝟏𝟗𝟓. 𝟖 𝒌𝑱
Ecuación termoquímica:
Ejercicios
11.- Determina el calor necesario para descomponer 1 tonelada de caliza que
contiene un 90% en carbonato de calcio. La reacción que tiene lugar:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
Datos: 1 Ton= 1000000 g PA: Ca: 40 g/mol; C:12 g/mol; O=16 g/mol => 40+12+(16X3)= 100 g/mol
Datos:
Q = ? kJ
m= 1 Ton
% pureza = 90%
a)
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 + 𝒅. ∆𝑯𝒇 𝑫
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 + 𝒃∆𝑯𝒇 𝑩
𝟎 )
∆𝑯𝒓 = 𝟏 ∗ −𝟑𝟗𝟑. 𝟓 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 + 𝟏 ∗ (−𝟔𝟑𝟓 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍) − (𝟏 ∗ −𝟏𝟐𝟎𝟕. 𝟔 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 )
∆𝑯𝒓 = 𝟏𝟕𝟗. 𝟏 𝒌𝑱/mol Proceso endotérmico ∆𝑯𝒓 > 0 
1 𝑇𝑜𝑛
1000000𝑔 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎
1 𝑇𝑜𝑛
𝑥
90 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠 𝐶𝑎𝐶𝑂3
100 𝑔 𝑐𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎
𝑥
1𝑚𝑜𝑙
100 𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑂3
𝑥
179.1 𝑘𝐽
1 𝑚𝑜𝑙
= 1611900 𝑘𝐽
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆𝑯𝒓 = 𝟏𝟕𝟗. 𝟏 𝒌𝑱/molEc. Termoquímica:
Diagrama entálpico:
CaO(s) + CO2(g)
CaCO3(s) ΔHr= 1611900 𝑘𝐽
SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMOQUÍMICA:
ENTROPÍA Y ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES
De acuerdo con el convenio habitual, Sº representa la entropía estándar molar de una
sustancia a la presión de 1 atm y a una temperatura de 25 ºC.
Si los puntos representan las moléculas de un gas a T normal en el interior de un
recipiente cerrado. ¿cuál de las configuraciones se produce primero?
Tendencia al 
mayor desorden
𝜟𝑺 < 0 Menor desorden
𝜟𝑺 > 0 Mayor desorden
∆𝑺 = 𝑺𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔 − 𝑺𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔 Ec. 11
∆𝑺 = 𝑱/𝒎𝒐𝒍. K
ENTROPÍA
𝑺𝒈𝒂𝒔𝒆𝒔 > 𝑺 𝒍í𝒒𝒖𝒊𝒅𝒐𝒔 > 𝑺 𝑺ó𝒍𝒊𝒅𝒐𝒔
Más desordenado
𝜟𝑺 > 0 Mayor desorden
1.- En compuestos con diferente estado de agregación:
ENTROPÍA
Más desordenado
𝜟𝑺 > 0 Mayor desorden
3.- Cuanto más débiles son los enlaces entre los átomos que forman una especie química, mayor es la
entropía.
2.- En un disolución la entropía es mayor que en sus componentes iniciales:
Etano C2H6
Etino C2H2
El enlace se 
rompe fácilmente 
y los átomos se 
dispersan 
generando mayor 
desorden
Triple enlace > 𝒅𝒐𝒃𝒍𝒆 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒄𝒆 > 𝒔𝒊𝒎𝒑𝒍𝒆 𝒆𝒏𝒍𝒂𝒄𝒆
ENTROPÍA
Sustancias con el mismo estado de agregación y similar masa atómica, tendrá mayor entropía la que tenga
un mayor número de átomos.
CO2(g)SO2(g)
SO3(g) CH3OH(l)
𝑺 𝑺𝑶𝟑 > 𝑺 𝑺𝑶𝟐 𝐂𝐎𝟐 > CH3OH
SEGUNDO PRINCIPIO TERMOQUÍMICA
Considerando el universo como un sistema aislado, se producirá espontáneamente
aquellos en los que la entropía del universo aumenta, es decir, la entropía tiende a un
máximo.
