• Like
Termoquimica
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Termoquimica

  • 20,634 views
Uploaded on

Termoquímica: Términos básicos. …

Termoquímica: Términos básicos.
• Primer principio de la Termodinámica
– Calor, trabajo, energía interna
– Entalpía
– Calores de reacción
– Ley de Hess
• Segundo principio de la Termodinámica
– Espontaneidad
– Entropía
– Energía libre
• Espontaneidad de las reacciones químicas

More in: Technology , Education
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
No Downloads

Views

Total Views
20,634
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
6

Actions

Shares
Downloads
708
Comments
3
Likes
4

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. 3. TermoquímicaQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica
  • 2. Contenidos• Términos básicos• Primer principio de la Termodinámica – Calor, trabajo, energía interna – Entalpía – Calores de reacción – Ley de Hess• Segundo principio de la Termodinámica – Espontaneidad – Entropía – Energía libre• Espontaneidad de las reacciones químicas Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 2
  • 3. Bibliografía recomendada• Petrucci: Química General, 8ª edición. R. H. Petrucci, W. S. Harwood, F. G. Herring, (Prentice Hall, Madrid, 2003). – Secciones 7.1, 7.2, 7.4, 7.5, 7.6, 7.7, 7.8 Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 3
  • 4. Términos básicosQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica
  • 5. Termoquímica• Termoquímica: parte de la química que estudia las transferencias de calor asociadas a las reacciones químicas – Cuánto calor se absorbe o se desprende en una reacción química • por medio de medidas experimentales – en ciertas reacciones, p.ej. combustión • por medio de cálculos teóricos – a partir de datos medidos directamente (p.ej. reacciones de combustión) o de datos elaborados a partir de las medidas experimentales (p.ej. reacciones de formación) reacciónendotérmica reacción exotérmica Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 5
  • 6. Termoquímica medidas experimentales r. combustión otras reacc. (realizables) (realizables) cálculos termoquímicos r. formación (normalmente no realizables) cálculos termoquímicos todo tipo de reacciones (realizables y no realizables)Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 6
  • 7. Universo, sistema y entorno• Sistema: aquella parte del universo que es objeto de nuestro estudio.• Entorno o alrededores: el resto del universo• Tipos de sistemas según su relación con el entorno – abierto: puede intercambiar materia y energía con su entorno – cerrado: no intercambia materia pero puede intercambiar energía con su entorno – aislado: no intercambia ni materia ni energía con su entorno; es como un universo en si mismo abierto cerrado aislado Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 7
  • 8. Energía• Energía: una propiedad de un sistema que expresa su capacidad de realizar un trabajo• Trabajo: se realiza trabajo cuando se desplaza un cuerpo una distancia d realizando sobre él una fuerza F – es la cantidad de energía que se transfiere al ejercer la fuerza F y producir el desplazamiento d; se calcula con W=F·d – trabajo P-V realizado por una fuerza exterior F sobre un sistema: F F Wext = F ⋅ d = ⋅ S ⋅ d = P ⋅ (Vinicial − V final ) = P ⋅ ( −∆V ) S S d Wext = − P ⋅ ∆V P P Wext > 0 ⇒ El sistema recibe trabajo Vinicial V final Wext < 0 ⇒ El sistema realiza trabajo [Lectura: Petrucci 7.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 8
  • 9. Energía• Calor: se transfiere calor entre dos cuerpos cuando se ponen en contacto teniendo temperaturas diferentes – el cuerpo emisor de calor está a T más alta y el receptor a T más baja – como consecuencia de la transferencia de calor, el sistema emisor se enfría (su T disminuye) y el receptor se calienta (su T aumenta) • salvo en los cambios de fase: p.ej. líquido + Q → gas, o líquido → sólido + Q, que transcurren a T constante – la cantidad de calor, o el calor, es la energía que se intercambia entre los dos cuerpos – es una de las formas en que se transmite la energía – microscópicamente, la temperatura es una medida de la agitación atómica y molecular • cuando un sistema recibe calor, sus moléculas se mueven más rápido; cuando lo desprende, sus moléculas se mueven más despacio Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 9
