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Química General · Thermochemistry

Energía, calor, trabajo y entalpía

Una lección resuelta gratis y 40 problemas de práctica en los que dibujas tú mismo cada flecha curva.

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Lo que aprenderás

  • Classify a system as open, closed or isolated and distinguish state functions (U, H, P, V, T) from path functions (q, w).
  • Apply the first law, ΔU = q + w, with the chemist's sign convention for heat and work.
  • Calculate pressure–volume work with w = −P_ext·ΔV, converting L·atm to joules, and with w = −Δn_gas·RT for reactions that make or consume gas.
  • Explain why ΔH equals the heat exchanged at constant pressure and convert between ΔH and ΔU with ΔH = ΔU + Δn_gas·RT.
  • Read thermochemical equations, including the sign of ΔH and the physical states, and use them to find the heat for given amounts of reactants or products.

Lección gratis

El texto de la lección resuelta. En Arrow Lab, cada paso incluye sus estructuras y sus flechas dibujadas.

Leer la lección gratis (8 partes)

Sistema, entorno y energía

La termoquímica divide el mundo en el sistema, la parte que estudiamos (una mezcla que reacciona, un gas en un cilindro), y el entorno, todo lo demás. Un sistema abierto intercambia materia y energía con su entorno; un sistema cerrado intercambia energía pero no materia (un frasco sellado); y un sistema aislado no intercambia ninguna de las dos cosas (un recipiente ideal sellado, aislado y rígido). La energía es la capacidad de realizar trabajo o de transferir calor. Se manifiesta como energía cinética (el movimiento de las moléculas, que percibimos como temperatura) y como energía potencial (la disposición de las cargas en átomos, moléculas y enlaces). La unidad del SI es el joule; 1 cal = 4.184 J exactamente, 1 kcal = 4184 J, y la unidad de trabajo de gases 1 L·atm = 101.325 J. La energía interna U de un sistema es la energía cinética y potencial total de sus partículas. La energía puede transferirse y convertirse, pero nunca crearse ni destruirse.

Funciones de estado y funciones de trayectoria

Una función de estado depende solo del estado actual del sistema (su composición, temperatura, presión y volumen), no de cómo llegó hasta ahí. U, H, P, V y T son funciones de estado, así que ΔU = U(final) − U(inicial) es igual por cualquier ruta entre dos estados, y en cualquier ciclo que devuelva el sistema a su punto de partida ΔU = 0. El calor q y el trabajo w no son funciones de estado: describen cómo la energía cruza la frontera a lo largo de una ruta particular. Dos rutas entre los mismos estados pueden repartir la energía de manera distinta; por ejemplo, q = +600 J, w = −250 J por una ruta y q = +350 J, w = 0 por otra, pero la suma q + w = +350 J = ΔU debe ser la misma. La altitud es una buena imagen: el desnivel entre dos puntos es fijo, pero la distancia recorrida depende del sendero.

La primera ley y su convención de signos

La primera ley de la termodinámica es ΔU = q + w. Los signos siempre se toman desde el punto de vista del sistema. q > 0 cuando el calor entra al sistema y q < 0 cuando sale; w > 0 cuando el entorno realiza trabajo sobre el sistema (compresión) y w < 0 cuando el sistema realiza trabajo sobre el entorno (expansión). Ejemplo resuelto: un gas absorbe 400 J de calor y realiza 150 J de trabajo empujando un pistón hacia afuera. Entonces q = +400 J y w = −150 J, de modo que ΔU = 400 − 150 = +250 J. Para un gas ideal, U depende solo de la temperatura: a temperatura constante ΔU = 0 y q = −w. En una compresión rápida (adiabática) no cruza calor por la frontera, así que ΔU = w > 0 y el gas se calienta.

