termodinamica

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Química 2º bachillerato termodinámica 
 
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 TERMODINÁMICA 
 
1.- Conceptos termodinámicos: Sistemas, calor y trabajo, etc. 
2.- Primer principio de la Termodinámica. 
 2.1.- Energía interna. 
2.2.- Primer principio. Entalpía. 
3.- Calor de reacción. 
 3.1.- Entalpía de formación. 
 3.2.- Otros calores de reacción. 
 3.3.- Ley de Hess. 
 3.4.- Calor de reacción y entalpías de formación. 
 3.5.- Calor de reacción y energías de enlace. 
4.- Segundo principio de la Termodinámica. 
 4.1.- Otras Funciones de estado: Entropía. Entalpía libre. 
 4.2.- Espontaneidad de las reacciones. 
 4.3 - Segundo principio. 
5.- Tercer principio de la Termodinámica. 
 
 
 
1.- CONCEPTOS TERMODINÁMICOS. 
 
• Termodinámica: Es la ciencia que estudia los cambios de energía que tienen lugar en 
los procesos físicos y químicos. 
 Toda reacción química va acompañada siempre de la absorción o del desprendimiento 
de energía luminosa, eléctrica, mecánica etc., siendo la más frecuente la calorífica. 
 
• Sistema: Parte del Universo separada del exterior, medio ambiente, entorno o 
alrededores, por superficies reales o imaginarias. Pueden ser: 
 
- Abiertos: pueden cambiar materia y energía con el exterior. 
- Cerrados: pueden intercambiar energía pero no materia con el exterior. 
- Aislados: no pueden intercambiar ni materia ni energía. El único sistema 
aislado es el propio Universo. 
 
Ejemplo: Las sustancias contenidas en un tubo de ensayo para provocar una 
reacción química constituyen un sistema; si el tubo de ensayo está tapado, será un 
sistema cerrado, mientras que si no lo está, será un sistema abierto. 
 
 Los sistemas también se pueden clasificar en: 
- Homogéneos: Si constan de una sola fase, es decir, se presenta uniforme. Por 
ejemplo, cuando todas las sustancias están en estado gaseoso o en disolución. 
- Heterogéneos: Si constan de varias fases, con superficies de separación entre ellas. 
 (Ej: mezcla de aceite y agua) 
• Estado: Situación específica en la que se encuentra un sistema. 
 
• Propiedades o variables de estado: Aquellas magnitudes que determinan el estado de 
un sistema. Pueden ser: 
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- Intensivas: No dependen de la cantidad de materia del sistema y se pueden 
determinar en un punto cualquiera del sistema. Ejemplos: P, T, concentración, etc. 
- Extensivas: Dependen de la cantidad de materia del sistema y se extienden a todo 
el sistema. Ejemplos: m, V, S, U, etc. 
 
• Función de estado: Aquellas variables de estado que tienen un valor determinado para 
cada estado y su valor es independiente del camino seguido para alcanzarlo. 
Ejemplo: Energía, entalpía, energía interna, etc. 
 
• Ecuación de estado: Ecuación que liga variables de estado. 
 
• Sistema en equilibrio: Si las variables que definen el estado del sistema no varían con 
el tiempo. 
 
• Proceso irreversible: (casi todos los reales lo son). Si para volver de nuevo al estado 
inicial hay que provocar alguna variación. 
 
• Proceso reversible: Se puede pasar de nuevo al estado inicial, sin provocar ninguna 
variación 
 
CALOR Y TRABAJO: El intercambio de energía entre un sistema y los alrededores 
puede tener lugar en forma de calor (Q) y de trabajo (W). La energía es función de estado, 
pero el calor y el trabajo no, ya que los cuerpos no tienen ni calor ni trabajo, éstos tan sólo 
son energía en tránsito. 
 
• Calor: Energía intercambiada debida a la diferencia de temperatura entre el sistema y 
los alrededores. 
 
- Calor específico: Ce, es la cantidad de calor que hay que suministrar a 1 g de sustancia 
para que aumente su temperatura 1 ºC. 
 cedoabsQ = m ∫
2
1
T
T e
dT.C , sí eC = cte: 
 
 magnitudes que suelen expresarse en las unidades: 
 
a) m = masa (g), ∆T = diferencia de temperatura (ºC), Ce = Calor específico (cal/g .ºC) 
 
b) S.I.: m (kg), ∆T (K), Ce (J/kg.K) 
 
 
• Trabajo de expansión y compresión: Realizar trabajo supone la transmisión de 
energía debido a la acción de una fuerza que lleva consigo un desplazamiento. En 
Química interesa el trabajo realizado por un gas sometido a una presión exterior, 
presión atmosférica, supuesta constante. 
 x x∆ 
 
 
 S V1 Pint ∆V 
 Pext 
 
 
cedoabsQ = m . TCe ∆⋅ 
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El trabajo realizado por el sistema (gas) al realizar el desplazamiento ∆ x , y pasar de 
ocupar un volumen V1 a ocupar un volumen V2 es: 
 
 W = 
→→
∆ x.Fext = Fext . ∆ x . cos α = Fext . ∆ x .( -1) = - Fext . ∆ x 
 
 ya que el desplazamiento del émbolo,∆ x, tiene sentido opuesto a la fuerza F 
 
y teniendo en cuenta que F = P . S , resulta : W = - Pext . S . ∆ x 
 
 donde S .∆ x es la variación de volumen, ∆V , por tanto: 
 
 
 
 
 
 
- Signos del calor y del trabajo: 
 
De las fórmulas del calor y trabajo se deducen los signos: 
 
 W > 0 (+) sí ∆V < 0 ; (V2 < V1) . Disminuye el volumen del sistema. Es decir, 
se trata de un trabajo de COMPRESION realizado por el entorno sobre el 
sistema. 
 
W < 0 (-) sí ∆V > 0 ; (V2 > V1) . Aumenta el volumen del sistema. Es decir, 
se trata de un trabajo de EXPANSION realizado por el sistema 
 
Q > 0 (+) sí ∆T > 0 ; (T2 > T1) . Aumenta la temperatura del sistema. Es decir, 
se trata de un calor ABSORBIDO por el sistema. 
 
Q < 0 (-) sí ∆T < 0 ; (T2 < T1) . Disminuye la temperatura del sistema. Es decir, 
se trata de un calor CEDIDO por el sistema. 
 
