INTRODUCCIÓN A LA
TERMODINÁMICA y a la
TERMOQUÍMICA
• Energía interna, calor y trabajo
Termodinámica
Energía es la capacidad de producir trabajo o más
ajustadamente LA ENERGÍA SE RELACIONA CON LA
CAPACIDAD DE PRODUCIR TRABAJO, lo cual
prefigura un concepto más amplio y adecuado.
Termodinámica es el estudio de las
transformaciones e intercambios de la
energía, entendida esta como la capacidad de
un sistema para realizar un trabajo o para
suministrar calor.
Sistema y entorno
ENTORNO es la zona del universo que interactúa con
el sistema.
SISTEMA
ENERGÍA
Sistema + Entorno (O Medio Ambiente) = UNIVERSO
Sistemas químicos
PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA
La Ley de Conservación de la Energía es una de las
formas de expresión de la Primera Ley de la
Termodinámica.
Se puede visualizar en una forma muy sencilla con
los conceptos de ENERGÍA ACUMULADA y ENERGÍA
INTERCAMBIADA O EN PROCESO DE INTERCAMBIO
o también ENERGÍA EN TRÁNSITO
Es final - Es inicial = SEi o lo que es igual
SEs = SEI
Em a (Ene rgía de l m ed i o am b i ente)
SISTEMA
Eac
S EI
pierde
{
( Energía
acumulada)
ENTORNO o MEDIO AMBIENTE
gana
ENERGÍA INTERNA
La Energía Interna (E) se define en la bibliografía
como TODAS LAS FORMAS DE ENERGÍA DE UN
SISTEMA, DISTINTAS DE LAS QUE RESULTEN DE SU
POSICIÓN EN EL ESPACIO (Energía potencial, que se
supone constante).
Nosotros además agregamos que también SE DEBE
DESCARTAR LA ENERGÍA CINÉTICA GLOBAL DEL
SISTEMA.
Energías que componen la energía interna
ENERGÍAS INTRAMOLECULARES
1.- Nuclear
2.- Electrónica
3.- Traslacional
4.- Vibracional
5.- Rotacional
(3, 4, y 5 son las Energías
Térmicas)
Energías que componen la energía interna
ENERGÍAS INTERMOLECULARES
1.- Fuerzas de atracción interiónicas (sales).
2.- Fuerzas de atracción ion-dipolo.
3.- Unión por puente de hidrógeno.
4.- Fuerzas de atracción dipolo-dipolo.
5.-Fuerzas de atracción entre iones o dipolos-moléculares
polarizables.
6.- Fuerzas entre dipolos instantáneos-dipolos inducidos
(London).
7.- Fuerzas hidrofóbicas.
8.- Fuerzas de repulsión.
Calor
• Energía que se transfiere de un objeto a otro
debido a una diferencia de temperatura
C  m c  n c'
Capacidad
Calorífica
Q  C T
Calor específico
Calor
específico molar
C = [J/ºK]
1cal=4.184 J
• Una caloría es el calor necesario para elevar la
temperatura de 1g de agua 1ºC.
Calor. Convenio de signos
Q>0
Sistema
Q<0
Calor absorbido
por el sistema
Calor cedido
por el sistema
ENDOTÉRMICO POSITIVO (+)
EXOTÉRMICO NEGATIVO (-)
Trabajo
• Ejemplo: gas expansionado contra un pistón móvil
w=Fxd
= (P x A) x h
W   P dV
= PV
w = -PextV
•w = - Pext . V
Trabajo como forma de intercambio de energía
El trabajo efectuado
en la expansión desde
el estado inicial hasta
el estado final es el
área bajo la curva en
un
diagrama
PV.
Proceso casi estático
significa que el proceso
ocurre lentamente y
en todo momento el
sistema
esta
en
equilibrio.
¿El proceso puede ser reversible?
