This presentation was made for the purpose of educating children and adults. To help with support material, in all studies, and to help them overcome their subjects. Idioma Ingles - Español (Solo Descripción) Esta presentación se realizó con el propósito de educar a los niños y adultos. Para ayudarlos con material de apoyo, en todos sus estudios, además para ayudarlos a superar sus asignaturas.

1. 1
TERMOQU TERMOQUÍMICA MICA
Unidad 1

2. 2
Contenidos (1)
1. 1.- Sistemas, estados y funciones de estado.
2. 2.- Primer principio de la Termodin Termodinámica. mica.
3. 3.- Energ Energía interna y entalp a entalpía. Reacciones a
a. volumen y a presi presión constante.
n 3.1. Relaci Relación entre ambas.
n 4. 4.- Entalp Entalpía est a estándar de reacci ndar reacción. n.
4.1. Ecuaciones termoqu termoquímicas. micas.
5. 5.- Entalp Entalpía est a estándar de formaci ndar formación. n.
6. 6.- Cálculo de las entalp lculo entalpías de reacci as reacción. n.
7. 7.- Ley de Hess Hess. .

3. 3
Contenidos (2)
8. 8.- Energ Energía o entalp a entalpía de enlace de enlace .
a 8.1. Cálculo de la energ lculo energía de reacci a reacción a partir de
n entalp entalpías de enlace aplicando la ley de as Hess Hess.
8. 8.- Espontaneidad de las reacciones qu químicas. micas.
9. 9.- Entrop Entropía. a.
9.1. Segundo principio de la Termodin Termodinámica. mica.
9.2. Tercer principio de la Termodin Termodinámica. mica.
10. 10.- Energ Energía libre de a Gibbs Gibbs.
11. 11.-Espontaneidad de las reacciones qu químicas. micas.
Influencia de la temperatura

4. 4
Sistemas
„„ Parte peque pequeña del universo que se a a aísla para
sla someter a estudio.
„„ El resto se denomina ENTORNO.
„„ Pueden ser:
–– Abiertos (intercambia materia y energ energía). a).
–– Cerrados (no intercambia materia y s sí energ energía). a).
–– Aislados (no intercambia ni materia ni energ energía). a).
„„ En reacciones qu químicas... micas...
SISTEMAS = Sustancias qu químicas micas

5. 5
Definici Definición de Termoqu n Termoquímica. mica.
„„ Es la parte de la Qu Química que se encarga del
mica estudio del intercambio energ energético de un
tico sistema qu químico con el exterior.
mico „„ Hay sistemas qu químicos que evolucionan de
micos reactivos a productos desprendiendo
energ energía. Son las reacciones a. exot exotérmicas rmicas.
„„ Otros sistemas qu químicos evolucionan de
micos reactivos a productos precisando energ energía. a.
Son las reacciones endot endotérmicas rmicas.

6. 6
Variables de estado
„„ Magnitudes que pueden variar a lo largo de
un proceso (por ejemplo, en el transcurso de
una reacci reacción qu n química) mica) .
„„ Ejemplos:
–– Presi Presión. n.
–– Temperatura.
–– Volumen.
–– Concentraci Concentración. n.

7. 7
Funciones de estado
„„ Tienen un valor único nico para cada estado del
sistema.
„„ Su variaci variación solo depende n del estado inicial
y final y no del camino desarrollado desarrollado.
„„ SÍ son son: Presi : Presión, temperatura, energ n, energía a
interna, entalp entalpía. a.
„„ NO son son: calor, trabajo
:

8. 8
Primer principio de la
Termodin Termodinámica mica
„„ENERGENERGÍÍA INTERNA (U)A es la energes energíía total a del sistema.––Es imposible medir.––Su variaciSu variacióón sn sííse mide.se „„ΔΔU = Q + WU W Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.„„U es funciU funcióón de estado.n CALORCALORQ > 0Q 0CALORCALORQ < 0Q 0TRABAJOTRABAJOW < 0W 0TRABAJOTRABAJOW > 0W 0