 
 
 
 W < 0 Q < 0 
 
 
 
 W > 0 Q > 0 
 
 
Significado del signo: Todo lo que entra al sistema (Q o W) le hace aumentar su energía 
interna y se le asigna signo + , mientras que lo que sale, le hace disminuir su energía 
interna y se considera - . 
 
 
 
 
sistema 
 
sistema 
W = - P . ∆V 
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2. - PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA. 
 
2.1. – Energía interna: U 
 
Es una función de estado extensiva que representa la energía total almacenada en un 
sistema asociada a la estructura del mismo y es la suma de: 
 
- Energía cinética de sus partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) 
como consecuencia de sus movimientos de vibración, rotación y traslación de 
las mismas. 
- Energía potencial de las partículas, debido a las fuerzas atractivas entre las 
mismas y entrelos electrones y el núcleo atómico. 
- Energía potencial nuclear, debido a las fuerzas atractivas nucleares. 
- Otras clases de energía Es. 
 
 U = ECV + ECR + ECT + Ep + EPN + ES 
 
La energía interna depende de la clase y número de átomos y moléculas, de los 
enlaces entre átomos y moléculas, de la masa y de la temperatura entre otros factores. 
Experimentalmente la energía interna, U, de un sistema no se puede calcular, pero sí 
su variación (∆U) cuando el sistema pasa de un estado a otro. 
 
2.2. – Primer principio de la Termodinámica. Entalpía. 
 
Enunciado: “En un sistema cerrado, la energía intercambiada en forma de calor y 
trabajo entre el sistema y los alrededores es igual a la variación de la energía interna del 
sistema”. 
 
O bien: “Si se comunica un calor Q a un sistema cerrado y éste realiza un trabajo W, 
la suma Q + W es igual a la variación de la energía interna del sistema”: 
 
 
 
Este primer principio es la aplicación del principio de la conservación de la energía: 
“la energía del Universo (sistema más entorno) permanece constante” a un sistema 
cerrado. En efecto, la energía que gana el sistema ( ∆U - W ) es la que pierde el entorno 
(Q), y al contrario. 
 
De ahí, que a veces al principio de la conservación de la energía también se le conozca 
como primer principio de la Termodinámica para sistemas aislados. 
 
Casos Particulares: 
 
1) Transformación a volumen constante. 
 
 Sí 0V.PW0VcteV =∆−=⇒=∆⇒= , y por tanto, el 1er principio: 
 
 ∆U = Q + W ; ∆U = Qv + W , queda como 
 
El calor absorbido o desprendido por el sistema a volumen constante es igual a la 
variación de energía interna del sistema. 
vQU =∆ 
∆U = Q + W 
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2) Transformación a presión constante. 
 
12121212p
PP
V.PV.PUU)VV.(PUUQ
V.PU)VP(UWUQ,totanpor,WQU
−+−=−+−=
∆+∆=∆−−∆=−∆=+=∆
 
 
 y agrupando: )V.PU()V.PU(Q 1122P +−+= 
 
Se llama entalpía, H, al término U + P.V , por lo que la anterior expresión queda de 
la siguiente forma: 
 
 
 
“El calor absorbido o desprendido por el sistema a presión constante es igual a la 
variación de la entalpía del sistema”. 
 
La entalpía es también función de estado extensiva. 
 
Relación entre Qp y Qv y entre H∆ e U∆ : 
 
Del primer principio, WQU P +=∆ , se deduce: Qp = ∆ U – W = Qv – ( - P . ∆V) 
 
 o bien 
 
 
3. – CALOR DE REACCION. 
 
Dada una reacción cualquiera a A + b B c C + d D se llama calor de reacción: 
“El calor (la energía calorífica) absorbido o desprendido en una reacción, para que la 
temperatura del sistema permanezca constante durante el proceso”. 
 
Como la reacción puede tener lugar a presión constante o a volumen constante, hay 
que distinguir entre Qp y QV que pueden ser iguales o diferentes. 
 
El calor de reacción se da a volumen constante (QV) en los casos siguientes: 
- Reacción entre sólidos y líquidos, ya que no hay variación de volumen, 0V ≅∆ . 
- Reacción entre gases en un recipiente cerrado. 
- Reacción entre gases en recipiente abierto provisto de émbolo móvil, sin variar el 
número de moles. 
 
El calor de reacción se da a presión constante (QP) en casi todas las reacciones de 
laboratorio, ya que tienen lugar en recipientes abiertos y por tanto la presión es la 
atmosférica. Cuando no se especifica el calor de reacción se sobreentiende que es QP. 
 
• En las reacciones en las que intervienen gases, teniendo en cuenta la ecuación general 
de los gases ideales, se deduce que P . ∆V = ∆ n . R . T, por lo que: 
 
donde ∆ n = (c + d) – ( a + b) 
 (coeficientes estequiométricos de los gases) 
V.PUH ∆+∆=∆ 
HHHQ 12P ∆=−=
T.R.nUH ∆+∆=∆
VPQQ vp ∆⋅+= 
T.R.nQQ vp ∆+= 
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Ejercicio resuelto: Sabiendo que para la reacción Zn (S) + 2 HCl (g) → ZnCl2 (S) + H2 (g), 
QV = -160 kJ/mol a 0 ºC y 1 atm de presión. ¿Qué valor tendrá QP? 
 
Sol: TRnQQ VP ⋅⋅∆+= , donde ∆ n = 1 (del H2) – 2 (del HCl) = -1 
 R = 0,082 atm .l / mol .K = 8,3 J / mol .K = 8,3 .10
-3 
kJ / mol .K 
 
 =PQ -160 kJ/mol + (-1) . 8,3 .10
-3 
kJ / mol.K . 273 K = -162,27 kJ/mol 
 
 
Consideraciones importantes: 
 
1) Si una reacción desprende calor se llama exotérmica, 0H <∆ 
 
 Reactivos 
 H 
 H∆ 
 Productos 
 
 
 
Si una reacción absorbe calor se llama endotérmica, 0H >∆ 
 
 Productos 
 
 H ∆H 
 
 Reactivos 
 
 
2) El calor de reacción viene referido al estado físico y al número de moles de los 
componentes indicados en la correspondiente ecuación estequiométrica, por tanto, si 
una ecuación se multiplica por “n” su calor de reacción se multiplica por “n”y sí la 
reacción se invierte, el calor de reacción cambia de signo. 
 
