04- Termodinamica - Termoquimica - COM 5-6-7

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QUÍMICA GENERAL E 
INORGÁNICA
2023
TERMOQUÍMICA - TERMODINÁMICA
Dr. Cortés Iván
TERMOQUÍMICA Y TERMODINÁMICA
• Termodinámica: es el estudio de la energía y sus
transformaciones.
• Termoquímica: es la parte de la termodinámica que
estudia las relaciones entre las reacciones químicas y los
cambios de energía que implican calor.
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ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO
• Energía: es la capacidad para realizar un trabajo o para
transferir calor.
Tipos de energía: térmica (calor), eléctrica, radiante,
química, mecánica, nuclear, etc.
• Calor: es la energía empleada para incrementar la
temperatura de un objeto.
• Trabajo: es la energía utilizada para mover un objeto
contra una fuerza.
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ENERGÍA CINÉTICA Y POTENCIAL
• Energía cinética (EC): energía asociada al movimiento
→ Ec= ½mv
2 m: masa; v: velocidad
• Energía Potencial (EP): energía asociada a la
localización de un cuerpo dentro de un campo de fuerzas.
→ EP= mgh m: masa; g: gravedad; h: altura del objeto
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ENERGÍA MECÁNICA
• Energía mecánica: suma de todas las energías cinéticas
y potenciales de los componentes del sistema.
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J(Joule) = 1 kg m2/ s2
cal(caloría) = 4,184 J
E = EP + EC
TRABAJO MECÁNICO
• Trabajo: energía transferida cuando una fuerza mueve
una masa contra una fuerza opositora.
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w = F.d
TRABAJO Y ENERGÍA POTENCIAL
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TRABAJO Y ENERGÍA CINÉTICA
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El trabajo mecánico realizado sobre un cuerpo es igual al
cambio en la energía cinética del mismo.
𝑾 = 𝑬𝑪𝒇 − 𝑬𝑪𝒊
𝑾 = 𝑬𝑪𝒇 − 𝑬𝑪𝒊 → 𝑾 =
𝟏
𝟐
.𝒎. 𝒗𝒊
𝟐 −
𝟏
𝟐
.𝒎. 𝒗𝒊
𝟐
𝑾 =
𝟏
𝟐
. 𝟐𝟓 𝒌𝒈. 𝟐𝟐
𝒎𝟐
𝒔𝟐
−
𝟏
𝟐
. 𝟐𝟓 𝒌𝒈. 𝟎𝟐
𝒎𝟐
𝒔𝟐
= 𝟓𝟎 𝑱
Ejemplo: calcular el trabajo realizado al empujar una caja que posee una masa
de 25 Kg para variar su velocidad de 0 m/seg a 2 m/s.
TRABAJO P.V
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Trabajo P-V realizado por una fuerza exterior F sobre un
sistema:
CONVENCIÓN DE SIGNOS
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Proceso Exotérmico Proceso Endotérmico
UNIVERSO, SISTEMA Y ENTORNO
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SEPARACIÓN DEL SISTEMA Y ENTORNO
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Los sistemas están separados del entorno o de otros sistemas
mediante paredes, estas pueden ser diatérmicas (permite la
transferencia del calor) o adiabáticas (no intercambia calor)
60 ºC 40 ºC 50 ºC 50 ºC
60 ºC 40 ºC 60 ºC 40 ºC
Paredes
diatérmicas
Paredes
adiabáticas
Sin 
intercambio 
de calor
SEPARACIÓN DEL SISTEMA Y ENTORNO
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Los sistemas están separados del entorno o de otros sistemas
mediante paredes, estas pueden ser permeables (permiten
transferencia de masa), semipermeables (permiten transferencia
de cierta masa) o impermeables (no permite transferencia de
masa)
Pared Permeable
Pared Semipermeable
Pared Impermeable
PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
“La energía no se crea ni se destruye. Cualquier energía 
perdida por un sistema debe ganarla su entorno y 
viceversa”
Ley de la conservación de la energía: “la energía no se crea 
ni se destruye, solo se transforma”
La suma de todas las energías cinéticas y potenciales de los
componentes de un sistema es igual a su ENERGÍA INTERNA:
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∆𝑬 = 𝑬𝒇 −𝑬𝒊
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ΔE > 0 si el sistema gana energía
ΔE < 0 si el sistema pierde energía
Ejemplo sistema que pierde energía
ENERGÍA INTERNA (E)
ENERGÍA INTERNA (E)
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Ejemplo sistema que gana energía
ΔE > 0 si el sistema gana energía
ΔE < 0 si el sistema pierde energía
ENERGÍA INTERNA (E)
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ΔE = q + w
Si q y w tienen signos opuestos, el signo de ΔE depende de las 
magnitudes relativas
EJERCICIO DE ENERGÍA INTERNA
18
ΔE = q + w
FUNCIONES DE ESTADO
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Es una propiedad del sistema que queda definida especificando
las condiciones de temperatura, presión y posición. El valor de
una función de estado solo depende del estado actual del
sistema, no de la trayectoria que el sistema siguió para llegar a
dicho estado.