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Calor a volumen constante ( Qv)
„„Es el intercambio de energEs energíía en un recipiente a cerrado que no cambia de volumen. „„Si V= constante, es decir, ΔΔV = 0 V „„⇒⇒W = 0 ⇒⇒ QQvv= = ΔΔUU

10. 10
Calor a presi presión constante ( n Qp)
„„ La mayor mayoría de los procesos qu a químicos micos
ocurren a presi presión constante, normalmente la
n atmosf atmosférica. rica.
„„ Si p = cte ⇒⇒ W = –– p · ΔΔ V
„„ ΔΔ U = Q Qp –– p · ΔΔ V
„„ U2 2 –– U1 1 = Q Qp –– p · (V V2 2 –– V1)
„„ Qp + U U1 1 + p · V1 1 = U U2 2 + p · V2
H1 H2 2 (entalp entalpía) a)

11. 11
Calor a presi presión constante ( n Qp)
„„HH11= U= U1 1 + p ·VV11; ; HH22= U= U2 2 + p ·VV22 „„QQpp+ H + 11= H = 22 „„⇒⇒QQpp= H= H22––HH1 1 = ΔΔHH „„H es una funciH funcióón de estado.n Reactivos Entalpia(H) ProductosΔH > 0Reac. endotérmica Entalpia(H) ReactivosProductosΔH < 0Reac. exotérmica

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Relaci Relación n Qv conQp (gases).
ΔΔH = H ΔΔU + p U ·ΔΔVV „„Aplicando la ecuaciAplicando ecuacióón de los gases: n p ·V = n ·R ·TT „„y si p y T son constantes la ecuaciy ecuacióón se n cumplircumpliráápara los estados inicial y final:para p ·ΔΔV = V ΔΔn n ·R ·TTΔΔH = H ΔΔU + U ΔΔn n ·R ·TT

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Relaci Relación n Qv conQp
(s sólidos y l lidos líquidos) quidos)
„„En reacciones de sEn sóólidos y llidos lííquidos apenas quidos se produce variacise variacióón de volumen y ...n QQvv≅≅QQpp „„es decir:ΔΔU U ≅≅ΔΔH H

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Ejercicio A: En termoqu termoquímica el valor de R suele tomarse
mica en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R =
0,082 atm ·l·mol mol-1·K-1. Determina el valor de R en el S.I
. con sus unidades.
p = d g h ⇒⇒ 1 atmatm= 13546 = kgkgxxmm--3 x 9,8 mmxxss--22x x 0,76 m =10900 kgkgxxmm--11xxss--221233100900 100,0820,082−−−××××=== ××-1-1J×mol×KatmlkgmsmRmolKmolK8,3

15. 15
Ejemplo:Determinar la variaciDeterminar variacióón de energn energíía interna a para el proceso de combustipara combustióón de 1 mol de n propano a 25propano 25ºC y 1 atm, si la variaciC variacióón de entalpn entalpíía, a, en estas condiciones, vale ––2219,8 kJ. CC33HH88(g) + 5 O(O22(g) (⎯→⎯→3 CO3 CO22(g) + 4 H(H22O (l)O ΔΔH = H ––2219,8 kJ2219,8 kJnnreactivosreactivos= 1+5 = 6 ; = nnproductosproductos= 3 = ⇒⇒ΔΔn = n ––33Despejando en Despejando ΔΔU = U ΔΔH H ––ΔΔn n ·R ·T =––2219 kJ + 3 mol ·(8,3 J/mol.K) ·298 K = ––2214 kJ2214 kJΔΔUU==––2212 kJ2212 kJ

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Entalp Entalpía est a estándar de la reacci ndar reacción
„„Es el incremento ententáálpicolpicode una reaccide reaccióón en n la cual, tanto reactivos como productos estla estáán n en condiciones esten estáándar (p = 1 ndar atmatm; T = 298 K ; = 25 ºC; concconc. = 1 M).. M). „„Se expresa como ΔΔHH00y como se mide en J o y kJkJdepende de cdepende cóómo se ajuste la reaccimo reaccióónn.. „„AsAsíí, , ΔΔHH00de la reaccide reaccióón n ““2 H2 H22+ O+ O22→→2 H2 H22OO”” es el doble del de ““HH22+ + ½OO22→→HH22OO””.. ΔΔHH0 0 = H= H00productosproductos––HH00reactivosreactivos