EJERCICIO
1.- Predice si en cada una de las siguientes reacciones hay variación positiva o negativa de la entropía:
a) 2 KClO4 (s) → 2 KClO3 (s) + O2 (g) 
b) H2O (g) → H2O (l)
c) N2 (g) → 2N (g)
a) 2 KClO4 (s) → 2 KClO3 (s) + O2 (g) 
b) H2O (g) → H2O (l)
c) N2 (g) → 2N (g)
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 1- 0 = 1mol
Si ∆𝑛 > 0 𝑒𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠 ∆𝑆 > 0 mayor desorden ∆𝑆 𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣𝑜
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 0 - 1 = -1mol
Si ∆𝑛 < 0 𝑒𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠 ∆𝑆 < 0 menor desorden ∆𝑆 negativo
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 2 - 1 = 1 mol
Si ∆𝑛 > 0 𝑒𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠 ∆𝑆 > 0 mayor desorden ∆𝑆 𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣𝑜
EJERCICIO
1.- Determina la variación de entropía en condiciones estándar de la siguiente reacción. Las entropías
molares del nitrógeno, hidrógeno y amoníaco son, respectivamente: 191.5, 130.6, 192.5 J/mol.K
Datos:
ΔSr= ? J/mol.K
Sº N2 = 191.5 J/mol.K
Sº H2 = 130.6 J/mol.K
Sº NH3 = 192.5 J/mol.K
∆𝑺𝒓 = 𝒄. ∆𝑺º + 𝒅. 𝑺º − (𝒂𝑺º + 𝒃𝑺º) Ec. 11
∆𝑺𝒓 = 𝟐. (𝟏𝟗𝟐. 𝟓 𝑱/𝒎𝒐𝒍. 𝑲) − (𝟑 𝟏𝟑𝟎, 𝟔
𝑱
𝒎𝒐𝒍.𝑲
+ 𝟏(𝟏𝟗𝟏. 𝟓 𝑱/𝑲𝒎𝒐𝒍))
∆𝑺𝒓 =-198.3 J/K.mol
∆𝑺 < 0 el sistema está pasando de un estado
desordenado a uno ordenado.
EJERCICIO
1.- Indica cualitativamente la variación de entropía (positiva o negativa) de las siguientes reacciones
químicas:
En los reactivos disponemos de dos moléculas gaseosas y en los productos cuatro moléculas gaseosas, por la que
el sistema se desordena y la variación de entropía debe ser positiva.
En los reactivos y en los productos disponemos del mismo número de moléculas gaseosas, por lo que la
variación de entropía debe ser próxima a cero.
En los reactivos disponemos de dos moléculas gaseosas y en los productos una única molécula gaseosa, por lo
que el sistema se ordena y la variación de entropía debe ser negativa.
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 4 -2 = 2 mol
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 2 -2 = 0 mol
∆𝑛 = 𝑛𝑝- 𝑛𝑟 = 1 -2 = -1 mol
Si ∆𝑛 > 0 𝑒𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠 ∆𝑆 > 0 mayor desorden ∆𝑆 𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣𝑜
Si ∆𝑛 < 0 𝑒𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠 ∆𝑆 < 0 menor desorden ∆𝑆 negativo
Si ∆𝑛 = 0 𝑒𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠 ∆𝑆 = 0 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜
EJERCICIO
1.- Para el proceso a condiciones estándar: N2O (g) + 3/2O2 (g) → 2 NO2 (g) a 298 K, calcular la entropía
de reacción
Datos:
ΔSr= ? J/mol.K
Sº N2O(g) = 220.0 J/mol.K
Sº NO2(g) = 240.45 J/mol.K
Sº O2(g) = 205.0 J/mol.K
∆𝑺𝒓 = 𝒄. 𝑺º + 𝒅. 𝑺º − (𝒂𝑺º + 𝒃𝑺º) Ec. 11
∆𝑺𝒓 = 𝟐. (𝟐𝟒𝟎. 𝟒𝟓𝑱/𝒎𝒐𝒍.𝑲) − (𝟏 𝟐𝟐𝟎. 𝟎 𝑱/𝒎𝒐𝒍. 𝑲 + 𝟑/𝟐(𝟐𝟎𝟓𝑱/𝒎𝒐𝒍. 𝑲))
∆𝑺 = - 46.6 J/K.mol
∆𝑺 < 0 el sistema está pasando de un estado
desordenado a uno ordenado.
N2O (g) + 3/2O2 (g) → 2 NO2 (g)
ENERGÍA LIBRE DE GIBSS
Energía disponible para realizar un trabajo.
Relaciona la entalpía (ΔH) con la entropía (S).
A presión y temperatura constantes, viene dada por:
∆G = ∆Hr – T ∆𝑆𝑟
Es importante recordar que:
Si ∆G > 0 la reacción no es espontánea,
si ∆G = 0 la reacción alcanza el equilibrio y
si ∆G < 0 la reacción es espontánea.