Ejemplos: HCl (g) → H (g) + Cl (g) ; ∆H = 431 kJ o 431 kJ/mol 
 
2 HCl (g) → 2 H (g) + 2Cl (g) ; ∆H = 2. 431 = 862 kJ 
 
H (g) + Cl (g) → HCl (g) ; ∆H = - 431 kJ 
 
Las ecuaciones anteriores también se pueden expresar de la siguiente forma: 
 
 HCl (g) + 431 kJ → H (g) + Cl (g) 
 
HCl (g) → H (g) + Cl (g) - 431 kJ 
 
 H (g) + Cl (g) → HCl (g) + 431 kJ 
 
∆H también se puede expresar en cal o kcal. ( 1 cal = 4,18 Julios ) 
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3) El calor de reacción depende de las condiciones de presión y temperatura a las que 
tiene lugar el proceso: 
- Se llaman condiciones estándar de reacción: 25ºC y 1 atm. 
- Se llama estado normal o estándar de un elemento o compuesto, a la forma física 
más estable del mismo en las condiciones estándar. 
 
Ejemplos: Estado estándar del carbono: C (grafito) 
 Estado estándar del agua: H2O (líquida) 
 Estado estándar del hidrógeno: H2 (gas) 
 
4) Al igual que la energía interna U, es imposible calcular el valor absoluto de H; tan sólo 
se puede calcular variaciones de la entalpía (∆H ), aunque arbitrariamente se toma 
como entalpía cero (origen de entalpías) a la entalpía de cualquier elemento en su 
estado estándar y en las condiciones estándar. 
 
Ejemplos: 
 Entalpía (H) del H2 (g) a 25ºC y 1 atm. = 0 
 
 Entalpía (H) del C (grafito) a 25ºC y 1 atm. = 0 
 
 Entalpía (H) del C (diamante) a 25ºC y 1 atm ≠ 0 por no ser la formamás estable 
 Entalpía (H) del Cl2 (l) a 25ºC y 1 atm.≠ 0 
 
Entalpía (H) del H2O (l) a 25ºC y 1 atm. ≠ 0 por ser un compuesto. 
 
 
3.1. – Entalpía de formación. 
 
 Recibe el nombre de entalpía de formación “la variación de entalpía (calor 
absorbido o desprendido a presión constante) que acompaña a la formación de 1 mol de 
compuesto a partir de sus elementos”. 
 
Ejemplo: 2 C + 3 H2 + 
2
1
 O2 → CH3 – CH2OH ; ∆H =∆Hf del etanol. 
 
• Si tanto el producto (compuesto) como los reactivos (elementos) están en su estado 
estándar, se llama entalpía estándar de formación, y se representa por ofH∆ 
 
Ejemplo: H2 (g) + 
2
1
 O2 (g) → H2O (l) ; 
o
fH∆ = - 68,32 kcal/mol 
 S (s) + 
2
3
 O2 (g) → SO3 (g) ; 
o
fH∆ = - 94,45 kcal/mol 
 
Lógicamente fH∆ de cualquier elemento es su estado estándar es cero. Por ejemplo, 
fH∆ del C (grafito) es 0 , ya que hace referencia a la reacción: C (grafito) → C (grafito) , 
pero si el elemento no está en su estado estándar, C (diamante): fH∆ C (diamante) ≠ 0 , ya 
que se refiere a: C (grafito) → C (diamante) 
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3.2. – Otros calores de reacción. 
 
- Calor de combustión: calor absorbido o desprendido en la reacción de 1 mol de una 
sustancia con el oxígeno. 
 
 Ejemplo: C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ; H∆ = - 94 kcal/mol 
 
- Calor de neutralización: Calor desprendido en la reacción de 1 mol de H+(aq) con 1 
mol de OH
-
(aq) para formar 1 mol de agua. 
 
 H
+
(aq) + OH
-
(aq) → H2O (l) ; H∆ = - 57 kJ/mol 
 
- Calor de solvatación o disolución: Calor absorbido o desprendido en la disolución de 
1 mol de sustancia. Si el disolvente es el agua se llama calor de hidratación. 
 
Recordemos que en la disolución de una sustancia covalente sus moléculas se rodean 
de moléculas de disolvente, y en el caso de un compuesto iónico se rompe el retículo 
cristalino, se separan sus iones y se rodean de moléculas de disolvente: 
 
X + H2O → X (aq) ; Ej: HCl + H2O → HCl (aq) 
 
AB + H2O → A
-
(aq) + B
+
(aq) ; Ej: NaCl + H2O → Na
+
(aq) + Cl
-
(aq). 
 
3.3. – Cálculo de calores de reacción. Ley de Hess. 
 
Por ser la entalpía una función de estado se deduce la ley de Hess: “el calor de 
reacción (variación de entalpía), es independiente del camino seguido, es decir, es el 
mismo si la reacción se realiza directamente o a través de etapas intermedias”: 
 
 Q1 
 A B Q1 = Q2 + Q3 + Q4 
 
 Q2 Q4 o bien 
 
 C D 4321 HHHH ∆+∆+∆=∆ 
 Q3 
 
De una forma más práctica se puede enunciar: “Si una ecuación química se puede 
expresar como suma algebraica de otras, su calor de reacción es la suma algebraica de 
los calores de reacción de las reacciones parciales”. 
 