17. 17
Ecuaciones termoqu termoquímicas micas
„„ Expresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre par paréntesis su estado f ntesis físico, y a
sico, continuaci continuación la variaci n variación energ n energética expresada
tica como ΔΔH (habitualmente como H ΔΔH0).
„„ Ejemplos Ejemplos:
CH CH4(g) + 2 O (O2(g) (→→ CO CO2(g) + 2 H (H2O(l); O(ΔΔH0 = ––890 kJ
H2(g) + (½ O2(g) (⎯→ H2O(g); O(ΔΔH0 = ––241 241’’4 kJ

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Ecuaciones termoqu termoquímicas micas
„„ ¡CUIDADO!: ΔΔH depende del n H número de
mero moles que se forman o producen. Por tanto, si
se ajusta poniendo coeficientes dobles, habr habrá
que multiplicar ΔΔH0 por 2:
„„ 2 H H2(g) + O (O2(g) (⎯→ 2 H H2O(g) ; O(ΔΔH0 = 2 · (––241 241’’4 kJ)
„„ Con frecuencia, suelen usarse coeficientes
fraccionarios para ajustar las ecuaciones:
„„ H2(g) + (½ O2(g) (⎯→ H2O(g) ; O(ΔΔH0 = ––241 241’’4 kJ

19. 19
EntalpEntalpíía esta estáándar de formacindar formacióón n (calor de formaci(formacióón).n). „„Es el incremento ententáálpicolpico((ΔΔH) que se produce H) en la reaccien reaccióón de formacin formacióón de n un molde un de determinado compuesto a partir de los elementos en estado fen fíísico normal (en condiciones estsico estáándar).ndar). „„Se expresa como ΔΔHHff00. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ΔΔHH00y el número de moles formados de producto. „Por tanto, se mide en kJ/mol. „„EjemplosEjemplos:: C(s) + O2(g) ⎯→CO2(g) ΔHf0= –393’13 kJ/molH2(g) + ½O2(g) →H2O(l) ΔHf0= –285’8 kJ/mol

20. 20
Cálculo de lculo ΔΔ H0 0
(calor de reacci reacción) n)
MUY IMPORTANTEMUY IMPORTANTE „„Aplicando la ley de Hess podemos concluir que :ΔΔHH0 0 = ΣΣnnppΔΔHHff00(productos)(productos)––ΣΣnnrrΔΔHHff00(reactivos)(reactivos) „„Recuerda que ΔΔHHff00de todos los elementos de en estado original es 0.

21. 21
Ejemplo: Conocidas las entalp entalpías est as estándar de formaci ndar formación
del butano (C C4H10 10), agua l ), líquida y CO quida CO2, cuyos valores son
, respectivamente ––124 124’’7, ––285 285’’8 y ––393 393’’5 kJ/mol, calcular
la entalp entalpía est a estándar de combusti ndar combustión del butano.
n „„La reacciLa reaccióón de combustin combustióón del butano es:n „„CC44HH1010(g) +13/2O(2O22(g)(g)→→4 CO4 CO22(g) + 5H(5H22O(l) O(ΔΔHH00combcomb= ?= ? „„ΔΔHH00= = ΣΣnnppΔΔHHff00(product.) (––ΣΣnnrrΔΔHHff00(reactivos) = (4 mol(mol(––393393’’5 kJ/mol) + 5 mol(mol(––285285’’8 kJ/mol) ––1 mol(mol(––124124’’7 kJ/mol) = ––28782878’’3 kJ3 kJ „„Luego la entalpLuego entalpíía esta estáándar de combustindar combustióón sern seráá:: ΔΔHH00combusticombustióónn= = ––28782878’’3 kJ/mol3 mol

22. 22
MUY IMPORTANTEMUY IMPORTANTE
Ley de Hess
„„ ΔΔH en una reacci H reacción qu n química es constante
mica con independencia de que la reacci reacción se
n produzca en una o m más etapas s etapas.
„„ Recuerda que H es funci función de estado.
n „„ Por tanto, si una ecuaci ecuación qu n química se puede
mica expresar como combinaci combinación lineal de otras,
n podremos igualmente calcular ΔΔH de la
H reacci reacción global combinando los n ΔΔH de cada
H una de las reacciones.

