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Termoquimica

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Freddy
Ing Industrial
Facultad de Ingeniería Industrial y de Sistemas
Universidad Nacional de Ingeniería

Published in: Technology
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Termoquimica

  1. 1. TERMOQUÍMICA Unidad 1
  2. 2. Contenidos (1) <ul><li>1.- Sistemas, estados y funciones de estado. </li></ul><ul><li>2.- Primer principio de la Termodinámica. </li></ul><ul><li>3.- Energía interna y entalpía. Reacciones a volumen y a presión constante. </li></ul><ul><ul><li>3.1. Relación entre ambas. </li></ul></ul><ul><li>4.- Entalpía estándar de reacción. </li></ul><ul><ul><li>4.1. Ecuaciones termoquímicas. </li></ul></ul><ul><li>5.- Entalpía estándar de formación. </li></ul><ul><li>6.- Cálculo de las entalpías de reacción. </li></ul><ul><li>7.- Ley de Hess. </li></ul>
  3. 3. Contenidos (2) <ul><li>8.- Energía o entalpía de enlace de enlace . </li></ul><ul><ul><li>8.1. Cálculo de la energía de reacción a partir de entalpías de enlace aplicando la ley de Hess. </li></ul></ul><ul><li>8.- Espontaneidad de las reacciones químicas. </li></ul><ul><li>9.- Entropía. </li></ul><ul><ul><li>9.1. Segundo principio de la Termodinámica. </li></ul></ul><ul><ul><li>9.2. Tercer principio de la Termodinámica. </li></ul></ul><ul><li>10.- Energía libre de Gibbs. </li></ul><ul><li>11.- Espontaneidad de las reacciones químicas. Influencia de la temperatura </li></ul>
  4. 4. Sistemas <ul><li>Parte pequeña del universo que se aísla para someter a estudio. </li></ul><ul><li>El resto se denomina ENTORNO. </li></ul><ul><li>Pueden ser: </li></ul><ul><ul><li>Abiertos (intercambia materia y energía). </li></ul></ul><ul><ul><li>Cerrados (no intercambia materia y sí energía). </li></ul></ul><ul><ul><li>Aislados (no intercambia ni materia ni energía). </li></ul></ul><ul><li>En reacciones químicas... SISTEMAS = Sustancias químicas </li></ul>
  5. 5. Definición de Termoquímica <ul><li>Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. </li></ul><ul><li>Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas . </li></ul><ul><li>Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas . </li></ul>
  6. 6. Funciones de Estado <ul><li>Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) . </li></ul><ul><li>Ejemplos : </li></ul><ul><ul><li>Presión, P </li></ul></ul><ul><ul><li>Temperatura, T </li></ul></ul><ul><ul><li>Volumen, V </li></ul></ul><ul><ul><li>Concentración, N </li></ul></ul>
  7. 7. Funciones de Estado <ul><li>Tienen un valor único para cada estado del sistema. </li></ul><ul><li>Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado . </li></ul><ul><li>SÍ son : Presión, temperatura, energía interna, entalpía. </li></ul><ul><li>NO son : calor, trabajo </li></ul>
  8. 8. Primer Principio de la Termodinámica <ul><li>ENERGÍA INTERNA (U) es la energía total </li></ul><ul><li>del sistema. </li></ul><ul><ul><li>Es imposible medir </li></ul></ul><ul><ul><li>Su variación sí se mide </li></ul></ul><ul><li> U = Q − W </li></ul><ul><ul><li>Q > 0 y W < 0 si se realizan a favor del sistema. </li></ul></ul><ul><li>U es función de estado. </li></ul>SISTEMA CALOR Q > 0 CALOR Q < 0 TRABAJO W > 0 TRABAJO W < 0
  9. 9. Calor a volumen constante (Q v ) <ul><li>Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen. </li></ul><ul><li>Si V = constante, es decir, Δ V = 0 </li></ul><ul><li> W = 0  </li></ul><ul><li>Q V = Δ U </li></ul>
  10. 10. Calor a Presión Constante (Q P ) <ul><li>La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica. </li></ul><ul><li>Si P = cte  W = – P· Δ V </li></ul><ul><li>Δ U = Q P – P· Δ V </li></ul><ul><li>U 2 – U 1 = Q P – P(V 2 – V 1 ) </li></ul><ul><li>Q P + U 1 + P·V 1 = U 2 + P·V 2 </li></ul><ul><ul><li>H 1 H 2 (entalpía) </li></ul></ul>
