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Quemar gas calienta la cocina; disolver nitrato de amonio en agua la enfría (así funcionan las bolsas de frío instantáneo). Toda reacción química intercambia energía con su entorno. La termoquímica mide ese intercambio con la entalpía, y con la entropía y la energía libre de Gibbs responde a una pregunta aún más importante: ¿ocurrirá la reacción por sí sola?

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Lo que vas a aprender

  • La diferencia entre reacciones exotérmicas y endotérmicas.
  • Qué es la entalpía y cómo se escribe una ecuación termoquímica.
  • Cómo calcular la entalpía de reacción con entalpías de formación.
  • La ley de Hess y las energías de enlace.
  • Qué es la entropía y el segundo principio.
  • La energía libre de Gibbs y la espontaneidad.

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Fundamentos teóricos

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Calor y entalpía

A presión constante (la situación habitual, en un recipiente abierto), el calor intercambiado es la variación de entalpía: qp=ΔHq_p = \Delta H

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Ecuaciones termoquímicas

Se escribe la reacción ajustada con el estado de cada sustancia y su ΔH\Delta H: CH4(g)+2 O2(g)→CO2(g)+2 H2O(l)ΔH=−890 kJ\text{CH}_4(g) + 2\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(l) \qquad \Delta H = -890\text{ kJ}
  • Si se multiplica la ecuación por un número, ΔH\Delta H se multiplica por ese número.
  • Si se invierte, ΔH\Delta H cambia de signo.
  • El ΔH\Delta H se refiere a las cantidades en moles de la ecuación ajustada.

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Entalpía de formación

ΔHf∘\Delta H_f^\circ es la entalpía de formar 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos en su estado más estable, en condiciones estándar (298 K, 1 bar). La de los elementos en su forma estable (O₂, C grafito, H₂…) es cero. ΔHr∘=∑n ΔHf∘(productos)−∑n ΔHf∘(reactivos)\Delta H_r^\circ = \sum n\,\Delta H_f^\circ(\text{productos}) - \sum n\,\Delta H_f^\circ(\text{reactivos})

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Ley de Hess

La entalpía es una función de estado: solo depende del estado inicial y final, no del camino. Si una reacción se puede escribir como suma de otras, su ΔH\Delta H es la suma de los ΔH\Delta H de esas reacciones. Permite calcular entalpías que no se pueden medir directamente.

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Energías de enlace

Romper enlaces cuesta energía; formarlos la libera. Aproximadamente: ΔH≈∑E(enlaces rotos)−∑E(enlaces formados)\Delta H \approx \sum E(\text{enlaces rotos}) - \sum E(\text{enlaces formados}) Es una estimación, porque las energías de enlace de las tablas son valores medios (solo exactas para gases).

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Entropía

La entropía SS mide el desorden o, con más precisión, el número de formas microscópicas de distribuir la energía (ver la distribución de Boltzmann). Aumenta al pasar de sólido a líquido a gas, al disolver, y cuando aumenta el número de moles de gas. ΔSr∘=∑n S∘(productos)−∑n S∘(reactivos)\Delta S_r^\circ = \sum n\,S^\circ(\text{productos}) - \sum n\,S^\circ(\text{reactivos}) Segundo principio: en un proceso espontáneo, la entropía del universo (sistema más entorno) aumenta.

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Energía libre de Gibbs

ΔG=ΔH−T ΔS\Delta G = \Delta H - T\,\Delta S A presión y temperatura constantes, una reacción es espontánea si ΔG<0\Delta G < 0. La temperatura a la que cambia el comportamiento es T=ΔHΔST = \frac{\Delta H}{\Delta S}. “Espontánea” no significa “rápida”: el diamante se convierte espontáneamente en grafito, pero tarda millones de años. La rapidez la estudia la cinética química.

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Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Entalpía de combustión del metano

ΔH∘=[−393,5+2(−285,8)]−[−74,8+0]=−965,1+74,8=−890,3\Delta H^\circ = [-393{,}5 + 2(-285{,}8)] - [-74{,}8 + 0] = -965{,}1 + 74{,}8 = -890{,}3 kJ/mol.
¿Cuánto calor da la combustión de 1 kg de metano (16 g/mol)? n=62,5n = 62{,}5 mol. q=62,5⋅890=55 600q = 62{,}5\cdot890 = 55\,600 kJ = 55,6 MJ.¿Cuánta agua se calentaría de 20 a 100 °C? m=55 6004,18⋅80=166m = \frac{55\,600}{4{,}18\cdot80} = 166 kg. Puedes comprobarlo con la calorimetría.
Calcula ΔH\Delta H de C(s)+12O2(g)→CO(g)\text{C}(s) + \tfrac12\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}(g) sabiendo:(1) C+O2→CO2\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2, ΔH1=−393,5\Delta H_1 = -393{,}5 kJ.(2) CO+12O2→CO2\text{CO} + \tfrac12\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2, ΔH2=−283,0\Delta H_2 = -283{,}0 kJ.Reacción buscada = (1) − (2): ΔH=−393,5+283,0=−110,5\Delta H = -393{,}5 + 283{,}0 = -110{,}5 kJ.
CH4+2O2→CO2+2H2O(g)\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}(g).Rotos: 4(413)+2(498)=26484(413) + 2(498) = 2648 kJ. Formados: 2(799)+4(463)=34502(799) + 4(463) = 3450 kJ.ΔH≈2648−3450=−802\Delta H \approx 2648 - 3450 = -802 kJ, cerca del valor real con agua gaseosa (−802,3-802{,}3 kJ).
Descomposición de la caliza: CaCO3→CaO+CO2\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2, con ΔH=+178\Delta H = +178 kJ y ΔS=+161\Delta S = +161 J/K.A 25 °C: ΔG=178−298⋅0,161=+130\Delta G = 178 - 298\cdot0{,}161 = +130 kJ: no espontánea.Es espontánea por encima de T=1780,161=1106T = \frac{178}{0{,}161} = 1106 K (833 °C). Por eso los hornos de cal trabajan a unos 900 °C.

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Errores frecuentes

  • Restar al revés: es productos menos reactivos.
  • Olvidar multiplicar por los coeficientes de la ecuación ajustada.
  • Mezclar kJ y J en ΔG=ΔH−TΔS\Delta G = \Delta H - T\Delta S: las entropías suelen venir en J/K.
  • Usar grados Celsius en lugar de kelvin.
  • Confundir H₂O líquida y gaseosa: sus entalpías de formación difieren en 44 kJ/mol.
  • Pensar que espontáneo significa rápido.

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Preguntas frecuentes

Porque aunque el proceso sea endotérmico (ΔH>0\Delta H > 0), el aumento de entropía al pasar de un cristal ordenado a iones dispersos en disolución es grande, y −TΔS-T\Delta S supera a ΔH\Delta H. Es el caso del nitrato de amonio de las bolsas de frío.
Es la misma: el primer principio (ΔU=Q−W\Delta U = Q - W) y el segundo aplicados a reacciones químicas. La entalpía H=U+pVH = U + pV es la energía útil a presión constante. Puedes ver los principios en el simulador de ciclos termodinámicos.

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Última modificación el 12 de octubre de 2026