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3. LEY DE HESS
Una reacción química es un proceso en el que unos
átomos que estaban unidos se separan y se unene a
otros.
Una ecuación termoquímica es la escritura de una
ecuación química indicando:
• Estado físico de las sustancias (s, l, g o aq).
• Condiciones en que se realiza el proceso (P y T).
• Energía intercambiada durante el proceso (ΔH).
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Termoquímica
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3. LEY DE HESS
Según la ley de Hess si
una reacción se puede
expresar como la suma
algebraica
de
varias
reacciones, el calor de
esta reacción tiene que
ser igual a la suma
algebraica de los calores
de
las
reacciones
parciales.
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H   H i
i
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3. LEY DE HESS
Primera regla:
El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura
y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente
de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos
(Ley de Hess)

Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...
El valor de H es directamente proporcional a la cantidad
de reactivo o producto
Segunda regla:
H2(g)
+
Cl2(g)
→ 2 HCl (g)
1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g) →
Tercera regla:
H2O (l)
H = -185 kJ
H = -92,5 kJ
HCl (g)
Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales
en magnitud pero de signo opuesto
→
H2 (g) +1/2 O2 (g)
H2 (g) +1/2 O2 (g)
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H= H(1) + H(2) +...
→
H2O (l)
H =
H =
Termoquímica
+285,8 kJ
-285,8 kJ
3
3. LEY DE HESS
Hay dos casos concretos
aplicaciones de la ley de Hess:
0
H reac
. 
interesantes

H 0f 

de
H 0f
•Entalpías de formación:
productos
reactivos
Es la energía de la reacción de formación
de un mol de una sustancia en su estado más
estable (fundamental) a partir de sus elementos
(no de compuestos).


•Entalpías de enlace:
enlaces rotos
enlacer formados
Es la energía necesaria para romper un mol
de dicho enlace.
0
H reac
. 
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H 0 
H 0
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3. LEY DE HESS
Para una reacción química:
aA + bB

cC + dD
se cumple:
Hro = c  Hfo C + d  HfoD – (a  HfoA + b  HfoB)
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3. LEY DE HESS
Hr > 0
Los enlaces que hay que
romper son más fuertes
que los que se forman
Reacción
endotérmica
Hr < 0
Los enlaces que hay que
romper son más débiles
que los que se forman
Reacción
exotérmica
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3. LEY DE HESS
Las variaciones de energía de
una reacción química también se
pueden
representar
gráficamente
mediante
diagramas en los que también se
pueden aplicar la ley de Hess.
En
estos
diagramas
se
representa la entalpía de
formación de los reactivos y de
los productos, la diferencia
entre ambos proporciona la
variación de entalpía d ela
reacción.
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3. LEY DE HESS
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EJERCICIO-EJEMPLO
Calcula el calor de formación del ácido metanoico
(HCOOH), a partir de los siguientes calores de
reacción:
C (s) + ½ O2 (g)  CO (g); ΔH = –110,4 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l); ΔH = –285,5 kJ
CO (g) + ½ O2 (g)  CO2 (g); ΔH = –283,0 kJ
HCOOH(l) + ½O2 (g)  H2O(l) + CO2(g); ΔH = –
259,6 kJ
Representar su diagrama entalpico.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Calcule el calor desprendido cuando se apaga,
añadiendo suficiente cantidad de agua (CaO(s) +
H2O(l)  Ca(OH)2) una tonelada de cal viva.
Datos:
ΔHf H2O(l) = -285,5 kJ/mol.
ΔHf CaO(s) = -634,9 kJ/mol.
ΔHf Ca(OH)2= -985,6 kJ/mol.
Masas atómicas Ca = 40; O = 16.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Calcula la entalpía de
hidrogenación del etileno
para formar etano, según
la reacción:
CH2=CH2 + H2  CH3–CH3
A partir de los datos de la
tabla adjunta.
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Enlace
Ee (kJ/mol)
H–H
436
C–C
347
C=C
620
CC
812
O=O
499
Cl–C
243
C–H
413
C–O
315
C=O
745
O–H
460
Cl–H
432
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
LEY DE HESS
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Termoquímica
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4. SEGUNDO PRINCIPIO DE
LA TERMODINÁMICA
El segundo principio de la termodinámica dice
que en un proceso espontáneo, el desorden
total del sistema y de su entorno siempre
aumenta (es una forma de interpretarlo).
La entropía de un gas es mucho
mayor que la de un líquido o sólido
Ssólido Slíquido Sgas
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4. SEGUNDO PRINCIPIO DE
LA TERMODINÁMICA
La entropía es una magnitud macroscópica que mide el desorden de las
partículas que integran el sistema.
ST  SSistema  SEntorno  0
Es una función de estado.
Se calcula a través del cociente entre el calor transferido reversiblemente y la
temperatura a la que se transfiere.
dQ
dS  reversible
T
T2
dQreversible
 S2  S1    ni Si     ni Si 
T
Pr oductos
Re activos
T1
S  
No es posible transformar totalmente el calor en trabajo (pero sí al revés).
La entropía de una sustancia cristalina perfecta en el cero absoluto (0K) es cero
(es una interpretación del tercer principio de la termodinámica).
La entropía de un sistema aumenta al incrementar la temperatura o el volumen.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Determina la variación de entalpía y de entropía para la combustión del etanol.
Datos:
Hf0(kJ/mol):
etanol(l) = -277,7;
CO2(g) = -393,5;
H2O(l) = -285,8;
S0(J·mol-1·K-1):
etanol(l) = 160,7 ;
CO2 (g) = 213,6;
O2(g) = 205;
H2O(l) = 69,9.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
ENTROPÍA
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5. ENERGÍA LIBRE
Hay dos energías libres (ambas son función de estado):
•Energía libre de Helmholtz (A, función de trabajo):
T cte
A  U  T  S 
A  U  T  S
•Energía libre de Gibbs (G, entalpía libre):
T cte
G  H  T  S 
G  H  T  S
G  G2  G1 
 n G    n G 
i
i
Pr oductos
i
i
Re activos
Las energías libres de todos los elementos en sus estados
estándar son igual a cero a cualquier temperatura.
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5. ENERGÍA LIBRE
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EJERCICIO-EJEMPLO
Determine la energía libre de Gibbs a
25ºC para la reacción de combustión de
1 mol de monóxido de carbono.
H0f (kJ·mol–1)
S0(J·mol–1·K–1)
CO2(g)
–393,5
213,6
CO(g)
–110,5
197,9
O2(g)
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205,0
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
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6. ESPONTANEIDAD
Los procesos espontáneos son aquellos que tienen lugar en un sistema
sin intervención externa de ningún tipo.
Los procesos espontáneos son termodinámicamente irreversibles.
La tendencia de los procesos viene determinada por los dos principios
de la termodinámica:
• El primer principio indica que un sistema tiende a evolucionar hacia
los estados de menor entalpía.
• El segundo principio indica que un sistema tiende a evolucionar hacia
los estados de mayor entropía.
Ambos se conjuntan en las funciones de energía libre.
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6. ESPONTANEIDAD
Las condiciones de equilibrio y espontaneidad son por
tanto:
ΔG=ΔH-TΔS
ΔA=ΔU-TΔS
Equilibrio
ΔG=0
ΔA=0
Proceso espontáneo
ΔG<0
ΔA <0
Proceso no espontáneo
ΔG>0
ΔA >0
T,P=cte
T,V=cte
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6. ESPONTANEIDAD
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6. ESPONTANEIDAD
I Reacciones exotérmicas (H<0)
con aumento de desorden (S>0)
II Reacciones endotérmicas (H > 0)
con aumento de desorden (S>0)