  • 10. Energía• Calor – se mide por calorimetría • medidas de cambios de temperatura y de capacidades caloríficas (calores específicos) QA QB A B mAc A (TA 2 − TA1 ) = − mB cB (TB 2 − TB1 ) QA: calor recibido por A QA = −QB QB: calor recibido por B Q>0 ⇒ El sistema recibe calor Q<0 ⇒ El sistema pierde calor [Lectura: Petrucci 7.2] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 10
  • 11. Energía• Energía total de un sistema – mecánica + eléctrica + magnética • cinética + potencial • debida a su movimiento en el espacio y a la posición que ocupa en los campos gravitatorios, eléctricos y magnéticos – interna (la que estudia la Termodinámica) • debida a su naturaleza interna: masa, estado termodinámico (composición, presión y temperatura) • térmica (almacenada en la agitación molecular) • + química (almacenada en los enlaces químicos) → TERMOQUÍMICA • + nuclear (almacenada en los enlaces entre las partículas nucleares) • se representa por Einterna, por E, o por U ETOTAL = EMECÁNICA + EELECTROMAGNÉTICA + EINTERNA = ECINÉTICA + EPOTENCIAL + EINTERNA EINTERNA ≡ E ≡ U [Lectura: Petrucci 7.1] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 11
  • 12. Funciones de estado• Función de estado: una variable de un sistema cuyo valor depende exclusivamente del estado termodinámico del sistema – temperatura, T – presión, P – energía interna, U – entropía, S (más adelante) – energía libre de Gibbs, G (más adelante) – otras (volumen molar, densidad, etc.) – El calor y el trabajo NO son funciones de estado • El calor y el trabajo NO son propiedades de un sistema – Un sistema “tiene” T, P, E, S, G, pero “NO TIENE” calor ni trabajo • El calor y el trabajo son formas en las que se transfiere la energía de unos sistemas a otros y sus valores dependen del PROCESO por el que se transfieren – Es muy conveniente trabajar con funciones de estado [Lectura: Petrucci 7.5] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 12
  • 13. Primer principio de la TermodinámicaQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica
  • 14. Primer principio de la Termodinámica Qa Wa Qb WbEstado 1 P1 T1 Estado 2 V1 QP WP P2 d1 T2 ... V2 QV WV d2 ... Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 14
  • 15. Primer principio de la Termodinámica• El incremento de energía interna de un sistema es igual a la suma del calor que recibe más el trabajo que realizan sobre él las fuerzas externas U final − U inicial = ∆U = Q + Wext – es un principio de conservación: la energía del universo es constante • puesto que el calor que recibe un sistema lo pierden otros y el trabajo realizado sobre un sistema lo realizan otros, la energía que ganan unos sistemas la pierden otros ∆U > 0 ⇒ El sistema recibe energía (en forma de calor y/o trabajo) ∆U < 0 ⇒ El sistema da energía (en forma de calor y/o trabajo) ∆U = 0 ⇒ El sistema mantiene su energía (recibe calor y realiza trabajo o da calor y recibe trabajo) – permite determinar incrementos de energía interna, pero no valores absolutos de energía interna [Lectura: Petrucci 7.5] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 15
  • 16. Primer principio de la Termodinámica Qa + Wa =U2-U1 Qb + Wb =U2-U1Estado 1 P1 T1 Estado 2 V1 d1 QP + WP =U2-U1 P2 T2 ... V2 U1 QV + WV =U2-U1 d2 ... U2 Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 16
  • 17. Primer principio de la Termodinámica FP Wext = − P(V2 − V1 ) Qb = mcv (T3 − T2 )V1T1 P P3 Qa = mcP (T2 − T1 ) V2 V2 T2 T3 aislado mecánicamente U final − U inicial = ∆U = Qa + Qb + Wext Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 17