Sí, siempre qué: Pext = Pinterna
o mejor: Pext = Pinterna + dP
dP = diferencial de presión o sea un incremento de
presión infinitesimal.
Sólo entonces cuando ello ocurra estaremos en
presencia
de
un
PROCESO
REVERSIBLE
TERMODINAMICAMENTE el cual en todo momento
debe estar en EQUILIBRIO.
• no
1000 g
agua
El entorno es
un baño a 21º
1000 g
cuy a temperatura s e mantieagua
ne cons tante
a pes ar de ceder calor hacia
el s is tema
T(i) = 20°C T(f) = 21°C
q = 999,43cal w=0
E = q + (-)w = 999,43 cal
de
agitador
mecánico
T(i) = 20°C T(f) = 21°C
q=0 w = +4181,6 J = +999,43 cal
E = 0 + 999,43 cal = 999,43 cal
De aquí surgen dos hechos inmediatos:
a.- E (energía interna) es una FUNCIÓN DE ESTADO.
b.- q (calor) en un caso tiene un valor finito y en el otro vale cero por que los
caminos son distintos, y lo mismo ocurre con w (trabajo).
El calor y el trabajo dependen necesariamente del CAMINO que se
sigue y por lo tanto NO SON FUNCIONES DE ESTADO.
Primer principio de la Termodinámica
• El calor añadido a un sistema es igual a la
variación de energía interna del mismo más el
trabajo realizado por el sistema:
Q  U  W
• Variaciones infinitesimales:
dQ  dU  dW
Aplicaciones del primer Principio.
Proceso isobárico
• Isobárico  P=cte
p
Q  C p (T2  T1 )
W  p(V2  V1 )
U  Cv (T2  T1 )
V1
n=1
V2
V
Proceso isocórico
• V= constante
p
Q  U  Cv (T2  T1 )
W 0
P2
P1
V
U  Cv (T2  T1 )
Proceso isotermo (Gas ideal)
• T =constante
V2
Q  W  nRT ln
V1
V2
W  nRT ln
V1
U  0
p
V1
V2
V
Trayectoria = Camino que sigue el sistema cuando su estado ,
las funciones de estado, cambia con el tiempo

PROCESO termodinámico
Tipos de
procesos
• Isotermo
• Isobarico
• Isocorico
• Adiabático
• Cíclico
(T = cte)
(P = cte)
(V = cte)
(Q = 0)
(estado final = estado inicial)
Reversible
(sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio;
un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir
el proceso).
Irreversible
(un cambio infinitesimal en las condiciones no produce un
cambio de sentido en la transformación).
Proceso Cíclico
Es un proceso que empieza y termina en el mismo estado. En
este caso el cambio de energía interna es cero y el calor
agregado al sistema debe ser igual al trabajo realizado durante el
ciclo, entonces:
U = 0
y
Q=W
Expansión contra el vacio. Si la presión externa es cero, de
la expresión •w = - Pext . V se deduce que W = 0. Durante la
expansión libre no se realiza trabajo. Si el proceso es isotérmico,
 U = 0 por ende Q = W = 0 .
Trabajo “no-útil” y “útil”
Expresión general del trabajo:
Se integra la ecuación y se llega a una
expresión tal como:
w
 nRT 
MAX
V
2
V
1
dV
V
 nRT * ln
V
2
V
1
 nRT * ln
P
1
P
2
Primera ley o Primer Principio
Esta sumatoria de energías intercambiadas, es
como su nombre lo indica EI = calor + trabajo.
Esto es, la energía en forma de calor que se
ganó o perdió más la energía en forma de
trabajo que se ganó o perdió.