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Ejemplo:Dadas las reaccionesDadas reacciones(1) (HH22(g) + (½OO22(g) (⎯→⎯→HH22O(g) O(ΔΔHH1100= = ––241241’’8 kJ8 kJ(2) H(H22(g) + (½OO22(g) (⎯→⎯→HH22O(l) O(ΔΔHH2200= = ––285285’’8 kJ8 kJcalcular la entalpcalcular entalpíía de vaporizacia vaporizacióón del agua en n condiciones estcondiciones estáándar.ndar. La reacciLa reaccióón de vaporizacin vaporizacióón es...n (3) H(H22O(l) O(⎯→⎯→HH22O(g) O(ΔΔHH0033= ?= ? (3) puede expresarse como (1) ––(2), luego(luegoΔΔHH003 3 = ΔΔHH0011––ΔΔHH0022== ––241241’’8 kJ ––((––285285’’8 kJ) = 44 kJ ΔΔHH00vaporizacivaporizacióón n = 44 kJ /mol44 mol

24. 24
Esquema de la ley de Hess
H2(g) + ½O2(g)
H
ΔH10= –241’8 kJΔH20= –285’8 kJ
H2O(g)
ΔH30= 44 kJ
H2O(l)

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Ejercicio B:Conocidas las entalpConocidas entalpíías estas estáándar de formacindar formacióón n del butano (Cdel C44HH1010), agua l), lííquida y COquida CO22, cuyos valores son , respectivamente ––124124’’7, ––285285’’8 y ––393393’’5 kJ/mol, calcular la entalpla entalpíía esta estáándar de combustindar combustióón del butano.n „„Si utilizamos la ley de Hess, la reacciSi reaccióón:n: „„(4) C(C44HH1010(g) +13/2O(2O22(g)(g)→→4 CO4 CO22(g) + 5H(5H22O(l) O(ΔΔHH00combcomb=?=? „„Puede obtenerse a partir de:„„(1)(1)HH22(g) + (½OO22(g) (⎯→⎯→HH22O(l) O(ΔΔHH1100= = ––285285’’8 kJ8 kJ(2) (C(s) + OC(O22(g) (⎯→⎯→COCO22(g) (ΔΔHH2200= = ––393393’’5 kJ5 kJ(3) 4 C(s) + 5 H(H22(g) (⎯→⎯→CC44HH1010(g) (ΔΔHH3300= = ––124124’’7 kJ7 kJ „„(4) = 4 ·(2) + 5 ·(1) ––(3)(3) „„4 C(s) + 4 O4 O22(g) +5 H(H22(g) + 5/2 O(O22(g) + C(C44HH1010(g) (⎯→⎯→ 4 CO4 CO22(g) + 5H(5H22O(l) + 4 C(s) + 5 HO(H22(g)(g) „„ΔΔHH0044= 4 mol(= mol(––393393’’5 kJ/mol) + 5 mol(mol(––285285’’8 kJ/mol) ––1 mol(mol(––124124’’7 kJ/mol) ==––28782878’’3 kJ3 kJ

26. 26
Ejercicio C: Determinar ΔΔ Hf
0 del eteno (C C2H4) a
) partir de los calores de reacci reacción de las siguientes
n reacciones qu químicas: micas:
(1) H2(g) + (½ O2(g) (→→ H2O(l) O(ΔΔH1
0 = –– 285 285’’8 kJ
(2) C(s) + O O2(g) (→→ CO CO2(g) (ΔΔH2
0 = –– 393 393’’13 kJ
(3) C C2H4(g) + 3O (3O2(g) (→→ 2CO 2CO2(g) + 2 H (H2O(l)
O(ΔΔH3
0 = –– 1422 kJ
„„ La reacci reacción de formaci n formación del n eteno C2H4(g) a
(partir de sus constituyentes en estado normal es:
„„ (4) 2 C(s) + 2 H H2(g) (⎯→ C2H4(g)
(„„ (4) se puede expresar como 2 ·(2) + 2 ·(1) –– (3)