  • 18. Primer principio de la Termodinámica• Calor transferido a volumen constante V = cte ⇒ Wext = − P ⋅ ∆V = 0 ⇒ QV = ∆U = U f − U i – el calor transferido en un proceso de volumen constante es igual al incremento de energía interna (una variación de una función de estado)• Calor transferido a presión constante: Entalpía P = cte ⇒ U f − U i = QP − P (V f − Vi ) = QP − Pf V f + PVi i QP = (U + PV ) f − (U + PV )i Def.: Entalpía H = U + PV (es función de estado) QP = ∆H = H f − H i – el calor transferido en un proceso a presión constante es igual al incremento de entalpía (una variación de una función de estado) [Lectura: Petrucci 7.6] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 18
  • 19. Primer principio de la Termodinámica Qa QbEstado 1 P1 pro T1 ces Estado 2 o ap V1 res ión co QP =H2-H1 P2 d1 ns ta nte T2 ... V2 U1 proces QV =U2-U1 d2 H1 o a vo lumen consta ... nte U2 H2 Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 19
  • 20. Calor de reacción• Calor de reacción: calor recibido por un sistema como consecuencia de una reacción química que tiene lugar en él a temperatura constante – Qr>0 el sistema recibe calor para que tenga lugar la reacción; reacción endotérmica T; a A + b B + Qr → c C + d D (expresión a evitar) – Qr<0 el sistema da calor a su entorno como consecuencia la reacción; reacción exotérmica T; a A + b B → c C + d D + Qr (expresión a evitar) T; a A+b B → cC + d D Qr = x.xx kJ / mol reacción de a mol de A y b mol de B, en la que se producen c mol de C y d mol de D Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 20
  • 21. Calor de reacción punto inicial punto final de la reacción de la reacción T T a mol de A c mol de C b mol de B d mol de D3, 24 kJ Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 21
  • 22. Calor de reacción punto inicial punto final de la reacción de la reacción T T a mol de A c mol de C b mol de B d mol de D3, 24 kJ T; a A+b B → cC + d D Qr = +3, 24 kJ / mol Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 22
  • 23. Calor de reacción punto inicial punto final de la reacción de la reacción T T a mol de A c mol de C b mol de B d mol de D 5, 21 kJ T; a A+b B → cC + d D Qr = −5, 21 kJ / molQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 23
  • 24. Entalpía de reacción• (incremento de) Entalpía de reacción: incremento de entalpía de un sistema producido por una reacción química que tiene lugar en él, en las cantidades indicadas por los coeficientes estequiométricos, siendo la T y P de los productos igual que la de los reactivos T , P; a A+b B → cC + d D ∆H = … 598 K, 3bar C3 H 8 ( g ) + 5O2 ( g ) → 3CO2 ( g ) + 4 H 2O(l ) ∆H = −1890 kJ/mol – es igual al calor de reacción a presión constante – en el ejemplo: • 3 mol CO2(g) y 4 mol H2O(l) a 598K y 3bar tienen una entalpía (U+PV) 1890 kJ menor que 1 mol C3H8(g) y 5 mol O2(g) a 598K y 3bar • en la reacción de 1 mol C3H8(g) y 5 mol O2(g) para dar 3 mol CO2(g) y 4 mol H2O(l) a T y P constantes de 598K y 3bar, se despenden 1890 kJ de calor [Lectura: Petrucci 7.6] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 24
  • 25. Ley de Hess Inicialmente fue una observación empírica a partir de medidas de calores de reacción, por lo que se llamó Ley. Aunque el tiempo ha mostrado que no es una ley, sino una consecuencia del primer principio de la termodinámica, se ha mantenido su nombre inicial.• Ley de Hess: El calor de reacción a P constante de una reacción que puede resultar de la suma de otras es igual a la suma de los calores de reacción a P constante de éstas – es una consecuencia de que el calor de reacción a P constante es igual al incremento de entalpía y de que la entalpía sea una función de estado – enunciado alternativo: el incremento de entalpía de una reacción neta que puede transcurrir en varias etapas es igual a la suma de los incrementos de entalpía de las etapas individuales • tanto la reacción neta como las etapas pueden ser realizables en el laboratorio o pueden ser meramente hipotéticas e irrealizables como tales 598 K, 3bar CH 3CH 2OH ( g ) + 3O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 3H 2O (l ) es realizable 298 K, 1bar 2C ( grafito) + 3H 2 ( g ) + 1 O2 → CH 3CH 2OH ( g ) 2 es irrealizable [Lectura: Petrucci 7.7] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 25