  11. 11. Calor a presión constante (Q P ) <ul><li>H 1 = U 1 + P·V 1 ; H 2 = U 2 + P·V 2 </li></ul><ul><li>Q p + H 1 = H 2 </li></ul><ul><li> Q p = H 2 – H 1 =  H </li></ul><ul><li>H es una función de estado. </li></ul>Reactivos Entalpia (H) Productos  H > 0 Reac. endotérmica Entalpia (H) Reactivos Productos  H < 0 Reac. exotérmica
  12. 12. Relación Q v con Q p (gases). <ul><li> H =  U + P.  V </li></ul><ul><li>Aplicando la ecuación de los gases: P·V = n·R·T </li></ul><ul><li>y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: P·  V =  n·R·T </li></ul><ul><li> H =  U +  n·R·T </li></ul>
  13. 13. Relación Q v con Q p (sólidos y líquidos) <ul><li>En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y ... </li></ul><ul><li>Q v  Q p </li></ul><ul><li>es decir: </li></ul><ul><li> U   H </li></ul>
  14. 14. Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0.082 atm.L/mol.K. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades. <ul><li>P = δ g h = (13546 kg/m 3 )(9.8 m/s 2 )(0.76 m) </li></ul><ul><li>1 atm = 100890.60 kg/m.s 2 </li></ul>
  15. 15. Ejemplo : Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219.8 kJ. <ul><li>C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g)  3CO 2 (g) + 4H 2 O( ℓ )  H = –2219.8 kJ </li></ul><ul><li>n reactantes = 1+5 = 6 ; n productos = 3   n = – 3 </li></ul><ul><li>Despejando en  U =  H –  n . RT = </li></ul><ul><li>– 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ </li></ul><ul><li>  U = – 2212 kJ </li></ul>
  16. 16. Entalpía Estándar de la Reacción <ul><li>Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (P = 1 atm; T = 298 K = 25ºC; 1 M). </li></ul><ul><li>Se expresa como Δ Hº y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción . </li></ul><ul><li>Así, Δ H 0 de la reacción “2H 2 + O 2  2H 2 O” es el doble del de “H 2 + ½O 2  H 2 O”. </li></ul><ul><li>Δ Hº = Hº productos – Hº reactantes </li></ul>
  17. 17. Ecuaciones Termoquímicas <ul><li>Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como  H (habitualmente como  H 0 ). </li></ul><ul><li>Ejemplos : CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 (g) + 2H 2 O(l);  H 0 = –890 kJ H 2 (g) + ½O 2 (g)  H 2 O(g);  H 0 = –241.4 kJ </li></ul>
  18. 18. Ecuaciones termoquímicas <ul><li>¡CUIDADO!:  H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar  H 0 por 2: </li></ul><ul><li>2 H 2 (g) + O 2 (g)  2 H 2 O(g) ;  H 0 = 2· (–241’4 kJ) </li></ul><ul><li>Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: </li></ul><ul><li>H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g) ;  H 0 = –241’4 kJ </li></ul>
  19. 19. Entalpía estándar de formación (calor de formación). <ul><li>Es el incremento entálpico (  H) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar). </li></ul><ul><li>Se expresa como  H f 0 . Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre  H 0 y el número de moles formados de producto. </li></ul><ul><li>Por tanto, se mide en kJ/mol. </li></ul><ul><li>Ejemplos : C(s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H f 0 = – 393’13 kJ/mol H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H f 0 = – 285’8 kJ/mol </li></ul>
  20. 20. Cálculo de  H 0 (calor de reacción) <ul><li>Aplicando la ley de Hess podemos concluir que : </li></ul><ul><li> H 0 =  n p  H f 0 (productos) –  n r  H f 0 (reactivos) </li></ul><ul><li>Recuerda que  H f 0 de todos los elementos en estado original es 0. </li></ul>MUY IMPORTANTE
  21. 21. Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. <ul><li>La reacción de combustión del butano es: </li></ul><ul><li>C 4 H 10 (g) +13/2O 2 (g)  4 CO 2 (g) + 5H 2 O(l)  H 0 comb = ? </li></ul><ul><li> H 0 =  n p  H f 0 (product.) –  n r  H f 0 (reactivos) = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ </li></ul><ul><li>Luego la entalpía estándar de combustión será: </li></ul><ul><li>  H 0 combustión = – 2878’3 kJ/mol </li></ul>
  22. 22. Ley de Hess <ul><li> H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas . </li></ul><ul><li>Recuerda que H es función de estado. </li></ul><ul><li>Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular  H de la reacción global combinando los  H de cada una de las reacciones. </li></ul>MUY IMPORTANTE