27. 27
Ejercicio C: Determinar ΔΔHf
0 del eteno (C C2H4) a partir
) de los calores de reacci reacción de las siguientes
n reacciones qu químicas: micas:
(1)(1)HH22(g) + (½OO22(g) (⎯→⎯→HH22O(l) O(ΔΔHH1100= = ––285285’’8 kJ8 kJ((2)C(s) + OC(O22(g) (⎯→⎯→COCO22(g) (ΔΔHH2200= = ––393393’’13 kJ13 kJ(3)(3)CC22HH44(g) + 3O(3O22(g) (→→2CO2CO22(g) + 2 H(H22O(l) O(ΔΔHH3300= = ––1422 kJ1422 kJ(4)2 C(s) + 2 H2(g) ⎯→C2H4(g) (4) = 2·(2) + 2·(1) –(3) luego ΔH40= 2·ΔH20+ 2·ΔH10–ΔH30= = 2 ·(–393’13 kJ) + 2 ·(–285’8 kJ) –(–1422 kJ) = = 64’14 kJes decir ΔΔHHff00(eteno) = (6464’’14 kJ/mol14 molSe trata, pues, de una reacción endotérmica.

28. 28
Ejercicio D:Las entalpLas entalpíías de combustias combustióón de la glucosa n (C(C66HH1212OO66))y del etanol (Cy C22HH55OH)OH)son ––2815 kJ/mol y ––1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energdetermina energíía intercambiada en la fermentaa fermenta–– cicióón de un mol de glucosa, reaccin reaccióón en la que se n produce etanol y COproduce CO22. . ¿Es exotEs exotéérmica la reaccirmica reaccióón?n? „„Las reacciones de combustiLas combustióón son, respectivamente:n (1) C(C66HH1212OO66+ 6 O+ O2 2 ⎯→⎯→6 CO6 CO2 2 ++6 H6 H22O ; O ΔΔHH11= = ––2815 kJ2815 kJ(2) C(C22HH55OH + 3 OOH O22⎯→⎯→2 CO2 CO2 2 ++3 H3 H22O ; O ΔΔHH22= = ––1372 kJ1372 kJ „„La reacciLa reaccióón de fermentacin fermentacióón de la glucosa es:n (3)(3)CC66HH1212OO66⎯→⎯→2 C2 C22HH55OH +2 COOH CO2 2 ΔΔHH33= ?= ? „„(3) puede expresarse como (1) ––22·(2), luego(luegoΔΔHH33= = ΔΔHH11––22·ΔΔHH22= = ––2815 kJ ––22·((––1372 kJ) = ––71 kJ71 kJ „„y la reacciy reaccióón es n exotexotéérmica.rmica.

29. 29
Energ Energía de enlace.
a „„ ““Es la energ energía necesaria para romper un
a enlace de un mol de sustancia en estado
gaseoso gaseoso””
„„ En el caso de mol moléculas culas diat diatómicas micas es igual que
la energ energía de disociaci a disociación: n:
„„ A——B(g) ⎯→ A(g) + B(g) ΔΔHdis dis = E Eenlace enlace= E = Ee
„„ Ejemplo Ejemplo: H2(g) (⎯→ 2 H(g) ΔΔH = 436 kJ
H „„ Es positiva (es necesario aportar energ energía al
a sistema)
„„ Es dif difícil de medir.
cil „„ Se suele calcular aplicando la ley de Hess Hess.

30. 30
Ejemplo:Calcular la energCalcular energíía del enlace Ha H——ClClen el cloruro de hidren hidróógeno conociendo geno ΔΔHHff00(HCl) cuyo (valor es ––92,3 kJ/mol y las entalp92,3 entalpíías de disociacias disociacióón del n HH22y del Cly Cl22que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, que respectivamente.„„La reacciLa reaccióón de disociacin disociacióón del HCl sern seráá:: „„(4) HCl(g) ⎯→⎯→H(g) + Cl(g)ΔΔHH0044= ?= ? „„(1) ½HH22(g) + (½ClCl22(g) (→→HCl(g) ΔΔHH0011= = ––92,3 kJ92,3 kJ „„(2) H(H22(g) (⎯→⎯→2H(g)ΔΔHH0022= 436,0 kJ= kJ „„(3) Cl(Cl22(g) (⎯→⎯→2Cl(g)ΔΔHH0033= 243,4 kJ= kJ „„(4) = ––(1) + (½(2) + ½(3)(3) „„ΔΔHH0044= = ––((––92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) =(= = 432,0 kJ= kJEEee(HCl) =(=432,0 kJ/mol432,0 mol

