Química

Grado en Química, Grado en Enología, Grado en Ingeniería Agrícola

Química
Tema 4. Termodinámica química

4.1. Terminología
4.2. Primera Ley de la Termodinámica. Energía interna y Entalpía
4.3. Termoquímica. Ley de Hess
4.4. Entalpías de formación estándar
4.5. Segunda ley de la Termodinámica
Entropía y Energía Libre de Gibbs
4.6. Tercera ley de la termodinámica. Entropía absoluta
4.7. Aplicaciones prácticas
 Química
Tema 4. Termodinámica química

4.1. Terminología
Termodinámica: rama de la Física que estudia el calor, el trabajo, la energía y los
cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.

Sistema. Es la porción del universo cuyas propiedades deseamos medir. Para

estudiarla, se aísla de las restantes partes del universo, llamadas medio ambiente.

Estado de equilibrio. Es aquel en el cual las propiedades macroscópicas del sistema

(P, T, composición química, etc...) están definidas y no cambian con el tiempo. La
termodinámica nos va a indicar si es posible, en principio, pasar de un estado de
equilibrio a otro dentro del sistema.

Función de estado. Es una propiedad del sistema que tiene cierto valor definido para
cada estado de equilibrio y es independiente de la manera en que se alcanza ese
estado.
Propiedades:
- Al asignar valores a unas cuantas funciones de estado, se fijan
automáticamente los valores de todas las otras (PV= nRT)
- Cuando se cambia el estado del sistema, los cambios en las funciones de
estado sólo dependen de los estados inicial y final del sistema y no de
cómo se logró el cambio. 2
Química
Tema 4. Termodinámica química
Trabajo y calor
Trabajo Calor
Trabajo realizado por el sistema: Calor es la energía que se intercambia
expansión de un gas entre un sistema y sus alrededores como resultado
de una diferencia de temperaturas.
1 cal = 4,184 J

w = -F x d = -(P x A) x h
= -P∆V (con Pext=cte) Criterio de signos
(en Química)
V2
w = − ∫ Pext dV
V1

Las variaciones en el calor y en el trabajo no son funciones de estado.

Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”. 3
Química
Tema 4. Termodinámica química

4.2. Primera ley de la Termodinámica: energía interna y

entalpía.
Energía interna de un sistema (U) es la suma de todas las energías a nivel molecular.
En cualquier proceso, la variación de energía interna del sistema, ∆U, es igual al total
del calor intercambiado, q, y el trabajo realizado por el sistema, w.
“La energía del universo es constante, se conserva” (∆Euniverso= 0)

1er Principio de la ∆U= q + w

Termodinámica

Criterio de signos (en Química)*

*¡Cuidado con el criterio de signos
utilizado en Física! 4
Química
Tema 4. Termodinámica química

Energía interna (U) es función de estado:

Función de estado. Es una propiedad del

sistema que tiene cierto valor definido para
cada estado de equilibrio y es independiente de
la manera en que se alcanza ese estado.

Si V= cte. ⇒ ∆V = 0
y como w = -P∆V = 0

Por tanto, si w = 0 ⇒ ∆U = qv

5
Química
Tema 4. Termodinámica química
Se define una nueva función de estado, entalpía (H):

H = U + PV

Cuando P es constante:

∆H = ∆U + ∆(PV) si P= cte ∆H = ∆U + P∆V = Q +w + P∆V

En una reacción abierta, se realiza un trabajo de expansión sobre el medio ambiente, es

decir, W = – P∆V,
∆H = q – P∆V+ P∆V= qp

Por tanto, el incremento de entalpía es igual al calor intercambiado cuando la

reacción se efectúa a presión constante.