Ec. 12
∆G = ∆𝐺𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 – ∆𝐺𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 Ec. 13
ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN
Exotérmica
Mayor desorden
Endotérmica
Menor desorden
EJERCICIOS
Determina si la siguiente reacción es espontánea:
∆G = ∆H – T ∆𝑆
∆G = 29.3 𝑘𝐽 – (298 K . (0.1041 kJ/K))
∆G = −1.72 𝑘𝐽
Datos:
ΔG= ? kJ
T= 25 ºC = 298 K
P= 1 atm
ΔH= 29.3 kJ 
ΔS= 104.1 J/K = 0.1041 kJ/K
∆G < 0 la reacción es espontánea a 298 K
EJERCICIOS
Determina si la reacción de descomposición del carbonato de calcio en óxido de calcio y
dióxido de carbono es espontánea en condiciones estándar. La reacción que tiene
lugar:
∆G = {1(−604. 17 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙)+1(-394.4 kJ/mol)} - {1(−1128.76 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙)}
Datos:
¿Espontánea?
T= 25 ºC
P= 1 atm
∆G = 130.19 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆G > 0 la reacción es NO espontánea a 25ºC
∆G = ∆𝐺𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 – ∆𝐺𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
EJERCICIOS
Determina la espontaneidad en condiciones estándar de la reacción siguiente:
∆G = {1 −370. 4𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 } - {1 −300.4 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 + 1/2(0)}
Datos:
¿Espontánea?
T= 25 ºC
P= 1 atm
∆G = −70.1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
∆G < 0 la reacción es espontánea a 25ºC
∆G = ∆𝐺𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 – ∆𝐺𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
EJERCICIOS
Determinar a) El calor (entalpía) de formación del óxido de aluminio, b) La entropía de la reacción,
c) La espontaneidad a 25 ºC y d) La temperatura de equilibrio para la siguiente reacción:
2 Al(s) + 3/2 O2(g) →Al2O3(s) ∆Hr=-1673.25 kJ/molDatos:
¿Espontánea?
b)
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 + 𝒅. ∆𝑯𝒇 𝑫
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 + 𝒃∆𝑯𝒇 𝑩
𝟎 )
−𝟏𝟔𝟕𝟑. 𝟐𝟓𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍 = 𝟏. (∆𝑯𝒇 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑
𝟎 − (𝟐. ∆𝑯𝒇 𝑨𝒍
𝟎 + 𝟑/𝟐∆𝑯𝒇 𝑶𝟐
𝟎 ) −𝟏𝟔𝟕𝟑. 𝟐𝟓 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 = ∆𝑯𝒇 𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑
𝟎
a)
∆𝑺𝒓 = 𝒄. 𝑺º + 𝒅. 𝑺º − (𝒂𝑺º + 𝒃𝑺º)
∆𝑺𝒓 = 𝟏. (𝟓𝟏 𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲) − (𝟐. 𝟐𝟖. 𝟑𝟐 𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲 + 𝟑/𝟐(𝟐𝟎𝟓𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲)) ∆𝑺𝒓 = −𝟑𝟏𝟑. 𝟏𝟒 𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲
c) ∆G = ∆H – T ∆𝑆
∆G =−𝟏𝟔𝟕𝟑.𝟐𝟓 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 – 298K (- 0,31314 kJ/molK)
∆G =−1579.93 kJ/mol
d) − ∆G = - ∆H + T ∆𝑆
𝑇 = 
∆H−0
∆𝑆
=
−1673.25 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙−(0)
− 0,31314 kJ/molK
=
Equilibrio => ∆G =0
∆G < 0 la reacción es espontánea a 298 K
5343,47 𝐾
A temperaturas menores a 5343,47Kla reacción es
espontánea. A temperaturas mayores a 5343,47K la reacción
es NO ESPONTÁNEA.
EJERCICIOS
Sabiendo que la temperatura de ebullición de un líquido es la temperatura a la que el líquido puro y el gas
puro se encuentran en equilibrio (1 atm y 25ºC), es decir, ∆G =0 y considerando la siguiente reacción.