Trabajo de presión–volumen

Cuando un gas se expande o se comprime contra una presión externa constante, el trabajo realizado sobre el sistema es w = −P_ext·ΔV. La expansión (ΔV > 0) da w negativo; la compresión (ΔV < 0) da w positivo. Si la presión está en atm y el volumen en litros, el producto queda en L·atm; multiplica por 101.325 J por L·atm. Ejemplo resuelto: un gas se expande de 1.00 L a 3.00 L contra 1.00 atm, así que w = −(1.00 atm)(2.00 L) = −2.00 L·atm = −2.00 × 101.325 J = −203 J. Un gas que se expande hacia el vacío no encuentra presión externa y no realiza trabajo (w = 0). Para una reacción efectuada a presión constante, el cambio de volumen proviene del cambio en los moles de gas, de modo que w = −Δn_gas·RT, donde Δn_gas = moles de productos gaseosos − moles de reactivos gaseosos y R = 8.314 J mol⁻¹ K⁻¹. A 25 °C (298.15 K), RT = 2479 J/mol = 2.479 kJ/mol.

Entalpía: el calor a presión constante

La entalpía se define como H = U + PV. A presión constante, con solo trabajo de expansión, ΔH = ΔU + PΔV = (q − PΔV) + PΔV = q, así que el calor intercambiado en un vaso abierto es igual a ΔH. En un recipiente rígido sellado no es posible el trabajo de expansión (ΔV = 0), así que el calor es igual a ΔU. Para gases ideales PΔV = Δn_gas·RT, lo que da ΔH = ΔU + Δn_gas·RT; los sólidos, los líquidos y las especies disueltas se omiten en Δn_gas porque sus volúmenes son diminutos. Ejemplo resuelto: 2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l) (agua dibujada) tiene ΔH° = −571.6 kJ a 25 °C y Δn_gas = 0 − 3 = −3, así que ΔU = ΔH − Δn_gas·RT = −571.6 − (−3)(2.479) = −571.6 + 7.4 = −564.2 kJ. Cuando Δn_gas = 0, ΔH = ΔU; incluso cuando no lo es, la diferencia es de apenas unos pocos kJ por mol, pequeña frente a la mayoría de las entalpías de reacción.

Procesos exotérmicos y endotérmicos

Un proceso exotérmico libera calor al entorno (ΔH < 0, q < 0 para el sistema): los productos quedan a menor entalpía que los reactivos. La combustión, la congelación y la condensación son exotérmicas. Un proceso endotérmico absorbe calor (ΔH > 0): la fusión, la ebullición y la disolución de nitrato de amonio (dibujada), ΔH ≈ +25.7 kJ/mol, que es la razón por la que una bolsa de frío instantáneo se siente fría. El calor que absorbe la sal al disolverse proviene del agua y de tu mano, así que el entorno se enfría. La energía liberada por una reacción es energía potencial química: romper enlaces siempre cuesta energía y formarlos la libera, de modo que una reacción es exotérmica cuando los enlaces que se forman son en conjunto más fuertes que los que se rompen.

Ecuaciones termoquímicas y su estequiometría

Una ecuación termoquímica es una ecuación balanceada con los estados físicos y ΔH; por ejemplo, C(s, grafito) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −393.5 kJ. ΔH se refiere a las cantidades en moles escritas en la ecuación: aquí se liberan 393.5 kJ por mol de carbono quemado o por mol de CO₂ formado. ΔH es extensiva, así que duplicar los coeficientes duplica ΔH, e invertir la ecuación cambia su signo. Los estados importan: formar agua líquida en lugar de vapor libera 44.0 kJ adicionales por mol de agua a 25 °C, el calor de condensación. Para hallar el calor correspondiente a una cantidad dada, convierte a moles y escala según la proporción de la ecuación. Ejemplo resuelto: quemar 6.00 g de grafito (12.01 g/mol) son 6.00 ÷ 12.01 = 0.4996 mol, que liberan 0.4996 × 393.5 = 197 kJ. Si se dan dos reactivos, determina primero el reactivo limitante; solo él fija el calor liberado.

