Termoquímica

Cada reacción absorbe o libera energía, y la termoquímica la mide. El tema se apoya en un balance sencillo, lo que se rompe cuesta energía y lo que se forma la libera, y en unas cuantas fórmulas que conviene usar con las unidades correctas.

Qué debes dominar

• Sistema y alrededores: abierto, cerrado y aislado; la energía interna y la primera ley de la termodinámica.
• Calor y temperatura: no son lo mismo. El calor es energía en tránsito y se calcula con q = m·c·ΔT. Calentar 200 g de agua de 20 a 50 °C con c = 4.18 J/(g·°C) requiere 25 080 J, unos 25.1 kJ.
• Entalpía de reacción (ΔH): negativa si es exotérmica y positiva si es endotérmica.
• Entalpía de formación: ΔH = suma de productos − suma de reactivos. En la combustión del metano, con −74.8, −393.5 y −285.8 kJ/mol para CH₄, CO₂ y H₂O(l), resulta −890.3 kJ.
• Ley de Hess: el cambio de entalpía total es la suma de los de los pasos, así que se pueden combinar ecuaciones; si se invierte una, cambia el signo, y si se multiplica, se multiplica el valor.
• Entropía y energía libre (introducción): la espontaneidad depende de ΔG = ΔH − TΔS.

Cómo practicarlo

Se muestra un diagrama de energía y se pide clasificar la reacción, se calcula el calor absorbido por una masa de agua o se combinan dos ecuaciones con sus entalpías para obtener la tercera. También se pregunta qué signo tiene ΔH cuando el recipiente se calienta.

Errores comunes

• Olvidar multiplicar la entalpía por el coeficiente estequiométrico.
• Mezclar J con kJ.
• Decir que una reacción exotérmica es siempre espontánea, o que la temperatura y el calor son equivalentes.