Una reacción química no solo transforma sustancias: también intercambia energía con su entorno. El gas de una cocina calienta el agua; una bolsa de frío instantáneo se enfría al romperla. La termoquímica mide esos intercambios y permite calcular cuánta energía desprende o absorbe una reacción.
Objetivos
- Aplicar el primer principio de la termodinámica con el criterio de signos
- Distinguir reacciones exotérmicas y endotérmicas a partir de ΔH
- Usar ecuaciones termoquímicas en cálculos estequiométricos
- Calcular entalpías de reacción con la ley de Hess, entalpías de formación o energías de enlace
1. Sistema, calor, trabajo y primer principio
El sistema es la parte del universo que estudiamos (los reactivos y productos); el resto es el entorno. Entre ambos se intercambia energía como calor (Q) o como trabajo (W).
ΔU = Q + W
Un gas absorbe 500 J de calor y se expande realizando 200 J de trabajo
- Q = +500 J (recibe calor)
- W = −200 J (el sistema hace trabajo)
- ΔU = 500 − 200 = 300 J
Q = m · c · ΔT
2. Entalpía y ecuaciones termoquímicas
Entalpía de reacción (ΔH): Calor intercambiado por una reacción a presión constante. Se expresa en kJ para las cantidades indicadas por la ecuación (o en kJ/mol).
| Tipo | Signo de ΔH | Energía | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Exotérmica | ΔH < 0 | Desprende calor | Combustión del metano |
| Endotérmica | ΔH > 0 | Absorbe calor | Descomposición del CaCO₃ |
Una ecuación termoquímica indica los estados físicos y el ΔH:
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) ; ΔH = −890 kJ
Esos 890 kJ se desprenden por cada mol de CH₄ quemado.
- Si se multiplica la ecuación por un número, ΔH se multiplica por ese número.
- Si se invierte la ecuación, ΔH cambia de signo.
- En un diagrama entálpico, los productos están por debajo de los reactivos en una reacción exotérmica y por encima en una endotérmica.
Calor desprendido al quemar 8 g de metano
- n(CH₄) = = 0,5 mol
- Q = 0,5 · 890 = 445 kJ desprendidos
3. Ley de Hess
Ley de Hess: Si una reacción puede expresarse como suma de otras, su ΔH es la suma de los ΔH de esas reacciones (la entalpía es una función de estado).
ΔH de C(s) + ½ O₂(g) → CO(g)
Datos: (1) C + O₂ → CO₂, ΔH₁ = −393,5 kJ; (2) CO + ½ O₂ → CO₂, ΔH₂ = −283,0 kJ.
- Se mantiene (1) y se invierte (2): CO₂ → CO + ½ O₂, +283,0 kJ
- Al sumar se cancela el CO₂ y sobra ½ O₂
- ΔH = −393,5 + 283,0 = −110,5 kJ
4. Entalpías de formación y energías de enlace
Entalpía estándar de formación (ΔH°_{f}): ΔH de la reacción en la que se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable (a 25 °C y 1 bar). Para los elementos en su forma estable, ΔH°f = 0.
ΔH°r = Σ n · ΔH°f(productos) − Σ n · ΔH°f(reactivos)
Combustión del metano con ΔH°f (kJ/mol): CH₄ −74,8; CO₂ −393,5; H₂O(l) −285,8
- ΔH = [−393,5 + 2 · (−285,8)] − [−74,8 + 0]
- ΔH = −965,1 + 74,8 = −890,3 kJ
ΔH ≈ Σ E(enlaces rotos) − Σ E(enlaces formados)
Recuerda
- ΔU = Q + W, con signo positivo para la energía que recibe el sistema.
- ΔH < 0: exotérmica; ΔH > 0: endotérmica.
- ΔH es proporcional a la cantidad que reacciona: se combina con la estequiometría.
- Ley de Hess: ecuaciones que se suman ⟹ ΔH que se suman.
- ΔH°r = Σ ΔH°f(productos) − Σ ΔH°f(reactivos).
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.