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Termodinámica de la reacción química
• Estudio de la ∆H, ∆S y ∆G en la reacción
química.
Variación de entalpía molar
estándar de reacción Hro
Variación de entropía molar
estándar de reacción ΔSro
Variación de energía libre molar
estándar de reacción ΔGro
TERMOQUÍMICA
La termoquímica es la parte de la termodinámica que
estudia la energía calórica asociada a las transformaciones
químicas. Las mediciones calorimétricas de la variación de
entalpía están basadas en la igualdad:
ΔH = Qp
Proceso a presión
constante
2 SO2 (g) + O2 (g) = 2 SO3 (g)
¿Cómo se determina
en una reacción
cualquiera el Hor?
Hro = -198,2 kJ/mol
 = 1mol Estado tipo:
 Presión de 100 kPa
 Temperatura: 298,15 K
Entalpía de Formación Molar Tipo
ΔHf0
Estado tipo:
 Presión de 100 kPa
 Temperatura: 298,15 K
Es el calor absorbido o desprendido cuando se
forma 1 mol de la sustancia a partir de las
sustancias simples, todas en sus estados tipos.
C (s) + O2 (g) = CO2 (g)
Δ Hf0 (CO2, g) =- 393,5 kJ.mol-1
Propiedad intensiva
Entalpía de Formación Molar Tipo
2 P (s) + 3 Cl2 (g)  2 PCl3 (l)
Hro = -635,13 kJ/mol
P (s) + 3/2 Cl2 (g)  PCl3 (l)
Hfo = -317,56 kJ/mol
La entalpía de formación molar de las sustancias
simples en sus estados tipo o estándar es nula.
Hfo (Fe) = 0 kJ/mol
Hfo (O2) = 0 kJ/mol
Entalpía Molar Tipo de Reacción
Δ Hr0 = ∑ x Δ Hf0 (x)
 = 1mol
kJ/mol
Estado tipo:
 Presión de 100 kPa
 Temperatura: 298,15 K
Propiedad intensiva
Calor de Reacción: Qp
Qp= ∑ ξ X Δ Hf0 (x)
Propiedad
extensiva
Qp=  ΔHro
ΔHo
Relación lineal entre la
variación de entalpía y la
extensión de la reacción
ΔrHo
ξ=1 mol
ξ
Calor de combustión
La entalpía de combustión molar (ΔHCo) de una sustancia
se define como el calor evolucionado en la combustión de 1
mol de la misma. Para las sustancias simples, la entalpía de
combustión es igual a la entalpía de formación del óxido,
cuando 1 mol de sustancia produce 1 mol de óxido.
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) = 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
C (s) + O2 (g) = CO2 (g)
ΔHCo(C,s) = ΔHfo (CO2, g) = -393,5 kJ/mol
S8 (rómbico) + 8 O2 (g) = 8 SO2 (g)
Δ HCo(S8) = 8 Δ Hf0 (SO2, g) = 8 (- 296,9) kJ/mol
Ejemplo
• Determine la entalpía de formación molar tipo
del etino (acetileno) tomando en cuenta que
la variación de entalpía de combustión molar
es de – 1 299,6 kJ.
Leyes Termoquímicas
• Ley de Lavoisier-Laplace
El calor desarrollado en la formación de una
sustancia a partir de las sustancias simples, es
igual al calor que la misma absorbe cuando se
descompone en dichos elementos.
ΔHdirecta = - ΔHinversa
Gráfico de Entalpía vs avance de la reacción
H
H
Productos
Reaccionantes
ΔH < 0
Productos
ΔH > 0
Reaccionantes
Avance de la reacción
Avance de la reacción
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Leyes Termoquímicas
• Ley de Hess
El calor que interviene en una transformación
química es el mismo, tanto si la reacción se
verifica directamente en una sola etapa, como
si se realiza en varias etapas
∆Htotal = Σ∆Hetapa
Ejemplo
• Determinar el calor de formación molar tipo
de agua al estado gaseoso si conocemos:
• ∆Hfo (H2O,l) = -285,8 kJ.mol-1
• ∆Hvo (H2O,l) = 44 kJ.mol-1
Entropía de reacción
ΔSr0 = ∑ x So (x)
Entropía molar estándar de reacción. Definido para =1mol
½ N2 (g) + ½ O2 (g) = NO (g)
Δ Sor = [N2 So (N2) + O2 So (O2) + NO So (NO)
Δ Sor = [(−½).(191,6) +(−½).(205,1) + (1)(210,7)] J.K-1.mol-1
Δ Sor = 12,3 J/K.mol
Ca (s) + ½ O2 (g) = CaO (s)
Δ Sor = [Ca So (Ca) + O2 So (O2) + CaO So (CaO)
Δ Sor = [(−1).(41,6) +(−½).(205,1) + (1).(39,7)] J.K-1.mol-1
Δ Sor = – 104,4 J/K.mol
Entropía de reacción
Sr0>0
Sr00
S
S
ΔS = 0
ΔS = 0
Sp0
Sr0
Sp0
Sr0
eq
=1
Avance de la reacción
eq
Avance de la reacción
Condición termodinámica del estado de equilibrio:
Sro = Spo ΔS = 0
=1
Energía libre de Gibbs
Se define la energía libre de formación tipo (Gf0) como el
cambio de energía libre para la formación de 1 mol de la
sustancia en su estado tipo a partir de las sustancias simples
en sus estados tipos. Este valor se determina según las
expresiones:
ΔGfo = ΔHfo – T ΔSfo
ΔGfo = ∑ X Δ Go(x)
La energía libre de formación molar de las sustancias
simples en sus estados tipo o estándar es nula.
Ejemplos
Calcular el cambio de energía libre para la oxidación del
dióxido de azufre gaseoso a trióxido de azufre gaseoso con
dioxígeno.
2 SO2 (g) + O2 (g) = 2 SO3 (g)
.ΔGr0 = [  SO2 Δ G0 (SO2,g) +  O2 Δ G0 (O2,g) +  SO3 Δ G0 (SO3,g)]
ΔGr0 = [(-2)(-300,3) + (-1)(0) + (2)(-371,1)] kJ.mol-1
ΔGr0 = -141,6 kJ.mol-1
Observen que:
Δ Gfo(O2,g)
Ejemplos
Calcular el valor de ΔGro para la siguiente reacción a 298,15 K
usando los datos siguientes:
Sfo(NH3) = − 0,1982 kJ/K.mol y ΔHfo(NH3) = − 92,4 kJ.mol-1
N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)
ΔGfo(NH3) = ΔHfo(NH3) – T ΔSo(NH3)
ΔGfo = -92,4 kJ.mol-1 – 298,15 K (− 0,1982 kJ.K-1mol-1)
ΔGfo = − 33,31 kJ.mol-1
ΔGro= 2 Δgfo(NH3)
ΔGro= 2 (− 33,31 kJ.mol-1)
ΔGro= -66,62 kJ.mol-1
Energía libre de Gibbs
Condición termodinámica del estado de equilibrio:
Gr = Gp
ΔG = 0
dG 0
d
0
Ejemplo
Cuando se queman 4,8 g de metano y se forman
dióxido de carbono y agua, el calor que se
desprende es 267,06 kJ a 25 oC y presión de
100 kPa.
• Calcule la entalpía de combustión del metano.
• Determine la espontaneidad de la reacción.
• Haga un análisis termodinámico de la reacción
de combustión del metano.