Primera ley o Primer Principio:
CEDIÓ CALOR (EXOTÉRMICO) LUEGO PERDIÓ ENERGÍA INTERNA
REALIZÓ UN TRABAJO (POR EL SISTEMA) LUEGO PERDIÓ ENERGÍA INTERNA
Em a (En e rg ía d e l m e d i o a m b i e n te )
SISTEMA
Eac
S EI
{
( Energía
acumulada)
ENTORNO o MEDIO AMBIENTE
q(pierde)
w (pierde)
Primera ley o Primer Principio:
Por lo tanto:
SEI = E = q + w
Primera ley o Primer Principio:
RECIBIÓ CALOR (proceso endotérmico) AUMENTANDO SU ENERGÍA.
RECIBIÓ UN TRABAJO (sobre el sistema) AUMENTANDO SU ENERGÍA.
Em a (Ene rgía de l m ed i o am b i ente)
SISTEMA
Eac
S EI
{
( Energía
acumulada)
ENTORNO o MEDIO AMBIENTE
q (gana)
w (gana)
Primera ley o Primer Principio:
Por lo tanto:
SEI = E = q + w
EXPRESIÓN DE LA PRIMERA LEY CONSIDERANDO LOS
TRABAJOS POSIBLES
E = SEI = Es = q + wexp + wútil
Esta expresión no se usa, al menos en los
cursos introductorios de Termodinámica
SIEMPRES SE USA ESTA EXPRESIÓN
E = SEI = Es= q + wexp
El calor en las transformaciones isobáricas
ENTALPÍA
Una transformación isobárica es aquella que se verifica a P = cte.
Podemos escribir entonces si sólo hay trabajo de expansión (o
compresión):
E = qp + w = qp + (-p V) = qp + [- p (Vf - Vi)]
Analicemos término por término:
E es independiente del camino
p es independiente del camino
Vf es independiente del camino
Vi es independiente del camino
Luego V será también independiente del camino
DEBEMOS CONCLUIR QUE qp EN ESTE CASO SERÁ TAMBIÉN
FUNCIÓN DE ESTADO (CUIDADO NO GENERALICE YA QUE ES UN
EJEMPLO PARTICULAR).
ENTALPIA
E = qp + [-(P V)] = qp + [-(P VB - P VA)]= EB - EA
qp = (EB + P VB) - (EA + P VA)
Todos estos términos dependen del estado del sistema y no del
camino.
Al término "P.V" se lo llama Energía de volumen.
E + P.V = CONTENIDO DE CALOR A PRESIÓN CONSTANTE,
TAMBIEN LLAMADO ENTALPIA (H)
∆H = ∆E + PV
Un cambio en la entalpia de un sistema es igual al calor
absorbido o cedido a presión constante
ENTALPIA
LUEGO DEFINIMOS ENTALPIA (H) COMO LA SUMA DE
LA ENERGÍA INTERNA MÁS LA ENERGÍA DE VOLUMEN
EN UN INSTANTE DEFINIDO (RECUERDE QUE LOS TRES
TÉRMINOS NO DEPENDEN DEL CAMINO).
H = E + [- P. V]
y
qp = HB - HA = H
Transformaciones isócoras
Cuando V = 0 (cero) se encuentra que E = qV
y por lo tanto no depende del camino, siendo:
EV = HV
Cuando las reacciones químicas tiene lugar a presión constante
en vasos abiertos a la atmósfera, el calor que se libera o que se
requiere puede igualarse al cambio de entalpía del sistema.
Un calorímetro a presión constante mide cambios de entalpía.
Un calorímetro a volumen constante mide cambios de energía
interna.
(H) Entalpía
• Propiedad extensiva, su magnitud depende de la
cantidad de materia presente. Se mide sólo el
cambio.
• La entalpía sirve para medir el calor liberado o absorbido en
una reacción.
• Entalpía de reacción: es la diferencia entre entalpías de
los productos y las entalpías de los reactivos.
H = S n H (productos) – S n H (reactivos)
Capacidad calorífica
Definimos la Capacidad calorífica como la
cantidad de calor necesario para elevar en
un grado la temperatura de un sistema.
q
q
C

T2  T1 T
(J/ºC) o (J/K) (o cal en lugar de J)
Capacidad calorífica
Calor específico: calor necesario para elevar en
un grado la temperatura de 1 g de sustancia.
