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Termoquímica - Contenido educativo

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Subido el 4 de octubre de 2025 por Laura B.

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Bueno, pues empezamos con la última parte del tema, que es la termoquímica, que sería la parte de la química que estudia el calor que se absorbe o libera en una reacción química. 00:00:01
Y primero vamos a definir un poquito qué es esto de calor, energía, porque me parece que es lo mismo, pero realmente no lo es. 00:00:12
Porque en física definimos la, y en química, definimos la energía como la capacidad total que tiene un sistema para realizar un cambio. 00:00:20
O sea, es como el dinero que tú tienes para hacer cosas. 00:00:28
¿En qué te lo vas a gastar? Puedes hacer este cambio mediante calor o mediante trabajo. Calor y trabajo son transferencias de energía, como cuando pagas dinero a alguien, transfieres dinero a alguien. Son dos formas de transferir energía. 00:00:31
Pero igual que puedes hacerlo en metálico con tarjeta, por ejemplo, calor es transferir energía solo por diferencia de temperatura. Es decir, lo típico de que, por ejemplo, tienes un café y tienes un vaso con hielos. 00:00:47
Entonces, echas el café en los hielos. ¿Y qué va a pasar? Pues que el café que estaba muy caliente se va a pasar su calor a los hielos que se van a ir derritiendo. 00:01:06
Entonces, la energía, en este caso térmica, que se transfiere porque dos cosas están a una temperatura, esta es una temperatura alta y esta es una temperatura baja, la de los hielos, 00:01:19
pues el calor siempre va desde el cuerpo más caliente al más frío 00:01:30
y trabajo es otra forma de transferir energía desde la aplicación de una fuerza 00:01:37
a lo largo de una distancia, es lo típico 00:01:44
hacer trabajo es como cuando te pones a empujar una fuerza 00:01:46
con una fuerza, una caja y la desplazas una distancia 00:01:49
¿Vale? Esta distancia 00:01:54
Esto sería hacer trabajo 00:01:57
Esta energía que estás gastando aquí 00:02:00
Ya no la estás gastando por estar a diferentes temperaturas 00:02:03
Sino por mover la caja, por empujarla 00:02:07
Pues esto es trabajo 00:02:09
Bien, pues trabajo hemos dicho que tiene que ver con la fuerza 00:02:11
Y tiene que ver con el desplazamiento 00:02:15
En el ejemplo de la cajita que se movía 00:02:17
¿Qué digo? Que yo tenía una fuerza 00:02:19
y un desplazamiento, que es lo que se ha desplazado, 00:02:23
pues se define el trabajo como fuerza por desplazamiento. 00:02:28
Desplazamiento es metros en el fondo. 00:02:34
Si lo pongo tomando que tiene la misma dirección 00:02:35
y que por lo tanto el coseno del ángulo cero es uno, 00:02:40
lo puedo poner en módulos, 00:02:45
y en química el único trabajo que nos importa 00:02:47
es el que realiza un gas cuando cambia de volumen, o sea, un gas que se expande o que se contrae. 00:02:52
El típico gas que lo tienes encerrado en un cilindro y tienes aquí el gas y lo comprimes hacia abajo 00:03:02
y se te queda en un volumen más reducido. 00:03:08
Esa fuerza que hemos hecho y ese desplazamiento que hemos tenido lo podemos expresar como sabiendo que la presión 00:03:14
es la fuerza partido de la superficie, yo podría decir que la fuerza es la presión 00:03:21
por la superficie. Y esto, si lo meto aquí, pues fijaos que me va a quedar que esto es 00:03:31
la presión por la superficie por una longitud. Esto es el volumen. ¿Vale? Bueno, realmente 00:03:39
podría poner superficie y no pongo tantos diferenciales, pero bueno, que esta es la 00:03:49
fórmula que tenemos aquí, la de P por delta de V. Te ponemos el signo negativo para tener 00:03:54
en cuenta quién hace el trabajo, que lo explico después. Pero bueno, esto sería el trabajo 00:04:00
que nos importa, que al final tiene que ver también con la presión que ejercemos y con 00:04:05
el volumen que se comprime o que se expande cuando estamos hablando de un gas. Vale, capacidad 00:04:11