ΔE es una función de estado, solo depende de los estados inicial y 
final del sistema. ¡CUIDADO! q y w NO son funciones de estado.
ENTALPÍA (H)
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Representa la cantidad de calor absorbido o cedido por el
sistema durante cambios químicos que ocurren a presión
constante → H = E + PV
H es función de estado y es una propiedad extensiva 
(depende de la cantidad de materia).
Para cualquier proceso, el cambio de entalpía estará dado por:
ΔH = ΔE + Δ(PV)
ΔH = ΔE + PΔV
ENTALPÍA ΔH y qp
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ΔH = ΔE + PΔV
Considerando que ΔE = q + w
ΔH = q + w + PΔV
• Si trabajamos a P=cte, ⇒ q = qp
• Si el sistema realiza trabajo de expansión a P=cte ⇒ w = – PΔV
ΔH = qp – PΔV + PΔV
ΔH = qp
El calor es función de estado 
si está a presión constante
PRÁCTICA SIGNO DE ΔH
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Indique el signo de ΔH cuando:
a) Un cubo de hielo se derrite
b) Ocurre la combustión de 100 g de gas butano
2 C4H10 + 13 O2 → 10 CO2 + 8 H2O + calor (Ø)
a) Una taza con café se enfría
ΔH>0
ΔH<0
ΔH<0
CAMBIOS DE ENTALPÍA ΔH
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ΔH = Hfinal - Hinicial
ΔHr → Calor de reacción
ΔHv → Calor de vaporización
ΔHn → Calor de neutralización
ΔHfus → Calor de fusión
ΔHdisol → Calor de disolución
CALOR DE REACCIÓN ΔHr
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PROPIEDAD EXTENSIVA DE LA ENTALPÍA
25
CALOR DE REACCIÓN ΔHr
26
CALOR DE REACCIÓN ΔHr
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El calor de reacción depende del estado de los reactivos y 
productos
DETERMINACIÓN DE q
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Recordando: Energía ganada o perdida cuando ocurre un 
cambio químico a presión constante (ΔH=qp) o a volumen 
constante (ΔE=qv)
Formas de determinar la cantidad de calor (q):
1. Ley de Hess
2. Cálculos a partir de calor de formación estándar (ΔHf
º)
3. Medir qp con un calorímetro (ΔH=qp)
4. Medir qv con una bomba calorimétrica (ΔE=qv)
5. A partir de entalpías de enlace
1. LEY DE HESS
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Si una reacción se efectúa en una serie de pasos, ΔH para la
reacción global es la suma de los ΔH de los pasos
individuales
Recordar que ΔH es función de estado, por lo tanto
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
A B
C
H3 (Global)
H1 H2
1. LEY DE HESS
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EJERCICIO LEY DE HESS
31
EJERCICIO LEY DE HESS
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Resolución:
2. CÁLCULO DE ΔHr
º A PARTIR DE ΔHf
º
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El ΔHf
º es el cambio de entalpía que resulta de la formación de un mol de
sustancia a partir de la reacción de sus elementos componentes en su
estado más estable.