Determine a) variación de entalpía y entropía a 25ºC b) Indicar si el proceso es espontánea a 25ºC c) la
temperatura de ebullición del Br2(l)
Br2 (l) →Br2(g)Datos:
P= 1 atm
T= 25ºC
∆𝑯𝒓 = 𝒄. ∆𝑯𝒇 𝑪
𝟎 − (𝒂∆𝑯𝒇 𝑨
𝟎 )
∆𝑯𝒓 = 𝟏. (𝟑𝟎. 𝟕𝟏 𝒌𝑱/𝒎𝒐𝒍) − (𝟏. (𝟎)) = 30.71𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
a)
∆𝑺𝒓 = 𝒄. 𝑺º − (𝒂𝑺º)
∆𝑺𝒓 = 𝟏. (𝟐𝟒𝟓. 𝟑 𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲) − (𝟏(𝟏𝟓𝟐. 𝟑 𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲)) = 93 𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲
∆G = ∆H – T ∆𝑆
∆G > 0 la reacción es NO espontánea a 298 K
b)
∆G =30.71𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 – (298 K) (0.093 𝑘𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲)
∆G = 2.996 kJ/mol
b) ∆G = ∆H – T ∆𝑆 Equilibrio => ∆G =0
𝑇 = 
∆H−0
∆𝑆
=
30.71𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 −(0)
0.093 𝑘𝑱/𝒎𝒐𝒍𝑲
= 330.21 𝐾
A temperaturas mayores a 330.21 K la reacción es
espontánea. A temperaturas menores a 330.21K la reacción
es NO ESPONTÁNEA.
VARIABLES TERMOQUÍMICAS
RELACIÓN VARIABLES TERMOQUÍMICAS
Los procesos químicos y físicos de las sustancias llevan asociados cambios o
variaciones de energía, y la forma de energía más habitual de dichas variaciones es
como calor o energía calorífica.
CALORIMETRÍA
Flujo de calor desde el
elemento de mayor
temperatura al de menor
temperatura.
La variación de 
temperatura ΔT
La masa de la sustancia
La naturaleza de
la sustancia
CALORIMETRÍA
Q= n.Cm.ΔT
Q= m.Ce.ΔTEc. 14
Ec. 15
Donde: m = masa de la sustancia; Ce = capacidad calorífica
específica (J/K·kg) (cal/kg.K) o calor específico, ΔT es la
variación de temperatura.
ΔT = Tf – Ti
Capacidad calorífica molar (Cm).- (J/K·mol) (cal/mol.K)
Es la energía calorífica necesaria para aumentar 1K o 1ºC la
temperatura de un mol de cualquier sustancia.
Capacidad calorífica (Ce).- Es la energía calorífica
necesaria para aumentar 1ºC o 1K (si hablamos de
incrementos es lo mismo) la temperatura de 1kg de masa de
una sustancia.
EJERCICIOS
¿Qué cantidad de calor absorbe una masa de 50 g de acero que pasa de 50 °C hasta
140 °C?
Datos: Ce = 0.110 kcal/kg·K
Datos:
Ce = 0.110 kcal/kg·K (calor específico 
del acero)
m= 50 g =0,050 kg
Ti= 50 ºC
Tf= 140 ºC
ΔT= Tf-Ti
ΔT= (140 +273)-(50+273)
Solo cuando ΔT=> °C=K
Q= m.Ce.ΔT
Q= 0.05 kg. (0.11 kcal/kg.K).(140-50)K
Q= 0.495 kcal 
EJERCICIOS
Datos:
Agua:
m= 300 g
T1= 18ºC
Ce H2O= 1 Kcal/g.ºC
Hierro:
m= 250 g
T1= 200ºC
Ce Fe = 0.11 Kcal/g.ºC
Equilibrio:
Tf=¿?
Q H2O (ganado) = - Q perdido
300 g. (1 kcal/g.ºC)(Tf – 18)C = -250 g (0.11 kcal/gºC)(Tf-200ºC)
En 300 gramos de agua a 18ºC se introducen 250 gramos de hierro a 200ºC.
Considerar que no hay pérdidas de calor. Determinar la temperatura de equilibrio.
Datos: Ce H2O= 1 Kcal/g.ºC; Ce Fe = 0.11 Kcal/g.ºC
300 kcal/ºC.(Tf – 18)ºC = -27.5 kcal/ºC(Tf-200)ºC
300 Tf kcal/ºC- 5400 kcal = -27.5 Tf Kcal/ºC + 5500 kcal 
327.5 Tf kcal/ºC = 5400 kcal + 5500 kcal
Tf = 33.28 ºC
Q H20 + Q hierro = 0
m agua. Ce agua. ΔT = - m hierro. Ce hierro . ΔT 
EJERCICIOS
Datos:
Agua:
m= 300 g
T1= 18ºC
Ce H2O= 1 Kcal/g.ºC
Hierro:
m= 250 g
T1= 200ºC
Ce Fe = 0.11 Kcal/g.ºC
Equilibrio:
Tf=¿?