La capacidad calorífica por variación de temperatura es lo que llamamos calor. O sea, el calor va a depender de una constante, que es la capacidad calorífica, y de la variación de temperatura. 00:04:19
Si pensamos en el café, ¿de qué va a depender el café? ¿Cuánto caliente a los hielos? Pues va a depender de la masa de café que estemos echando y de la propiedad del material, o sea, del propio café. 00:04:31
cómo de fácil coge el calor o cómo de fácil lo suelta, esa Cp es propia de cada sustancia y se llama calor específico, 00:04:46
que es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado la temperatura de un gramo de sustancia. 00:04:56
El calor específico del agua es muy alto, quiere decir que cuesta mucho calentar el agua y por eso es lo de los climas templados al lado del mar, 00:05:05
porque aunque haga mucho calor, el agua del mar tarda bastante más en calentarse que la tierra 00:05:13
y por eso luego refresca más que si tienes todo tierra, por ejemplo, en el interior. 00:05:20
Y por otra parte, en invierno, como va soltando el calor despacito, porque le cuesta perderlo, 00:05:30
pues no son los inviernos tan fríos. 00:05:36
Entonces ese es el calor específico del agua que es muy alto, 00:05:38
Porque le cuesta mucho aumentar un grado. Las cosas que tienen un calor específico bajo, pues enseguida aumentan la temperatura. 00:05:41
Bueno, pues definimos aquí calores diferentes, calor a presión constante, como la masa, o sea, lo que habíamos dicho aquí, la capacidad calorífica por la variación de temperatura, 00:05:53
siendo la capacidad calorífica M por el calor específico, o sea, la masa que tenemos en cuenta por el calor específico, por la diferencia de temperatura. 00:06:04
Vale, masa, si lo quiero poner en gramos, la Cp, el calor específico, si lo pongo en moles, pues en vez de multiplicar por los gramos, multiplico por moles, y aquí la constante iría en julios partido de mol por grado. 00:06:15
también tenemos lo mismo para el volumen constante 00:06:38
solo que en vez de llamarse Cp se llama Cv 00:06:42
porque es a volumen constante 00:06:46
y luego tenemos el calor de cambio de fase 00:06:47
cuando se derriten los hielos, cuando pasan de sólido a líquido 00:06:50
el calor de cambio de fase 00:06:52
este calor va a depender de las propiedades de la sustancia 00:06:55
este es el calor latente que se llama 00:07:04
y de la masa que tengamos de sustancia. 00:07:06
Más masa, más calor le vamos a tener que dar para que pase a líquido, por ejemplo. 00:07:08
Pero no creo que vayamos a hacer muchos ejercicios de esto, 00:07:14
creo que hay que empezar por lo básico. 00:07:17
Energía interna de un sistema es la que tiene debido a todos los tipos de energía de las partículas. 00:07:20
Ya sabéis que las partículas dentro de la materia se están moviendo, 00:07:25
o están vibrando, o están rotando, o sobre sí mismas, o lo que fuera. 00:07:29
Esto más las interacciones entre ellas, por ejemplo, si hay puentes de hidrógeno, algún tipo de enlace, todas estas, o directamente en un cristal la atracción electrostática que sufren los átomos del cristal. 00:07:33
Todo esto, toda esta energía, es lo que llamamos energía interna, que es la que está dentro del sistema. 00:07:51
Y entonces tenemos el primer principio de la termodinámica, que es que la variación de la energía interna de un sistema es igual. 00:07:57
Claro, ¿por qué puede variar la energía interna? Pues ya habíamos visto que solo puede variar la energía como calor o como trabajo. 00:08:06
Son las dos formas de transferir energía. 00:08:17
Vale, pues la energía interna entonces será la suma, la variación. 00:08:19
Quiero decir, ¿por qué puede cambiar? Pues puede cambiar porque tengamos un trabajo o porque tengamos un calor o las dos cosas. Por ejemplo, aquí en el sistema este lo podemos calentar y entonces estaremos dando calor o podemos comprimirlo y entonces estamos haciendo un trabajo sobre el gas. 00:08:24
Entonces, cualquiera de estas cosas va a modificar la energía interna. Hay un convenio de signos, que es que todo lo que se haga sobre el sistema, el trabajo realizado sobre el sistema es positivo y el trabajo realizado por el sistema es negativo. 00:08:46
