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Universidad Nacional de Santiago del Estero
Cátedra de Química
Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología
TEORICO-PRÁCTICO N° 8:
TERMODINAMICA QUIMICA
INTRODUCCION:
La energía se define generalmente como la capacidad para efectuar un trabajo. Todas las
formas de energía se pueden convertir unas en otras y no se crea ni se destruye. Este
principio se resume en la Ley de conservación de la energía: La energía total del universo
permanece constante.
Casi todas las reacciones químicas absorben o producen energía en forma de calor. El calor
se define como como la transferencia de energía entre dos cuerpos que están a diferentes
temperaturas.
Los cambios de calor en los procesos físicos y químicos se miden con un calorímetro,
específicamente diseñado para ese propósito. La medición de los cambios de calor depende
de los calores específicos y capacidades caloríficas. El calor específico de una sustancia es
la cantidad de calor requerida para aumentar un grado Celsius la temperatura de un gramo
de sustancia. La capacidad calorífica de una sustancia es la cantidad de calor requerida para
aumentar un grado Celsius la temperatura de una determinada cantidad de sustancia. El
calor específico es una propiedad intensiva, mientras que el calor específico es una
propiedad extensiva.
Cuando una sustancia cambia de fase absorbe o cede calor sin que se produzca un
cambio de su temperatura, el calor Q que es necesario aportar para que una masa m de
cierta sustancia cambie de fase es igual a: Q= m x L, donde L se denomina calor latente de
la sustancia y depende del tipo de cambio de fase.
Se ha visto que el trabajo (w) se define como fxd, en termodinámica, su significado es más
amplio e incluye trabajo mecánico (−𝑃 𝑥 ∆𝑉) y trabajo eléctrico entre otros. El trabajo
depende no solo del estado inicial y final, sino también de cómo se lleva a cabo el proceso,
por eso decimos que esta magnitud no es función de estado. Esta propiedad está
relacionada con el calor por la siguiente ecuación:
𝑞 + 𝑤 = ∆𝐸
Donde ∆𝐸 se refiere al cambio de energía interna del sistema.
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EJEMPLOS:
 Calcular, en joule, el calor necesario para calentar 8Kg de plomo desde 40 C a 120
C. CePb = 130 J/kgC.
Para calcular el calor usamos la fórmula: 𝑞 = 𝑚 𝑥 𝐶𝑒 𝑥 ∆𝑇
J
Reemplazando obtenemos: 𝑞 = 8 𝑘𝑔 𝑥 130 kg°C 𝑥 (120 − 40) °C = 83200 J
 Determinar el calor que hay que suministrar para convertir 3 tn de hielo en agua
líquida a 0 C. Calor de fusión del hielo Lf=334·103 J/kg.
A 0 C Se funde el hielo, por lo tanto el calor será:
q = m x L = 3000 kg x·334·103 J/kg =334 J
 Un gas se expande y realiza un trabajo p-v sobre los alrededores igual a 279 J. Al
mismo tiempo absorbe 217 J, de calor de los alrededores. ¿Cuál es el cambio en la energía
interna?
Esta es una aplicación de la primera ley de la termodinámica. En el proceso de expansión,
el trabajo es realizado por el gas sobre los alrededores, de modo que el signo de w es
negativo, w= -279 J. Se sabe que el signo del calor es positivo, q= 217 J:
217 𝐽 − 279 𝐽 = −62 𝐽
Como resultado de la expansión y absorción del calor, la energía del gas disminuye en 62 J.
EJERCICIOS:
1) Calcula la energía que se necesita para aumentar la temperatura de 1 L de agua a 22 C
hasta una temperatura de 45 C. Calor específico agua: 4180 J/kgC. R= 96140 J
2) ¿Cuántas calorías ceden 50 kg de cobre (ce = 0,094 cal/gr °C) al enfriarse desde 36 C
hasta -4 °C?. R= 18.000 cal.
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3) Un bloque de acero (ce= 0,12 cal/gr °C) de 1,5 toneladas se calienta hasta absorber
1,8x106 cal. ¿A qué temperatura queda si estaba a 10 C?. R= 20ºC
4) ¿Cuántas calorías absorbe una barra de Hierro (0,11 cal/gr °C) cuando se calienta desde
-4 oC hasta 180 C, siendo su masa de 25 kg?. R= 506 kcal.
