Termoquímica: energía, primera ley de la termodinámica, entalpía y ley de Hess

Toda reacción química implica un intercambio de energía: la combustión del gas calienta la comida, una compresa fría instantánea se enfría al activarla y nuestro cuerpo obtiene energía al oxidar los alimentos. La termoquímica estudia el calor que se absorbe o se libera en las reacciones químicas.

Energía

La energía es la capacidad de producir un trabajo o transferir calor. Se presenta en muchas formas (química, cinética, potencial, eléctrica, nuclear, solar, eólica, geotérmica) y puede transformarse de una a otra. En química interesa sobre todo la energía química, almacenada en los enlaces entre los átomos.

Las unidades de energía son el joule (J) y la caloría (cal):

$$1 \text{ cal} = 4.184 \text{ J} \qquad\qquad 1 \text{ kcal} = 4.184 \text{ kJ}$$

Sistema y alrededores

• Sistema: la parte del universo que estudiamos (por ejemplo, los reactivos dentro de un matraz).
• Alrededores: todo lo demás.

Procesos exotérmicos y endotérmicos

Termodinámica y primera ley

La termodinámica estudia las transformaciones de la energía en los procesos físicos y químicos. Su primera ley es la ley de la conservación de la energía: la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.

$$\Delta E = q - w$$

• $\Delta E$: cambio de energía interna del sistema.
• $q$: calor. Positivo si el sistema lo absorbe, negativo si lo libera.
• $w$: trabajo. Positivo si el sistema lo realiza sobre los alrededores (por ejemplo, un gas que se expande y empuja un pistón).

Ejemplo 1: un gas absorbe 800 J de calor y al expandirse realiza un trabajo de 300 J.

$$\Delta E = 800 - 300 = 500 \text{ J}$$

La energía interna del gas aumentó 500 J.

Entalpía (ΔH)

La entalpía es el calor que interviene en una reacción a presión constante, que es como ocurren la mayoría de las reacciones (en recipientes abiertos, a presión atmosférica). Lo que se mide es su cambio, $\Delta H$:

$$\Delta H = H_{\text{productos}} - H_{\text{reactivos}}$$

• $\Delta H < 0$: los productos tienen menos energía que los reactivos; se libera calor (exotérmica).
• $\Delta H > 0$: los productos tienen más energía; se absorbe calor (endotérmica).

• reacción exotérmica

• reacción endotérmica

La «joroba» de las curvas es la energía de activación ($E_a$), la energía mínima que necesitan los reactivos para reaccionar. La estudiarás en la clase de velocidad de reacción.

Ecuaciones termoquímicas

Indican el estado de cada sustancia y el valor de $\Delta H$:

$$\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)} \qquad \Delta H = -890 \text{ kJ}$$

Si la ecuación se multiplica por un número, $\Delta H$ se multiplica por el mismo número; si se invierte, $\Delta H$ cambia de signo.

Calor de formación y calor de reacción

El calor (entalpía) de formación estándar, $\Delta H_f^\circ$, es el calor que se absorbe o libera al formarse 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable, a 25 °C y 1 atm. Por definición, el $\Delta H_f^\circ$ de un elemento en su forma estable ($\ce{O2}$, $\ce{H2}$, $\ce{C}$ grafito, $\ce{Fe}$) es cero.

El calor de reacción se calcula con los calores de formación:

$$\Delta H_R = \sum n\,\Delta H_f^\circ(\text{productos}) - \sum n\,\Delta H_f^\circ(\text{reactivos})$$

donde $n$ son los coeficientes de la ecuación balanceada.

Ejemplo 2: calcula el calor de combustión del metano con estos datos.

$$\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$$

$$\Delta H_R = [(-393.5) + 2(-285.8)] - [(-74.8) + 2(0)]$$

$$\Delta H_R = -965.1 + 74.8 = -890.3 \text{ kJ}$$

Es negativo: la combustión del metano es exotérmica.

Ley de Hess

El cambio de entalpía de una reacción es el mismo si ocurre en un solo paso o en varios: es igual a la suma de los cambios de entalpía de cada paso.

Esto permite calcular el $\Delta H$ de reacciones difíciles de medir, sumando ecuaciones conocidas.

Ejemplo 3: obtención del trióxido de azufre a partir del azufre.

$$\ce{S(s) + O2(g) -> SO2(g)} \qquad \Delta H_1 = -296.8 \text{ kJ}$$

$$\ce{SO2(g) + 1/2O2(g) -> SO3(g)} \qquad \Delta H_2 = -98.9 \text{ kJ}$$

Al sumar ambas ecuaciones, el $\ce{SO2}$ aparece en los dos lados y se cancela:

$$\ce{S(s) + 3/2O2(g) -> SO3(g)} \qquad \Delta H = -296.8 + (-98.9) = -395.7 \text{ kJ}$$

Comprueba lo aprendido

1. Al agregar agua al ácido fosfórico se desprende calor. ¿El proceso es exotérmico o endotérmico?Ver respuestaOcultar respuesta

Exotérmico: libera calor y su $\Delta H$ es negativo.

2. Si la reacción A → B tiene ΔH = −50 kJ, ¿cuánto vale ΔH para B → A?Ver respuestaOcultar respuesta

+50 kJ: al invertir la ecuación, $\Delta H$ cambia de signo.

3. ¿Por qué el calor de formación del O₂ es cero?Ver respuestaOcultar respuesta

Porque es un elemento en su forma más estable; no hay que formarlo a partir de nada más simple.

Practica con los ejercicios resueltos de esta unidad:

Ejercicios de termoquímica, equilibrio y cinética

Referencias

• Chang, R. y Goldsby, K. A. (2017). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.
• Garritz, A. y Chamizo, J. A. (2001). Tú y la química. Pearson Educación.
• Colegio Nacional de Matemáticas. Guía práctica para el examen de ingreso a la universidad. Pearson Educación (temario de referencia).

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