El calor perdido por el sistema es negativo y el ganado es positivo. Entonces, este es un convenio de signos que se ha cogido así para entendernos. 00:09:04
Esto quiere decir que, por ejemplo, si en las reacciones químicas el calor perdido en una reacción térmica, 00:09:14
es decir, el calor liberado cuando una reacción es exotérmica, pues lo vamos a expresar como negativo, menos no sé cuántos kilojulios. 00:09:22
Y el calor que coge una reacción cuando es endotérmica, pues sería más no sé cuántos kilojulios. 00:09:29
Vale. Entalpía. Definimos la entalpía como el calor absorbido, liberado, a presión constante. O sea, ya nos vamos a centrar en que estamos a presión constante. ¿Qué quiere decir a presión constante? 00:09:36
que estamos trabajando, por ejemplo, en un laboratorio normal a la presión atmosférica. 00:09:52
No estamos variando la presión. 00:09:58
Bien, pues, ¿qué sería entonces? 00:10:03
Sería la variación de este calor, pues va a depender de... 00:10:10
Bueno, es que puedo ponerlo al revés, como que la energía interna depende del calor 00:10:17
y del trabajo otra vez. Entonces está relacionado, pero ahora si me centro en la entalpía, que es el calor absorbido liberado de la reacción química, pues tengo esta fórmula. 00:10:23
Para los gases, en vez de poner P por V, pues puedo poner nRT. ¿Y cómo lo uso esto? Pues si, por ejemplo, tenemos 2CO2 en gas más O2 en gas para dar 2CO2 en gas. 00:10:34
Esto me dicen que esta, imaginaos que me dicen que esta reacción es, tiene una entalpía de menos 566 kilojoules mol. 00:10:58
Esto quiere decir que es exotérmica porque el negativo libera energía, o sea que es exotérmica. 00:11:12
Bien, pues yo quiero calcular cuál es este calor liberado 00:11:21
Vamos, quiero ver, por ejemplo 00:11:29
Quiero calcular la energía interna 00:11:31
La variación de energía interna de este sistema 00:11:37
Lo quiero calcular además a las condiciones de una atmósfera 00:11:40
Y 25 grados centígrados, que son 298 Kelvin 00:11:44
Vale, esto es la presión. Muy bien, pues, ¿yo qué diría? Pues diría que haciendo la fórmula, o sea, despejando de aquí, yo sabría que la energía interna será la entalpía menos P por delta de V. 00:11:51
Vale, pero en vez de esto voy a ponerlo de nRT, es delta, ah, qué guarrería, voy a poner que delta de U es la entalpía menos nRT. 00:12:13
Lo único es que aquí la constante de los gases, como está en otras unidades, que ya no están atmósferas, no sé cuántos, ahora aquí están otras unidades y entonces tiene otro valor, ¿vale? Al hacer factores de conversión para pasarlo a estas unidades de julio partido por Kelvin mol, ya no es 0,082 sino 8,314 julios partido Kelvin mol. 00:12:39
Vale, pues sustituyo los valores. Delta de U va a ser delta de H, que son menos 566 kilojulios, menos la diferencia de moles que tenemos, pues es cuántos moles tenemos, son los moles finales menos los moles iniciales. 00:13:03
Moles finales, ¿cuántos tenemos? Miramos a la relación, 2 moles 00:13:26
Moles iniciales tenemos 2 más 1, o sea que en total 2 menos 3 son menos 1 mol, la diferencia 00:13:31
Vale, pues esto sería por menos 1, por 8,314, pero esto está en julios y la constante está en kilojulios 00:13:41
Así que la voy a pasar a kilojulios dividiendo por mil por la temperatura que son 298 y esto nos daría que la energía interna en este caso es menos 563,5 kilojulios por mol. 00:13:53
Entonces hemos hallado la variación de energía interna con la fórmula. 00:14:19
Y esto es muy básico y no creo que lo pregunten, pero hay que entender un poquito de qué es. 00:14:24
Bueno, un dibujito. La entalpía de las reacciones químicas. Seguramente lo habréis visto esto antes. 00:14:32
Si nosotros vemos la reacción y vemos la energía que tenían los reactivos antes de producirse la reacción y la energía que tenían los productos después de producirse la reacción, 00:14:40
esta energía que han perdido 00:14:49