  23. 23. Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g)  H 1 0 = – 241’8 kJ (2) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 2 0 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. <ul><li>La reacción de vaporización es... </li></ul><ul><li>(3) H 2 O(l)  H 2 O(g)  H 0 3 = ? </li></ul><ul><li>(3) puede expresarse como (1) – (2), luego </li></ul><ul><li> H 0 3 =  H 0 1 –  H 0 2 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ </li></ul><ul><li> H 0 vaporización = 44 kJ /mol </li></ul>
  24. 24. Esquema de la ley de Hess  H 1 0 = – 241’8 kJ  H 2 0 = – 285’8 kJ  H 3 0 = 44 kJ H H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H 2 O(l)
  25. 25. Ejercicio B: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2 , cuyos valores son respectivamente –124’7, –285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. <ul><li>Si utilizamos la ley de Hess, la reacción: </li></ul><ul><li>(4) C 4 H 10 (g) +13/2O 2 (g)  4 CO 2 (g) + 5H 2 O(l)  H 0 comb =? </li></ul><ul><li>Puede obtenerse a partir de: </li></ul><ul><li>(1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 1 0 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H 2 0 = – 393’5 kJ (3) 4 C(s) + 5 H 2 (g)  C 4 H 10 (g)  H 3 0 = – 124’7 kJ </li></ul><ul><li>(4) = 4 · (2) + 5 · (1) – (3) </li></ul><ul><li>4 C(s) + 4 O 2 (g) +5 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) + C 4 H 10 (g)  4 CO 2 (g) + 5H 2 O(l) + 4 C(s) + 5 H 2 (g) </li></ul><ul><li> H 0 4 = 4 mol(–393’5 kJ/mol) + 5 mol(–285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ </li></ul>
  26. 26. Ejercicio C: Determinar  H f 0 del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 1 0 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H 2 0 = – 393’13 kJ (3) C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g)  2CO 2 (g) + 2 H 2 O(l)  H 3 0 = – 1422 kJ <ul><li>La reacción de formación del eteno C 2 H 4 (g) a partir de sus constituyentes en estado normal es: </li></ul><ul><li>(4) 2 C(s) + 2 H 2 (g)  C 2 H 4 (g) </li></ul><ul><li>(4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3) </li></ul>
  27. 27. Ejercicio C: Determinar  H f 0 del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: <ul><li>(1) H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(l)  H 1 0 = – 285’8 kJ ( 2) C(s) + O 2 (g)  CO 2 (g)  H 2 0 = – 393’13 kJ (3) C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g)  2CO 2 (g) + 2 H 2 O(l)  H 3 0 = – 1422 kJ </li></ul><ul><li>(4) 2 C(s) + 2 H 2 (g)  C 2 H 4 (g) </li></ul><ul><li>(4) = 2·(2) + 2·(1) – (3) </li></ul><ul><li>luego  H 4 0 = 2·  H 2 0 + 2·  H 1 0 –  H 3 0 = = 2 · (–393’13 kJ) + 2 · (– 285’8 kJ) – (– 1422 kJ) = = 64’14 kJ </li></ul><ul><li>es decir  H f 0 (eteno) = 64’14 kJ/mol </li></ul><ul><li>Se trata, pues, de una reacción endotérmica. </li></ul>
  28. 28. Ejercicio D: Las entalpías de combustión de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) y del etanol (C 2 H 5 OH) son –2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermenta– ción de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO 2 . ¿Es exotérmica la reacción? <ul><li>Las reacciones de combustión son, respectivamente: (1) C 6 H 12 O 6 + 6 O 2  6 CO 2 + 6 H 2 O ;  H 1 = – 2815 kJ (2) C 2 H 5 OH + 3 O 2  2 CO 2 + 3 H 2 O ;  H 2 = – 1372 kJ </li></ul><ul><li>La reacción de fermentación de la glucosa es: (3) C 6 H 12 O 6  2 C 2 H 5 OH +2 CO 2  H 3 = ? </li></ul><ul><li>(3) puede expresarse como (1) – 2· (2), luego  H 3 =  H 1 – 2·  H 2 = – 2815 kJ – 2· ( – 1372 kJ) = – 71 kJ </li></ul><ul><li>y la reacción es exotérmica. </li></ul>
