TERMOQUIMICA, CALORIMETRÍA Y TERMODINÁMICA

TERMOQUIMICA

Todo proceso físico-químico está asociado al intercambio de energía y a la transformación de esta. El estudio de los cambios de calor en los procesos químicos se llama termoquímica. Para la química toda porción del universo en estudio se define como sistema, y el resto del universo se denomina entorno. Estos sistemas pueden ser: SISTEMA ABIERTO: intercambia masa y energía con el entornoSAISTEMA CERRADO: intercambia energía con el entorno, no masaSISTEMA AISLADO: no intercambia ni masa ni energía con el entorno

La energía es un concepto abstracto, difícil de definir, a esta se la reconoce por los efectos que puede producir, es por eso que se la define como “la capacidad de realizar un trabajo” (sea este mecánico, eléctrico, etc.) Todas las formas de energía son capaces de realizar trabajo, (o sea ejercer una fuerza en una distancia __ trabajo: w = E = F x d-).

La energía térmica está asociada al movimiento de las partículas y esta se puede calcular por mediciones de temperatura que nos indica el estado térmico de un cuerpo, sin embargo es necesario tener presente que la temperatura no es una mediada de la energía calórica o la cantidad de calor de un cuerpo, si un cuerpo pesa 1000 veces mas que otro y están ambos a la misma temperatura el de mayor masa tiene sin duda mayor cantidad de energía calórica. Mientras que el calor está asociado transferencia de energía térmica entre cuerpos de distinta temperatura (o estado térmico). La energía química es aquella que esta almacenada en las partículas que constituyen ese cuerpo, ya sea en la interacción entre las moléculas, su relación con el ordenamiento molecular así como el ordenamiento y la interacción entre los átomos que la compone. La energía potencial es aquella asociada a la posición del objeto respecto de un punto de referencia, por ejemplo la distancia al piso, mientras que la energía cinética es aquella debida al movimiento de las partículas.

Independientemente del tipo de energía del que se trate son todas mutuamente ínterconvertibles, pero no se puede crear ni destruir. Cuando un sistema pierde energía se dice que la transformación es EXOTÉRMICA, mientras que si el sistema gana energía es ENDOTÉRMICA. El calor es la forma de emergía mas comúnmente absorbida o liberada en las reacciones químicas. Joule demostró que siempre que una cantidad definida de cualquier forma de energía, especialmente la energía mecánica y eléctrica, se convierte en calor se produce un número perfectamente definido de calorías, a este valor se lo llama EQUIVALENTE MECÁNICO DEL CALOR 1 cal = 4,18 J (joule)

CALORIMETRÍA

Teniendo en cuenta que la cantidad de calor de un cuerpo, su energía calórica, depende directamente de la temperatura del cuerpo, o la variación de esta y que también depende de la cantidad

de masa que forme dicho cuerpo de manera directamente proporcional: Q α m ∆t por lo que

Se define el CALOR ESPECÍFICO (ce ): como la cantidad de calor que hay que entregar a un gramo de sustancia para que su temperatura se eleve un grado; es la constante de proporcionalidad entre la masa, la variación de temperatura y la cantidad de calor; por ejemplo el agua líquida tiene un calor específico de: 1 cal/ g °C = 4,18 J/ g °C; mientras que en el estado sólido es de 0,48 cal/ g °C = 2,10 J/ g °C

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Q = ce m ∆t

Se define como CAPACIDAD CALORÍFICA (C) como la cantidad de calor requerida para

elevar en un grado la temperatura de una masa dada Así la capacidad calorífica de 100 g de agua es

C = 4,18 J/ g °C 100g = 418 J / °C, por lo tanto

Se define como CALOR LATENTE como la cantidad de calor que se requiere para que un gramo de sustancia cambie de estado a la misma temperatura, es obvio que este es independiente de la temperatura sin embargo depende solo de la masa

