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26 nov 2025
•
Elisabeth Dominguez fernandez
@lisabethominguezfernandez_8h9b
La termodinámica química estudia los intercambios de energía que ocurren... Mostrar más
Las reacciones químicas no solo transforman materia, sino que también intercambian energía. Pueden ser endotérmicas (necesitan calor) o exotérmicas (liberan calor).
Un sistema termodinámico es la parte del universo que decidimos estudiar, separándola del resto mediante límites definidos. Las variables termodinámicas que lo describen se clasifican en dos tipos: extensivas (dependen de la cantidad de materia, como masa o volumen) e intensivas (no dependen de la cantidad, como temperatura o presión).
Las funciones de estado son variables que solo dependen del estado actual del sistema, no de cómo llegó a ese estado. Presión, volumen y temperatura son ejemplos clave.
💡 Recuerda: Las funciones de estado son como tu ubicación actual en un mapa: no importa qué camino tomaste para llegar allí.
El primer principio establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. La ecuación fundamental es: ΔU = Q + W, donde ΔU es la variación de energía interna, Q el calor y W el trabajo.
Los signos son cruciales: Q y W son positivos cuando el sistema absorbe calor o se realiza trabajo sobre él. Son negativos cuando el sistema cede calor o realiza trabajo.
Según el tipo de proceso, tenemos diferentes situaciones. En procesos isotérmicos (temperatura constante), ΔU = 0 y Q = -W. En procesos adiabáticos (sin intercambio de calor), Q = 0 y ΔU = W.
💡 Truco: Piensa en el sistema como tu cuenta bancaria: entrada de energía es positiva, salida es negativa.
Los procesos isocóricos ocurren a volumen constante, por lo que W = 0 y ΔU = Qv. El calor a volumen constante (Qv) iguala la variación de energía interna.
Los procesos isobáricos se dan a presión constante. Aquí aparece la entalpía , una función de estado muy importante. El calor a presión constante (Qp) iguala la variación de entalpía: Qp = ΔH.
La relación entre ambos calores es: Qp = Qv + PΔV. Para gases ideales, cuando no cambia el número de moles, Qp = Qv.
💡 Dato útil: La mayoría de reacciones en el laboratorio ocurren a presión constante, por eso la entalpía es tan importante.
Las reacciones a volumen constante se realizan en recipientes cerrados y rígidos. Como no hay cambio de volumen, ΔU = Qv. En reacciones exotérmicas, Qv < 0 y ΔU < 0. En endotérmicas, Qv > 0 y ΔU > 0.
Las reacciones a presión constante ocurren en recipientes abiertos a la atmósfera. El calor intercambiado se llama calor de reacción a presión constante (Qp), que iguala la variación de entalpía: ΔH = Qp.
Para gases ideales, la relación es: Qp = Qv + Δn·R·T, donde Δn es la variación en el número de moles gaseosos.
💡 Importante: Si no hay cambio en moles de gases, Qp = Qv.
La entalpía estándar de reacción (ΔH°) es la variación de entalpía cuando reactivos en estado estándar se transforman en productos en estado estándar. Las ecuaciones termoquímicas siempre incluyen los estados físicos y la entalpía.
La entalpía estándar de formación corresponde a la formación de 1 mol de sustancia a partir de sus elementos en estado estándar. Por convenio, la entalpía de formación de los elementos puros es cero.
La entalpía estándar de combustión es siempre negativa porque todas las combustiones son exotérmicas. Se refiere a quemar 1 mol de sustancia para obtener productos en estado estándar.
💡 Recuerda: Las entalpías de formación de elementos puros (O₂, H₂, etc.) son siempre cero.
La Ley de Hess establece que la variación de entalpía de una reacción es igual a la suma de las entalpías de las reacciones intermedias, sin importar el camino seguido.
La fórmula general es: ΔH°reacción = Σn·ΔH°productos - Σm·ΔH°reactivos, donde n y m son los coeficientes estequiométricos.
La entalpía de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces en estado gaseoso. Para calcular ΔH° usando entalpías de enlace: ΔH°reacción = Σ enlaces rotos - Σ enlaces formados. Romper enlaces consume energía, formarlos la libera.