  29. 29. Energía de enlace. <ul><li>“ Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso ” </li></ul><ul><li>En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía de disociación: </li></ul><ul><li>A—B(g)  A(g) + B(g)  H dis = E enlace = E e </li></ul><ul><li>Ejemplo : H 2 (g)  2 H(g)  H = 436 kJ </li></ul><ul><li>Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) </li></ul><ul><li>Es difícil de medir. </li></ul><ul><li>Se suele calcular aplicando la ley de Hess. </li></ul>
  30. 30. Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo  H f 0 (HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H 2 y del Cl 2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente. <ul><li>La reacción de disociación del HCl será: </li></ul><ul><li>(4) HCl(g)  H(g) + Cl(g)  H 0 4 = ? </li></ul><ul><li>(1) ½H 2 (g) + ½Cl 2 (g)  HCl(g)  H 0 1 = –92,3 kJ </li></ul><ul><li>(2) H 2 (g)  2H(g)  H 0 2 = 436,0 kJ </li></ul><ul><li>(3) Cl 2 (g)  2Cl(g)  H 0 3 = 243,4 kJ </li></ul><ul><li>(4) = –(1) + ½(2) + ½(3) </li></ul><ul><li> H 0 4 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) = = 432,0 kJ E e (HCl) = 432,0 kJ/mol </li></ul>
  31. 31. Cálculo de  H 0 a partir de las Energía de enlace (disociación). <ul><li>Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente fórmula: </li></ul><ul><li> H 0 =  n i · E e (enl. rotos) –  n j · E e (enl. formados) </li></ul><ul><li>en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados de cada tipo. </li></ul>MUY IMPORTANTE
  32. 32. Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C – C : 347; C – H : 413 y H – H : 436, calcular el valor de  H 0 de la reacción de hidrogenación del eteno. <ul><li>Reacción: CH 2 =CH 2 (g) + H 2 (g)  CH 3 –CH 3 (g) </li></ul><ul><li>En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C. </li></ul><ul><li> H 0 =  E e (enl. rotos) –  E e (enl. formados) = </li></ul><ul><li> H 0 = 1E e (C=C) + 1 E e (H–H) – 1E e (C–C) – 2 E e (C–H) </li></ul><ul><li> H 0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol – (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ </li></ul>
  33. 33. Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla . <ul><li>C 3 H 8 + 5O 2  3CO 2 + 4H 2 O </li></ul><ul><li>Enlaces rotos: 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O </li></ul><ul><li>Enlaces formados: </li></ul><ul><li>6 C=O y 8 O–H </li></ul><ul><li> H º =  E e (e. rotos) –  E e (e. form.) </li></ul><ul><li> H º = 8 E e (C–H) + 2 E e (C–C) + 5 E e (O=O) – [6 E e (C=O) + 8 E e (O–H)] </li></ul><ul><li> H º = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ </li></ul><ul><li> H º comb (C 3 H 8 ) = –1657 kJ/mol </li></ul>Enlace E e (kJ/mol) H–H 436 C–C 347 C=C 620 C  C 812 O=O 499 Cl–C 243 C–H 413 C–O 315 C=O 745 O–H 460 Cl–H 432
  34. 34. Entropía (S) <ul><li>Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse. </li></ul><ul><li> S = S final – S inicial </li></ul><ul><li>Existen tablas de S 0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. </li></ul><ul><li>En una reacción química: </li></ul><ul><li> S 0 =  n p · S 0 productos –  n r · S 0 reactivos </li></ul><ul><li>La entropía es una función de estado. </li></ul>
  35. 35. Ejemplo: Calcula  S 0 para las siguientes reacciones químicas: a) N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO(g); b) 3 H 2 (g) + N 2 (g)  2 NH 3 (g). Datos: S 0 (J·mol –1 ·K –1 ): H 2 (g) = 130,6; O 2 (g) =205; N 2 (g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH 3 (g) =192,3 <ul><li> S 0 =  n p · S 0 productos –  n r · S 0 reactivos </li></ul><ul><li>a)  S 0 = 2 mol · 210,7 J ·mol –1 ·K –1 – (191,5 J·K –1 + 205 J·K –1 ) = 24,9 J·K –1 </li></ul><ul><li>b)  S 0 = 2·192,3 J·K –1 – (3 mol ·130,6 J· mol –1 ·K –1 + 191,5 J·K –1 ) = –198,7 J·K –1 </li></ul>
  36. 36. Segundo Principio de la Termodinámica. <ul><li>“ En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre”. </li></ul><ul><li> S universo =  S sistema +  S entorno  0 </li></ul><ul><li>A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena. </li></ul>
