> ## Documentation Index > Fetch the complete documentation index at: https://apuntes.simulab.es/llms.txt > Use this file to discover all available pages before exploring further. # Termoquímica: entalpía, ley de Hess, entropía y energía libre de Gibbs > Termoquímica explicada: reacciones exotérmicas y endotérmicas, entalpía de reacción y de formación, ecuaciones termoquímicas, ley de Hess, energías de enlace, entropía, segundo principio, energía libre de Gibbs y espontaneidad de una reacción, con ejemplos resueltos. 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? ## 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. ## Fundamentos teóricos ### Calor y entalpía A presión constante (la situación habitual, en un recipiente abierto), el calor intercambiado es la variación de **entalpía**: $$ q_p = \Delta H $$ | Reacción | $\Delta H$ | Ejemplo | | - | - | - | | **Exotérmica**: desprende calor | $\Delta H < 0$ | Combustiones, neutralizaciones | | **Endotérmica**: absorbe calor | $\Delta H > 0$ | Descomposición del CaCO₃, fotosíntesis | ### Ecuaciones termoquímicas Se escribe la reacción ajustada con el **estado** de cada sustancia y su $\Delta H$: $$ \text{CH}_4(g) + 2\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(l) \qquad \Delta H = -890\text{ kJ} $$ * Si se multiplica la ecuación por un número, $\Delta H$ se multiplica por ese número. * Si se invierte, $\Delta H$ cambia de signo. * El $\Delta H$ se refiere a las cantidades **en moles** de la ecuación ajustada. ### Entalpía de formación $\Delta H_f^\circ$ 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**. $$ \Delta H_r^\circ = \sum n\,\Delta H_f^\circ(\text{productos}) - \sum n\,\Delta H_f^\circ(\text{reactivos}) $$ | Sustancia | $\Delta H_f^\circ$ (kJ/mol) | | - | - | | H₂O (l) | −285,8 | | H₂O (g) | −241,8 | | CO₂ (g) | −393,5 | | CH₄ (g) | −74,8 | | C₂H₅OH (l) | −277,7 | | C₆H₁₂O₆ (s) | −1273 | | NH₃ (g) | −46,1 | | CaCO₃ (s) | −1207 | | CaO (s) | −635,1 | ### 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 $\Delta H$ es la suma de los $\Delta H$ de esas reacciones. Permite calcular entalpías que no se pueden medir directamente. ### Energías de enlace Romper enlaces **cuesta** energía; formarlos la **libera**. Aproximadamente: $$ \Delta H \approx \sum E(\text{enlaces rotos}) - \sum E(\text{enlaces formados}) $$ Es una estimación, porque las energías de enlace de las tablas son valores medios (solo exactas para gases). | Enlace | Energía (kJ/mol) | | - | - | | H−H | 436 | | C−H | 413 | | O=O | 498 | | C=O (en CO₂) | 799 | | O−H | 463 | | C−C | 348 | | N≡N | 945 | ### Entropía La **entropía** $S$ mide el desorden o, con más precisión, el número de formas microscópicas de distribuir la energía (ver la [distribución de Boltzmann](https://apuntes.simulab.es/fisica/fisica-estadistica/distribucion-boltzmann.md)). Aumenta al pasar de sólido a líquido a gas, al disolver, y cuando aumenta el número de moles de gas. $$ \Delta S_r^\circ = \sum n\,S^\circ(\text{productos}) - \sum n\,S^\circ(\text{reactivos}) $$ **Segundo principio:** en un proceso espontáneo, la entropía del universo (sistema más entorno) aumenta. ### Energía libre de Gibbs $$ \Delta G = \Delta H - T\,\Delta S $$ A presión y temperatura constantes, una reacción es **espontánea** si $\Delta G < 0$. | $\Delta H$ | $\Delta S$ | Espontánea | | - | - | - | | − | + | Siempre | | + | − | Nunca | | − | − | A temperaturas **bajas** | | + | + | A temperaturas **altas** | La temperatura a la que cambia el comportamiento es $T = \frac{\Delta H}{\Delta S}$. "Espontánea" no significa "rápida": el diamante se convierte espontáneamente en grafito, pero tarda millones de años. La rapidez la estudia la [cinética química](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/cinetica-quimica.md). ## Ejemplos resueltos > [accordion] Ejemplo 1 · Entalpía de combustión del metano > > $\Delta H^\circ = [-393{,}5 + 2(-285{,}8)] - [-74{,}8 + 0] = -965{,}1 + 74{,}8 = -890{,}3$ kJ/mol. > [accordion] Ejemplo 2 · Calor desprendido > > ¿Cuánto calor da la combustión de 1 kg de metano (16 g/mol)? $n = 62{,}5$ mol. $q = 62{,}5\cdot890 = 55\,600$ kJ = 55,6 MJ. > > ¿Cuánta agua se calentaría de 20 a 100 °C? $m = \frac{55\,600}{4{,}18\cdot80} = 166$ kg. Puedes comprobarlo con la [calorimetría](https://apuntes.simulab.es/fisica/termodinamica/calorimetria.md). > [accordion] Ejemplo 3 · Ley de Hess > > Calcula $\Delta H$ de $\text{C}(s) + \tfrac12\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}(g)$ sabiendo: > > (1) $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$, $\Delta H_1 = -393{,}5$ kJ. > > (2) $\text{CO} + \tfrac12\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$, $\Delta H_2 = -283{,}0$ kJ. > > Reacción buscada = (1) − (2): $\Delta H = -393{,}5 + 283{,}0 = -110{,}5$ kJ. > [accordion] Ejemplo 4 · Con energías de enlace > > $\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}(g)$. > > Rotos: $4(413) + 2(498) = 2648$ kJ. Formados: $2(799) + 4(463) = 3450$ kJ. > > $\Delta H \approx 2648 - 3450 = -802$ kJ, cerca del valor real con agua gaseosa ($-802{,}3$ kJ). > [accordion] Ejemplo 5 · ¿A qué temperatura es espontánea? > > Descomposición de la caliza: $\text{CaCO}_3 \rightarrow \text{CaO} + \text{CO}_2$, con $\Delta H = +178$ kJ y $\Delta S = +161$ J/K. > > A 25 °C: $\Delta G = 178 - 298\cdot0{,}161 = +130$ kJ: no espontánea. > > Es espontánea por encima de $T = \frac{178}{0{,}161} = 1106$ K (833 °C). Por eso los hornos de cal trabajan a unos 900 °C. ## Errores frecuentes * **Restar al revés:** es productos menos reactivos. * **Olvidar multiplicar por los coeficientes** de la ecuación ajustada. * **Mezclar kJ y J** en $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$: 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.** ## Preguntas frecuentes > [accordion] ¿Por qué se disuelven sales que enfrían el agua? > > Porque aunque el proceso sea endotérmico ($\Delta H > 0$), el aumento de entropía al pasar de un cristal ordenado a iones dispersos en disolución es grande, y $-T\Delta S$ supera a $\Delta H$. Es el caso del nitrato de amonio de las bolsas de frío. > [accordion] ¿Qué relación tiene con la termodinámica de física? > > Es la misma: el primer principio ($\Delta U = Q - W$) y el segundo aplicados a reacciones químicas. La entalpía $H = U + pV$ es la energía útil a presión constante. Puedes ver los principios en el simulador de [ciclos termodinámicos](https://apuntes.simulab.es/fisica/termodinamica/ciclos-termodinamicos.md). ## Temas relacionados > [card] [Calorimetría](https://apuntes.simulab.es/fisica/termodinamica/calorimetria.md) > > Medir el calor de una reacción. > [card] [Equilibrio químico](https://apuntes.simulab.es/quimica/fisicoquimica/equilibrio-quimico.md) > > ΔG y la constante de equilibrio. > [card] [Ajustar reacciones](https://apuntes.simulab.es/quimica/estequiometria/ajustar-reacciones.md) > > La ecuación ajustada que necesitas. This documentation is built and hosted on [Mintlify](https://mintlify.com), a developer documentation platform.