El estado estándar de una sustancia es su forma pura a 1 atm y 25ºC
IMPORTANTE: El ΔHf
º de los elementos en su estado estándar (más
estable) es cero, ΔHf
º = 0
2. CÁLCULO DE ΔHr
º A PARTIR DE ΔHf
º
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∆𝑯𝒓
º=෍𝒏 ∆𝑯𝒇
º (𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔) −෍𝒏 ∆𝑯𝒇
º (𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔)
Recordemos que el estado estándar de una sustancia es su forma pura a 
1 atm y 25ºC (298 K)
2. CÁLCULO DE ΔHr
º A PARTIR DE ΔHf
º
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∆𝑯𝒓
º=෍𝒏 ∆𝑯𝒇
º (𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔) −෍𝒏 ∆𝑯𝒇
º (𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔)
∆𝑯𝒓
º= ∆𝑯𝒇𝑪𝑶𝟐 𝒈𝒂𝒔
º
+𝟐∆𝑯𝒇𝑯𝟐𝑶 𝒍
º − ∆𝑯𝒇𝑪𝑯𝟒 𝒈𝒂𝒔
º
+𝟐∆𝑯𝒇𝑶𝟐(𝒍)
º
∆𝐻𝑟
º= [-393,51 kJ/mol + 2 x -285,83 kJ/mol] – [-74,81 kJ/mol + 0 kJ/mol
∆𝑯𝒓
º= -890,36 kJ/mol
2. CÁLCULO DE CALOR DE CAMBIO DE 
FASE A PARTIR DE ΔHf
º
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∆𝑯𝒓
º=෍𝒏 ∆𝑯𝒇
º (𝒑𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔) −෍𝒏 ∆𝑯𝒇
º (𝒓𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐𝒔)
∆𝑯º = [-201,0 kJ/mol] – [-239,2 kJ/mol]
∆𝑯º = 38,2 kJ/mol
CH3OH(l) → CH3OH(g) ∆Hº = ?
C(s) + 2H2(g) +
1
2
O2(g) → CH3OH(g) ∆Hf
º = -201,0 kJ/mol
C(s) + 2H2(g) +
1
2
O2(g) → CH3OH(l) ∆Hf
º = -239,2 kJ/mol
CAPACIDAD CALORÍFICA
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Es la cantidad de energía térmica necesaria para elevar la 
temperatura de un objeto en un grado
C = q / ΔT
Cuanto mayor es la capacidad calorífica, mayor es la cantidad 
de calor necesario para modificar su T
Unidades: J/K o J/ºC)
CALOR ESPECÍFICO
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Es la cantidad de energía térmica necesaria para elevar la
temperatura de un gramo de una sustancia en un grado.
𝑪𝒆 =
𝒒
𝒎∆𝑻
Conociendo el Ce de una sustancia, podemos calcular su 
intercambio de calor midiendo su masa y su Tf y Ti
𝒒 = 𝑪𝒆 𝒎∆𝑻
CALOR ESPECÍFICO
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EJERCICIOS DE CAPACIDAD CALORÍFICA
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Calcular: 
a) Cuánto calor se necesita para calentar 250 g de agua
desde 22 ºC hasta casi su punto de ebullición 98 ºC?
Dato: Ceagua(l): 4,184 J/gK
𝐪 = 𝐂𝐞𝐦∆𝐓
q: 4,184 J/gK x 250 g x (371 - 295)K = 79500J = 79,5 kJ
b) ¿Cuál es la capacidad calorífica molar del agua?
1 g agua ---- 4,184 J/K
18 g agua --- X = 75,3 J/K
EJERCICIO CAMBIO DE FASE DEL AGUA
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T(ºC)
Calor adicionado
A
B
C
D
E
Agua líquida
Agua(l) + vapor
vapor
Hielo Hielo + Agua(l)
Calcular la cantidad de calor involucrado en cada paso al
calentar 500 g de agua desde -50,0 ºC hasta 200 ºC.