Calor molar: calor necesario para elevar en un
grado la temperatura de 1 mol de sustancia.
Capacidades caloríficas (1)
• La capacidad calorífica nos da información
sobre la energía interna Estructura
molecular.
• Capacidades Caloríficas en gases.
dQ  dU  Cv dT
Proceso isócoro
dU
Cv 
dT
Ecuación
válida
para
cualquier
proceso
Capacidades caloríficas (2). Gas Ideal
dQ  dU  pdV
Proceso isóbaro
dQ dU
dV

p
dT dT
dT
• Relación entre Capacidades Caloríficas en gases
ideales.
C p  Cv  nR
Ecuación válida
para cualquier
proceso
dH
Cp 
dT
Capacidad calorífica
LOS Cp y los Cv SON CARACTERÍSTICOS DE LAS SUSTANCIAS EN
CONDICIONES DE PRESIÓN O VOLUMEN y TEMPERATURA
DEFINIDOS
Capacidad calorífica de los gases ideales
3
Cv  . R
2
3
5
Cp  R  R  R
2
2
n=1
Capacidades caloríficas en gases y grados de
libertad (2)
GASES MONOATÓMICOS
GASES DIATÓMICOS
l = 3 (traslación)
l = 3 (tras.) + 2 (rot.)
3
Cv  nR
2
5
C p  nR
2
5
Cv  nR
2
7
C p  nR
2
Además pueden vibrar y añadir un
grado más de libertad a
temperaturas altas
Gases ideales vs gases reales
La tabla muestra algunos valores de Cp y Cv expresados en
cal/grado.mol y que fueron hallados a 25°C
GAS
Ar
He
H2
O2
CO2
SO2
Cp
4,97
4,97
6,90
7,05
8,96
9,40
Cv
2,98
2,98
4,91
5,05
6,92
7,30
TERMOQUÍMICA
ET = COMPONENTE TÉRMICA O ENERGÍA
TÉRMICA
EQ = COMPONENTE QUÍMICA O ENERGÍA
QUÍMICA
ES= ENERGÍA DEL SISTEMA = ET + EQ
Entalpía del cambio Físico
• Un cambio de fase en el cual las moléculas se separan aún
más, como la vaporización, requiere de energía y por
consiguiente es endotérmico. Los cambios de fases que
aumentan el contacto molecular, como la congelación son
exotérmicos.
• La diferencia en la entalpía molar entre los vapores y
líquido de una sustancia se denomina entalpía de
vaporización ∆Hvap
• ∆Hvap = H (vapor) – H (líquido)
Entalpía del cambio Químico
ENERGÍA TÉRMICA Y ENERGÍA QUÍMICA
qV = E = ET + EQ
qP = H = HT + HQ
Si realizamos la experiencia, reacción química a temperatura
ambiente Et = 0. Por tanto sólo nos estaremos concentrando
en los cambios que se producen producto de la reacción
ESTADOS NORMALES
POR CONVENIO INTERNACIONAL SE ESTABLECIERON LAS
CONDICIONES FÍSICAS BAJA LAS CUALES SE DEFINEN LOS
ESTADOS NORMALES O ESTÁNDAR:
• ESTADO NORMAL DE UN GAS (puro):
1 atm y 25 ºC
• ESTADO NORMAL DE UN LIQUIDO (puro):
1 atm y 25 ºC
• ESTADO NORMAL DE UN SÓLIDO ( ** ):
1 atm y 25 ºC
( ** ) sólido puro y forma cristalina más estable
ENTALPÍA DE LAS SUSTANCIAS PURAS
Sabiendo que la entalpía de una sustancia no se puede
calcular, el camino es establecer una CONVENCIÓN
ARBITRARIA
LA ENTALPIA DE UNA SUSTANCIA QUÍMICA
ELEMENTAL EN SU ESTADO NORMAL O ESTÁNDAR
VALE CERO.