∆H = qp

∆H < 0 Reacción exotérmica

∆H > 0 Reacción endotérmica
6
Química
Tema 4. Termodinámica química

∆H = qp

∆H<0 ∆H>0

Reacción exotérmica Reacción endotérmica

Relación entre ∆U y ∆H
∆H = ∆U + ∆(PV)
- En sólidos y/o líquidos ⇒ V = cte ⇒ ∆V=0 ⇒ ∆H ≅ ∆U
- En gases: ∆(PV) = ∆(nRT) = ∆nRT (T= cte) ⇒ ∆H = ∆U + ∆nRT
7
Química
Tema 4. Termodinámica química

4.3. Termoquímica. Ley de Hess

Termoquímica: rama de la Química que estudia el calor cedido o absorbido
en las reacciones químicas.
Por tanto, la Termoquímica, estudia los cambios energéticos asociados a los procesos
químicos. Para ello, en una reacción, hay que indicar el estado (s, l, g), de los reactivos y
productos, y la temperatura.

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = -889,5 kJ/mol a 25 ºC

Hablamos de: ∆Hcomb (∆Entalpía/calor de combustión)

∆Hfus (∆Entalpía/calor de fusión)
∆Hvap (∆Entalpía/calor de vaporización)
∆Hdisol. (∆Entalpía/calor de disolución)
∆Hocombustión ……
∆Hodisolución

8
Química
Tema 4. Termodinámica química

Leyes de la Termoquímica
 La magnitud de ∆H es directamente proporcional a la cantidad de
reactivo o producto.
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) ∆H = +180,50 kJ
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) ∆H = +90,25 kJ

 El valor de ∆H de una reacción es igual y de signo opuesto, al valor de

∆H de la reacción inversa.
NO(g) → ½N2(g) + ½O2(g) ∆H = -90,25 kJ

 Ley de Hess (1840): La cantidad de calor intercambiada por el sistema G. Henri Hess
(a P constante) a lo largo de una serie de transformaciones sólo depende (1802-1850)
de los estados inicial y final, pero no de la trayectoria seguida.
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) ∆H = +90,25 kJ
NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) ∆H = -57,07 kJ

½N2(g) + O2(g) → NO2(g) ∆H = +33,18 kJ

reac
Problemas-clase n.o 1 9
 Química
Tema 4. Termodinámica química

Capacidad calorífica
Cantidad de calor necesaria para modificar un grado la temperatura
de un Sistema (C, unidades de energía).
– Capacidad calorífica molar, c.
q = n c ∆T
• El sistema es un mol de sustancia
Unidades: J/mol oC

– Capacidad calorífica específica, c. q = m c ∆T

• El sistema es un gramo de sustancia.
Unidades: J/g oC

Problemas-clase n.o 2

Se necesita una cantidad de calor mucho más elevada para aumentar la

temperatura de una muestra de agua que para una muestra de igual masa de un
metal (comparar Pb y agua).

¿Por qué las temperaturas de las zonas con grandes lagos/mar son frescas en
verano y suaves en invierno?

10
 Química
Tema 4. Termodinámica química
Ejemplo:
Calcular la cantidad de calor necesaria para calentar 250 g de agua desde 25 oC a 125 oC

cH2O(l) = 1,0 cal/g ºC

cH2O(g) = 0,47 cal/g ºC
∆Hvap = 9,71 kcal/mol

Q25-100 ∆Hvap Q100-125

H2O(l) H2O(l) H2O(g) H2O(g)
250 g
25 ºC 100 ºC 100 ºC 125 ºC

∆Htotal= qP= q25-100 + ∆Hvap + q100-125 = m c

H2O(l) ∆T + n∆Hvap + m cH2O(g) ∆T

∆H= 250 gx1cal/g ºC x 75 ºC + 9.710 cal/mol x 250 g/18 g/mol + 250g x 0,47 cal/g ºC x 25 ºC =
= 1,57×105 cal = 157 kcal

Problemas-clase n.o 3 11
Química
Tema 4. Termodinámica química

Calorímetro

Un calorímetro es un dispositivo que permite

medir el calor intercambiado por una reacción
química. Consiste en un recipiente con doble pared
entre las que se ha colocado un buen aislante
térmico.

Calorímetro clásico

Tipos.

Clásico
James Dewar
(1842-1923)
Vaso Dewar
Un recipiente con doble pared de vidrio entre las que se ha
practicado un cierto grado de vacío que disminuye la pérdida
de calor por conducción y convección. La pared interna se
encuentra recubierta de una superficie reflectante que evita
en parte la pérdida de calor por radiación.

