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SEMINARIO 3
INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA. TERMOQUÍMICA.
La termodinámica estudia los cambios de energía que acompañan los procesos
físicos y químicos, y las condiciones para la espontaneidad de los mismos. La
termoquímica es una rama de la termodinámica.
1.1. Termoquímica.
La termoquímica es el estudio de los cambios de calor en las reacciones químicas y
en procesos físicos. Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan calor
denominado calor de reacción.. Una reacción exotérmica es aquella que cede calor. Todas
las reacciones de combustión, la neutralización, la condensación, la solidificación son
ejemplos de reacciones exotérmicas. Una reacción endotérmica absorbe calor. La
evaporación, algunos procesos de disolución como la disolución del IK, NH4NO3, son
procesos endotérmicos.
El calor es una forma de transferir energía entre dos cuerpos que están a diferente
temperatura.
La energía se define como la capacidad de realizar un trabajo o intercambiar calor.
Los químicos definen trabajo como el cambio de energía que resulta de un proceso. La
unidad de energía es el joule (J). La caloría (cal) es otra unidad de energía y se define
como la energía necesaria para aumentar 1 ºC la temperatura de 1g de agua. La relación
cuantitativa entre el calor y el trabajo se conoce como equivalente mecánico del calor (1 cal
= 4,18 J ó 1 J= 0,24 cal)
También se usa, principalmente en nutrición la kilocaloría o kcal.
Para analizar los cambios de energía asociados con las reacciones químicas es
necesario definir un sistema que es la parte de universo que se aisla para su estudio.
Un sistema puede ser abierto (intercambia materia y energía), cerrado (intercambia
energía) o aislado (no intercambia ni materia ni energía).
El medio externo al sistema se llama entorno o alrededores, es todo lo que se encuentra
fuera del sistema. La suma del sistema y el entorno conforman el universo.
1.2 Calorimetría:
Es la medición del intercambio de calor. El calor cedido o absorbido por una
reacción se calcula a partir de los cambios de temperatura.
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Las determinaciones del calor absorbido o cedido en una reacción química pueden
realizarse bajo dos condiciones:

a volumen constante en un dispositivo llamado “bomba calorimétrica”.

a presión constante en un dispositivo llamado“calorímetro”.
Un calorímetro es un recipiente aislado térmicamente, en cuyo interior se coloca un
termómetro y un agitador. En general, está formado por un vaso de precipitado recubierto,
una varilla de vidrio, un termómetro y una tapa de corcho o de poliestireno.
El calor de reacción (q) puede calcularse a partir de la ecuación que relaciona el
calor con la variación de temperatura (T):
q = m . Ce . T
donde Ce es el calor específico definido como la cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de 1 g de sustancia en 1 C. Sus unidades son J/ gC y m es la masa del
sistema.
Como parte calor liberado durante la reacción química es absorbido por el calorímetro. Por
ello es necesario calibrar previamente el sistema usando una reacción de la cual ya se
conoce la cantidad de calor que se libera o se absorbe. La ecuación que se aplica en este
caso es:
q = k . T
donde k es una constante que depende de la masa y del Ce del calorímetro, que se llama
constante del calorímetro (k) y cuyas unidades son J/ ó cal/
k = m . Ce
La constante del calorímetro no es otra cosa que la capacidad calorífica (C) que se define
como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un sistema en 1 C. Sus
unidades son J/C.
La calibración del sistema consiste en averiguar la constante del calorímetro, en la
cual intervienen todos los componentes del calorímetro (vaso, agitador, termómetro) por
medio de una reacción química de la cual se conoce el calor liberado y a la que se mide la
variación de temperatura.
q = k . T
Una vez conocido ese valor se realiza la medición de la variación de temperatura de
la reacción cuyo calor quiere averiguarse y se aplica la misma fórmula.
1.3 Entalpía
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La entalpía (H) que se define como el calor liberado o absorbido por reacciones que
ocurren a presión constante (qp). La entalpía es una propiedad extensiva o sea que su
magnitud depende de la cantidad de material presente. Es una función de estado que significa
que el valor depende del estado actual del sistema, y es independiente de la forma en la que
el sistema llegó a ese estado.
Es imposible determinar la entalpía de una sustancia lo que se mide es la variación
de entalpia (H).
Para una reacción química:
H reacción =  H productos -  H reactivos
Puede ser positiva si el proceso es endotérmico o negativa si el proceso exotérmico.
 Entalpía de reacción (Hr): Es el calor que se absorbe o se libera cuando ocurre
una reacción química o un proceso químico a presión constante y temperatura definida.
 Entalpía de reacción estándar (Hr): corresponde a reacciones en las que los
reactivos y productos se encuentran en sus estados estándar, es decir en su forma pura a
1 atm de presión.
 Entalpía estándar de formación molar (Hf): Es la variación de entalpía que
acompaña a la reacción química de formación de un mol de un compuesto a partir de
sus elementos en su estado estándar (a 1 atm y a una temperatura determinada). La
entalpía estándar de formación de un elemento en su estado tipo (su estado más estable)
es cero.
 Entalpía de disolución: Calor absorbido o desprendido al disolver una cierta
cantidad de soluto en una cantidad de solvente.
 Entalpía de dilución: Es la variación de entalpía que acompaña la dilución de una
solución concentrada.
 Entalpía de cambio de estado: Es la variación de entalpía que acompaña al cambio
de estado físico de una sustancia.