  37. 37. Tercer Principio de la Termodinámica <ul><li>“ La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a CERO” (máximo orden). </li></ul><ul><li>Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura. </li></ul><ul><li>¡CUIDADO! Las S de los elementos en condiciones estándar no son CERO sino que es positiva. </li></ul>
  38. 38. <ul><li>En procesos reversibles y a temperatura constante se puede calcular  S de un sistema como: </li></ul><ul><li> Q  S = — T </li></ul><ul><li>y si el proceso químico se produce a presión constante : </li></ul><ul><li>  H sistema –  H sistema  S sistema = ——— ;  S entorno = ———— T T </li></ul><ul><li>S 0 (entropía molar estándar) se mide en J·mol –1 ·K –1. </li></ul><ul><li> S reacción se mide en J·K –1. </li></ul>
  39. 39. ENERGÍA LIBRE DE GIBBS (G) <ul><li>En procesos a T constante se define como: </li></ul><ul><li>G = H – T.S  G =  H – T.  S </li></ul><ul><li>En condiciones estándar:  G º =  H º – T .  S º </li></ul><ul><li> S universo =  S sistema +  S entorno > 0 (p. espontáneos) </li></ul><ul><li>Multiplicando por “–T” y como “–T  S entorno =  H sist </li></ul><ul><li>– T .  S universo = – T.  S sist +  H sist =  G < 0 </li></ul><ul><li>En procesos espontáneos:  G < 0 </li></ul><ul><li>Si  G . > 0 la reacción no es espontánea </li></ul><ul><li>Si  G . = 0 el sistema está en equilibrio </li></ul>
  40. 40. Variación de la Energía Libre de una reacción (  G) <ul><li>G es una función de estado. </li></ul><ul><li>Al igual que el incremento entálpico, el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de  G f º de reactivos y productos: </li></ul><ul><li> G º =  n p  G f º (productos) –  n r  G f º (reactivos) </li></ul>
  41. 41. Energía Libre y Espontaneidad de las Reacciones Químicas <ul><li>Reac. no espontánea </li></ul>Reactivos Energía libre (G) Productos  G > 0 Energía libre (G) Reactivos Productos  G < 0 Reac. espontánea T, P = ctes. T, P = ctes.
  42. 42. Espontaneidad en las Reacciones Químicas. <ul><li>No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas. </li></ul><ul><li>Hay reacciones endotérmicas espontáneas: </li></ul><ul><ul><li>Evaporación de líquidos. </li></ul></ul><ul><ul><li>Disolución de sales... </li></ul></ul><ul><li>Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas: </li></ul><ul><li>NH 4 Cl(s)  NH 4 + (aq) + Cl – (aq)  H º = 14.7 kJ </li></ul><ul><li>H 2 O( ℓ )  H 2 O(g)  H º = 44.0 kJ </li></ul>
  43. 43. Espontaneidad de las Reacciones Químicas (cont). <ul><li>Una reacción es espontánea cuando  G (  H – T .  S) es negativo. </li></ul><ul><li>Según sean positivos o negativos los valores de  H y  S ( T siempre es positiva) se cumplirá que: </li></ul><ul><li> H < 0 y  S > 0   G < 0 Espontánea </li></ul><ul><li> H > 0 y  S < 0   G > 0 No espontánea </li></ul><ul><li> H < 0 y  S < 0   G < 0 a T bajas   G > 0 a T altas </li></ul><ul><li> H > 0 y  S > 0   G < 0 a T altas   G > 0 a T bajas </li></ul>
  44. 44. Espontaneidad de las Reacciones Químicas (cont).  H > 0  S > 0 Espontánea a temperaturas altas  H < 0  S > 0 Espontánea a todas las temperaturas  H < 0  S < 0 Espontánea a temperaturas bajas  H > 0  S < 0 No Espontánea a cualquier temperaturas  H  S MUY IMPORTANTE
  45. 45. Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H 2 O 2 ( ℓ )  2H 2 O ( ℓ ) + O 2 (g) en condiciones estándar? Datos:  H 0 f (kJ/mol) H 2 O( ℓ ) = –285.8; H 2 O 2 ( ℓ ) = –187.8 ; S º (J/mol.K) H 2 O( ℓ ) = 69.9; H 2 O 2 ( ℓ ) = 109.6; O 2 (g) = 205.0. <ul><li> H 0 =  n p  H f º (productos) –  n r  H f º (reactivos) = </li></ul><ul><li>= 2  H f º (H 2 O) +  H f º (O 2 ) – 2  H f º (H 2 O 2 ) = </li></ul><ul><li>2 mol(–285.8 kJ/mol) – 2 mol(–187.8 kJ/mol) = –196.0 kJ </li></ul><ul><li> S º =  n p · S º productos –  n r · S º reactantes = 2 S º (H 2 O) + S º (O 2 ) – 2 S º (H 2 O 2 ) = </li></ul><ul><li>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 </li></ul><ul><li> G º =  H º – T .  S º = –196.0 kJ – 298 K · 0.126 kJ/ K = </li></ul><ul><li> G º = – 233.5 kJ luego será espontánea </li></ul>

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