Vaso Dewar 12
 Química
Tema 4. Termodinámica química

Vaso Dewar

En casa
En el laboratorio

Bomba calorimétrica
La bomba calorimétrica es un aparato empleado para
medir los calores de reacción. Estos sistemas absorben el
calor desprendido por la reacción, se transmite a un
baño de agua que tienen en su exterior.
Es decir, se mide la diferencia de temperaturas del baño
de agua, y el calor necesario para producir esa diferencia
de temperatura proviene exclusivamente del calor Calor
generado por nuestra reacción dentro del reactor.
Se utilizan para medir calores de reacciones que implican
condiciones más complejas (calores de combustión,
13
calores de reacciones gaseosas, etc…)
Química
Tema 4. Termodinámica química

Un funcionamiento ideal de un calorímetro implica el total aislamiento térmico entre el

sistema y los alrededores (reacción y laboratorio, en nuestro caso), así como la no absorción
ni cesión de energía por parte del recipiente durante el proceso que tiene lugar en su
interior.
De esta forma:
∆Hreacc = - qabs-disolución = - m c ∆T

Sin embargo, los calorímetros más usuales presentan un comportamiento no ideal, por lo
que absorben una pequeña parte del calor liberado por la reacción. Necesitamos conocer
la capacidad calorífica del calorímetro (Ccalorímetro).

Así, si la reacción es exotérmica, ∆Hreacc < 0, podemos escribir:

∆Hreacc = - (qabs-disolución + qcalorímetro) =

= - (m c ∆T + Ccalorímetro ∆T)

(Para ver el funcionamiento de una bomba calorimétrica, ver diapositiva n.° 18)
14
Química
Tema 4. Termodinámica química

Ejemplo:
En un calorímetro se mezclaron 50 mL de disolución de sulfato de cobre(II) 0,40 M
con 50 mL de disolución de hidróxido de sodio 0,80 M, (las dos disoluciones y el
calorímetro se encontraban a una temperatura de 23,35oC). Al finalizar la reacción
la temperatura de la mezcla alcanzó los 25,23oC. Calcular la ∆Hreac en kJ/mol de
CuSO4. (Considerar volúmenes aditivos).
CuSO4(ac) + 2NaOH(ac) Cu(OH)2(ac) + Na2SO4(ac)
Datos: Ccalorímetro=24,0 J/oC; ddisolución-mezcla=1,02 g/mL; cdisolución-mezcla≈cagua=4,18 J/g oC
Solución:
La reacción es exotérmica, y el calor generado en la reacción se invierte en aumentar la temperatura de la
disolución y del calorímetro (ambos llegan a la misma temperatura, 25,23ºC).

Qreacc = - qabsorbido = - (qabs-disolución + qcalorímetro) =

= - (m c ∆T + Ccalorímetro ∆T)
gdisolución = (50+50)mL x 1,02 g/mL = 102 g disolución
qreacc= - qabsorbido = - ( [(102 g + 4,18 J/goC x (25,23-23,35) oC] + [24,0 J/oC x (25,23-23,35) oC] ) = - 846 J
Para dar ∆Hreacc necesito conocer los moles que han reaccionado de CuSO4 y ver si existe reactivo limitante.
moles CuSO4= 0,40 M x 0,050 L = 0,020 mol de CuSO4
moles NaOH = 0,80 M x 0,050 L = 0,040 mol de NaOH ⇒ Se encuentran en relación estequiométrica 1:2
∆Hreacc= - 846 J / 0,020 mol CuSO4= - 4,23×104 J/mol = - 42,3 kJ/mol de CuSO4

15
 Química
Tema 4. Termodinámica química

Aplicación de la Termodinámica
Bebidas autocalentables
Se puede diseñar un dispositivo que aproveche el calor liberado por una reacción para calentar una
bebida.
CaO(s) + H2O(l) → Ca(HO)2(s) ∆H = - 64,22 kJ/mol
o
CaCl2(s) + H2O(l) → Ca2+(ac) + 2 Cl-(ac) ∆H = - 82,9 kJ/mol