Lo que conviene recordar

Elige el sistema, mantén todos los signos desde su punto de vista y escribe ΔU = q + w. El trabajo contra una presión constante es −P_ext·ΔV (× 101.325 J por L·atm), o −Δn_gas·RT para una reacción a presión constante. El calor a presión constante es ΔH y el calor a volumen constante es ΔU, relacionados por ΔH = ΔU + Δn_gas·RT. El ΔH de una ecuación termoquímica corresponde a los moles escritos, así que convierte a moles, usa el reactivo limitante y escala.

Problemas de práctica (40)

Practicar es gratis con una cuenta.

Predice el producto 2

Calor, trabajo y la primera ley

  • Trabajo realizado por un gas que se expande en el vacíoPredecir que un gas que se expande contra una presión externa nula no realiza trabajo.

Entalpía: ΔH frente a ΔU

  • Matraz abierto o recipiente sellado: ¿dónde se libera más calor?Predice si una reacción que forma gas libera más calor a presión constante o a volumen constante.

Clasificar 3

Sistema, entorno y funciones de estado

  • Identifica el sistema cerradoClasifica un sistema como abierto, cerrado o aislado según lo que cruza su frontera.
  • ¿Qué cantidad depende de la ruta?Distingue el trabajo, que es función de trayectoria, de cambios de funciones de estado como ΔU, ΔH y ΔT.

Calor, trabajo y la primera ley

  • Signos de q y w durante una compresiónAsigna los signos de q y w para un gas que se comprime mientras pierde calor.

Comparar 4

Sistema, entorno y funciones de estado

  • Ordena las unidades de energía por tamañoCompara unidades de energía comunes (eV, J, cal, L·atm, kJ, kcal) convirtiendo cada una a joules.

Ecuaciones termoquímicas

  • Calor por mol de cada especie en la combustión del etanoUsa los coeficientes de una ecuación termoquímica para comparar el calor liberado por mol de cada reactivo y producto.

Enthalpy: ΔH versus ΔU

  • Rank reactions by ΔH − ΔURank reactions by ΔH − ΔU using the change in moles of gas.

Calor, trabajo y la primera ley

  • Ordena los procesos según ΔUOrdena varios procesos según ΔU calculado a partir de valores de calor y trabajo con signo.

Calcular 17

Entalpía: ΔH frente a ΔU

  • ΔU para la combustión de monóxido de carbonoConvierte una entalpía de reacción en un cambio de energía interna para una reacción que consume gas.
  • Δn_gas en la combustión del etanolCuenta el cambio en los moles de gas de una ecuación de combustión, sin contar los líquidos.
  • ΔH de la combustión del octano a partir de datos de bombaConvierte una energía de combustión a volumen constante en ΔH, contando solo las especies gaseosas en Δn_gas.
  • Trabajo realizado cuando el propano se quema a presión constanteDetermina el signo y la magnitud del trabajo en una combustión a presión constante en la que disminuyen los moles de gas.
  • Energía interna de vaporización del aguaCalcula el ΔU de vaporización a partir del ΔH_vap, usando el trabajo que realiza el vapor al empujar la atmósfera.
  • Trabajo realizado por el hidrógeno a partir de zinc y ácidoCalcula el trabajo de expansión de una reacción que forma gas a presión constante a partir de w = −Δn_gas·RT.

Calor, trabajo y la primera ley

  • ΔU de un gas que se comprime mientras se enfríaCalcula ΔU para una compresión con trabajo positivo y calor negativo.
  • Trabajo de expansión en juliosCalcular el trabajo de expansión contra una presión externa constante y convertir L·atm a julios.
  • ΔU a partir del calor absorbido y el trabajo realizadoAplicar ΔU = q + w con los signos correctos cuando un gas absorbe calor y realiza trabajo.
  • Calor absorbido en una expansión isotérmicaUsar ΔU = 0 para un gas ideal a temperatura constante a fin de hallar el calor absorbido durante una expansión.