  • 26. Ley de Hess298 K, 1bar 1 2 N 2 ( g ) + 1 O2 ( g ) → NO ( g ) 2 ∆H = +90,3 kJ/mol NO ( g ) + 1 O2 ( g ) → NO2 ( g ) 2 ∆H = −57, 07 kJ/mol 1 2 N 2 ( g ) + O2 ( g ) → NO2 ( g ) ∆H = +33, 2 kJ/mol Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 26
  • 27. Estados estándar• Son estados termodinámicos de los compuestos que se establecen como referencia (por convenio) para facilitar los cálculos de propiedades termodinámicas, como p. ej. las entalpías de reacción• Las propiedades de los estados estándar se tabulan – esto permite calcular muy fácilmente variaciones entre estados estándar • p.ej. entalpías de reacción estándar – posteriormente, si es necesario, se pasa de variaciones entre estados estándar a variaciones entre los estados de interés alcanzados en el laboratorio, mediante cálculos más complejos – a menudo las variaciones entre estados estándar dan toda la información que se desea • endotérmica/exotérmica, más orden/más desorden, proceso espontáneo/proceso no espontáneo, a T alta/baja, ... – los estados estándar o de referencia pueden ser estados realizables o simplemente estados imaginables • debe ser posible calcular sus propiedades [Lectura: Petrucci 7.6] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 27
  • 28. Estados estándar Estado real Estado estándar o de referencia (definidos por convenio) un compuesto sólido o líquido, el mismo compuesto sólido o líquido, en una mezcla de reacción, puro, a presión 1 bar y temperatura T a presión P y temperatura T un compuesto gas, el mismo compuesto gas, puro, con en una mezcla de reacción, comportamiento ideal, a presión 1 bara presión parcial p y temperatura T y temperatura T un disolvente, en una mezcla de reacción, el mismo disolvente, puro, a presión 1 a presión P y temperatura T bar y temperatura T un soluto, el mismo soluto, disuelto en el mismo en una mezcla de reacción, disolvente, con concentración 1M, a a presión P y temperatura T presión 1 bar y temperatura T Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 28
  • 29. Estados estándar ∆H T Reactivos Productos (en sus estados reales en entalpía de (en sus estados reales en la la mezcla de reacción: reacción a P y T mezcla resultante tras la composición, P, T) reacción: composición, P, T)incremento de entalpía al pasar los incremento de entalpía al pasar los reactivos desde su estado real productos desde su estado estándar hasta su estado estándar hasta su estado real o ∆H T Reactivos Productos (en sus estados estándar) entalpía de (en sus estados estándar) reacción estándar aT Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 29
  • 30. Entalpías de combustión • Combustión: reacción de oxidación completa con O2(g) – compuestos orgánicos de C, O y H: los productos son CO2(g) y H2O(l) • Entalpía de combustión: incremento de entalpía en una reacción de combustión de un mol de combustible – medible directamente, porque las reacciones de combustión son realizables – las entalpías de combustión estándar se usan para calcular y tabular entalpías de formación estándarEjemplos:(1) 598 K, 3bar; C2 H 5OH (l ) + 3O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 3H 2O(l ) ∆H = -1211 kJ/mol(2) C2 H 5OH (l ) + 3O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 3H 2O(l ) ∆H 598 = -1228 kJ/mol 0(3) C2 H 5OH (l ) + 3O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 3H 2O(l ) ∆H 298 = -1367 kJ/mol 0(4) C2 H 5OH (l ) + 3O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 3H 2O(l ) ∆H 0 = -1367 kJ/mol Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 30