este salto de energía 00:14:52
es la entalpía liberada 00:14:54
¿vale? 00:14:57
si hacemos, imaginaos que esto es 00:14:58
la energía que yo que sé 00:15:00
que fuera 1 y esto es 10 00:15:02
¿qué va a pasar? que si yo hago la variación 00:15:04
de energía 00:15:06
que es final menos inicial, pues me va a quedar 00:15:07
final 1 menos 10 00:15:10
va a quedar negativa 00:15:13
menos 9 ¿vale? 00:15:14
por eso decimos que cuando la reacción es exotérmica 00:15:16
Cuando desprende la energía esta, se desprende, el valor es negativo porque tengo menos energía al final que al principio. ¿Qué es lo que pasa? Bueno, pues que el recipiente se me calentaría. 00:15:19
Los productos son más estables que los reactivos porque tienen menos energía. Un ejemplo es cualquier combustión. Cualquier cosa que quememos es un ejemplo de reacción exotérmica porque da calor. 00:15:33
De hecho, por eso usamos las combustiones, para calentar, para calentarnos nosotros, para calentar la comida. 00:15:46
Bien, proceso endotérmico, lo contrario. 00:15:52
Tenemos los reactivos a una energía más bajita que los productos. 00:15:55
Esto cuesta, cuesta hacerlo, cuesta conseguirlo. 00:15:59
Tenemos que dar energía para que suban a los productos. 00:16:02
Pues esta energía que se le da es la entalpía de formación y es mayor que cero. 00:16:07
Así que para los procesos endotérmicos vamos a poner la energía positiva, que también tiene lógica, porque aquí con el mismo, si esto es 100 y esto es 20, y yo digo que la entalpía sería final menos inicial, 100 menos 20 es 80 kilojulios, julios, lo que fuera la unidad. 00:16:13
No la pongo porque como me lo estoy inventando no sé en qué unidad lo estoy midiendo. Pero en cualquier caso es positiva. Ejemplo de esto, las bolsas de frío que las rompemos así y entonces se produce la reacción y empieza a enfriar, por ejemplo. 00:16:36
Más cosas, ecuaciones termoquímicas. Son ecuaciones químicas en las que sí o sí vienen especificados los estados en los que se encuentran los compuestos. 00:16:50
O bien gas, o bien líquido, o puede ser ese de sólido. Y también viene asociado el calor, la entalpía de esta reacción. 00:17:05
En este caso son las dos endotérmicas porque vemos que las dos son negativas. 00:17:16
Una es una combustión, la combustión del metano, y otra es la formación del agua. 00:17:22
¿Qué quiere decir esto? Pues que el agua es mucho más estable que sus componentes por separado. 00:17:26
Cuando ponemos este cerito aquí arriba, lo que queremos decir es que son condiciones estándar, 00:17:37
que generalmente es una atmósfera, 25 grados, y si tenemos concentraciones, 1 molar. 00:17:42
Vale, vemos, siguiendo con las entalpías, la ley de Hess. 00:17:50
La ley de Hess lo que me dice es que yo, por ejemplo, quiero partir de esta reacción para llegar a esta. 00:17:55
Pues tengo dos maneras. Puedo ir directamente, haciendo la reacción directamente, o sea, directamente pasar de un medio de N2 a hacer esta reacción, que es esa flecha azul. 00:18:04
o puedo hacer unos caminos que me digiten productos intermedios, ¿vale? Este producto intermedio y de este volver a pasar a este. 00:18:22
Bueno, pues la energía total del camino azul tiene que ser igual a la energía total, al cambio de energía total del otro camino. 00:18:30
¿Cómo lo veo esto? Pues vamos a comprobarlo. Esta energía 33,18 kJ tiene que ser igual a 90,25 kJ más menos 57,07, que efectivamente, si lo hacéis, da 33,18. 00:18:44
Es decir, que todos los caminos llevan a Roma. Esta es la ley de Hess, que podemos dividir la reacción en varias etapas y va a ser lo mismo, 00:19:16
siempre que vayamos por un camino o por otro al mismo compuesto, a los mismos productos. 00:19:24
Vale. Las entalpías de formación están tabuladas y tenemos las que son negativas, que son, perdón, positivas, que son menos estables porque necesitan absorber energía para formarse. 00:19:33
Tenemos las que son muy estables porque son negativas, sueltan energía, o sea, tienen menos energía cuando se hacen sus elementos por separado. 00:19:50