En el caso de que se trate de la fusión del 100 g de hielo: LF= 80 cal/ gQ = 100 g 80 cal/ g= 8000 cal

Por lo tanto se necesitan 8000 cal para fundir 100 g de hielo a la temperatura de 0° C. Estas expresiones matemáticas permiten conocer la cantidad de calor que pueden intercambiar diferentes masas de sustancias conociendo las constantes físicas (capacidad calorífica, calor especifico o calor latente) midiendo simplemente la variación de temperatura que experimenta el cuerpo, este tipo de procedimientos es muy utilizado en prácticas de laboratorio, mas allá de las perdidas de calor que pueden conducir a errores experimentales, si estas variables se controlan se pueden hacer mediciones de gran precisión. La cantidades de calor Q pueden ser mediada tanto a volumen como a presión constante.

TERMODINÁMICA

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

“LA ENERGÍA TOTAL DEL UNIVERSO ES CONSTANTE. LA ENERGÍA NO PUEDE SER CREADA NI DESTRUIDA, SOLO PUEDE SER CONVERTIDA DE UNA FORMA EN OTRA.”

En termodinámica se suele hablar de “ EL ESTADO DEL SISTEMA”, este se define teniendo en cuenta los valores de las propiedades macroscópicas (composición, masa, volumen, presión y la energía), se dice entonces que: el volumen, la presión, la energía y la temperatura son funciones de estado; propiedades determinadas por el estado en que se encuentra el sistema. Las funciones de estado son independientes del camino que recorrió el sistema para alcanzar un cambio, esto implica que no importa como el sistema haya evolucionado para pasar de un estado inicial a otro estado final, se usan para describir procesos independientemente de su historia; solo dependen de los estados inicial y final del sistema. (Ejemplo: si para llevar agua de 10° a 100°C, primero la enfríe de 10 a cero, luego la calentó a 50, y luego a 80 y finalmente a 100; otra forma es primero partir de 10 calentarlo hasta 120 y luego enfriar hasta 100; no importando como se haga el cambio las variables siempre son las mismas para el estado inicial y final)

La primera ley de la termodinámica describe el principio de conservación e la energía:

Si consideramos la energía interna de un sistema ∆Esistema = EF - EI

determinada por las energías cinética (asociada al los movimientos de las moléculas y al de los electrones en las moléculas, tanto como el de los átomos) y la energía potencial (asociada a las fuerzas de atracción y repulsión entre átomos en moléculas o entre electrones y núcleos, así como las interacciones entre las moléculas)Esta energía sería muy difícil de medir en el estado final e inicial, pero se puede medir la variación de energía del sistema en forma experimental.

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C = ce mQ = C ∆t

Q = m LF

Si la reacción desprende calor, entonces la energía del entorno habrá aumentado en la misma cantidad en que la otra disminuyó; si por el contrario absorbe calor del entorno disminuye; la magnitud de aumento de una es igual a la disminución de la otra pero de signo contrario pues: ∆Esistema = - ∆Eentorno POR CONVENCIÓN:TODO LO QUE EL SISTEMA PIERDE ES NEGATIVOTODO LO QUE EL SISTEMA GANA ES POSITIVOPodemos escribir entonces:∆Esistema + ∆Eentorno = 0

Lo que esta de acuerdo con el principio de que la energía no se destruye ni se crea, la energía ganada en algún lugar debe haber sido perdida en otro lugar.En general en los procesos químicos interesa conocer la variación de energía sufrida por un sistema que pasa de estar en forma de reactivos a formar sustancias nuevas o productos, para simplificar su estudio, una forma de expresar el primer principio de variación de la energía interna de un sistema es:∆Esistema = Q + W siendo Q el calor intercambiado y W el trabajo realizado por o sobre el sistema.Esto es de esperar pues si se le entrega calor Q al sistema la energía de este aumenta, así como si se hace un trabajo mecánico sobre el sistema la energía de este aumentó, y viceversa

Teniendo en cuenta que el trabajo mecánico puede definirse por W = - P ∆V Cuando realizamos un trabajo a volumen constante ∆V= 0 se deduce que W= 0 Como ∆Esistema = Q + W entonces

Esta expresión nos indica que podemos medir la variación de energía interna de un sistema determinando la cantidad de calor intercambiado por el sistema con el entorno a VOLUMEN CONSTANTE, y así se mide mas fácilmente.