  • 31. Entalpías de formación estándar• Reacción de formación: reacción de síntesis de un compuesto a partir de sus elementos en sus formas termodinámicas más estables – normalmente es una reacción puramente hipotética• Entalpía de formación estándar: incremento de entalpía en una reacción de formación de un mol de un compuesto en la que reactivos y producto están en sus estados estándar – rara vez medible directamente; calculable a partir de otras entalpías de reacción medibles (combustión, etc.) 1 2 N 2 ( g ) + 1 O2 ( g ) → NO ( g ) 2 ∆H 0 ,298 = +90,3 kJ/mol f 2C ( grafito) + 3H 2 ( g ) + 1 O2 ( g ) → C2 H 5OH (l ) 2 ∆H 0 ,298 = −277, 69 kJ/mol f [Lectura: Petrucci 7.8] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 31
  • 32. Entalpías de formación estándar ¿Cómo se han determinado?Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 32
  • 33. Entalpías de reacción estándar o ∆H T Reactivos Productos (en sus estados estándar a T) entalpía de (en sus estados estándar a T) reacción estándar aT−  a ∆H o ,T ( A) + b ∆H o ,T ( B )   f f  c ∆H o ,T (C ) + d ∆H o ,T ( D) f f Elementos (en sus estados estándar a T) ∆H T =  c ∆H f ,T (C ) + d ∆H f ,T ( D )  −  a ∆H f ,T ( A) + b ∆H f ,T ( B )  o o o o o     [Lectura: Petrucci 7.8] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 33
  • 34. Entalpías de reacción estándar Ejemplo: Calcula ∆Ho para cada reacción a partir de los respectivos ∆Hof, según la ley de Hess: a) C2H6 (g) → C2H4 (g) + H2 (g) b) 2NO (g) + H2 (g) → N2O (g) + H2O (g) Observación: No se indica T: es común hacerlo cuando T=298K. C2H6 (g) → C2H4 (g) + H2 (g)∆H o ,298 f −1 ( −84, 68 ) +1 ( 52, 26 ) +1 ( 0 ) o ∆H 298 = 136,94 kJ mol-1( kJ mol-1) 2NO (g) + H2 (g) → N2O (g) + H2O (g)∆H o ,298 f −2 ( 90, 25 ) −1( 0 ) +1( 82, 05 ) +1 ( −241,8 ) o ∆H 298 = −340,3 kJ mol-1( kJ mol-1) Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 34
  • 35. Segundo principio de la TermodinámicaQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica
  • 36. Espontaneidad• Proceso espontáneo: aquel que transcurre por si mismo – ej.: la congelación (solidificación) del agua a 1 bar y -18ºC• Proceso no espontáneo: aquel que transcurre sólo con la acción exterior – ej.: la congelación del agua a 1 bar y 0ºC• Proceso imposible: aquel que no se puede dar ni con acción exterior – ej.: la congelación del agua a 1 bar y 25ºC [Hablamos desde un punto de vista termodinámico, sin hacer referencia a los aspectos cinéticos, porque un proceso espontáneo puede darse muy lentamente y no observarse en un tiempo razonable. Un ejemplo de esto: la conversión del diamante en grafito.] [Lectura: Petrucci 20.1] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 36
  • 37. Prediciendo la espontaneidad de reacciones...• Una reacción dada, en unas condiciones dadas, ¿es posible predecir si se puede dar espontáneamente? – ¿Es suficiente con conocer el cambio de entalpía? • ¿Todas las reacciones exotérmicas son espontáneas? – ¿La congelación del agua a 1 bar y 0ºC? • ¿Una reacción endotérmica no puede darse espontáneamente? – ¿La fusión del hielo a 1 bar y 25ºC? – ¿Hay algún otro efecto, además del efecto térmico (o entálpico), que sea responsable de la espontaneidad de las reacciones? Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 37
  • 38. Entropía• Entropía: es una propiedad de los sistemas (función de estado) que indica el grado de desorden de los mismos; se representa con S – A mayor número de microestados (W, distribuciones de las moléculas) compatibles con un (macro)estado termodinámico, mayor la entropía del (macro)estado Definición estadística de Boltzmann: S = k ln W Ejemplo: Modelo de 4 moléculas diatómicas con dos orientaciones posibles de igual energía, en posiciones fijas W = 16 microestados de igual energía S = (1,38 ×10−23 ln16 ) JK −1 [Lectura: Petrucci 20.2] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 38
  • 39. Entropía• Entropía: es una propiedad de los sistemas (función de estado) que indica el grado de desorden de los mismos; se representa con S – los gases tienen mayor entropía que los líquidos, y éstos que los sólidos ∆S > 0 – las mezclas tienen mayor entropía que las sustancias puras ∆S > 0 – sus incrementos se calculan con (definición macroscópica operativa): Qrev Calor que se transferiría en S final − Sinicial = ∆S = el proceso si éste tuviese T lugar de modo reversible (no espontáneo) [Lectura: Petrucci 20.2] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 39
