3. Termoquímica · PDF fileQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 5 Termoquímica • Termoquímica: parte de la química que

Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica

3. Termoquímica3. Termoquímica

Química (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 2

ContenidosContenidos

•• Términos básicosTérminos básicos•• Primer principio de la TermodinámicaPrimer principio de la Termodinámica

–– Calor, trabajo, energía internaCalor, trabajo, energía interna–– EntalpíaEntalpía–– Calores de reacciónCalores de reacción–– Ley de Ley de HessHess

•• Segundo principio de la TermodinámicaSegundo principio de la Termodinámica–– EspontaneidadEspontaneidad–– EntropíaEntropía–– Energía libreEnergía libre

•• Espontaneidad de las reacciones químicasEspontaneidad de las reacciones químicas


Bibliografía recomendadaBibliografía 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


Términos básicosTérminos básicos


TermoquímicaTermoquímica

• 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)

reacción endotérmica

reacción exotérmica


TermoquímicaTermoquímica

medidas experimentales

cálculos termoquímicos

cálculos termoquímicos

r. combustión otras reacc.(realizables) (realizables)

r. formación(normalmente no realizables)

todo tipo de reaccionestodo tipo de reacciones(realizables y no realizables)


Universo, sistema y entornoUniverso, 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


EnergíaEnergía

• 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:

( ) ( )ext inicial final

FW F d S d P V V P V

S= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅ − = ⋅ −∆

extW P V= − ⋅∆

F

S

P P

d

inicialV finalVext 0W >

ext 0W <

⇒⇒

El sistema recibe trabajo

El sistema realiza trabajo

[Lectura: Petrucci 7.4]


EnergíaEnergía

• 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


EnergíaEnergía

• Calor– se mide por calorimetría

• medidas de cambios de temperatura y de capacidades caloríficas (calores específicos)

A B

QA

AQ BQ= −

= −2 1( )A A A Am c T T−

QA: calor recibido por A QB: calor recibido por B

QB

0Q >

0Q <

⇒⇒

El sistema recibe calor

El sistema pierde calor


2 1( )B B B Bm c T T−


EnergíaEnergía

TOTAL INTERNAMECÁNICA ELECTROMAGNÉTICAE E E E= + +

POTENCIAL INTERNACINÉTICAE E E= + +

• 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

INTERNAE E U≡ ≡[Lectura: Petrucci 7.1]


Funciones de estadoFunciones 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



Primer principio de Primer principio de la Termodinámicala Termodinámica


Primer principio de la TermodinámicaPrimer 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

– 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

– permite determinar incrementos de energía interna, pero no valores absolutos de energía interna

extfinal inicialU U U Q W− = ∆ = +

0U∆ >

0U∆ <

⇒

⇒

El sistema recibe energía(en forma de calor y/o trabajo)

El sistema da energía (en forma de calor y/o trabajo)

0U∆ = ⇒ El sistema mantiene su energía (recibe calor y realiza trabajo o da calor y recibe trabajo)




ext 2 1( )W P V V= − −

F

P1V

1T P2V2T

3P2V3T

3 2( )Q mc T T= −

extfinal inicialU U U Q W− = ∆ = +

aislado térmicamente

aislado mecánicamente



• Calor transferido a volumen constante

– 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

– el calor transferido en un proceso a presión constante es igual al incremento de entalpía (una variación de una función de estado)

V cte= ⇒ ext 0W P V= − ⋅∆ = V f iQ U U U= ∆ = −⇒

P f iQ H H H= ∆ = −

P cte= ⇒ ( )f i P f iU U Q P V V− = − − P f f i iQ P V PV= − +

( ) ( )P f iQ U PV U PV= + − +

Def.: Entalpía H U PV= + (es función de estado)



Calor de reacciónCalor 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

– Qr<0 el sistema da calor a su entorno como consecuencia la reacción; reacción exotérmica

ra A b B Q cC d D+ + → +

ra A b B cC d D Q+ → + +

(expresión a evitar)

(expresión a evitar)

a A b B cC d D+ → +

;T

;T

;T . /rQ 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



a mol de Ab mol de B

T Tc mol de Cd mol de D

3,24 kJ

a A b B cC d D+ → +;T 3,24 /rQ kJ mol= +

punto inicial de la reacción

punto final de la reacción



a mol de Ab mol de B

T Tc mol de Cd mol de D

5,21 kJ

a A b B cC d D+ → +;T 5,21 /rQ kJ mol= −

punto inicial de la reacción

punto final de la reacción


Entalpía de reacciónEntalpía 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

– 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

a A b B cC d D+ → +, ;T P H∆ =…

598K, 3bar 3 8 2 2 2( ) 5 ( ) 3 ( ) 4 ( )C H g O g CO g H O l+ → + 1890 kJ/molH∆ = −



Ley de Ley de HessHess

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 losincrementos 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