De manera similar se puede deducir que: ∆Esistema + P ∆V = QP = (EF - EI) + P (VF - VI)

QP = (EF + P VF ) - (EI +P VI) El término E +P V permite definir una nueva variable Termodinámica:

LA ENTALPÍA : H = E +P V ecuación (*) (Del griego: caliente) Al igual que E, H es una función de estado, solo depende de los estados inicial y final del

sistema.

Hf - Hi = y como QP depende de la temperatura y de la masa, ∆H también,

son por lo tanto magnitudes extensivas, al igual que ∆E las unidades en las que se miden son: KJ /mol o bien cal /mol

Esto indica: Primero: que podemos calcular la variación de entalpía o contenido calórico de un

sistema químico a través del calor intercambiado a presión constante, de hecho, la enorme mayoría de las reacciones químicas ocurren a presión constante, por lo que es lo más común expresar la variación de energía de un proceso químico en términos de

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CONVENCIÓN EGOISTA

∆Esistema = Qv

∆H = QP

variación de entalpía. El aumento d la entalpía de un sistema sería equivalente al calor absorbido por el sistema a presión constante.

Segundo: que dado un proceso químico

REACTIVOS PRODUCTOS ∆H = Hproductos - Hreactivos

No es posible medir Hproductos ni Hreactivos, pero si se puede medir el ∆H o QP

Para representar un proceso se utiliza la ecuación química, donde se deben especificar los estados físicos de las sustancias que intervienen, pues por ejemplo no será igual el contenido calórico del agua si se obtiene líquida o se obtiene gaseosa.

La entalpía es una función de estado y también una propiedad extensiva, o sea, las ecuaciones que representan los procesos indican las relaciones de masa y también la entalpía, solo que deben expresarse por mol de reactivo por ejemplo:

H2O(l) H2O(g) ∆H = 88.0 KJ/mol

¿Cual sería el valor de la energía intercambiada si la misma masa de agua realizara el proceso inverso? H2O(g) H2O(l)

Complete: _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Concluya: cuando un proceso es endotérmico en un sentido, es _ _ _ _ _ _ _ _ _ _en sentido inverso. LEY DE LAVOISIEUR-LAPLACE

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H = -802.4 KJ/mol (**)1 mol 2 mol 1 mol 2 mol Los números delante de las fórmulas en la ecuación representan las cantidades en las que interviene cada sustancia y se llaman coeficientes estequiométricos e indican los moles de cada sustancia En este caso se trata de una ecuación que representa la combustión del metano (gas natural), por lo que el ∆ H es un ∆ H de combustión y se expresa por cada mol de metano, al ser la energía una propiedad dependiente de la masa para 2 moles de gas la energía liberada sería: (complételo usted)_ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Como ∆H = QP, también depende de la temperatura, generalmente se la mide y considera en condiciones estándar es decir a 1 atm y a 25° C, pero en un proceso la temperatura se modifica, sin embargo al ser al entalpía una función de estado, no importa el camino que haya sido recorrido para pasar del sistema inicial al final, entonces en cualquier cambio se consideran la energías o entalpías del sistema inicial a 25° C y luego las energías o entalpías del sistema final a 25° C, estas se llaman entalpías estándar o ∆H 0 : y están tabuladas. (Ver tabla en guía de datos del BI)

ENTALPIAS ESTANDAR:

DE FORMACIÓN ∆H 0 f : también llamado calor de formación, se define como el cambio de calor que resulta de la fonación de un mol de compuesto a partir de las sustancias simples en su forma mas estable en sus estados estándar.Dicho de otro modo es el intercambio de calor que se produce cuando se forma un mol de compuesto a partir de las sustancias simples, a presión constante, para lo cual

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se conviene en definir que las entalpías de las sustancias simples en sus estados más estable en condiciones estándar es CERO.