5) Hallar el calor que se debe extraer de 20 g de vapor de agua a 100 °C para condensarlo
y enfriarlo hasta 20 °C. R= 12,4 kcal.
6) Calcular la cantidad de calor que se requiere para transformar 100 gramos de hielo en
agua a 0° C. R= 8.000 cal
7) ¿Cuál es el incremento en la energía interna de un sistema si se le suministran 700
calorías de calor y se le aplica un trabajo de 900 Joules? R= 1600 J.
8) El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74 J. Como resultado libera 16 J hacia
los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas. R = 48 J.
9) Calcule el trabajo realizado en Joule, cuando se evapora 1 mol de agua a 100 C.
suponga que el volumen de agua líquida es despreciaba respecto al volumen del vapor.
10) Un gas se comprime a una presión constante de 0.8 atm de 9 L a 2 L. En el proceso, 400
J de energía salen del gas por calor.
(a) ¿Cuál es el trabajo realizado sobre el gas?. R= 567 J
(b) ¿Cuál el cambio en su energía interna?. R= 167 J
11) Un sistema termodinámico experimenta un proceso en el que energía interna
disminuye en 500J. Al mismo tiempo, 220 J de trabajo se realizan sobre el sistema.
Encuentre la energía transferida hacia o desde él por calor. R= -720 J
ENTALPIA
La mayoría de los cambios físicos y químicos ocurren en condiciones de presión constante.
El calor absorbido o liberado a presión constante, se denomina entalpia (H). Es imposible
determinar la entalpia de una sustancia por eso lo que se mide es el cambio de entalpia
(H).
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La entalpia de una reacción química, es la diferencia entre las entalpías de productos y las
entalpias de los reactivos.
∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 = ∑ 𝑛 ∆𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 − ∑ 𝑛 ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
Muchas reacciones no ocurren en un solo paso, por lo general se llevan a cabo en varias
etapas. En este caso los valores de ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛 se determinan por un procedimiento
indirecto, que se basa en la ley de la sumatoria de los calores, llamada ley de Hess. Esta ley
se establece como: cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpia
es el mismo independientemente de que se efectué la reacción en un paso o en una serie
de pasos. Es posible separar la reacción de interés en una serie de reacciones para las cuales
0
0
se puedan medir el ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛
, y de esta manera calcular ∆𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛
para la reacción total.
EJEMPLOS:
Calcule la entalpía de la reacción:
C(s) + 2H2 (g)  CH4 (g),
a partir los valores medidos de entalpía de las siguientes reacciones:
C(s) + O2 (g)  CO2 (g) ; H = - 393,5 kJ.mol-1;
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l); H = = - 285,8 kJ.mol-1;
CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l) ; H = - 890,3 kJ.mol-1;
Si se suman o restan dos ecuaciones termoquímicas, sus cambios correspondientes en
entalpía son, por la Ley de Hess, sumados o restados. Se debe tener en cuenta:
Las unidades en que se expresan las entalpias de reacción
Cuando una reacción se invierte cambia el signo de la entalpia.
Sumando la primera ecuación, la segunda multiplicada por 2 (se multiplica tanto la ecuación
como la entalpia) y la tercera invertida (cambia de signo la entalpia), se obtiene como
resultado la entalpia de Reacción para la ecuación que estamos buscando.
C(s) + O2 (g) CO2 (g) H = - 393,5 kJ.mol-1
(H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) H = - 285,8 kJ.mol-1) x 2
CO2 (g) + 2 H2O (l) CH4 (g) + 2 O2 (g) H = 890,3 kJ.mol-1
C(s) + 2 H2 (g) CH4 (g) H = - 74,8 kJ
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La entalpia para la reacción es de - 74,8 kJ
EJERCICIOS:
1) Dada la siguiente reacción en fase gaseosa (que es necesario ajustar):
Amoníaco + oxígeno  monóxido de nitrógeno + agua
Calcule el calor de reacción estándar. (Datos. Hf (kJ/mol): amoníaco = ‐46; monóxido
de nitrógeno = 90; agua = ‐242)
2) El platino se utiliza como catalizador en los automóviles modernos. En la catálisis, el
monóxido de carbono (Hf= -110 kJ/mol) reacciona con el oxígeno para dar dióxido de
carbono (Hf= -393 kJ/mol). Determina la entalpia para la reacción de combustión del
automóvil.