H <0
-T S <0
 G <0 a cualquier temperatura
reacción siempre espontánea
 H >0
 -T S <0
reacción espontánea
a temperaturas altas, y
viceversa
III Reacciones exotérmicas (H < 0)
con aumento de orden (S < 0)

H<0
-T S > 0
Reacciones espontáneas a temperaturas bajas,
y viceversa.
IV Reacciones endotérmicas (H > 0)   H > 0
con aumento de orden (S < 0)
-T S > 0
 G > 0 siempre
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Reacciones no espontáneas
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6. ESPONTANEIDAD
ΔH
ΔH<0
(exo.)
ΔH > 0
(endo.)
ΔH < 0
(exo.)
ΔH > 0
(endo.)
ΔS
T
ΔH-TΔS
ΔH TΔS
ΔS>0
(-)
(+)
ΔG= ΔH -TΔS
ESPONTANEIDAD
ΔG < 0
Espontanea
T↑
ΔH > TΔS
ΔG < 0
Espontanea
T↓
ΔH < TΔS
ΔG > 0
No espontanea
T↑
ΔH < TΔS
ΔG < 0
Espontaneo
T↓
ΔH > TΔS
ΔG > 0
No espontanea
ΔG > 0
No espontanea
ΔS > 0
ΔS < 0
ΔS < 0
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ΔH TΔS
(+)
(-)
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EJERCICIO-EJEMPLO
De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atm
de presión, decide: a) Las que son espontáneas a
todas las temperaturas. b) Las que son
espontáneas a bajas temperaturas y no
espontáneas a altas temperaturas. c) Las que son
espontáneas a altas temperaturas y no
espontáneas a bajas temperaturas.
(1) ½ H2 (g) + ½ I2(s)  HI (g)
H (kJ)
S (kJ/K)
25,94
34,63 · 10-2
(2)
2 NO2(g)  N2O4
–58,16
–73,77 · 10-2
(3)
S(s) + H2(g)  H2S
–16,73
18,19 · 10-2
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
ESPONTANEIDAD
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