H0 = 0
EL EXPONENTE 0 SIGNIFICA QUE LOS ELEMENTOS SE
ENCUENTRAN EN ÉL ESTADO ESTÁNDAR
ENTALPÍA DE LAS SUSTANCIAS PURAS
A 1 atm y 25 ºC, el azufre rómbico (sólido), el
cobre sólido, el bromo líquido, el O2 gaseoso, el
H2 gaseoso y el Na sólido tienen ENTALPIA
IGUAL A CERO (0).
Pero el O (g), el H (g), el Br (g) NO TIENEN
ENTALPÍA CERO (0).
ENTALPÍA DE LAS SUSTANCIAS PURAS
¿Cuándo es válido ésta definición?
• a) Se trabaja a temperatura constante (que se elige
arbitrariamente, como por ej. 25 º C).
• b) Si hay calentamiento o enfriamiento se debe elegir
otra temperatura a la cual H°=0.
ENTALPÍA DE LAS SUSTANCIAS PURAS
• c) Sólo las entalpías de sustancias elementales (no de los
compuestos) en sus estados más estables es cero.
Ej. H(g) (hidrógeno monoatómico en estado gaseoso) no
tiene entalpía igual a cero.
Hg (s) tampoco tiene entalpía igual a 0 (ya que su forma
más estable es la líquida)
En los dos ejemplos las sustancias se encuentran a 25 ºC
y 1 atm.
ENTALPÍA DE LAS SUSTANCIAS PURAS
• d) No se llevan a cabo transmutaciones nucleares ya
que sino llegaríamos al absurdo de que una reacción
como la que sigue no liberaría energía:
2 H2(g)
He (g) donde ambas sustancias
tienen de acuerdo con la convención indicada más
arriba: H° = 0
Pero esta reacción libera una cantidad muy
importante de energía: es la FUSIÓN NUCLEAR
(reacción que produce energía en el sol)
2.
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE REACCIÓN.
Entalpía estándar de reacción (HTº): H de la reacción a T, cuando
los números estequiométricos de moles de los reactivos puros,
separados y en sus estados estándar a T, se transforman en los
números estequiométricos de moles de los productos puros,
separados, en sus estados estándar a la temperatura T.
c C + d D + ….
a A + b B + ….
0
H0T  H0f ,T  Hi,T
 (cH0C,T  dH0D,T  ...)  (aH0A,T  bH0B,T  ...)
H   i H
0
T
0
i,T
Para hacer el balance energético se considera que las reacciones tienen
lugar hasta el consumo total de los reactivos
Entalpía de las reacciones
H ( kJ )
S 
(ENTALPIA) de los reactivos
 
de la reacción
S
(ENTALPIA) de los productos
Entalpías de formación
H ( kJ )
C
+ 2 H
(g)
grafito
2
  f =
a 1 atm y 25 oC
-74,78 kJ/mol
CH
4
(g)
a 1 atm y 25 oC
Entalpías de formación
H ( kJ )
C
H
2
(g)
a 1 atm y 25 oC
2
 ° f =
+228,18 kJ/mol
2 C
+ H (g)
grafito
2
a 1 atm y 25 oC
H0f,T (C2 H5OH(liq) )  ?
Entalpía normal de formación a T:
1
2C(grafito,T,P )  3H 2 ( gas,T ,P ) 
0
0
2
O 2 ( gas,T ,P
0
)
 C 2 H 5 OH (liquido,T,P
0
)
H0T  H0f ,T (C2H5OH(liq) )  2H0f ,T (C(graf ) )  3H0f ,T (H 2(g) )  1 H f0,T (O2(g) )
2
(medida experimental)
Hfº (O2, gas, 25ºC) = 0 kJ×mol-1
Hfº (C, sol, 25ºC) = 0 kJ×mol-1
Hfº (H2, gas, 25ºC) = 0 kJ×mol-1
H25ºCº (C2H5OH, liq ) = -277.69 kJ×mol-1
Se miden algunas Hf,Tº, y se tabulan, lo que permite calcular las entalpías normales
de reacción HT0 :
H T 
0

prod
 prod H f,T (prod) 
0

reac
 reac H f,T (reac)
0
• La reacción de formación del agua se escribirá en forma
completa como:
2H2(g) + O2(g) g 2 H2O(g)
• Los calores de reacción están referidos a condiciones
estándar de presión y temperatura (1 atmósfera y 298 K)
señalándose el estado físico.