31. 31
CCáálculo de lculo ΔΔHH0 0 a partir de lasa lasEnergEnergíía de enlacea enlace(disociaci(disociacióón).n). „„Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente fobtiene fóórmula:rmula: ΔΔHH0 0 = ΣΣnnii·EEee(enl. rotos) (––ΣΣnnjj·EEee(enl. formados)(formados) en donde ni representa el nen núúmero de enlaces rotos y mero formados de cada tipo. MUY IMPORTANTEMUY IMPORTANTE

32. 32
Ejemplo: Sabiendo que las energ energía de los siguientes
a enlaces ( kJ kJ/mol): C=C /: 611; C C––C : 347; C C––H : 413
y H H––H : 436, calcular el valor de ΔΔH0 de la
reacci reacción de hidrogenaci n hidrogenación del eteno.
n „„ReacciReaccióón: CHn: CH22=CH=CH22(g) + H(H22(g) (→→CHCH33––CHCH33(g)(g) „„En el proceso se rompe un enlace C=C y otro HEn H––H y se forman 2 enlaces Cforman C––H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenque teníía sa sóólo 4) y un enlace Clo C––C.„„ΔΔHH0 0 = ΣΣEEee(enl. rotos) (––ΣΣEEee(enl. formados) =(= „„ΔΔHH0 0 = 1E= 1Eee(C(C=C) + 1 =EEee(H(H––H) ––11EEee(C(C––C) ––2 EEee(C(C––H) „„ΔΔHH0 0 = 1 mol ·611 kJ/mol + 1mol ·436 kJ/mol436 mol––(1 mol (·347 kJ/mol + 2 mol ·413 kJ/mol) = ––126 kJ126 kJ

33. 33
Ejercicio E: Calcula el calor de
combusti combustión de propano n a partir de los
datos de energ energía de enlace de la tabla a tabla.
Enlace
Ee (kJ kJ/mol)
/H––H
436
C––C
347
C=C
620
C≡≡C
812
O=O
499
Cl Cl––C
243
C––H
413
C––O
315
C=O
745
O––H
460
Cl Cl––H
432
„„CC33HH8 8 + 5 O+ O22→→3 CO3 CO22+ 4 H+ H22OO „„Enlaces rotos: 8 C8 C––H, 2 CC––C y 5 O=OC O „„Enlaces formados:„„6 C=O y 8 O6 O––HH „„ΔΔHH0 0 = ΣΣEEee(e. rotos) (––ΣΣEEee(e. form.)(form.) „„ΔΔHH0 0 = 8 E= Eee((CC––HH) + 2 ) EEee((CC––CC) + ) 5 EEee(O=O(O) ) ––[6 [EEee(C=O(O) ) ++8 EEee(O(O––H)] „„ΔΔHH0 0 = 8= 8·413 kJ + 2413 2·347 kJ +5347 5·499 kJ –– (6(6·745 kJ + 8745 8·460 kJ) = ––1657 kJ1657 kJΔΔHH00combcomb(C(C33HH88) = ) ––1657 kJ/mol1657 mol

34. 34
Entrop Entropía (S)
a „„Es una medida del desorden del sistema que ssíípuede medirse y tabularse.puede ΔΔS = SS Sfinalfinal––SSinicialinicial „„Existen tablas de SExisten S00(entrop(entropíía molar esta estáándar) ndar) de diferentes sustancias. „„En una reacciEn reaccióón qun quíímica:mica: ΔΔSS00= = ΣΣnnpp·SS00productosproductos––ΣΣnnrr·SS00reactivosreactivos „„La entropLa entropíía es una funcia funcióón de estado.n