Bebidas autoenfriables
De la misma forma, eligiendo un proceso endotérmico, se puede enfriar una bebida.
NH4NO3(s) + H2O(l) → NH4+(ac) + NO3-(ac) ∆H = + 6,14 kJ/mol 16
Química
Tema 4. Termodinámica química

Aplicación de la Termodinámica
Botijo
Recipiente de arcilla o barro poroso, de formas redondeadas, que posee
un asa de agarre y dos aberturas, una más ancha para echar el agua
(boca) y otra más estrecha para beber (pitorro o pitón), inclinándolo por
encima de la boca.
El botijo tiene la particular cualidad de enfriar el agua que contiene aun
en los climas más cálidos, ya que puede llegar a reducir su temperatura
interior hasta 10 grados en condiciones óptimas.

 ¿Cómo funciona un botijo?

 El botijo funciona mejor en climas cálidos y secos (sur de la península) y no tan

bien en la zona norte de la península, ¿por qué?

 Los botijos esmaltados, lacados o pintados ¿tienen la misma capacidad

refrescante?

 ¿Podemos comparar la acción de la cantimplora con la del botijo? ¿Cómo

conseguiremos mayor capacidad refrescante para la cantimplora?

17
 Química
Tema 4. Termodinámica química
Métodos para determinar ∆Hreac
Método 1. Medir qp en un calorímetro
• En un calorímetro tradicional, es necesario saber su constante calorimétrica y
aplicar la fórmula anterior: ∆Hreacc = - (m c ∆T + C ∆T)

• En una bomba calorimétrica el calor desprendido por la reacción se transmite a un

baño de agua que tienen en su exterior. El aumento de temperatura del agua está
relacionado con ∆Hreacc pero necesito saber la capacidad de transmisión del calor
del reactor, que será constante y, que denominamos también, constante
calorimétrica de la bomba de calor, ⇒ ∆Hreac = - Ccalorímetro ∆T
Calor
y este ∆T son los grados que aumenta la temperatura del agua.
Por ejemplo, si Ccalorímetro = 5,136 kJ/oC y el baño de agua ha aumentado 3 oC su
temperatura, el calor absorbido por el agua es
Problemas-clase n.o 4 Ccalorímetro x ∆T= 5,136 kJ/oC x 3 oC = 15,41 kJ
y, por tanto, nuestra reacción habrá desprendido: ∆Hreac = - 15,41 kJ

Método 2. Aplicar la Ley de Hess

1
C(s) + O 2 (g ) → CO C(s) + O 2 (g ) → CO 2 (g ) ∆H = -393,5 kJ
2 ∆H = ? Datos:
(g ) 1
CO 2 (g ) → CO(g ) + O 2 (g ) ∆H = +283 kJ
C(s) + O 2 (g ) → CO 2 (g ) 2
∆H = -393,5 kJ
1
CO 2 (g ) → CO(g ) + O 2 (g ) ∆H = +283 kJ
2
1 18
C(s) + O 2 (g ) → CO(g ) ∆H = -110,5 kJ
2
 Química
Tema 4. Termodinámica química

4.4. Entalpías de formación estándar, ∆Hfo

La variación de entalpía de una reacción tiene un valor único solo si se especifican con precisión
las condiciones del estado inicial (reactivos) y el estado final (productos).
De esta forma, se define el estado estándar para un elemento o compuesto puro en las
condiciones de 1 bar* de presión y cantidad estándar (1 mol).
Según IUPAC, la temperatura NO está incluida en el concepto de condiciones estándar termodinámicas, pero
todos los datos termodinámicos tabulados están dados a 25 oC de temperatura, de ahí que se suele incluir en
el concepto de condiciones estándar.

Entalpía estándar de la reacción, ∆H°: La variación de entalpía de una reacción en la que los
reactivos en sus estados estándar pasan a productos en sus estados estándar.