• La ecuación química resultante de añadir toda esta
información recibe el nombre de ecuación
termoquímica.
• Hfº (H2, gas, 25ºC) = 0 kJmol-1
Hfº (O2, gas, 25ºC) = 0 kJ×mol-1
LEYES DE LA TERMOQUÍMICA
Primera Ley o Ley de Lavoisier-Laplace
"EL CALOR NECESARIO PARA DESCOMPONER UNA
SUSTANCIA EN SUS ELEMENTOS ES IGUAL AL CALOR
LIBERADO CUANDO DICHA SUSTANCIA SE FORMA A
PARTIR DE SUS ELEMENTOS"
LEYES DE LA TERMOQUÍMICA
• H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H°f= - 241,60 kJ/mol
De acuerdo a esta primera ley podemos
escribir
• H2O(g)
H2(g) + ½ O2(g)
H°-1= + 241,60 kJ/mol
LEYES DE LA TERMOQUÍMICA
Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess
En 1840 Hess postuló una ley absolutamente empírica:
"el calor liberado a presión o volumen constante en
una reacción química dada es una constante
independientemente del número de etapas en que se
realiza el proceso químico."
Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess
C (s)(grafito) + ½ O2(g)
CO(g) H°r= ?
Reacción difícil de lograr en el laboratorio: se aplica Hess
(1) C (s)(grafito) + O2(g)
(2) CO (g) + ½ O2(g)
CO2(g) H°1= - 393,75 kJ/mol
CO2(g) H°2= - 282,98 kJ/mol
Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess
¿Qué podemos hacer con estas reacciones?
En primer lugar apliquemos la primera ley a la reacción (2)
que quedará:
(-2) CO2(g)
CO(g) + ½ O2(g) H°-2= 282,98 kJ/mol
De acuerdo a Hess podemos sumar la reacción (1) y la (-2)
(1) C(s)(grafito) + O2(g)
CO2(g)
(-2) CO2(g)
CO(g) + ½ O2(g)
C(s) (grafito) + O2(g) + CO2(g)
CO2(g)+CO(g)+½ O2(g)
C(s)(grafito) + ½ O2(g)
CO(g)
Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess
¿Y el H°r ?
Para su cálculo se procede de idéntica manera
que la realizada arriba con las ecuaciones:
H°1 + H°-2= -393,75+282,98 = - 110,77
kJ/mol
H°r= - 110,77 kJ/mol
LEYES TERMOQUÍMICAS.
Ley de Hess
Consecuencia del 1º Principio de la Termodinámica
La energía intercambiada en forma de calor en una reacción química es la misma
tanto si la reacción ocurre en una etapa como si ocurre en varias.
1
C (s)  O2 (g)  CO (g)
2
H = -110.5 kJ
C (s)  O2 (g)  CO2 (g)
H = -393.5 kJ
1
CO2 (g)  CO (g)  O 2 (g)
2
H = +283 kJ
H = -110.5 kJ
H: función de estado
Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess
• Lo mismo se puede graficar con un CICLO
C(s)(grafito) + ½ O
2
r
(g)
CO(g)
1
+ ½O
2
-2
(g)
-½O
CO
2
(g)
2
( g)
Entalpías de combustión
C3H8(g) + 5 O2(g)
3 CO2(g) + 4 H2O(l)
El calor que se produce es de 2217,90 kJ/mol.