35. 35
Ejemplo: Calcula ΔΔS0 para las siguientes reacciones
qu químicas: micas: a) N2(g) + O (O2(g) (→→ 2 NO(g);
b) 3 H H2(g) + N (N2(g) (→→ 2 NH NH3(g).
(Datos: S0 (J ·mol mol––1·K––1): H ): H2(g) = 130,6; O (O2(g) =205;
(N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH (NH3(g) =192,3
(ΔΔSS00= = ΣΣnnpp·SS00productosproductos––ΣΣnnrr·SS00reactivosreactivosa)a)ΔΔSS00= 2 mol = ·210,7 J ·molmol––11·KK––1 –– ((191,5 J191,5 J·KK––11+ 205 J+ J·KK––1 ) =) =24,9 JJ·KK––11b)b)ΔΔSS00= 2= 2·192,3 J192,3 J·KK––1 –– (3 molmol·130,6 J130,6 J·molmol––11·KK––11+ 191,5 J+ J·KK––1 ) =) =––198,7 JJ·KK––11

36. 36
Segundo principio de la
Termodin Termodinámica. mica.
„„ ““En cualquier proceso espont espontáneo la
neo entrop entropía total del universo tiende a aumentar
a siempre siempre””.
„„ ΔΔSuniverso universo = ΔΔSsistema sistema + ΔΔSentorno entorno ≥≥ 0
„„ A veces el sistema pierde entrop entropía (se
a ordena) espont espontáneamente. En dichos casos
neamente. el entorno se desordena.

37. 37
Tercer principio de la
Termodin Termodinámica mica
„„ ““La entrop entropía de cualquier sustancia a 0 K es
a igual a 0 0”” (m máximo orden).
ximo „„ Equivale a decir que no se puede bajar de
dicha temperatura.
„„ ¡CUIDADO! Las S de los elementos en
condiciones est estándar no son 0 sino que es
ndar positiva.

38. 38
„„ En procesos reversibles y a temperatura
constante se puede calcular ΔΔS de un sistema
S como:
Q
ΔΔS = S ——
T
T
„„ y si el proceso qu químico se produce a mico presi presión n
constante constante:
„ΔΔHsistema sistema –– ΔΔHsistema sistema
ΔΔSsistema sistema = ——— ; ΔΔSentorno entorno= = ————
T T
„„ S0 0 (entrop entropía molar est a estándar) se mide en
ndar) J·mol mol––1·K––1.
„„ ΔΔSreacci reacción se mide en J·K––1.

39. 39
Energ Energía libre de a Gibbs (G)
(energ energía libre o entalp a entalpía libre).
a „„En procesos a T constante se define como:G = H ––T ·SSΔΔG = G ΔΔH H ––T ·ΔΔSS „„En condiciones estEn estáándar: ndar: ΔΔGG00= = ΔΔHH00––TT·ΔΔSS0 0 „„ΔΔSSuniversouniverso= = ΔΔSSsistema sistema ++ΔΔSSentorno entorno > 0 (p. espont> espontááneos)neos) Multiplicando por ““––TT””y como ““––T ΔΔSSentorno entorno ==ΔΔHHsistsist „„––T ·ΔΔSSuniversouniverso= = ––T ·ΔΔSSsist sist + ΔΔHHsistsist= = ΔΔG < 0G 0 „„En procesos espontEn espontááneos: neos: ΔΔG < 0G 0 „„Si ΔΔGG..> 0 la reacci> reaccióón no es espontn espontááneanea „„Si ΔΔGG..= 0 el sistema est= estááen equilibrioen equilibrio

40. 40
Incremento de energ energía libre de
a una reacci reacción ( n ΔΔG) G)
„„G es una funciG funcióón de estado.n „„Al igual que el incremento ententáálpicolpicoel el incremento de energincremento energíía libre de una reaccia reaccióón n puede obtenerse a partir de ΔΔGGff00de de reactivos y productos:ΔΔGG0 0 = ΣΣnnppΔΔGGff00(productos)(productos)––ΣΣnnrrΔΔGGff00(reactivos)(reactivos)

41. 41
Energ Energía libre y Espontaneidad
a de las reacciones qu químicas micas
„„ Reac Reac. no espont . espontánea nea
Reac. espontánea
Energía libre (G)
Energía libre (G)
Reactivos
ProductosΔG < 0
ReactivosΔG > 0
Productos
T, p = ctes.
T, p = ctes.