💡 Truco: La Ley de Hess es como calcular la diferencia de altura entre dos pisos: no importa por qué escaleras subas.
La entropía (S) mide el grado de desorden molecular de los sistemas. Aumenta cuando el sistema se desordena (sólido → líquido → gas) y disminuye cuando se ordena.
Para procesos reversibles: ΔS = Qrev/T. En procesos irreversibles: ΔS > Qirrev/T. La entropía molar estándar (S°) se refiere a 1 mol a 1 atm y 25°C.
El Segundo Principio dice que la entropía del universo aumenta en procesos espontáneos y se mantiene constante en equilibrio. El Tercer Principio establece que la entropía de un cristal perfecto es cero en el cero absoluto.
💡 Visualiza: La entropía es como el desorden de tu habitación: siempre tiende a aumentar naturalmente.
La energía libre de Gibbs se define como: G = H - TS. La ecuación de Gibbs-Helmholtz es: ΔG = ΔH - TΔS, que nos permite predecir la espontaneidad de procesos.
Los criterios de espontaneidad son claros: ΔG < 0 (proceso espontáneo), ΔG = 0 (equilibrio), y ΔG > 0 (proceso no espontáneo). Este criterio es válido a presión y temperatura constantes.
La energía libre estándar de reacción se calcula: ΔG°reacción = Σn·ΔG°productos - Σm·ΔG°reactivos. A diferencia de los criterios basados solo en ΔH o ΔS, el criterio de ΔG tiene validez general.
💡 Clave: ΔG es el "jefe final" que decide si una reacción ocurrirá espontáneamente o no.
Existen cuatro casos posibles según los signos de ΔH y ΔS. Proceso siempre espontáneo: ΔH < 0 y ΔS > 0 (exotérmico que genera desorden). Nunca espontáneo: ΔH > 0 y ΔS < 0 (endotérmico que genera orden).
Los otros dos casos dependen de la temperatura. Si ΔH < 0 y ΔS < 0, será espontáneo a temperaturas bajas. Si ΔH > 0 y ΔS > 0, será espontáneo a temperaturas altas.
Las reglas de la Ley de Hess son: 1) Si una reacción ocurre en etapas, ΔH total = suma de ΔH parciales, 2) Si multiplicas coeficientes por n, multiplicas ΔH por n, 3) La reacción inversa tiene ΔH de signo opuesto.
💡 Tip de examen: Memoriza los cuatro casos de espontaneidad, son pregunta frecuente.
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La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
Pablo
usuario de iOS
Esta app es realmente genial. Hay tantos apuntes de clase y ayuda [...]. Tengo problemas con matemáticas, por ejemplo, y la aplicación tiene muchas opciones de ayuda. Gracias a Knowunity, he mejorado en mates. Se la recomiendo a todo el mundo.
Elena
usuaria de Android
Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
Ana
usuaria de iOS
Está app es muy buena, tiene apuntes que son de mucha ayuda y su IA es fantástica, te explica a la perfección y muy fácil de entender lo que necesites, te ayuda con los deberes, te hace esquemas... en definitiva es una muy buena opción!
Sophia
usuario de Android
Me encanta!!! Me resuelve todo con detalle y me da la explicación correcta. Tiene un montón de funciones, ami me ha ido genial!! Os la recomiendo!!!
Marta
usuaria de Android
La uso casi diariamente, sirve para todas las asignaturas. Yo, por ejemplo la utilizo más en inglés porque se me da bastante mal, ¡Todas las respuestas están correctas! Consta con personas reales que suben sus apuntes y IA para que puedas hacer los deberes muchísimo más fácil, la recomiendo.
Izan
usuario de iOS
¡La app es buenísima! Sólo tengo que introducir el tema en la barra de búsqueda y recibo la respuesta muy rápido. No tengo que ver 10 vídeos de YouTube para entender algo, así que me ahorro tiempo. ¡Muy recomendable!
Sara
usuaria de Android
En el instituto era muy malo en matemáticas, pero gracias a la app, ahora saco mejores notas. Os agradezco mucho que hayáis creado la aplicación.