Como se mide a 25ºC y 1 atm, ese valor
es la ENTALPIA ESTÁNDAR DE COMBUSTIÓN:
H°c= -2217,90 kJ/mol
ENTALPÍA DE REACCIÓN
• Entalpía de Combustión H en la reacción de oxidación de una sustancia, para dar CO2,
H2O y N2 si la sustancia está constituida por C, H, y N
Ej: Combustión de la glucosa en la actividad celular
C6 H12O6 (s)  6O2 (g)  6CO2 (g)  6H2O(l)
H 0298K  2808KJ / mol
Fermentación anaeróbica
encimas
C6 H12O6 (s) 
 2CH3CH(OH)COOH(s)  6H 2O(l)
2CH3CH(OH)COOH(s)  6O2 (g)  6CO2 (g)  6H2O(l)
H 0298K  2688KJ
• Entalpía de Enlace H en la reacción de ruptura (formación) de un enlace químico
(depende de la estructura del resto de la molécula)
H0 (HO  H)  494KJ / mol
H0 (O  H)  428KJ / mol
A partir de entalpías de enlace se puede estimar la entalpía de reacción
Reacción química:: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos.
Puesto que la entalpía de enlace depende de la molécula se tabulan valores promedio
H   EE(rotos)   EE(formados)
H
H
H C H + Cl Cl
H C Cl + H Cl
H
H
H = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ
Ejemplo:
2 H2O2(l) + N2H4(l)  N2(g) + 4 H2O(g)
Enlace
Energía de enlace (kJ/mol)
O–H
460
O–O
142
N–H
386
N–N
247
NN
942
Hay que romper:
H
O
2 x EE(O – H) = 920 kJ
1 x EE(O – O) = 142 kJ
Total
O
H
= 1062 kJ
H
4 x EE(N –H) = 1544 kJ
1 x EE(N – N) = 247 kJ
Total
= 1791 kJ
H
N
N
H
H
Energía total para romper enlaces = 3915 kJ
Se forman:
1 x EE(NN) = 942 kJ. Formación de 1 mol de N2
2 x EE(O – H) = 920 kJ. Formación de 1 mol de H2O.
Como se forman 4 moles de agua 4 x 920 = 3680.
Energía total liberada en la formación de los productos = 4622 kJ
Balance global de energía = Hr = -707 kJ
Variación de las Entalpías de
Reacción con la Temperatura
Kirchhoff (1824-1887)
Variación de las Entalpías de
Reacción con la Temperatura
H2 (g) + ½ O2 (g)
Temperatura (K)
H2O (g)
Ho rn (kJ/mol)
291
- 241,7
298
- 241,8
308
- 241,9
1000
- 248,7
2000
- 258,5
T2
H rn(T 2)  H rn(T 1)  


T1
Cp dT

H rn(T 2)  H rn(T1)  Cp T2  T1 


Compuesto
C (graf)
CO2 (g)
H2O (l)
N2 (g)

Cp (J/K mol)
8,53
37,1
89,1
29,1
Entalpía de reacción y energías de enlace
Una reacción química supone la ruptura de algunos enlaces
de los reactivos, la reordenación de los fragmentos que se
generan en esa ruptura y la formación de nuevos enlaces.
Ruptura: supone aporte energético
Formación: supone desprendimiento de energía
Balance. Reacción endotérmica o exotérmica
La entalpía necesaria para romper un enlace se
denomina entalpía de enlace.
Reactivos gaseosos  átomos gaseosos  productos gaseosos
H(ruptura de enlace) = SEE(reactivos)
H(formación de enlace) = -SEE(productos)
Hr = H(ruptura de enlace) + H(formación de enlace) =
= SEE(reactivos) - SEE(productos)
Equivalente Mecánico del Calor
1 caloría (energía calórica) =
4,183 Joules (enegía mecánica)