Ejercicio resuelto: 
Calcula 1H∆ para la reacción S + 
2
3
 O2 → SO3 , (1) , sabiendo que 
 S + O2 → SO2 ; 2H∆ = -70,96 kcal/mol (2) 
 SO2 + 
2
1
 O2 → SO3 ; 3H∆ = -23,49 Kcal/mol (3) 
Solución: sumando las ecuaciones (2) y (3) se llega a la ecuación (1). 
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 S + O2 → SO2 ; 2H∆ = -70,96 kcal/mol 
 SO2 + 
2
1
 O2 → SO3 ; 3H∆ = -23,49 Kcal/mol 
 
 S + 
2
3
 O2 → SO3 ; 1H∆ = 2H∆ + 3H∆ = - 70,96 + (-23,49) = - 94,45 kcal/mol 
 
 
Ejercicio resuelto: Calcula H∆ para la reacción C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g) (1) a partir de 
 
 C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ; 2H∆ = - 393,5 kJ (2) 
H2 (g) + 
2
1
 O2 (g) → H2O (l) ; 3H∆ = -285,8 kJ (3) 
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ; 4H∆ = -890,4 kJ (4) 
 
 Solución: sumamos la (2), la (3) multiplicada por dos y la contraria de la (4) 
 
2) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ; 2H∆ = - 393,5 kJ 
 
3’) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ; '3H∆ = 2. 3H∆ = 2 .(-285,8 kJ) = -571,6 kJ 
 
4’) CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH4 (g) + 2 O2 (g) ; '4H∆ = - 4H∆ = 890,4 kJ 
 
 C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g) ; 1H∆ = 2H∆ + '3H∆ + '4H∆ = -74,7 kJ 
 
La ley de Hess permite calcular la H∆ de algunas reacciones de forma indirecta, que 
directamente no se pueden medir, bien por ser la reacción incompleta o bien porque se dan 
otras reacciones secundarias. 
 
 
3.4 – Calor de reacción y entalpías de formación. 
 
Basándonos en la ley de Hess podemos calcular la H∆ de una reacción cualquiera, a 
partir de las entalpías de formación de las sustancias que intervienen en la reacción. 
En efecto, en una reacción cualquiera los elementos que forman los reactivos son los 
mismos que forman los productos, pero están combinados de distinta forma: 
 
 H∆ 
 
 
 
 
 ∑∆ )reactivos(fH ∑∆ )productos(fH 
 
 
 
 
Reactivos Productos 
 Elementos 
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de donde se deduce: 
 
∑∆ )productos(fH = ∑∆ )reactivos(fH + H∆ ; y, por tanto: 
 
 H∆ = ∑∆ )productos(fH - ∑∆ )reactivos(fH 
 
 
es decir, para la reacción: DdCcBbAa +→+ 
 
 a A + b B 
 a (- AH f∆ ) b (- BHf∆ ) 
 
 reacciónH∆ 
 
 c ( CHf∆ ) d ( DHf∆ ) 
 c C + d D 
 
 
 
 
 
Ejercicio resuelto: Calcula la variación de entalpía, H∆ , de la reacción: 
 
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 6 H2O (g) + 4 NO (g) a partir de los siguientes datos: 
 
fH∆ H2O (g) = -241,8 kJ/mol; fH∆ NO (g) = 90,4 kJ/mol; fH∆ NH3 (g) = - 46,2 kJ/mol. 
 
 Solución: H∆ = 6. fH∆ H2O (g) + 4. fH∆ NO (g) - 4. fH∆ NH3 (g) - 5. fH∆ O2 (g) 
 
 H∆ = 6.(-241,8) + 4.(90,4) - 4.(-46,2) - 5.0 ; 
 
 
3.5. – Calor de reacción y energías de enlace. 
 
 Recordemos que en un compuesto covalente se llama “Energía de enlace” o de disociación 
a la energía necesaria para romper 1 mol de enlaces y separar los átomos correspondientes 
a una distancia infinita (en estado gaseoso) a 25ºC y 1 atm: 
 
A – B → A (g) + B (g) 
 
Ejemplos: 1) H2 (g) → H (g) + H (g) ;∆H = 104 kcal/mol = E = D 
 
2) CH4 (g) → C (g) + 4 H (g) ; ∆H = 398 kcal = 4 . E , ya que se 
rompen 4 enlaces C-H, por lo que la 
E (C-H) = 398 kcal / 4 = 99,5 kcal. 
 
 
H∆ = - 904,4 kJ 
reacciónH∆ = c ( CHf∆ ) + d ( DHf∆ ) – [a ( AH f∆ ) + b ( BHf∆ ) ] 
 
Elementos 
 H 
 
H – C – H 
 
 H 
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Una reacción química consiste en un nuevo reagrupamiento de los átomos de los 
reactivos para formar los productos, lo cual requiere la ruptura de enlaces entre los átomos 
y vencer las fuerzas intermoleculares de los reactivos, a la vez que la formación de los 
enlaces de los productos, por lo que en una reacción en la que sólo intervienen gases, al no 
haber fuerzas intermoleculares, el calor de reacción se puede calcular de forma aproximada 
a partir de las energías de enlace, ya que en el balance energético de la reacción tan sólo 
intervienen las energías de los enlaces existentes y la de los nuevos enlaces. 
 
Teniendo en cuenta que para la ruptura de enlaces hay que suministrar energía, esto es, 
la absorbe el sistema (signo +), mientras que al formarse nuevos enlaces se desprende 
energía (signo –), se deduce que: 
 
 
 
 
Enlace Energía Enlace Energía 
H – H 436 C = C 610 
C – H 415 C = N 615 
N – H 390 C = O 730 Energía media de enlace ( kJ/mol) 
O – H 460 O = O 494 (Energía media de disociación) 
C – C 347 C ≡C 830 
N – N 159 N≡N 946 
 
Ejercicio resuelto: Calcula la entalpía de la reacción de hidrogenación del etileno para 
formar etano, según la reacción: H2C = CH2 + H2 → H3C – CH3 , utilizando los datos 
de la tabla anterior: 
 
Solución: 
 H H H H 
 
 C = C + H – H H – C – C – H 
 
 H H H H 
 
Enlaces que se rompen: un C = C , cuatro C – H y un H – H 
Enlaces que se forman: un C – C y seis C – H 
 
por tanto: H∆ = E (C = C) + 4 .E (C – H) + E (H –H) – E (C – C) – 6 .E (C – H) = 
 = 610 + 4 . 415 + 436 - 437 - 6 . 415 = -131 kJ 
 
 
4. - SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA. 
 
4.1. – Otras Funciones de Estado 
 
Entropía (S): 
 
Es una función de estado extensiva que mide el desorden del sistema. A mayor 
desorden mayor entropía. 
reacciónH∆ = ∑E (energía de enlaces rotos) – ∑E (energía de enlaces formados) 
 
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 Significado energético de S: El contenido energético de un sistema viene dado por H o 
por U, según que el sistema o los alrededores realicen o no trabajo con variación de 
volumen; pues bien, toda esta energía no se puede comunicar al exterior, sino que hay una 
parte de energía degenerada, no aprovechable, que no se puede liberar del sistema, la cual 
está relacionada con S. 
 