Q H2O (ganado) = - Q perdido
Q= 300 g. (1 kcal/g.ºC)(Tf – 18)C
Q= 300 kcal/ºC.(Tf – 18)ºC
Q = 27.5 kcal/ºC (Tf – 200) ºC
Q= 27.5 Tf kcal/ºC - 5500 kcal
Q = m agua. Ce agua. ΔT 
Q = m Hierro. Ce Hierro. ΔT 
Q= 250 g (0.11 kcal/gºC)(Tf-200ºC)
Q= 300.Tf kcal/ºC– 5400 kcal
300.Tf kcal/ºC– 5400 kcal = - (27.5 kcal. Tf - 5500 kcal)
300 Tf kcal/ºC + 27.5 kcal. Tf = 5400 kcal + 5500 kcal
327.5 Tf kcal/ºC= 10900 kcal
Tf = 
10900 kcal
327.5kcal/ºC
1
2
3
Tf =33.28 ºC
Q H20 + Q hierro = 0
EJERCICIOS
Datos:
Agua fría:
m= 3 L H2O = 3 kg H2O = 3000 g
T1= 15ºC
Ce H2O= 1 Kcal/g.ºC
Agua caliente:
m= ? litros
T1= 95ºC
Equilibrio:
Tf=25 ºC
Q H2O fría = - Q H2O caliente
3000 g. (1 kcal/g.ºC)(25– 15)ºC =- m. (1 kcal/gºC)(25-95)ºC
Una persona desea bañarse con agua tibia a 25°C. En un recipiente coloca 3 litros de agua fría a 15°C y en la
cocina calienta agua hasta 95 °C. ¿Cuántos litros de agua de agua caliente debe agregar al recipiente de agua
fría para tener la temperatura final deseada?. Considere un sistema adiabático. Datos: Ce H2O= 1 Kcal/g.ºC
3000 kcal.(10) = - m.(-70) kcal /g
30000 kcal = 70. m. kcal/g
m = 428.57 g
x = 0.429 L agua
Q H20 fría + Q H2O caliente = 0
m. Ce. ΔT = - m. Ce . ΔT 
1 L H2O = 1000 g H2O
x = 428.57 g H2O
CURVAS DE CALENTAMIENTO
- Calor sensible.- Aumento en la
temperatura sin afectar su estado de
agregación.
- Calor latente.- Energía requerida para
cambiar de fase (calor de fusión o de
vaporización).
Q = m. L
Donde: Q es cantidad de calor (cal o J); 
m es masa (g o kg); L es calor latente (cal / g o J / kg)
Ec. 16
Q= m.Ce.ΔT Ec. 14
EJERCICIOS
Datos:
ΔHf Ce H2O = 4180 J/K.kg
ΔHvap H2O = 40,7 kJ/mol
ΔHc (CH3CH2OH) = -1370 kJ/mol
m= 1 kg H2O
¿Qué masa de etanol se habrá de quemar para convertir en vapor a 100ºC, 1 kg de agua
que inicialmente se halla a OºC (líquido). La ecuación termoquímica para este proceso
será:
1 kg H2O(l)
0ºC
1 kg H2O (l)
100ºC
1 kg H2O (g)
100ºC
Q1= m.Ce.ΔT => 1kg . 4180 J/K.kg. (100-0)K = 418000 J = 418 kJ
Q1 Q2
Q1 + Q2 =QT
Q2=> 1 kg H2O x
1000 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
1 kg H2O
𝑥
1𝑚𝑜𝑙 𝐻2𝑂
18 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
𝑥
40.7 𝑘𝐽
1𝑚𝑜𝑙𝐻2𝑂
= 2261.11 𝑘𝐽
418 kJ + 2261.11 𝑘𝐽 =QT
QT =2679.11 kJ
𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 𝑙 + 𝑂2 𝑔 → 𝐶𝑂2 𝑔 + 𝐻2𝑂 𝑙 ΔHc = −1370 kJ/mol
Q = m. L => Ec. 16
EJERCICIOS
1 kg H2O(l)
0ºC
1 kg H2O (l)
100ºC
1 kg H2O (g)
100ºCQ1 Q2
QT =2679.11 kJ
𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻 𝑙 + 7 𝑂2 𝑔 → 2 𝐶𝑂2 𝑔 + 3 𝐻2𝑂 𝑙 ΔHc = −1370 kJ/mol
2679.11 𝑘𝐽 x 
1𝑚𝑜𝑙
−1370 𝑘𝐽
𝑥
46 𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠
1𝑚𝑜𝑙𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻
= 89.95 gramos 
Thank You