Entalpía de combustión: Es la variación de entalpía que acompaña la reacción de
un mol de un compuesto con oxígeno generando dióxido de carbono en estado gaseoso
y agua en estado líquido. El calor de combustión tiene siempre signo negativo por ser
un proceso en el cual se libera calor.
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
Entalpía de neutralización: Es la variación de entalpía que acompaña a la reacción
entre un equivalente gramo de ácido y un equivalente gramo de base, para dar sal y
agua. Ejemplo:
NaOH (ac) + HCl (ac)
OH- (ac) + H+ (ac)
NaCl (ac) + H2O (l)
H2O (l)
Cuando un ácido y una base fuerte reaccionan estequiométricamente para dar lugar a la
formación de una sal muestran siempre la misma entalpía.
OH- (ac) + H+(ac)
H2O (l)
H = - 58,07 kJ/ eq
 Energía de enlace: Es la energía requerida para disociar un mol de enlace de una
sustancia covalente en estado gaseoso en sus átomos en estado gaseoso.
1.4 Leyes de la termoquímica
Ley de Lavoiser y Laplace: “el cambio térmico que acompaña a una reacción química en
una dirección es de magnitud exactamente igual, pero de signo opuesto al que va asociado
con la misma reacción en sentido inverso”.
Una reacción que es endotérmica en una dirección, es exotérmica en la dirección opuesta.
Ley de Hess o ley de la constancia de la suma calórica: “el cambio en entalpía para
cualquier reacción química es constante, sea que la reacción ocurra en uno o en varios
pasos." Otra manera de enunciarla sería “ la variación de entalpía total de una reacción
química es igual a la suma de las variaciones de entalpía de los pasos individuales que
conducen a la reacción total”
2.0 Termodinámica.
2.1 Primera ley de la termodinámica. Definición.
La primera ley de la termodinámica también llamada ley de conservación de la energía
establece que la energía no se puede crear ni destruir sólo se transforma. La expresión
matemática de la Primera Ley de la Termodinámica establece que la variación de la energía
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interna de un sistema es la suma del intercambio de calor (q) entre el sistema y sus
alrededores, y el trabajo (w) realizado por o sobre el sistema.
U = q + w
La variación de energía interna de un sistema (U) va acompañada por un cambio
de energía del entorno igual a -U, de modo tal que la energía total del universo permanece
constante. U es una función de estado y tiene unidades de energía generalmente kJ ó J.
Cuando el volumen se mantiene constante de modo que el sistema no puede
expandirse y realizar trabajo, o sea w = 0, resulta que el U = qv (calor intercambiado a
volumen constante).
Si el sistema puede cambiar el volumen y permanecer a la misma presión, parte del
calor suministrado se usa para aumentar la energía interna y parte se utiliza para el trabajo
de expansión (por convención tiene signo negativo).
Definiendo como cambio de entalpía (H) al calor intercambiado a presión
constante (qp):
U = H - (P V)
H = U + P V = U + nRT
Siendo n : variación del número de moles gaseosos entre productos y reactivos.
T: temperatura en K
R: constante de los gases 8,134 J/K mol
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