H2 (g) + 1/2 O2(g) H2O(g) ∆H 0 f = -241.8 KJ/mol (ver tabla en guía de datos del BI)

El valor de este ∆H indica la cantidad de calor que se intercambia cuando se forma un mol de agua gaseosa 25° C a partir de las sustancias simples en su forma más estable ( por ejemplo para el carbono es como grafito y no como diamante), siempre en sus estados estándar, además indica la energía intercambiada a presión constante en la reacción química, o sea:

∆H0 Reacción = ∑ ∆H0

productos -∑ ∆H0reactivos donde ∑ representa la suma de las

entalpías de todas las sustancias

Pero como el ∆H0reactivos resulta cero por convención, entonces:

∆H0formación =∆H0

Reacción = ∆H0f producto

DE REACCIÓN ∆H0R: Para una reacción cualquiera la energía calórica

intercambiada puede calcularse conociendo las entalpías de los reactivos y los productos, en especial si se conocen las entalpías estándar de formación de cada sustancia y la cantidad en la que interviene en el proceso, entonces:

∆H0 Reacción = ∑n ∆H0

productos -∑n ∆H0reactivos donde ∑ representa la suma de las

entalpías de todas las sustancias y n representa los moles de cada uno

De este modo se puede conocer las energías de reacción en forma directa.

Cuando la sustancia se puede obtener a partir de las sustancias simples en sus estados mas estables es fácil conocer las entalpías de formación, para luego macular las de reacción, sin embargo cuando no es posible se recurre a un método indirecto:

Esto implica aplicar dos principios: La Ley de lavoisieur –Laplace (L-L) y el hecho de que el ∆H0

R es independiente del camino, por ser una función de estado, y se basa en la sumatoria de calores.

LA LEY DE HESS : cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía en el mismo es independiente de que la reacción se efectúe en un paso o en unas serie de pasos.

Si consideramos por ejemplo al grafito y al diamante, siendo el grafito la forma mas estable, lentamente el diamante se convierte en grafito C(diamante) C(grafito)

El valor de ∆H0 Reacción no se puede determinar experimentalmente, sin embargo

sabiendo que:

C(diamante) + O2(g) CO2(g) ∆H 0 R = -395.4 KJ/mol (1)

C(grafito) + O2(g) CO2(g) ∆H 0 R = -393.5 KJ/mol (2)

Si se invierte la ecuación 2, por la ley de L-L

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C(diamante) + O2(g) CO2(g) ∆H 0 R = -395.4 KJ/mol (1)

CO2(g) C(grafito) + O2(g) ∆H 0 R = 393.5 KJ/mol (3)

Y luego se SUMAN los valores de los ∆H 0 R, sumando las ecuaciones

C(diamante) + O2(g) CO2(g) ∆H 0 R = -395.4 KJ/mol (1)

CO2(g) C(grafito) + O2(g) ∆H 0 R = 393.5 KJ/mol (3)

C(diamante) C(grafito) ∆H 0 R = - 1.9 KJ/mol

Así mismo se puede conocer la entalpía de formación estándar del diamante a partir del grafito ∆H 0 f(c g-d) = +1.9 KJ/mol

Se ve que el cambio de entalpía del proceso global es la suma de los cambios de entalpía de cada uno de los pasos individuales que pueden conducir al proceso global

DE COMBUSTIÓN ∆H 0 comb: se refiere al calor liberado por mol de combustible, siempre a partir de las sustancias en sus estados estables en condiciones estándar, ver ecuación (**) y la ecuación (2) del punto anterior. Como se ve es idéntico al calor de reacción y puede coincidir con el calor de formación:

H2 (g) + 1/2 O2(g) H2O(g) ∆H 0 f = -241.8 KJ/mol

DE DISOCIACIÓN DE ENLACE ∆H 0 enlace: Se refiere al cambio de entalpía requerido para romper un enlace específico de un mol de moléculas biatómicas en estado gaseoso.