 
 Ejemplos de cambios de entropía: 
 
- En los cambios de estado hay que tener 
presente que los gases tienen mayor entropía 
que los líquidos y éstos que los sólidos, por lo 
que en la evaporación (líquido→gas), ∆S > 0 
 
- En una variación de temperatura sin cambio de 
estado: si T2 > T1 ⇒ S (T2) > S (T1) 
 
- En las disoluciones de sólidos en líquidos: S (disolución) > S (soluto) + S (disolvente) 
 
- En una mezcla de gases: S (mezcla) > ∑ )purosgases(S 
 
- En una reacción entre gases: la S aumenta con el número de moles. 
 
 
Entalpía libre o función de Gibbs (G): 
 
Es una función de estado extensiva, que mide la energía que un sistema puede 
comunicar al exterior en los procesos que hay variación de volumen, permaneciendo la 
presión y la temperatura constantes. 
 
 H 
 
 Energía G Contenido 
 energético 
G también recibe el nombre T.S 
de energía libre a P constante E. degenerada 
e incluso potencial de Gibbs. 
 
 
4.2. – Espontaneidad de las reacciones. 
 
En principio cabría esperar que una reacción exotérmica 
fuese espontánea, es decir, que se realice por si misma, ya que 
pasa a un estado de menor energía, sin embargo, hay reacciones 
endotérmicas como la expansión de un gas, fusión del hielo, etc., 
que son espontáneas. También cabría esperar que las reacciones 
que transcurren con un aumento de entropía fuesen espontáneas, 
ya que los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más 
probables que aquellos que entrañan una ordenación. Así, si se 
toma una baraja cuyas cartas están ordenadas por palos y 
números y después se baraja, las cartas aparecen distribuidas al 
azar. 
G = H – T.S 
Química 2º bachillerato termodinámica 
 
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La razón de este desordenamiento radica en que existen millones de formas 
distintas de disponer las cartas desordenadas, mientras que hay sólo una forma de 
disponerlas en la secuencia ordenada. Por tanto, el cambio espontáneo de una disposición 
ordenada a otra desordenada es consecuencia, simplemente, de las leyes de la probabilidad. 
 
Del mismo modo al arrojar ladrillos al aire, 
la probabilidad de que aterricen ordenados, 
formando un muro, es muy pequeña; es mucho 
más probable que los ladrillos caigan de forma 
desordenada. 
 
Estas mismas leyes probabilísticas que 
explican el desordenamiento de las cartas y de 
los ladrillos, se aplican a la distribución de 
partículas en sistemas químicos. Así, si echamos 
moléculas de agua en un vaso, no debemos 
esperar que se coloquen en los lugares 
adecuados para formar un sólido ordenado. 
 
 Lo anterior pone de manifiesto que la espontaneidad no sólo depende de H∆ , sino 
que se ha visto que también depende de S∆ , y en algunos casos de la T. 
 
La espontaneidad de una reacción viene determinada realmente por el valor de G∆ . 
 
 En una reacción en la que se pasa de un estado inicial (1) de los reactivos a uno final (2) 
de los productos, siendo la temperatura constante, tendremos que 
 
 
 G1 = H1 – T.S1 
 ∆G = G2 – G1 = H2 – T.S2 – (H1 – T.S1) = (H2 – H1) – T.(S2- S1) 
 G2 = H2 – T.S2 
 
 
 
 ∆G = 0 El sistema ha alcanzado un estado de equilibrio. Proceso reversible. 
 
 Si ∆G < 0 La reacción es espontánea. Proceso irreversible 
 
 ∆G > 0 La reacción no es espontánea, sino que la reacción espontánea es la 
 contraria. Proceso irreversible. 
 
 
Por tanto, en una reacción se pueden producir cuatro situaciones: 
 
1ª ) ∆H < 0 y ∆S > 0 . A cualquier temperatura∆G < 0 , por lo que la reacción 
transcurre espontáneamente a cualquier temperatura. 
 
2ª ) ∆H < 0 y ∆S < 0 . Sólo será espontánea sí H∆ > ST ∆⋅ , por tanto 
será espontánea a bajas temperaturas, pero a partir de una determinada temperatura dejaría 
de serlo, ya que entonces H∆ < ST ∆⋅ ⇒ ∆G > 0 
S.THG ∆−∆=∆
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3ª ) ∆H > 0 y ∆S > 0 . Sólo será espontánea cuando H∆ < ST ∆⋅ , por tanto, 
hasta una determinada temperatura será no espontánea y, a partir de ella será espontánea. 
 
4ª ) ∆H > 0 y ∆S < 0 . A cualquier temperatura ∆G > 0 , por lo que está prohibida 
termodinámicamente; se trata de una reacción endotérmica, no espontánea a cualquier 
temperatura. 
 
De lo anterior se deduce que la temperatura tiene gran influencia sobre la 
espontaneidad de determinadas reacciones. 
 
 
Cuestiones: a) En una reacción ¿es S∆ siempre positivo?. Razónalo. 
 
b) Para que una reacción sea espontánea ¿es suficiente que sea exotérmica?. 
 
c) ¿En una reacción de disociación varía la espontaneidad con la temperatura?. ¿Habrá 
moléculas complejas en las estrellas?. 
 
 
Ejercicio resuelto: Discute la espontaneidad de la reacción de vaporización del agua: 
H2O (l) → H2O (g) , a las temperaturas de 500 K, 300 K y 373 K cuando la presión es de 
1 atm, sabiendo que =∆H 9.710 cal y =∆S 26 cal/K, : 
 
Sol: a) T = 500 K; =∆G 9.710 – 500 . 26 = - 3390 cal ⇒ Reacción espontánea. 
 
b) T = 300 K; =∆G 9.710 – 300 . 26 = 1910 cal ⇒ Reacción no espontánea. 
 
c) T = 373 K; =∆G 9.710 – 373 . 26 = 0 ⇒ Se ha alcanzado el equilibrio. 
Es un proceso reversible. La temperatura de 373 K (100ºC) es la 
temperatura de ebullición del agua a la presión de 1 atm. 
 
 
Notas: 
 
1) La ley de Hess tiene aplicación a todas las funciones de estado: H, U, G, S. 
 