Heat, work and the first law

  • ΔU for a gas that is heated as it expandsCombine heat in kilojoules with pressure–volume work in L·atm to find ΔU in joules.

Ecuaciones termoquímicas

  • Calor de la combustión de 10.0 g de hidrógenoConvertir una masa de reactivo a moles y usar la proporción molar de la ecuación para hallar el calor liberado.
  • ΔU al quemar 8.00 g de metanoCombina la estequiometría termoquímica con la conversión de ΔH a ΔU para una masa dada de combustible.
  • Calor absorbido al formar 15.0 g de NOUsa el coeficiente de un producto para hallar el calor absorbido cuando se forma una masa dada de él.
  • Calor de la combustión de 0.250 mol de propanoEscala el ΔH de una ecuación termoquímica a una cantidad dada de moles de combustible.
  • Calor de una mezcla de termitaIdentifica el reactivo limitante y úsalo para hallar el calor liberado por una ecuación termoquímica.

Sistema, entorno y funciones de estado

  • Mismos estados, dos rutasUsa la independencia de la ruta de ΔU para hallar el trabajo a lo largo de una segunda ruta entre los mismos dos estados.

Encuentra el error 3

Entalpía: ΔH frente a ΔU

  • Encuentra el error en un cálculo de ΔUDiagnostica una discordancia de unidades entre J y kJ al convertir ΔH a ΔU con Δn_gas·RT.

Sistema, entorno y funciones de estado

  • ¿Dos rutas comparten el mismo calor y el mismo trabajo?Diagnostica el error de tratar el calor y el trabajo como funciones de estado.

Calor, trabajo y la primera ley

  • Encuentra el error en un cálculo de trabajoDiagnostica la falta de conversión de L·atm a joules en un cálculo de trabajo presión–volumen.

Interpreta la evidencia 3

Sistema, entorno y funciones de estado

  • ¿Hacia dónde fluye el calor en una bolsa de frío?Interpreta una caída de temperatura en el entorno como evidencia de un proceso endotérmico con q > 0 para el sistema.
  • Calor en el último paso de un cicloUsa ΔU = 0 para un ciclo completo y así hallar el calor que falta en un paso a partir de valores tabulados de q y w.

Ecuaciones termoquímicas

  • Leer una ecuación termoquímicaInterpreta el signo de ΔH y las cantidades de sustancia a las que se refiere en una ecuación termoquímica.

Trabaja hacia atrás 2

Calor, trabajo y la primera ley

  • Volumen inicial a partir del trabajo de compresiónTrabajar hacia atrás desde el trabajo realizado sobre un gas y la presión externa hasta su volumen inicial.

Ecuaciones termoquímicas

  • Masa de metano necesaria para 1000 kJTrabaja hacia atrás desde una cantidad de calor requerida hasta la masa de combustible que debe quemarse.

Planea una síntesis 1

  • ¿Cuánto nitrato de amonio para una bolsa de frío?Calcula la cantidad de un reactivo necesaria para absorber una cantidad de calor determinada usando su ΔH de disolución.

Explica por qué 5

Sistema, entorno y funciones de estado

  • ¿Por qué se calienta una bomba de bicicleta?Explica el aumento de temperatura de un gas en una compresión adiabática con ΔU = w.
  • ¿De dónde viene el calor de la combustión del hidrógeno?Explica el calor liberado por una reacción como una caída de la energía potencial química cuando se forman enlaces más fuertes que los que se rompen.

Entalpía: ΔH frente a ΔU

  • Por qué el calor a presión constante es igual a ΔHExplicar, a partir de H = U + PV y de la primera ley, por qué el calor intercambiado a presión constante es igual a ΔH.
  • Por qué ΔH ≈ ΔU en una neutralizaciónExplica por qué ΔH y ΔU son prácticamente iguales en reacciones sin gases.

Ecuaciones termoquímicas

  • Por qué el estado del agua cambia el ΔHExplica por qué el estado físico de un producto cambia el ΔH de una ecuación termoquímica.

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