entonces la naturaleza tiende a las cosas de menos energía 00:20:01
y por eso hay más metano que estos compuestos 00:20:06
hay más agua que otras cosas 00:20:11
y luego tenemos también unos que son cero 00:20:13
hemos tomado por definición que los elementos en su estado puro 00:20:18
así decirlo, son la entalpía, o sea, la entalpía del hidrógeno sería cero, ¿vale? 00:20:26
La entalpía de formación del nitrógeno, cero. Las entalpías de formación de los 00:20:34
elementos son cero, por definición, porque al final lo que vamos a hacer es restar entalpías, 00:20:39
entonces la resta es lo que nos importa, no el valor absoluto. Entonces, bueno, pues ponemos 00:20:44
el cero en los elementos puros, ¿vale? Y a partir de ahí definimos. ¿Cómo calculamos 00:20:49
las entalpías de las reacciones químicas? Pues tenemos dos métodos. 00:20:55
Uno, que es un método preciso porque es el que podemos hacer en el laboratorio, 00:21:00
que es teniendo en cuenta las entalpías de formación de los productos y los reactivos, 00:21:06
entonces haciendo, pues no sé si fuera tres moles por la entalpía del no sé cuántos, 00:21:10
más 2 moles por la entalpía del otro producto y todo esto le restamos 5 moles de la entalpía del reactivo, ¿vale? 00:21:18
Pues esto, lo que nos quedará sería la entalpía de la reacción en condiciones estándar. 00:21:31
Bien, esa es una manera. La otra es verlo porque al final una reacción química es, 00:21:38
Entonces si por ejemplo yo hablo del H2 más un medio de O2 o mejor 2H2 más O2 para dar H2O, 2H2O, ¿qué es lo que estoy diciendo? Pues que tengo dos moléculas de hidrógeno y dos moléculas de oxígeno, o sea perdón, y una molécula de oxígeno y se me van a formar dos moléculas de agua. 00:21:43
¿Esto qué es? Pues esto es que se rompen los enlaces que tenía y se forman otros nuevos, ¿vale? 00:22:15
Porque esta bolita va a venir aquí y esta bolita va a venir aquí, se van a enlazar y estas aquí. 00:22:23
Bueno, estos átomos, bolitas. 00:22:29
O sea, que en una región química lo que está pasando es que se están rompiendo enlaces y se están creando nuevos enlaces. 00:22:32
Entonces yo puedo ver el calor, la energía que se libera simplemente por los enlaces, porque los enlaces llevan energía química, entonces puedo contar la suma de las energías de los enlaces rotos menos la suma de las energías de los enlaces formados. 00:22:38
y esto también me daría una medida aproximada, porque no va a salir exacta, 00:23:02
pero bueno, nos da una estimación de lo que pasa a nivel molecular, 00:23:13
de qué pasa con esos enlaces, si eran muy fuertes y no. 00:23:16
Aquí tenemos unos ejercicios para practicar, pero como los voy a hacer en clase, 00:23:20
pues sigo con la teoría para ver si la termino. 00:23:24
Bueno, una aplicación de la ley de Hess es el ciclo de Von Haber. Entonces, ¿qué quiere decir esto? Pues vamos a hacer el ciclo de Von Haber. 00:23:27
Bueno, yo quiero pasar de… o sea, lo que tengo yo es la formación del cloruro de sodio, NACL, vale, la formación del cloruro de sodio. 00:23:45
Lo que pasa en la naturaleza es que yo tengo sodio en su estado natural, que es sólido, más cloro, gas, y esto lo junto y me da NACL, pero en estado sólido, porque es la sal común. 00:23:58
Bien, el cloro diatómico. Claro, si lo tengo que ajustar, pues pongo aquí un medio y ya lo tengo ajustadito. Imaginaos que yo esto sé cuánto es la energía que se libera en este proceso, que la voy a llamar entalpía 1 y es menos 411 kilojulios. 00:24:15
Vale, pues yo lo que quiero saber, que es lo que no puedo medir en el laboratorio, 00:24:41
es cuál es la energía de la red de cuando se junta el sodio-ión más el ión-cloruro y forman la red. 00:24:46
Esta energía de aquí, que es la energía reticular de red, esto en el laboratorio es muy difícil medirlo. 00:24:58
pero gracias a la ley de Hessia que puedo usar las entalpías matemáticamente puedo llegar a hallarlo 00:25:04
entonces yo tengo aquí el proceso directo que es como sale la naturaleza con su energía 00:25:11