2) Los conceptos de entalpías libres (energías libres) de reacción, de combustión, de 
de formación, etc., son análogos a los de entalpía de reacción, de combustión, de 
formación, etc.; por tanto, también se cumple que: 
 
 G∆ = ∑∆ )productos(fG - ∑∆ )reactivos(fG ; S∆ =∑ s)f(producto∆S -∑ s)f(reactivo∆S 
 
3) ∆Gf de un compuesto es indicativo de la estabilidad del mismo respecto a sus 
elementos: 
 Elementos Compuesto 
 
Si ∆Gf < 0, el compuesto es más estable que los elementos. 
Si ∆Gf > 0, el compuesto es más inestable que los elementos. 
 
4) ∆Gf de los elementos en su estado estándar = 0 
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4.3. – Segundo principio de la Termodinámica. 
 
* Si tenemos un sistema que sufre un proceso reversible y ha alcanzado su estado de 
equilibrio (∆G = 0 ), la variación de entropía se calcula: 
 
 S.THG ∆−∆=∆ ; ∆ST.∆H − = 0 ; ∆ST.∆H = ⇒ 
 
siendo ∆H (el calor absorbido o desprendido por el sistema) , y como en equilibrio Q = 0, 
 
resulta: 
 
 
* Si consideramos el Universo dentro del cual hay un sistema que mediante un proceso 
irreversible evoluciona espontáneamente (∆G < 0 ), se deduce: 
 
 S.THG ∆−∆=∆ ; ∆ST.∆H − < 0 ; ∆H < T . ∆S ⇒ 
 
 Al aplicarlo al Universo, independientemente de los procesos que se produzcan 
espontáneamente en su interior, como es un sistema aislado y no puede intercambiar calor 
con el entorno (Q = 0) se deduce que , lo que constituye el 2º principio de 
la termodinámica: 
 
“ Todo cambio espontáneo en un sistema supone un aumento de la entropía del 
Universo (sistema más alrededores)”. 
 
 
 
Este principio pone de manifiesto que, en toda transformación espontánea se produce 
una degradación de la energía del Universo que hace imposible su utilización, por lo que 
considerando constante su contenido energético, se progresa hacia una degeneración 
sucesiva de la energía, y si se llegara a alcanzar el máximo nivel de entropía, se originaría 
la “muerte térmica del Universo”. 
 
* Hay que destacar que este segundo principio se refiere al cambio de la entropía total 
del Universo, incluyendo tanto la del sistema como la del entorno. 
 
Por ejemplo, la corrosión del hierro a 25ºC y 1 atm: 
 
 2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) + 3 H2O (l) 2 Fe(OH)3 (s) es espontánea con S∆ sist <0 
 
sin embargo, durante la reacción se desprende calor que pasa al entorno, el cual aumenta su 
entropía, ∆S entorno > 0 , de manera que ∆S total = S∆ sistema + S∆ entorno > 0 
 
Otro ejemplo lo tenemos en el intercambio de calor al poner en contacto dos 
cuerpos del mismo material a temperaturas diferentes, uno caliente (Tc) y el otro frío (Tf ). 
El bloque caliente cede calor al bloque frío. Si la cantidad de calor cedida es pequeña, de 
manera que las temperaturas de los cuerpos no cambien de forma apreciable: 
 
S∆ f = 
fT
)(Q +
 y S∆ c= 
Tc
)(Q −
, y al ser Tc > Tf resulta que S∆ f + S∆ c > 0 ⇒ S∆ universo > 0 
 
5. – TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA. 
 
 “La entropía de un cristal perfecto a 0 K es nula”. 
∆Ssist. = 0 
∆S > 
T
∆H
 
∆S = 
T
∆H
 
∆Suniverso.> 0 
S∆ universo = ( S∆ sistema + S∆ entorno) > 0 
 
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CUESTIONES Y PROBLEMAS 
 
1.- Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor. Halla la 
variación de la energía interna. 
Sol: =∆U -70 J 
 2.- Para cierto proceso termodinámico, Q = 40 J y W = 25 J. Se repite el proceso en otras 
condiciones, pero empezando y terminando en los mismos estados. Calcula W en el 
segundo proceso si en este Q = -8 J. 
Sol: W= 73 J 
 
3.- a) ¿Son siempre distintos los calores de reacción a volumen constante y a presión 
constantes?. b) Discute su relación para una reacción exotérmica en la que se produce un 
aumento de volumen. c) ¿No es una contradicción que Qp sea distinto de Qv para una 
determinada reacción?. 
 
4.- Un gas está encerrado en un recipiente de paredes adiabáticas (no transfiere calor al 
exterior). Calcula la variación de energía interna cuando el volumen se reduce 50 cm
3
 a la 
presión de 4 atm. 
Dato: 1 atm = 101.300 Pa. , Sol: J26,20U =∆ 
 
5.- Deduce el valor de R en el S.I. Dato: 1 atm = 101.300 Pa. 
 
6.- El calor de combustión del metano a volumen cte. es - 885,4 kJ/mol, a 298 K y 1 atm. 
Calcula el calor de combustión a presión constante. 
Dato: R = 8,31 J /mol .K Sol: - 890,35 kJ/mol 
 
7.- A partir de los siguientes datos a 298 K y 1 atm: 
 H2SO4 (aq) + Zn (s) → ZnSO4 (aq) + H2 (g) ; H∆ = - 335,1 kJ 
 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ; H∆ = - 571,6 kJ 
 H2SO4 (aq) + ZnO (s) → ZnSO4 (aq) + H2O (l) ; H∆ = - 211,4 kJ 
Calcula la entalpía estándar de formación del óxido de cinc. 
Sol: - 409,5 kJ/mol. 
 
8.- Sabiendo que los calores de combustión del eteno, carbono e hidrógeno son 
respectivamente -337,3 , -94,05 y -68,4 kcal/mol,calcula el calor de formación del eteno. 
Sol: +12,4 kcal/mol 
 
9.- En condiciones estándar, en la combustión de 14,5 g de butano se desprenden 172 kcal. 
Sabiendo que los calores de formación estándar del CO2 y del H2O(l) son respectivamente -
94 y -68,3 kcal/mol. Calcula: a) El calor de formación del butano. b) El calor de 
combustión del butano a volumen constante. 
Datos: Mat C =12 , H =1 ; 1 cal = 4,18 J , Sol: a) -29,5 kcal/mol . b) - 685,9 kcal/mol. 
 