EJERCICIO CAMBIO DE FASE DEL AGUA
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a) Agua(s) de – 50 ºC a Agua(s) 0 ºC. Dato: Ce(Hielo) = 0,463 cal/gK. 
q = magua. Ce(hielo). ΔTagua
q = 500 g. 0,463 cal/gK. (273 - 223)K = 11575 cal = 48430 J = 48,43 kJ
b) Agua(s) a Agua(l) (fusión) a 0 ºC. Dato: ΔH
°
fus(agua) = 6,01 kJ/mol.
1 mol agua -------- 18 g ----------- 6,01 kJ
500 g ----------- X = 167 kJ
c) Agua(l) de 0 ºC a Agua(l) 100 ºC Dato: Ce(agua líquida) = 4,184 J/gK. 
q = magua. Ce(agua). ΔTagua
q = 500 g. 4,184 J/gK. (373 - 273)K = 209000 J = 209 kJ
EJERCICIO CAMBIO DE FASE DEL AGUA
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d) Agua(l) a Agua(g) a 100 ºC (vaporización) Dato: ΔH
°
vap = 40,67 kJ/mol.
1 mol agua ------------ 18 g ----------- 40,67 kJ
500 g ---------- X = 1130 kJ
e) Agua(g) de 100 ºC a 200 ºC. Dato: Ce(agua vap) = 0,482 cal/gºC. 
q = magua. Ce(vapor). ΔTagua
q = 500 g. 0,482 cal/g °C. (200 - 100)K = 24100 cal = 100834 J = 100,8 kJ
3. MEDIR ΔH = qp CON UN CALORÍMETRO
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El ΔH se puede determinar midiendo cambios de temperatura con un
Calorimetro (mide cantidad de calor trabajando a P = cte)
Calorimetro (P = cte)
Recipiente con paredes adiabáticasReacción exotérmica:
qreacción= -qsolución
qsolución> 0
qreacción< 0
Reacción endotérmica:
qreacción= -qsolución
qsolución< 0
qreacción> 0
3. MEDIR ΔH = qp CON UN CALORÍMETRO
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Se mezclan rápidamente en un calorímetro 50 mL de solución de NaOH 0,50 M con 50 mL
de HCl 0,50 M. Cada solución tiene una temperatura inicial de 20,0 ºC. La temperatura
final medida es 23,2 ºC. Determinar el calor de reacción si el calor específico de la solución
es 4,18 J g-1 ºC-1 y la densidad de la solución es 1,0 g/mL.
Primero se calcula la cantidad de calor involucrada:
Luego se calculan los moles de HCl o NaOH involucrados en la reacción –ambos son los
mismos.
Como la reacción de neutralización es:
Resulta:
4. MEDIR ΔE = qv CON UNA BOMBA 
CALORIMÉTRICA
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El ΔE se puede determinar midiendo cambios de temperatura con una
Bomba Calorimétrica (mide cantidad de calor trabajando a V = cte)
Reacción Exotérmica
qreacción< 0
qagua> 0
qagua= CcalΔT
qreacción= -CcalΔT
La constante del calorímetro (Ccal) se calcula 
por combustión de una sustancia conocida y no 
tiene unidades de masa. Es el calor necesario 
para calentar 1 K toda la bomba
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Una muestra de 1,435 g de naftaleno (C10H8), se quema en una bomba calorimétrica a
volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se eleva de 20,17 a
25,84 ºC. Si la capacidad calorífica de la bomba es 10,17 kJ/ºC, calcule el calor de
combustión del naftaleno expresado en kJ/mol.
qreacción< 0
qagua> 0
qagua= CcalΔT
qreacción= -CcalΔT
qreacción= -10,17 kJ/mol (5,67 °C)
qreacción= -57,67 kJ
1,435 g naft --------57,67 kJ
128 g naft (1 mol)---------X = -5143 kJ
4. MEDIR ΔE = qv CON UNA BOMBA 
CALORIMÉTRICA