Entalpía estándar de formación (∆Hfo) de una sustancia: Es la variación de entalpía estándar en la

reacción de formación de un mol de la sustancia a partir de sus elementos en el estado en que se
encuentran en condiciones estándar (25 oC y 1 bar*).
1
2 C(s, grafito) + 3 H 2 (g ) + O 2 (g ) → C 2 H 5OH(l) ∆Hfo [C2H5OH(l)] a 25 oC = -277,69 kJ mol-1
2
∆Hfo de los elementos puros en su forma más estable es 0.

* La IUPAC recomienda 1 bar de presión, sin embargo muchas tablas de datos termodinámicos utilizan 1 atm.
Afortunadamente, las diferencias en los datos numéricos son muy pequeñas y pueden ser despreciadas.
19
Química
Tema 4. Termodinámica química
Utilizando los datos de ∆Hfo se puede calcular la variación de entalpía estándar de una
reacción, ∆Η ο:

∆Ho= ∑νprod ∆Hf°(productos) - ∑ νreact ∆Hf°(reactivos)

Métodos para determinar ∆Hreac

Método 3. Utilizar los datos tabulados de ∆Hfo
Ejemplo: 2NaHCO3(s)→ Na2CO3(s)+ CO2(g)+ H2O(l) ∆Hºreac ?

∆Hºreac = ∆Hf°Na2CO3+ ∆Hf°CO2 + ∆Hf°H2O - 2∆Hf°NaHCO3=

(-1130,9) + (-393,5) + (-285,8) – 2x(-947,7) = -85,2 kJ
20
∆Hºreac = - 85,2 kJ
Química
Tema 4. Termodinámica química

Método 4. A partir de las energías de enlace (método aproximado):

Reacción química: proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos.
La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético.

Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para romper enlaces similares en un
gran número de moléculas diferentes ⇒ Están tabuladas.

∆H ≅ ∑ EE (rotos ) − ∑ EE ( formados )

¡Ojo! * Método aproximado ⇒ ESTIMACIÓN

Fiabilidad: ± 10 kJ como máximo
* Sólo es aplicable a reacciones entre gases. 21
 Química
Tema 4. Termodinámica química

4.5. Segunda ley de la Termodinámica. Entropía y energía libre de

Gibbs.
Cambio espontáneo: Aquel que tiende a ocurrir sin necesidad de ser impulsado por una
influencia externa. Una vez comienza, no es necesaria ninguna acción desde fuera del sistema
para hacer que el proceso continúe.
Ejemplos. Oxidación del hierro: 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
Fusión del agua: H2O(s) → H2O(l)

• Si un proceso es espontáneo, el proceso inverso es no espontáneo

• Los dos procesos son posibles, pero el proceso espontáneo se producirá sin intervención
humana (acción externa)
• Espontáneo no es sinónimo de rápido (ej. Fusión de agua a 1 oC o a 90 oC)

Primeras hipótesis: Una reacción exotérmica es espontánea

Ejemplos de procesos espontáneos que son endotérmicos:

H2O(s) → H2O(l) ∆Hfusión (H2O) = + 6,01 kJ/mol

sólido + líquido → disolución ∆Hdisolución > 0

NaCl(s) + H2O(l) → Na+(ac) + Cl-(ac) ∆Hdisolución = +3,9 kJ/mol
La función termodinámica ∆H no sirve como criterio de espontaneidad. 22
 Química
Tema 4. Termodinámica química

Entropía
Se define una nueva función de estado: entropía (S)
La entropía puede considerarse como una medida del desorden (mayor desorden ⇒ mayor valor de S).

• Función de estado
•Mide el “desorden”
Entropía (S) •Unidades: J×K-1
qrev
ΔS =
T

2.o Principio de la Termodinámica

Todos los procesos espontáneos incrementan la entropía del universo.