10.- En la fermentación de la glucosa (C6H12O6) se obtiene alcohol etílico y dióxido de 
carbono. Calcula la variación de entalpía en la fermentación de la glucosa e indica si el 
proceso es exotérmico o endotérmico. 
Datos: Qcombustión de la glucosa = -2813,4 kJ/mol , Qcombustión del etanol = -1367,12 kJ/mol. 
Sol: - 79,16 kJ. 
 
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11.- Dadas las siguientes reacciones: 
 I2 (g) + H2 (g) → 2 HI (g) + 3,34 kJ 
 I2 (s) + H2 (g) → 2 HI (g) - 50,16 kJ 
 I2 (g) + H2 (g) → 2 HI (aq) + 112,02 kJ 
Calcula: a) El calor molar latente de sublimación del yodo. b) El calor molar de disolución 
del yoduro de hidrógeno. 
Sol: a) 53,5 kJ . b) -54,34 kJ. 
 
12.- Sabiendo que los calores de formación en condiciones estándar del FeS2, SO2 y Fe2O3 
son respectivamente - 35, -70,9 y -198,5 kcal/mol. Calcula el calor de la siguiente reacción: 
4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 8 SO2 (g) + 2 Fe2O3 (s) . 
Sol: - 824,2 kcal. 
 
13.- Las entalpías estándar de formación del butano, CO2 y H2O (l) son respectivamente 
- 124,73 kJ/mol, - 393,5 kJ/mol y - 285,85 kJ/mol. Calcula: a) ¿Cuántas calorías suministra 
la combustión de 4 kg de butano contenidos en una bombona?. b) El volumen de aire 
consumido en la combustión si la temperatura es de 25ºC y 1atm, sabiendo que el aire 
contiene un 20% en volumen de O2. 
Datos: Mat C =12 , H =1 ; 1 cal = 4,18 J 
Sol: a) 47,49.10
3
 kcal . b) 54.773,2 litros. 
 
14.- A 1 atm y 298 K se quema CO para convertirlo en CO2. Si se queman 14 g de CO, 
calcula: a) Variación de volumen. b) Trabajo exterior producido. c) Calor desprendido a 
presión constante. d) Variación de energía interna. 
Datos:∆Hf (kJ/mol) CO = -110 , CO2 = - 393,5 ; Mat C =12 , O =16 ; 1 atm = 101.300 Pa 
Sol: a) – 6,109 litros. b) 618,84 J. c) –141,75 kJ, d) –141,13 kJ. 
 
15.- ¿Qué cantidad de calor hay que suministrar a 1 Tm de piedra caliza del 80% en 
carbonato cálcico para descomponerla en cal viva (CaO) y dióxido de carbono, suponiendo 
un rendimiento de la reacción del 75% en cuanto al aprovechamiento de energía?. 
Datos: Calor de disociación térmica = + 42,55 kcal/mol. ; Mr CaCO3 = 100 
Sol: 453,87.10
3
 kcal. 
 
16.- El calor de combustión de etano (g) es – 373 kcal/mol. Admitiendo que se utilice el 
60% del calor, ¿cuántos litros de etano medido en c.n. deben quemarse para suministrar 
suficiente calor para elevar la temperatura de 50 kg de agua desde 1ºC hasta 90ºC ?. 
Dato: Ce del agua = 1 cal/g .ºC 
Sol: 445,3 litros. 
 
17.- Teniendo en cuenta los siguientes datos a 1 atm. y 298 K: 
 Entalpía estándar de formación del metano = - 74,9 kJ/mol 
 Calor de sublimación del grafito = 718 kJ/mol 
 Energía de disociación del hidrógeno = 436 kJ/mol 
Calcula la energía de disociación o energía media del enlace C – H del metano. 
Sol: 416,2 kJ/mol. 
 
18.- Calcula la entalpía normal de formación del amoníaco NH3 (g) a partir de los valores 
de las energías de enlace siguientes (en kJ/mol) H – H = 436 , N≡N = 946 , N – H = 390. 
Sol: - 43 kJ/mol. 
 
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19.- Calcula la variación de entalpía libre a 298K, para la reacción: 
C2H2 (g) + 
2
5
O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l) . ¿Será espontánea la reacción? 
Datos:∆Hf (kJ/mol): CO2(g) = -393,5 , H2O(l) = -285,8 , C2H2(g) = + 226,8 ;∆S= -218,1 J/K 
Sol: -1.234,6 kJ . Sí 
 
20.- Calcula ∆G para la fotosíntesis (reacción del CO2 con H2O) de un mol de glucosa 
(C6H12O6) sabiendo que ∆Gf de la glucosa es - 912 kJ/mol, del CO2 = -394,4 kJ/mol y del 
H2O = -237,2 kJ/mol. 
Sol: 2.877,6 kJ. 
 
21.- Para el proceso de fusión del hielo a 0ºC, ∆H = 6,007 kJ/mol y ∆S = 21,99 J/mol .K 
Calcula ∆G a 1ºC y a -1ºC. ¿Es espontánea la fusión del hielo a 1ºC y a –1ºC?. 
Sol: -18,26 J/mol; 25,72 J/mol; sí; no. 
 
22.- Para la reacción de descomposición del óxido de plata a 298K y 1 atm, según la 
reacción: Ag2O (s) → 2 Ag (s) + 
2
1
O2 (g) ; ∆H = 30,6 kJ y ∆S = 60,2 J/K. Calcula: 
a) El valor de∆G para dichas condiciones. b) La temperatura a la que se anula ∆G, 
suponiendo que ∆H y ∆S no varían con la temperatura. c) Discute la espontaneidad de la 
reacción. 
Sol: a) 12,66 kJ . b) 508,3 K 
 
23.- A 25ºC y 1 atm transcurre la reacción: 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2 (g) - 181,6 kJ. 
Calcula: a) La energía necesaria para descomponer 60,65 g de HgO. b) El volumen de 
oxígeno, medido a 25ºC y 1 atm. , que se produce por calentamiento al absorber 100 kcal. 
Datos: Mat Hg = 200,6 , O = 16 ; 1 cal = 4,18 J 
Sol: a) 6,1 kcal . b) 56,2 litros. 
 
