Termoquímica y energía de las reacciones
La termoquímica evalúa si el alumnado sabe aplicar el primer principio, la ley de Hess y los criterios de espontaneidad. En la PAU andaluza aparecen cálculos de entalpía de reacción a partir de entalpías de formación o de enlace, problemas de calorimetría y predicciones del signo de ΔG.
Conceptos y convenios
- ΔH < 0 exotérmico; ΔH > 0 endotérmico.
- La entalpía de formación de un elemento en su estado estándar es cero.
- Ley de Hess: ΔH solo depende de los estados inicial y final. Al invertir una ecuación cambia el signo; al multiplicarla, se multiplica ΔH.
- ΔH°_reacción = Σ n·ΔH°f(productos) − Σ m·ΔH°f(reactivos).
- Entalpías de enlace: ΔH = Σ enlaces rotos − Σ enlaces formados.
- Calorimetría: q = m·c·ΔT, con q_sistema = −q_entorno.
- Espontaneidad: ΔG = ΔH − TΔS; el proceso es espontáneo si ΔG < 0.
Ejemplo resuelto
Calcula la entalpía de combustión del metano: CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), con ΔH°f: CH₄ = −74,8; CO₂ = −393,5; H₂O(l) = −285,8 kJ/mol. ΔH° = [−393,5 + 2(−285,8)] − [−74,8 + 0] = −965,1 + 74,8 = −890,3 kJ/mol. Es exotérmica. Para decidir la espontaneidad hay que calcular también ΔS°: aquí es negativa, porque se pasa de 3 mol de gas a 1 mol de gas, de modo que a temperaturas muy altas el término −TΔS puede hacer positivo ΔG.
Errores que restan puntos
- Cambiar el signo de las entalpías de formación de los productos.
- Olvidar multiplicar por los coeficientes estequiométricos.
- Mezclar kJ y J al calcular ΔG con ΔS en J/K.
- Confundir ΔH con q cuando el sistema realiza trabajo de expansión.
- Afirmar que toda reacción exotérmica es espontánea.
- Dar la energía por mol cuando el enunciado pide energía por gramo.