En cualquier proceso espontáneo, siempre hay un aumento en la entropía del universo, ΔSuniverso>0

ΔSuniverso =ΔStotal = ΔSsist. + ΔSmed. amb. > 0

Criterio de espontaneidad: ∆Suniv > 0 23

Química
Tema 4. Termodinámica química

Ejemplo de procesos espontáneos, que incrementan su entropía:

Disolución

Expansión
H2O
∆S > 0 Cl-(ac)
∆S < 0 Na+(ac)
NaCl

Cambios de estado

Sólido Líquido Gas

Ssólido < Slíquido < Sgas

La entropía mide desorden, es decir, mayor desorden ⇒ mayor valor de S

∆S > 0 el sistema evoluciona hacia un mayor desorden
(sólido → gas ⇒ Sgas tiene más desorden ⇒ ∆S = Sgas - Ssólido > 0)
∆S < 0 el sistema evoluciona hacia un mayor orden
(gas → sólido ⇒ Ssólido tiene más orden ⇒ ∆S = Ssólido - Sgas < 0)
24
Química
Tema 4. Termodinámica química
¿No podríamos disponer de un criterio de espontaneidad (∆Suniv > 0 )
expresado sólo en función de las propiedades del sistema?
• Proceso hipotético: sólo un cambio de volumen, a T y P constante
qrev qmed. amb. = -qp = -ΔHsist.
ΔS =
T ∆Smed. amb = - ∆Hsist / T
Para el universo: ΔSuniv. = ΔSsist + ΔSmed.amb.

TΔSuniv. = TΔSsist + TΔSmed.amb.

TΔSuniv. = TΔSsist – ΔHsist = – (ΔHsist – TΔSsist)

Si el proceso es espontáneo:
– TΔSuniv. = ΔHsist – TΔSsist 2ª ley termodinámica < 0 (*)
ΔSuniverso>0
Para el sistema: Josiah Willard Gibbs
Se define una nueva función de estado: (1839-1903)

G = H – TS G: Energía Libre de Gibbs

25
Química
Tema 4. Termodinámica química

G = H – TS ⇒ Si P y T = cte. ΔGsist = ΔHsist - TΔSsist

Según la ecuación (*) ΔGsist = - TΔSuniverso

Criterio de espontaneidad: ∆Suniv > 0 ⇒ ΔGsist < 0

ΔGsist < 0 (negativo), el proceso es espontáneo.

ΔGsist = 0 (cero), el proceso está en equilibrio (proceso reversible).
ΔGsist > 0 (positivo), el proceso no es espontáneo.

A P y T constantes, el sentido del cambio espontáneo es el sentido de la disminución de G.

Química
Tema 4. Termodinámica química

∆G = ∆H – T∆S

∆H ∆S ∆G ¿Espontáneo?

– + – Sí

– si ∆H>T∆S (T bajas) Sí
– –
+ si ∆H<T∆S (T altas) No

+ si ∆H>T∆S (T bajas) No
+ +
– si ∆H<T∆S (T altas) Sí

+ – + No
 Química
Tema 4. Termodinámica química

4.6. Tercera ley de la Termodinámica. Entropía absoluta.

3er Principio de la La entropía de cualquier sustancia pura

Termodinámica cristalina en el cero absoluto es 0 (S0 K = 0 J K-1)

Se puede definir la entropía de una sustancia en estado estándar, So,

como el incremento de desorden al pasar de 0 K (orden absoluto) a 298 K (25 oC,
temperatura estándar).
∆S0 K→298 K = S298 – S0 = S298 ⇒ So
Entropías a 25 ºC y 1 atm.
⇓
0

Características:
- Sº son siempre positivas
- Todos los elementos tienen Sº > 0, a 25 oC
(diferencia con ∆Hfº)
- Sºsólidos < Sºlíq. < Sºgases

28
Química
Tema 4. Termodinámica química

Los datos de So de los elementos y compuestos se encuentran tabulados

⇒ Podemos calcular la ∆So de una reacción

ΔSo= ∑ νprod So(productos) - ∑ νreact So(reactivos)

Problemas-clase n.o 5

29
 Química
Tema 4. Termodinámica química

4.7. Aplicaciones prácticas

A partir de ∆Hfº y ∆Sº, calculamos la Energía libre estándar de formación, ∆Gfº

∆Gfº: Variación de energía libre estándar de reacción para la formación de un

mol de la sustancia a partir de sus elementos en su estado más estable a 25 oC y 1 atm
(≈1 bar) de presión. (Unid: J×mol-1)

ΔGfo = ∆Hfo - TΔSo

Todos los valores de ∆Hfº, Sº y ∆Gfº están tabulados.