24.- Calcula el calor de formación del etileno, sabiendo que el calor de combustión del 
etileno es –331,6 kcal/mol, el calor de formación del CO2 es – 94,05 kcal/mol y el calor de 
formación del H2O es - 68,38 kcal/mol. 
Sol: 6,74 kcal/mol. 
 
25.- Sabiendo que la entalpía de la reacción de hidrogenación del acetileno para obtener 
etileno es – 174,5 kJ/mol y la de hidrogenación del etileno para obtener etano es –137,3 
kJ/mol. ¿Cuál será la entalpía de hidrogenación del acetileno para obtener etano? 
Sol: -311,8 kJ/mol. 
 
26.- ¿Qué calor se desprende al obtener 100 litros de amoníaco en c.n. a partir de sus 
elementos sabiendo que ∆Hf del NH3 = -10,94 kcal/mol?. 
Sol: 48,84 kcal. 
 
27.- ¿Cuánto valdrá el calor de reacción entre el cloruro sódico y el nitrato de plata? 
 
 NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 
 
Datos: ∆ Hf ( kcal/mol): NaCl = -97,11 , AgNO3 = -2,8 , AgCl = -30,3 , NaNO3 = -106,68 
Sol: -37,07 kcal/mol. 
 
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28.- Calcula el calor desprendido al obtener 300 g de decano a partir de sus elementos, 
sabiendo que el calor de combustión es -1610,2 kcal/mol y que los calores de formación 
del CO2 y del H2O son respectivamente –94,05 y –68,8 kcal/mol. 
Datos: Mat C =12 , H =1 
Sol: 184 kcal. 
 
29.- Calcula el calor necesario para obtener 100 g de Ca(OH)2 a partir de carbonato 
cálcico. 
 CaCO3 CO2 + CaO ; CaO + H2O Ca(OH)2 
 
Datos: ∆Hf (kcal/mol): CaCO3 = -289,1 , CO2 = -94,05 , CaO = -151,7 , Ca(OH)2 = -236; 
H2O = -68,8. Datos: Mat Ca = 40 , H = 1 , O =16 
Sol: 37,63 kcal. 
 
30.- a) Calcula ∆G para la reacción de disociación del tetróxido de dinitrógeno en dióxido 
de nitrógeno a 298 K y a 373 K. b) Discute la espontaneidad de la reacción. 
Datos : ∆Hf N2O4 = 9,16 kJ/mol , ∆Hf NO2 = 33,2 kJ/mol 
 S N2O4 = 0,304 kJ/mol.K , S NO2 = 0,24 kJ/mol .K 
Sol: a) 4,792 kJ/mol ; - 8,408 kJ/mol. 
 
 
EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS DE P.A.U. 
 
1.- Escribesi son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: 
 
 
La temperatura de un sistema es una variable termodinámica extensiva. 
 
Cuando un sistema absorbe calor a volumen constante, aumenta su energía interna. 
 El color absorbido o cedido por un sistema a presión constante, es igual a la 
variación de energía interna. 
 
En los procesos exotérmicos, ∆H < 0 
 
En la vaporización de un líquido disminuye la entropía. 
 
La temperatura no influye a la hora de determinar si una reacción será espontánea. 
 
En un proceso cíclico, W = - Q 
 
Un proceso alcanza el equilibrio cuando ∆H =∆S 
 
Al disolver cloruro amónico en agua el tubo de ensayo se enfría, luego ∆H < 0 
 
A lo largo del día la entropía de tu habitación aumenta. 
 
Todas las reacciones exotérmicas son espontáneas. 
 
En una reacción endotérmica y espontánea la entropía aumenta. 
 
Una reacción espontánea no puede ser endotérmica 
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2.- Se desea conocer la variación de entalpía que se produce en la combustión del etino. 
Para ello se dispone de las entalpías estándar de formación del agua líquida, dióxido de 
carbono gas y etino gas, que son respectivamente: -284 kJ/mol ,-393 kJ/mol y -230 kJ/mol. 
Calcula también el calor desprendido cuando se queman 1000 kg de etino. 
Datos: Ar (H) = 1 , Ar (C) = 12 
Sol: -840 kJ/mol ; 3,23 10
7
 kJ 
 
3.- Una reacción química tiene ∆H = 98 kJ y ∆S = 125 J. K
-1
. Justifica en que intervalo de 
temperaturas será espontánea. 
 
4.- La reacción global del proceso de fotosíntesis es : 
 6 CO2(g) + 6 H2O(l) C6H12O6(s) + 6 O2(g) 
Sabiendo que a 25ºC la variación de entalpía de la reacción es 3402,8 kJ y que las entalpías 
estándar de formación de CO2(g) y del H2O(l) son -393,5 y -285,8 kJ respectivamente, 
determina la entalpía estándar de formación de la glucosa. 
Sol: -670 kJ/mol 
 
5.- Las entalpías estándar de formación del metanol (líquido), dióxido de carbono (gas) y 
agua (líquida) son, respectivamente: -239,1 , -393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcula ∆H y ∆U 
del proceso de combustión del metanol a 25ºC. 
Sol: ∆H= -726 kJ/mol; ∆U = -724,76 kJ/mol.K 
 
6.- En algunos países se utiliza el etanol como sustituto de la gasolina en los motores de los 
automóviles. Suponiendo que la gasolina esté compuesta únicamente por octano: 
a) Calcula la variación de entalpía de combustión del octano y del etanol. 
b) ¿Qué compuesto produce más calor por kg de combustible quemado? 
Datos: Masas atómicas: H = 1 ; C = 12 ; O = 16 
 ∆Hf (kJ/mol): Etanol(l) = -278 , Octano(l) = -270 , H2O(l) = -286 , CO2(g) = -394 
Sol: a) – 5456 kJ/mol , - 1368 kJ/mol , b) octano 
 
7.- Dada la siguiente reacción, sin ajustar, en fase gaseosa: 
Amoníaco + Oxígeno Monóxido de Nitrógeno + Agua 
a) Calcula el calor de reacción estándar. 
b) Calcula el calor absorbido o desprendido (especificar), cuando se mezclan 5 gramos de 
amoníaco con 5 gramos de oxígeno. 
Datos: ∆Hf (kJ/mol): Amoníaco = - 46 , Monóxido de nitrógeno = 90 , Agua = -242 
 masas atómicas: N = 14 , H =1 , O = 16 
Sol: a) – 227 kJ/mol , b) 28,375 kJ