3) Las variaciones de entalpías normales de formación del butano, dióxido de carbono y
agua líquida son: ‐126,1; ‐393,7 y ‐285,9 kJ/mol, respectivamente. Calcula la variación de
entalpía en la reacción de combustión total de 3 kg de butano.
4) El calor de combustión de la glucosa (C6H12O6) es 2816,8 kJ/mol y el del etanol (C2H5OH)
es 1366,9 kJ/mol. ¿Cuál es el calor desprendido cuando se forma un mol de etanol por
fermentación (reacción con oxígeno) de glucosa?.
5) Determina la entalpia de la reacción correspondiente a la obtención del tetracloruro de
carbono según a ecuación:
𝐶𝑆2 (𝑙) + 3 𝐶𝑙2 (𝑔) → 𝐶𝐶𝑙2 (𝑙) + 𝑆2 𝐶𝑙2 (𝑙)
Sabiendo que las entalpias de formación de formación de 𝐶𝑆2 (𝑙), 𝐶𝐶𝑙2 (𝑙) y 𝑆2 𝐶𝑙2 (𝑙) son
89,7; -135,44 y -143,5 kJ/mol, respectivamente.
6) Determina la entalpia de formación del ácido acético a partir de las siguientes
reacciones: R= 488,2 kJ/mol
𝑘𝐽
𝑎) 𝐶 (𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝑂2 (𝑔)
∆𝐻 0 (
) = −393,3
𝑚𝑜𝑙
1
𝑘𝐽
𝑏) 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐻2 𝑂(𝑙)
∆𝐻 0 (
) = −285,5
2
𝑚𝑜𝑙
𝑘𝐽
𝑐) 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐻 (𝑙) + 2 𝑂2 (𝑔) → 2 𝐶𝑂2 (𝑔) + 2 𝐻2 𝑂 (𝑙)
∆𝐻 0 (
) = −869,4
𝑚𝑜𝑙
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7) El octano (C8H18) es un hidrocarburo líquido, calcula su entalpia de combustión. Datos:
𝑘𝐽
𝑘𝐽
𝑘𝐽
∆𝐻 0 (𝑚𝑜𝑙) 𝐶𝑂2 = −393,5; ∆𝐻 0 (𝑚𝑜𝑙) 𝐻2 𝑂(𝑙) = −285,8 𝑦 ∆𝐻 0 (𝑚𝑜𝑙 ) 𝐶8 𝐻18 (𝑙) =
−249,9
8) Calcula la variación de entalpia para el proceso:
𝐶3 𝐻8 (𝑔) + 5 𝐶𝑂2 (𝑔) → 3 𝐶𝑂2 (𝑔) + 4 𝐻2 𝑂(𝑙)
Datos. Entalpias de formación (kcal/mol): 𝐶𝑂2 (𝑔) = −94;𝐻2 𝑂(𝑙) = −68,3;𝐶3 𝐻8 (𝑔) =
−24,8.
9) Calcula la variación de entalpia y energía interna a 25 C y 1 atm, para el proceso:
𝐶6 𝐻6 (𝑙) + 15/2 𝑂2 (𝑔) → 6 𝐶𝑂2 (𝑔) + 3 𝐻2 𝑂(𝑙)
Datos. Entalpias de formación (kJ/mol): 𝐶𝑂2 (𝑔) = −393,1;𝐻2 𝑂(𝑙) = −285,6;𝐶6 𝐻6 (𝑙) =
−82,9, R= 8,3 J/mol K.
10) El ácido acético (CH3COOH) se obtiene industrialmente por reacción del metanol
(CH3OH) con monóxido de carbono.
a)- escribe la ecuación ajustada
𝑘𝐽
b)- indica si el proceso es endo o exotérmico. Datos ∆𝐻𝑓0 (𝑚𝑜𝑙): metanol=-238; ácido
acético=-485; monóxido de carbono=-110.
11)
La reacción de formación de metanol es:
1
𝐶 (𝑠) + 2 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝐻3 𝑂𝐻 (𝑙)
2
A partir de las ecuaciones químicas siguientes:
3
𝐶𝐻3 𝑂𝐻 (𝑙) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝑂2 (𝑔) + 𝐻2 𝑂 (𝑙)
2
𝐶 (𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐶𝑂2 (𝑔)
1
𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐻2 𝑂 (𝑙)
2
∆𝐻 0 = −725 𝑘𝐽
∆𝐻 0 = −393 𝑘𝐽
∆𝐻 0 = −286 𝑘𝐽