  • 40. Entropías absolutas estándar• El tercer principio de la Termodinámica establece que la entropía de una sustancia pura, en su forma más estable, formando una red sólida cristalina sin defectos, es cero en el cero absoluto de temperatura (a T=0K).• Esto, junto con la expresión de ∆S, permite determinar valores absolutos de la entropía, S.• Entropías absolutas estándar: las entropías absolutas de las sustancias en sus estados estándar, S0T, se tabulan en función de la temperatura – los valores de S0298 son los más utilizados y su expresión se suele simplificar a S0 [Lectura: Petrucci 20.2] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 40
  • 41. Entropías absolutas estándarQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 41
  • 42. Entropías absolutas estándarQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 42
  • 43. Entropías de reacción estándar• Entropías de reacción estándar: incremento de entropía en una reacción de cantidades de reactivos indicadas por los coeficientes estequiométricos, en la que reactivos y productos están en sus estados estándar o ∆ST Reactivos Productos (en sus estados estándar a T) entropía de (en sus estados estándar a T) reacción estándar aT −  a ST ( A) + b ST ( B)   o o  o o c ST (C ) + d ST ( D) Elementos (en su forma más estable a T=0K) ∆ST =  c ST (C ) + d ST ( D)  −  a ST ( A) + b ST ( B)  o o o o o     [Lectura: Petrucci 20.2] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 43
  • 44. Segundo principio de la Termodinámica• La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y permanece constante en un proceso no espontáneo (reversible). S UNIVERSO,final − S UNIVERSO,inicial = ∆S UNIVERSO ≥ 0 ∆S UNIVERSO >0 =0 <0 Proceso espontáneo no espontáneo imposible (reversible) – el 2º principio de Termodinámica da el criterio de espontaneidad – pero basándose en el incremento de una propiedad de TODO EL UNIVERSO (¡mucha atención a esto!) ∆S UNIVERSO = ∆Ssistema + ∆Sentorno = ∆S + ∆Sentorno – ¿es posible establecer un criterio de espontaneidad sobre una propiedad DEL SISTEMA solamente? [Lectura: Petrucci 20.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 44
  • 45. Segundo principio de la Termodinámica• Ejemplo: Las entropías absolutas estándar del agua líquida y del vapor de agua a 298K son, respectivamente, 69,91 y 188,7 JK-1mol-1. – ¿Cuánto vale el incremento de entropía estándar del proceso H2O(g)→H2O(l) a 25ºC? o o o ∆S 298 = S 298 ( H 2O (l ) ) − S 298 ( H 2O ( g ) ) = ( 69,91 − 188, 7 ) JK −1mol −1 = −118,8JK −1mol −1 – El hecho de que el vapor de agua se condense espontáneamente a 1 bar y 25ºC y de que, cuando lo hace, disminuye su entropía, ¿vulnera el segundo principio de la Termodinámica? • No. En esa condensación disminuye la entropía del agua, es decir del sistema, pero el segundo principio establece que aumenta la entropía del universo, es decir la del agua más la de todo su entorno. Si el proceso se da espontáneamente es porque, simultáneamente, los alrededores del agua aumentan su entropía más de lo que el agua la disminuye. De hecho, al condensarse se desprende calor (el calor latente de vaporización), el cual llega a los alrededores, aumentando su entropía. Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 45
  • 46. Energía libre de Gibbs• Una propiedad de un sistema, o función de estado, que se define: GSISTEMA ≡ G = H − TS• En procesos a P y T constantes (p.ej. reacciones químicas, cambios de fase): – es fácilmente demostrable que, en estos procesos, el criterio de espontaneidad viene dado por el signo del incremento de esta propiedad DEL SISTEMA si P = cte y T = cte ∆G <0 =0 >0 Proceso espontáneo no espontáneo imposible (reversible) [Lectura: Petrucci 20.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 46