Apéndice D (selección)

Problemas-clase n.o 6 y 7 30
Química
Tema 4. Termodinámica química

Apéndice D (selección)

31
 Química
Tema 4. Termodinámica química

En una reacción podemos calcular ∆Gº de dos maneras, según los datos
disponibles:
 Conocidos ∆Gfº de los componentes de la reacción ⇒ Calculo ∆Go

ΔGo = ∑ νprod ΔGfo(productos) - ∑ νreact ΔGfo(reactivos)

 Conocidos ∆Hfº y ∆Sº de los componentes de la reacción ⇒
⇒ Calculo ∆Hº y ∆Sº para la reacción ⇒ ∆Gº
Compuestos ⇒ Reacción
∆Hfo → ∆Ho
So → ∆So ∆Go = ∆Ho - T ∆So

En función de los valores obtenidos:

• Si ∆Gº < 0 reactivos → productos: espontánea

• Si ∆Gº > 0 reactivos → productos: no espontánea
(reactivos ← productos: espontánea)
• Si ∆Gº = 0 reactivos ↔ productos: estado de equilibrio

Problemas-clase n.o 8 y 9 32
 Química
Tema 4. Termodinámica química

Problemas clase Tema 4

1. Calcular la variación de entalpía de la reacción de hidrogenación del eteno a etano, a partir

de las variaciones de entalpía de combustión del eteno (-1411 kJ/mol), del etano
(-1560 kJ/mol) y del hidrógeno (-286 kJ/mol).
Sol.: -137 kJ/mol

2. Dos objetos (A y B) de la misma masa absorben la misma cantidad de calor cuando se

calientan a la llama, pero la temperatura de uno (A) aumenta más que la temperatura del otro
(B) ¿Cuál tiene mayor calor específico?
3. ¿Cuál será el volumen de agua (21 oC) que podrá ser llevada a ebullición y convertida en
vapor a 100 oC, al quemar 150 kg de metanol, teniendo en cuenta que se aprovecha el 83% del
calor desprendido?
Datos: ∆Hv (H2O)= 539,5 cal/g; c (H2O)= 1,00 cal/g K; ∆Hcomb (CH3OH)= -726 kJ/mol
Sol: 1,09×103 L

4. En una bomba calorimétrica se queman 1,13 g de carbono puro en exceso de oxígeno,

elevándose la temperatura desde 24,64 oC hasta 31,09 oC. Calcular la cantidad de calor
desprendida cuando se quema un mol de carbono sabiendo que la capacidad calorífica del
calorímetro es 5,71 kJ/oC.
Sol: 391,4 kJ

33
Química
Tema 4. Termodinámica química

5. Razonar el signo y determinar ∆So de la oxidación del hierro a 25 oC. Sol: -549,4 J/K
4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)
So (J/K mol) 27,3 205 87,4

6. Determinar si la oxidación del hierro es espontánea a 25 oC. 4 Fe(s) +3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)

Sol: Sí ∆Hfo (kJ/mol) - 824,2
So (J/K mol) 27,3 205 87,4
7. Calcular ∆Go para la combustión de la glucosa.
C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
∆Gfo (kJ/mol) -910,28 -394,42 -237,18
∆Hf (kJ/mol)
o -1268,45 -393,51 -285,84
S (J/K mol)
o 212,1 205 213,66 69,91
Sol: -2879,32 kJ

8. Calcula a partir de qué temperatura será espontánea la descomposición del carbonato de

calcio: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g), si para esta reacción, ∆Ho = +177,8 kJ y ∆So= 160,5 J/K.
Sol: 1108 K

9. En la reacción siguiente se sabe que ∆So = -130 J/K y ∆Ho= -125,5 kJ.
C8H16(g) + H2(g) → C8H18(g)
Calcular la variación de energía libre estándar para dicha reacción e indica si es espontánea.
Sol: -86,8 kJ

34
Química
Tema 4. Termodinámica química

Las figuras se han obtenido de R. H. Petrucci et al. Química general, 10ª ed.-Ed. Pearson, 2011
35