Teniendo en cuenta que cuando se unen las partículas estas ejercen algún tipo de fuerza de atracción unas sobre otras, para separar a las partículas unidas hay que: (entregar o quitar)_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ energía por lo tanto el proceso de ruptura de enlaces es (endo/exotérmico)_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ , por lo que el signo de ∆H0

enlace es: _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ ; contrariamente el proceso de formación de un enlace es entonces: (endo/exotérmico)_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ __ , y el signo de ∆H0

enlace es: _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ .

Así por ejemplo : N2 (g) 2 N(g) ∆H 0 = 941.4 KJ/mol H2 (g) 2 H(g) ∆H 0 = 436.4 KJ/mol Cl2 (g) 2 Cl(g) ∆H 0 = 242.7 KJ/mol HCl (g) Cl(g) + H(g) ∆H 0 = 431.9 KJ/mol Analice este proceso: H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) ∆H 0 R = ¿_ _ _ _ _ _ _ _ _?

Como para moléculas con mas de dos átomos aparecen otras fuerza asociadas a los

restantes átomos que forman la molécula, la energía de este tipo de enlace debe ser considerada con mas cuidado, es por eso que se habla de energía de enlace promedio.

Como se deduce de los datos comparativos de las energías de disociación del hidrógeno y el nitrógeno, las energías de enlace sirven par dar una idea de la estabilidad de las moléculas individuales, así por ejemplo la combustión del hidrógeno es exotérmico mientras que la combinación del dióxido de carbono y el agua para formar glucosa en la fotosíntesis es un proceso endotérmico, y como por sobre todas

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+

las cosas las reacciones químicas implican la ruptura y formación de uniones, conociendo las energías de enlace podemos saber no solo de la estabilidad de las moléculas y sino también de la naturaleza termoquímica de las reacciones en las que intervienen las moléculas.

Así mismo podemos considerar en un proceso químico el conjunto de enlaces que intervienen y así poder conocer la entalpía de formación en fase gaseosa:

∆H0 Reacción = ∑ ∆H0

consumida -∑ ∆H0liberada

Tenga en cuenta que las energías liberadas ya están antecedidas por el signo negativo.

Si las moléculas son biatómicas esta ecuación permite conocer datos precisos, sin embargo si tiene mas de dos átomos se pueden conocer datos aproximados

PLAMIFICACIÓN “A” : INVESTIGAR ASPECTOS ENERGÉTICOS DE LAS DISOLUCIONES

En la formación de las soluciones ocurren una serie de procesos que involucran las energías de unión tanto de soluto como del solvente, en el sentido de que para que se pueda formar la solución la uniones en estas sustancias deben:__________________, y por consiguiente este proceso estará asociado a una :___________(pérdida o ganancia) de energía.

Por otro lado cuando el soluto queda disperso en ele solvente, estará rodeado por este y se establecerán fuerzas de :___________(atracción-repulsión), proceso que ocurrirá con: _________

(pérdida o ganancia) de energía.

Teniendo en cuanta lo anterior un proceso de disolución será:EXOTÉRMICO CUANDO:__________________________________________________________________________________________________________________________________________

ENDOTÉRMICO CUANDO:_________________________________________________________________________________________________________________________________________

Sabiendo que: los compuestos iónicos forman redes cristalinas, donde la ENERGÍA RETICULAR (U) se

define como la energía requerida para separar un mol de compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos, siendo para el coluro de sodio de U = 780kj/mol.

Se define como ENERGÍA DE HIDRATACIÓN al calor liberado en la hidratación de un mol de iones, siendo para el coluro de sodio de ∆Hhidratación = 784kj/mol.