pero voy a seguir ahora otro proceso que es voy a llegar al mismo lado pero desde la formación de la red 00:25:15
y yo lo que quiero saber es cuánto vale esta energía porque es la energía de la red 00:25:28
la energía reticular, que digo que en el laboratorio es difícil medirlo. 00:25:34
Bueno, pues entonces yo tengo que hacer todos los pasitos que necesite para llegar ahí. 00:25:37
Fijaos que esto sería que están en gas, porque para que se forme la red tienen que estar en estado gaseoso. 00:25:41
Pues yo tengo que llegar de esto a esto con un pasito cada vez. 00:25:50
No puedo hacer dos pasos en uno, tengo que hacer un cambio cada vez. 00:25:54
Lo primero que voy a hacer es que me voy a pasar la sublimación del sodio. Quiero decir que voy a pasar a sodio gas más un medio de Cl2 gas. Vale, esto me cuesta una energía porque el sodio es lo que quiere estar. 00:25:57
Pues bueno, ¿cuánto es? Son 496 kilojulios. Esta energía, que la voy a llamar la entalpía 2, son 496 kilojulios. 00:26:17
Siguiente paso. Yo voy a hacer que esto se me vuelva, en vez de diatómico, Cl2, voy a conseguir, quiero conseguir que solo tenga un átomo de cloro. 00:26:30
O sea, quiero descomponer el cloro y tener Cl solo. Solo tener Cl. Vale, esto miro a ver cuánto es en energías y esto es 122 kK. Vale, lo voy a llamar entalpía 3. Son 122 kK. Bien, casi casi lo tengo. 00:26:40
Lo que pasa es que todavía me falta que no tengo los iones. ¿Puedo hacer los iones los dos de una vez? No. Tengo que hacer primero uno y luego el otro. Es decir, que diría, en el primer caso voy a ionizar el sodio, ionizar el sodio solo y el cloro se queda igual. 00:27:06
y en el segundo paso ya ionizo el cloro. 00:27:30
Da igual si lo hacéis al revés, primero el cloro y luego el... 00:27:34
Da igual, el orden no altera el producto, pero hay que hacer los dos y cada uno en un paso. 00:27:39
Y entonces, pues mira a ver cuánto es la energía de cada uno. 00:27:45
La energía para ionizar el sodio la voy a llamar entalpía 4 y son 496 kilojulios. 00:27:49
Y esta la voy a llamar la entalpía 5, y son menos 349 kilojulios. 00:27:56
Vale, pues lo que me dice la ley de Hess es que el camino azul, o sea, las entalpías del camino azul, del camino directo, tienen que ser igual a las entalpías del camino indirecto, a la suma. 00:28:10
Bueno, suma en el directo no hay, porque por eso es directo. Entonces, suma aquí, no hay, que para eso es directo. Bien, pues lo hago. ¿Qué quiere decir esto? 00:28:28
que menos 411 tiene que ser igual a la suma de todos los pasitos del indirecto. 00:28:44
O sea, 496 más 122 más 496, otra vez, lo he puesto dos veces el mismo, es que esto es 107, he cogido lo que me ha dado la gana. 00:28:54
Ahora, 107, 107 más 122 más 406 menos, o sea, sería más menos, pero más por menos menos, menos 349 más delta de H, que es lo que quiero calcular y lo tengo todo. 00:29:09
Si despejáis de aquí la delta de H, pues me queda exactamente menos 349 kJ. Y así es como yo puedo hallar la energía reticular, gracias a la ley de Hess y a la aplicación para cristales iónicos que nos da el ciclo de Borja. 00:29:34
A ver, bien, por último, ¿qué me queda? Pues me queda mencionar que el segundo principio de la termodinámica dice que la entropía de un sistema siempre es mayor o igual que el calor partido por la temperatura. 00:29:55
Este es el primer principio. ¿Pero qué es la entropía de un sistema? Pues es una medida, se suele decir, del desorden, del caos, es un poco más complicado que eso, pero bueno. 00:30:14
Bueno, se ve que la entropía, o sea, lo que sí que sabemos es que la entropía aumenta en las disoluciones de sólido en líquido, aumenta con la mezcla de los gases, aumenta con el aumento de la temperatura, aumenta con los cambios de estado progresivos, entonces parece que cuanto más caos tienes, más entropía tienes. 00:30:24
Por eso se habla como que es caos o desorden. Lo que sí es, es que en todo proceso espontáneo la entropía total del universo aumenta. 00:30:41
El tercer principio sería que la entropía de un cristal puro y perfecto a cero grados es cero, pero esto es imposible porque el cero que el vino no se puede alcanzar. 00:30:56