  • 47. Energía libre de Gibbs y espontaneidad• En procesos a P y T constantes (p.ej. reacciones químicas, cambios de fase): ∆G = ∆H − T ∆S• Procesos espontáneos a P y T constantes: ∆G = ∆H − T ∆S < 0 hay dos contribuciones que se pueden apoyar o contraponer: – contribución térmica o entálpica, ∆H: • la espontaneidad se ve favorecida en los procesos exotérmicos, ∆H<0 • la espontaneidad se ve dificultada en los procesos endotérmicos, ∆H>0 – contribución de desorden o entrópica, -T∆S • la espontaneidad se ve favorecida en los procesos con aumento de desorden en el sistema, ∆S>0 • la espontaneidad se ve dificultada en los procesos con aumento de orden en el sistema, ∆S<0 [Lectura: Petrucci 20.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 47
  • 48. Energía libre de Gibbs y espontaneidad• En procesos a P y T constantes (p.ej. reacciones químicas, cambios de fase): ∆G = ∆H − T ∆S• Procesos espontáneos a P y T constantes: ∆G = ∆H − T ∆S < 0 Contribuciones Incremento de energía libre ∆H −T ∆S de orden/desorden o ∆G térmica o entálpica entrópica ~ independiente de T importancia creciente con T exotérmico aumento de desorden espontaneidad favorecida ∆H < 0 ∆S > 0 endotérmico aumento de orden espontaneidad dificultada ∆H > 0 ∆S < 0 [Lectura: Petrucci 20.4] Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 48
  • 49. Espontaneidad de reacciones y temperatura: criterios P,T ctes; espontáneo: ∆G = ∆H − T ∆S < 0Reacción: crea desorden crea orden ∆H ∆S + ― ∆G ― T alta ∆G + no se daexotérmica ― espontánea a cualquier T T baja ∆G ― espontánea T alta ∆G ― espontánea ∆G +endotérmica + no se da T baja ∆G + no se da a ninguna T Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 49
  • 50. Espontaneidad de reacciones y temperatura: criterios P,T ctes; espontáneo: ∆G = ∆H − T ∆S < 0REACCIÓN: crea desorden crea orden ∆H ∆S + ― kJ/mol kJ/mol −T ∆S ∆Gexotérmica ― 0 T 0 T ∆H ∆H −T ∆S ∆G kJ/mol kJ/mol ∆G −T ∆Sendotérmica + ∆H ∆H 0 T 0 T ∆G −T ∆S Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 50
  • 51. Energía libre de Gibbs estándar• Energía libre de Gibbs estándar de formación ∆G 0 ,T = ( H compuesto ,T − TScompuesto ,T ) − ( H elementos ,T − TSelementos ,T ) f 0 0 0 0 ∆G 0 ,T = ∆H 0 ,T − T ∆S 0 ,T f f f• Energía libre de Gibbs estándar de reacción o T  c ∆G o ,T (C ) + d ∆G o ,T ( D)  −  a ∆G o ,T ( A) + b ∆G o ,T ( B)  ∆G =  f f   f f  ∆GT = ∆H T − T ∆ST 0 0 0 – El signo de ∆GºT informa sobre la espontaneidad de la reacción (a P y T constantes) entre los reactivos en sus estados estándar para dar los productos en sus estados estándar Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 51
  • 52. Variación de ∆Gº con T ∆GT = ∆H T − T ∆ST 0 0 0• Las entalpías y las entropías de reacción estándar varían poco con la temperatura a menudo abreviado como ∆H T 0 ∆H 298 0 ∆H 0 ∆ST 0 ∆S298 0 ∆S 0• Las energías libres de reacción estándar varían casi linealmente con la temperatura ∆GT 0 ∆H 298 − T ∆S 298 0 0 ∆H 0 − T ∆S 0 Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 52
  • 53. Energía libre de Gibbs estándar • Ejemplo: Para la reacción SiO2 ( s) + 2C ( grafito) + 2Cl2 ( g ) → SiCl4 ( g ) + 2CO ( g ) – a) ¿Cuánto vale la entalpía de reacción estándar a 298K? b) ¿Y la entropía de reacción estándar a 298K? c) ¿Y la energía libre de Gibbs estándar a 298K? d) ¿Y la energía libre de Gibbs estándar a 79K? – e) ¿Es espontánea a 298 K esa reacción cuando reactivos y productos están es sus estados estándar? f) ¿Y a 79K? g) ¿A qué temperatura se da el equilibrio entre reactivos y productos en sus estados estándar? h) ¿En qué rango de temperatura es espontánea esa reacción entre reactivos y productos en sus estados estándar?∆H 0 ,298 [kJ / mol ] −(−910,9) f −2(0) −2(0) +(−657, 0) +2(−110,5)S 298 [JK -1mol -1 ] 0 −(41,84) −2(5, 74) −2(223,1) +(330, 6) +2(197, 7) a) ∆H 298 = 32,9 kJ mol −1 0 b) ∆S 298 = 226,5 J K −1mol −1 0 c) ∆G298 = ∆H 298 − (298 K )∆S298 = −34, 6 kJ mol −1 0 0 0 e) Sí d) ∆G79 0 ∆H 298 − (79 K )∆S 298 = +15, 0 kJ mol −1 0 0 f) No g) ∆GT 0 ∆H 298 − T ∆S 298 = 0 0 0 T ∆H 298 ∆S298 = 145 K 0 0 h) T > 145 K Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 53