Se denomina ∆Hsn: al calor liberado o absorbido cuando una cantidad de soluto es disuelta en cierta cantidad de solvente.

Indique como será el ∆Hsn para el cloruro de sodio:

Lo dicho anteriormente solo involucra las entalpías asociadas al proceso, y como no son estas las únicas variables involucradas, para comprender mejor esto procesos son necesarios otros conceptos termodinámicos que veremos mas adelante.

“DEFINA Y DIFERENCIE LOS TÉRMINOS DISOLUCIÓN Y DILUCIÓN”: _____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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Analice como será la energía de dilución si la de disolución es exotérmica; así como en el caso en que sea endotérmica:__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

SEGUNDO PRINCIPIO LEY DE LA TERMODINÁMICA:

LA ENTROPIA (S)

“LA ENTROPÍA DEL UNIVERSO VA EN AUMENTO EN UN PROCESO ESPONTÁNEO Y SE MANTINE CONSTANTE EN UN PROCESO EN EQUILIBRIO”

La entropía es un concepto asociado al desorden del UNIVERSO, que se define en relación con el SISTEMA Y EL ENTORNO, y a la espontaneidad del proceso (no a su rapidez)

A mayor entropía (S) mayor desorden y mayor libertad. Considere EL ESTADO DE ORDEN los siguientes sistemas y coloque entre ellos los signos de mayor, menor o igual según corresponda: S0

agua gaseosa S0agua liquida S0

agua solida

Haga lo mismo que en el caso anterior pero considerando LOS GRADOS DE LIBERTAD, que puede relacionar con los movimientos de traslación, rotación y vibración:

: S0agua gaseosa S0

agua liquida S0agua solida

EL GRADO DE ORDEN O DESORDEN:Este está asociado a:

La forma en que los átomos, moléculas o iones se ordenan. La aleatoriedad La energía cinética La probabilidad, a mayor ordenamiento menor probabilidad. El cambio será tanto mas probable

cuando pueda ocurrir en diferentes formas y más improbable si tiene una única forma de ocurrir.

La entropía del entorno:

Cuando un proceso en exotérmico, se libera energía desde el sistema hacia el entorno. Esto produce un aumento del desorden en el entorno, por lo que la entropía del entorno aumenta cuando es endotérmico es a la inversa. Esto muestra que la energía que el entorno gana es la que el sistema

pierde: ∆SENTORNO directamente proporcional a ∆HSISTEMA

Recuerde que ∆Hsisrema = Qp

Siendo que ambas dependen de la temperatura:

Cuando el entorno tiene alta temperatura y el sistema es exotérmico, hay poco aumento de la entropía del entorno, ∆SENTORNO es baja

Cuando el entorno tiene baja temperatura y el sistema es exotérmico, hay mucho aumento de la entropía del entorno, ∆SENTORNO es alta

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∆S0 UNIVERSO = ∆S0 ENTORNO + ∆S0 SISTEMA

Por lo que la temperatura resulta inversamente proporcional a la entropía:

La entropía del sistema:

Escrito de otro modo ∆S0 SISTEMA

=∑n S0 PRODUCTOS - ∑n S0 REACTIVOS

Al igual que la entalpía la entropía es una función de estado, por lo que es independiente del camino y solo depende de los estados inicial y final del sistema.

Es conservativa puesto que es independiente de la trayectoria. Se mide en j por mol, ya que son valores por lo general pequeños Tiene valores siempre mayores que cero es decir que es siempre positiva ya sea que la

sustancia sea simple o compuesta También se tabulan para condiciones estándar ( a 298 K y 1 atm). Si se considera ∆S0

= S0F

- S0I , y en particular S0

I la del sólido cristalino perfecto en el cero absoluto (0 K) se le asigna entropía cero, se puede definir ahora: ∆S0

= S0F(25) = ENTROPÍA ABSOLUTA de la

sustancia

Ejemplos de entropías absolutas: S0agua liquida= 69,9 j/mol

S0agua gaseosa= 188,7 j/mol

S0diamante = 2,44 j/mol

S0grafito = 5, 69 j/mol

NOTA: a diferencia de la entalpía o la energía que deben definirse en términos de ∆H o ∆E, pues no tiene definidos el cero, la entropía tiene un valor absoluto S.