Definimos también la variación de entropía como la variación de entropía en los productos menos la variación de entropía en los reactivos 00:31:06
Siendo M los moles de cada uno de los productos que aparecen en los coeficientes estequiométricos de la reacción 00:31:14
Y bueno, pues aquí tenemos, hemos visto que hay dos tendencias en la naturaleza 00:31:22
Todo tiende a la mínima energía, o sea, a la entalpía menor que cero, a la entalpía negativa, menos energía posible 00:31:29
y al máximo desorden, o sea, a entropías mayores. 00:31:36
¿Pero qué puede más? 00:31:41
O sea, si yo tengo las dos cosas actuando, ¿cuál va a ser más? 00:31:43
Bueno, pues la que nos dice el juez supremo, lo que nos dice si algo ocurre espontáneamente, 00:31:47
es la energía de Gibbs, que se define con las dos cosas, porque también tiene que ver la temperatura. 00:31:56
Entonces la energía de Gibbs se define como la entalpía menos la temperatura por la entropía. Vale, esta es la energía libre de Gibbs. Si lo hacemos con variaciones, la variación de energía de Gibbs será la variación de entalpía menos la temperatura por la variación de entropía, ¿vale? 00:32:00
Y esto es lo que hemos estado calculando de muchas maneras, con lo de los enlaces, con lo de aquí de la variación de entropía y tal. 00:32:19
¿Y cuál es el resultado? Que si me sale negativa, el proceso es espontáneo. 00:32:27
Si me sale positiva, el proceso no es espontáneo. 00:32:32
Y si sale igual a cero, el proceso está en equilibrio, ¿vale? Esto siempre contando a presiones de temperatura constantes. 00:32:36
Bien, pues analizando un poquito de qué pasa si los valores que tengo de una cosa y de otra son positivos o negativos, si la entalpía es negativa, o sea, negativo, y la entropía positiva, claro, va a ser positivo por esto que es negativo, me va a quedar en total negativo. 00:32:42
Y negativo con negativo va a dar negativo al final. O sea, negativo menos negativo, pues siempre, o sea, quiero decir, 25 menos 14, pues menos 25 menos 14, pues va a ser menos 39. 00:33:02
O sea, algo muy negativo, más negativo todavía, siempre negativo, o sea que siempre va a ser espontánea. Por las mismas, si tenemos que, fijaos, la entalpía es positiva y la entropía es negativa, esta parte va a ser menos por menos más y me va a quedar una cosa positiva sumándose a una cosa positiva. 00:33:19
O sea que siempre va a ser positiva, nunca va a ser espontánea. Pero si estamos entre medias, que los dos son más o los dos son menos, pues va a depender de la temperatura. 00:33:48
Porque si esto es negativo y esto también es negativo, pues claro, depende de la temperatura. Si la temperatura es pequeñita, este va a poder más. 00:33:58
por lo cual va a ser 00:34:10
espontánea al final el total 00:34:13
y entonces va a ser espontánea a temperaturas bajas 00:34:14
pero si la temperatura es muy grande 00:34:17
va a quedar menos por menos más 00:34:19
y un más muy grande 00:34:21
sumado a un menos pequeñito 00:34:23
pues va a poder más esta parte 00:34:25
por lo cual 00:34:26
va a ser positivo al final 00:34:28
y va a ser 00:34:30
va a poder estar 00:34:30
sí, claro 00:34:41
esto va a ser 00:34:43
estaba explicando otra vez este, madre mía 00:34:44
Bueno, si esto es positivo y esto es positivo, dices, pues depende, si esto llega a ser muy grande, va a poder estar parte más negativa y va a ser espontánea a temperaturas altas. 00:34:47
Y esto es toda la teoría que necesitamos para hacer los problemas que he cogido varios problemas de la EBAU y los hacemos esta tarde. 00:35:00
Materias:
Química
Niveles educativos:
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  • Bachillerato
    • Segundo Curso
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Laura B.
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Fecha:
4 de octubre de 2025 - 16:13
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Público
Centro:
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