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Capítulo de estudio

Q2.1. Termoquímica y energía en las reacciones

La termoquímica estudia el calor y la energía asociados a procesos químicos y físicos, conectando observaciones de laboratorio con funciones de estado como energía interna y entalpía.

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Objetivos de aprendizaje

  1. Comprender los conceptos centrales y conectarlos con modelos microscópicos.
  2. Usar fórmulas y ecuaciones con unidades y condiciones de validez.
  3. Resolver ejemplos representativos del tema.
  4. Reconocer errores frecuentes y justificar respuestas con lenguaje químico.

Energía química, sistema y entorno

La termoquímica analiza los intercambios de energía que acompañan a reacciones químicas, disoluciones, cambios de fase y procesos físicos. Para estudiar esos intercambios se define un sistema, que es la porción de universo elegida, y un entorno, que es todo lo demás. Si el sistema libera calor, el entorno lo recibe; si el sistema absorbe calor, el entorno lo cede.

La energía no se crea ni se destruye en un proceso químico ordinario: se transforma y se transfiere. La primera ley de la termodinámica expresa esa conservación.

$$\Delta U=q+w\tag{1}$$

En (1), $\Delta U$ es el cambio de energía interna, $q$ es el calor intercambiado y $w$ es el trabajo. En química se usa con frecuencia la convención en la que $q>0$ si el sistema absorbe calor y $w>0$ si el entorno realiza trabajo sobre el sistema.

Entalpía y calor de reacción

Muchas reacciones ocurren a presión aproximadamente constante, como en vasos abiertos al aire. En esas condiciones, el calor intercambiado se relaciona con una función de estado llamada entalpía.

$$q_p=\Delta H\tag{2}$$

Una reacción exotérmica tiene $\Delta H<0$: libera calor al entorno. Una reacción endotérmica tiene $\Delta H>0$: absorbe calor. La combustión de metano es exotérmica; la descomposición térmica de carbonato de calcio es endotérmica.

Una ecuación termoquímica incluye el estado físico de sustancias y el valor de $\Delta H$. Si se invierte la ecuación, cambia el signo de $\Delta H$. Si se multiplican los coeficientes por un factor, $\Delta H$ se multiplica por el mismo factor.

Calorimetría

La calorimetría mide calor a partir de cambios de temperatura. La relación básica es:

$$q=mc\Delta T\tag{3}$$

En (3), $m$ es la masa, $c$ el calor específico y $\Delta T=T_f-T_i$. En un calorímetro ideal, el calor perdido por una parte del sistema es igual al calor ganado por otra.

Ejemplo

Si 100,0 g de agua aumentan de 22,0 °C a 27,5 °C, con $c=4,184\,Jg^{-1}°C^{-1}$:

$$q=100{,}0(4{,}184)(5{,}5)=2{,}30\times10^3\,J\tag{4}$$

Ley de Hess y entalpías estándar

La entalpía es función de estado: depende de estados inicial y final, no del camino. La ley de Hess permite sumar ecuaciones termoquímicas para obtener una reacción global.

También puede calcularse una entalpía de reacción usando entalpías estándar de formación:

$$\Delta H^\circ_{rxn}=\sum \nu\Delta H_f^\circ(\text{productos})-\sum \nu\Delta H_f^\circ(\text{reactivos})\tag{5}$$

Los elementos en su estado estándar tienen $\Delta H_f^\circ=0$. Esta convención permite construir tablas y comparar reacciones de combustión, formación y descomposición.

Errores frecuentes y controles

ErrorCorrección
Confundir exotérmico con temperatura final siempre mayor.Depende de qué se defina como sistema y de las condiciones.
Olvidar cambiar el signo de $\Delta H$ al invertir una reacción.La reacción inversa tiene entalpía opuesta.
Usar masa total equivocada en calorimetría.Identificar qué sustancia cambia de temperatura.
Omitir estados físicos.La entalpía depende de la fase.

Recursos interactivos

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Autoevaluación y uso docente

Consignas para estudiar, preparar clase o discutir en grupo.

  1. Resolver problemas de calorimetría con $q=mc\Delta T$.
  2. Interpretar el signo de $\Delta H$ en procesos exotérmicos y endotérmicos.
  3. Aplicar la ley de Hess combinando ecuaciones termoquímicas.
  4. Calcular $\Delta H^\circ_{rxn}$ desde tablas de formación.

Para clase

Una secuencia efectiva es partir de una observación macroscópica, proponer un modelo microscópico, formalizar con ecuaciones o representaciones, resolver un ejemplo y cerrar con una pregunta de transferencia.

Fuentes de referencia

  • Química, Raymond Chang y Kenneth A. Goldsby, capítulos sobre termoquímica, estructura electrónica, periodicidad, enlace, gases y estados condensados.
  • Química: La ciencia central, Brown, LeMay, Bursten y colaboradores, capítulos de termoquímica, enlace químico, geometría molecular y estados de la materia.
  • Química General, McMurry y Fay, capítulos sobre energía, estructura electrónica, enlace, líquidos, sólidos y gases.
  • Química 2e, OpenStax, unidades de termodinámica química, estructura atómica, enlace, fases y gases.
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