Roberto
usuario de Android
Esto no es como Chatgpt, es MUCHISMO MEJOR, te hace unos resúmenes espectaculares y gracias a esta app pase de sacar 5-6 a sacar 8-9.
Julyana
usuaria de Android
Es la mejor aplicación del mundo, la uso para revisar los deberes a mi hijo.
Javier
usuario de Android
Sinceramente me ha salvado los estudios. Recomiendo la aplicación 100%.
Erick
usuario de Android
Me me encanta esta app, todo lo que tiene es de calidad ya que antes de ser publicado es revisado por un equipo de profesionales. Me ha ido genial esta aplicación ya que gracias a ella puedo estudiar mucho mejor, sin tener que agobiarme porque mi profesor no ha hecho teoría o porque no entiendo su teoría. Le doy un 10 de 10!
Mar
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Elisabeth Dominguez fernandez
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La termodinámica química estudia los intercambios de energía que ocurren durante las reacciones químicas, especialmente en forma de calor. Comprenderás conceptos clave como la entalpía, entropía y energía libre, que te permitirán predecir si una reacción será espontánea o no.
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Las reacciones químicas no solo transforman materia, sino que también intercambian energía. Pueden ser endotérmicas (necesitan calor) o exotérmicas (liberan calor).
Un sistema termodinámico es la parte del universo que decidimos estudiar, separándola del resto mediante límites definidos. Las variables termodinámicas que lo describen se clasifican en dos tipos: extensivas (dependen de la cantidad de materia, como masa o volumen) e intensivas (no dependen de la cantidad, como temperatura o presión).
Las funciones de estado son variables que solo dependen del estado actual del sistema, no de cómo llegó a ese estado. Presión, volumen y temperatura son ejemplos clave.
💡 Recuerda: Las funciones de estado son como tu ubicación actual en un mapa: no importa qué camino tomaste para llegar allí.
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El primer principio establece que la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. La ecuación fundamental es: ΔU = Q + W, donde ΔU es la variación de energía interna, Q el calor y W el trabajo.
Los signos son cruciales: Q y W son positivos cuando el sistema absorbe calor o se realiza trabajo sobre él. Son negativos cuando el sistema cede calor o realiza trabajo.
Según el tipo de proceso, tenemos diferentes situaciones. En procesos isotérmicos (temperatura constante), ΔU = 0 y Q = -W. En procesos adiabáticos (sin intercambio de calor), Q = 0 y ΔU = W.
💡 Truco: Piensa en el sistema como tu cuenta bancaria: entrada de energía es positiva, salida es negativa.
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La relación entre ambos calores es: Qp = Qv + PΔV. Para gases ideales, cuando no cambia el número de moles, Qp = Qv.
💡 Dato útil: La mayoría de reacciones en el laboratorio ocurren a presión constante, por eso la entalpía es tan importante.
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Las reacciones a presión constante ocurren en recipientes abiertos a la atmósfera. El calor intercambiado se llama calor de reacción a presión constante (Qp), que iguala la variación de entalpía: ΔH = Qp.
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La entalpía estándar de formación corresponde a la formación de 1 mol de sustancia a partir de sus elementos en estado estándar. Por convenio, la entalpía de formación de los elementos puros es cero.
La entalpía estándar de combustión es siempre negativa porque todas las combustiones son exotérmicas. Se refiere a quemar 1 mol de sustancia para obtener productos en estado estándar.
💡 Recuerda: Las entalpías de formación de elementos puros (O₂, H₂, etc.) son siempre cero.
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La entalpía de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces en estado gaseoso. Para calcular ΔH° usando entalpías de enlace: ΔH°reacción = Σ enlaces rotos - Σ enlaces formados. Romper enlaces consume energía, formarlos la libera.
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Los otros dos casos dependen de la temperatura. Si ΔH < 0 y ΔS < 0, será espontáneo a temperaturas bajas. Si ΔH > 0 y ΔS > 0, será espontáneo a temperaturas altas.
Las reglas de la Ley de Hess son: 1) Si una reacción ocurre en etapas, ΔH total = suma de ΔH parciales, 2) Si multiplicas coeficientes por n, multiplicas ΔH por n, 3) La reacción inversa tiene ΔH de signo opuesto.
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