42. 42
Espontaneidad
en las reacciones qu químicas. micas.
„„ No siempre las reacciones exot exotérmicas son
rmicas espont espontáneas. neas.
„„ Hay reacciones endot endotérmicas espont rmicas espontáneas: neas:
–– Evaporaci Evaporación de l n líquidos. quidos.
–– Disoluci Disolución de sales...
n „„ Ejemplos de reacciones endot endotérmicas espont rmicas espontáneas: neas:
„„ NH NH4Cl(s) Cl(→→ NH NH4
+(aq) + Cl (Cl–– (aq) ΔΔ H0 0 = 14 14’’7 kJ
„„ H2O(l) O(⎯→ H2O(g) O(ΔΔH0 = 44 44’’0 kJ

43. 43
Espontaneidad de las
reacciones qu químicas ( micas cont cont). ).
„„ Una reacci reacción es espont n espontánea cuando
nea ΔΔG ( G ΔΔH H –– T x ΔΔS) S) es negativo.
„„ Seg Según sean positivos o negativos los valores de
n ΔΔH y ΔΔS (T siempre es positiva) se cumplir cumplirá que:
„„ ΔΔ H < 0 y ΔΔ S > 0 ⇒⇒ ΔΔG < 0 Espont G Espontánea nea
„„ ΔΔ H > 0 y ΔΔ S < 0 ⇒⇒ ΔΔG > 0 No espont G espontánea nea
„„ ΔΔ H < 0 y ΔΔ S < 0 ⇒⇒ ΔΔG < 0 a T bajas
G ⇒⇒ ΔΔG > 0 a T altas
G „„ ΔΔ H > 0 y ΔΔ S > 0 ⇒⇒ ΔΔG < 0 a T altas
G ⇒⇒ ΔΔG > 0 a T bajas
G

44. 44
Espontaneidad de las reacciones qureacciones quíímicas (micas contcont).). MUY IMPORTANTEMUY IMPORTANTE ΔH > 0ΔS > 0Espontánea a temperaturas altasΔH < 0ΔS > 0Espontánea a todas las temperaturasΔH < 0ΔS < 0Espontánea a temperaturas bajasΔH > 0ΔS < 0No Espontánea a cualquier temperaturasΔHΔS

45. 45
Ejemplo: ¿Ser Será o no espont espontánea la siguiente reacci nea reacción n
2H 2H2O2(l) (l)⎯→ ⎯→ 2H 2H2O (l) + O O2(g) (en condiciones
est estándar? ndar? Datos: ΔΔH0
f (kJ/mol) H H2O(l) = O(––285,8; H2O2(l)
(= ––187,8 ; S S0 (J ·mol 1 K·1) H2O(l) = O(69,9; H2O2(l) =
(109,6; O O2(g) =205,0.
(ΔΔ H0 0 = ΣΣ npΔΔHf
0
(productos) productos)–– ΣΣ nrΔΔHf
0
(reactivos) =
= 2 ΔΔHf
0(H (H2O) + O) ΔΔHf
0(O (O2) ) –– 2 ΔΔHf
0(H (H2O2) =
) 2 mol( mol(––285,8 kJ/mol) –– 2 mol( mol(––187,8 kJ/mol) = ––196,0 kJ
ΔΔS0 = ΣΣ np· S0
productos –– ΣΣ nr· S0
reactivos =
2 S0(H (H2O) + S O) S0(O (O2) ) –– 2 S0(H (H2O2) =
) 2 mol(69,9 J/mol ·K) + 1 mol(205, J/mol ·K)
–– 2mol(109,6 J/mol ·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / K
ΔΔG0 = ΔΔ H0 –– T · ΔΔ S0 0 = ––196,0 kJ –– 298 K · 0,126 kJ/ K =
ΔΔG0 = –– 233,5 kJ luego ser será espont espontánea nea