Si para ∆S0 = S0

F - S0I , S0

F > S0I , aumenta la entropía del sistema, entonces

∆S0 > 0, implica que hay un aumento de desorden en el sistema

ESPONTANEIDAD = ∆S0u > 0 ∆S0 ENTORNO + ∆S0 SISTEMA > 0

∆S0 ENTORNO > 0,

- ∆H 0SISTEMA > 0; si el proceso es exotérmico ∆H0 0 entonces: ∆S0

ENTORNO > 0

T

∆S0 SISTEMA > 0, S0

PRODUCTOS > S0REACTIVOS impica que aumenta la entropía del sistema y esta

asociado a: Aumento de número de moléculas en estado gaseoso Aumento del numero de moléculas totales o iones Cambio de estado S L G Aumento de la velocidad, aumento de temperatura Diferente tipo de partículas moléculas, iones átomos

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∆SENTORNO = - ∆H SISTEMA

T

∆S0 SISTEMA = S0 PRODUCTOS - S0 REACTIVOS

AMAYOR DESORDEN

E S P O N T Á N E OEL SITEMA TIENDE A AUMENTAR EL DESORDEN Y DISMINUIR SU ENERGÍA∆S0 SISTEMA ∑=∆SU

TERCER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA:

LA ENERGÍA LIBRE (G)

Esta asociada a la determinación de los valores de entropía, “LA ENTROPIA DE UNA SUSTANCIA CRISTALINA PERFECTA ES CERO EN EL CERO ABSOLUTO"

∆SUNIV. = ∆S0 ENTORNO + ∆S0 SIST. ; ∆SUNIV. = - ∆H 0 SIST. + ∆S0 SIST. Tsi se multiplica todo por T y luego por (-1); o sea -T

Por definición H-T S = GUna nueva función de estado

regla nemotécnica: Ganamos Hoy Tres Saberes

Se introduce una nueva función termodinámica llamada ENERGÍA LIBRE DE GIBB´S o simplemente energía libre, que como se ve tiene unidades de energía, se refiere a la energia disponible par usar. Esto permite definir la espontaneidad del sistema teniendo en cuenta las energías o propiedades del sistema y no es necesario considerar el entorno ( que ademas es difícil de medir)

Por otro lado siendo que cuando la reacción es espontánea resulta ∆SUNIVERSO > 0, al

multiplicar por (-) queda -T ∆SUNIVERSO 0, o sea

cuando el ∆G0 > 0, la reacción no tiene tendencia a ocurrir en ese sentido aunque si puede ocurrir en sentido inverso y

cuando el ∆G0 = 0,

la reacción se encuentra en el equilibrio.∆H0 ∆S0

∆G0 PROCESO+ + Cuando T es grande < 0

Y > 0

Espontáneo a alta temperatura y a bajas temperaturas ocurre en sentido inverso

+ - Siempre no importa T > 0 Ocurre a la inversa

- + Siempre no importa T 0 Espontánea

- - Cuando T es CHICO < 0Y

Espontáneo a baja temperatura y a altas temperaturas ocurre en

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MAYOR PROBABILIDAD

MAS EXOTÉRMICO ∆S0ENTORNO

-T ∆SUNIV. = ∆HSISTEMA -T ∆S0 SISTEMA

∆G0 = ∆H0SISTEMA -T ∆S0

SISTEMA

ES ESPONTÁNEO CUANDO ∆G0 0

∆G0reac= ∆G0

form. pro + ∆G0 form. react

∆G0 form. sustancia simple = 0

> 0 sentido inverso11