3 2 2 2 2( ) 3 ( ) 2 ( ) 3 ( )CH CH OH g O g CO g H O l+ → + es realizable

1

2 2 3 222 ( ) 3 ( ) ( )C grafito H g O CH CH OH g+ + →

598K, 3bar

298K, 1bar es irrealizable



Ley de Ley de HessHess

1 1

2 22 2( ) ( ) ( )N g O g NO g+ →

298K, 1bar

90,3 kJ/molH∆ = +

1

2 22( ) ( ) ( )NO g O g NO g+ → 57,07 kJ/molH∆ = −

1

2 2 22( ) ( ) ( )N g O g NO g+ → 33,2 kJ/molH∆ = +


Estados estándarEstados 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




un compuesto sólido o líquido,en una mezcla de reacción, a presión P y temperatura T

el mismo compuesto sólido o líquido, puro, a presión 1 bar y temperatura T

Estado real Estado estándar o de referencia(definidos por convenio)

un compuesto gas,en una mezcla de reacción,

a presión parcial p y temperatura T

el mismo compuesto gas, puro, con comportamiento ideal, a presión 1 bar

y temperatura T

un disolvente,en una mezcla de reacción, a presión P y temperatura T

el mismo disolvente, puro, a presión 1 bar y temperatura T

un soluto,en una mezcla de reacción, a presión P y temperatura T

el mismo soluto, disuelto en el mismo disolvente, con concentración 1M, a

presión 1 bar y temperatura T



Reactivos

(en sus estados estándar)

Productos

(en sus estados estándar)

Reactivos

(en sus estados reales en la mezcla de reacción:composición, P, T)

Productos

(en sus estados reales en la mezcla resultante tras la

reacción: composición, P, T)

TH∆

oTH∆

entalpía de reacción a P y T

entalpía de reacción estándar

a T

incremento de entalpía al pasar los reactivos desde su estado real

hasta su estado estándar

incremento de entalpía al pasar los productos desde su estado estándar

hasta su estado real


Entalpías de combustiónEntalpías 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 estándar

Ejemplos:

598K, 3bar; 3 8 2 2 2( ) 5 ( ) 3 ( ) 4 ( )C H g O g CO g H O l+ → + -1890 kJ/molH∆ =(1)

3 8 2 2 2( ) 5 ( ) 3 ( ) 4 ( )C H g O g CO g H O l+ → + 0

598 -1940 kJ/molH∆ =(2)

3 8 2 2 2( ) 5 ( ) 3 ( ) 4 ( )C H g O g CO g H O l+ → + 0

298 -2180 kJ/molH∆ =(3)

3 8 2 2 2( ) 5 ( ) 3 ( ) 4 ( )C H g O g CO g H O l+ → + 0 -2180 kJ/molH∆ =(4)


Entalpías de formación estándarEntalpías 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 1

2 22 2( ) ( ) ( )N g O g NO g+ → 0

,298 90,3 kJ/molfH∆ = +

1

2 2 2 522 ( ) 3 ( ) ( ) ( )C grafito H g O g C H OH l+ + →

0

,298 277,69 kJ/molfH∆ = −



Entalpías de formación estándarEntalpías de formación estándar


Entalpías de reacción estándarEntalpías de reacción estándar

(en sus estados estándar a T) (en sus estados estándar a T)

Reactivos Productos

oTH∆

entalpía de reacción estándar

a T

(en sus estados estándar a T)

Elementos

, ,( ) ( )o of T f Tc H C d H D∆ + ∆

, ,( ) ( )o of T f Ta H A b H B − ∆ + ∆

oTH∆ = , ,( ) ( )o o

f T f Tc H C d H D ∆ + ∆ , ,( ) ( )o of T f Ta H A b H B − ∆ + ∆



Entalpías de reacción estándarEntalpías de reacción estándar

Ejemplo: Calcula ∆Ho para cada reacción a partir de los respectivos ∆Ho

f, 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)

( )84,68− ( )52, 26 ( )0 298

oH∆ =1−,298

ofH∆

( kJ mol-1)1+ 1+ 136,94 kJ mol-1

2NO (g) + H2 (g) → N2O (g) + H2O (g)

298

oH∆ = 340,3− kJ mol-1( )90, 25,298

ofH∆

( kJ mol-1)( )0 ( )82,05 ( )241,8−1+1+1−2−


Segundo principio de Segundo principio de la Termodinámicala Termodinámica


EspontaneidadEspontaneidad

• 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.]



Prediciendo la espontaneidad de reacciones...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?


EntropíaEntropía

• 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


16W =

Ejemplo: Modelo de 4 moléculas diatómicas con dos orientaciones posibles de igual energía, en posiciones fijas

lnS k W=Definición estadística de Boltzmann:

( )23 11,38 10 ln16S JK− −= ×

microestados de igual energía


EntropíaEntropía

• 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

– las mezclas tienen mayor entropía que las sustancias puras

– sus incrementos se calculan con (definición macroscópica operativa):


0S∆ >

0S∆ >

revfinal inicial

QS S S

T− = ∆ =

Calor que se transferiría en el proceso si éste tuviese lugar de modo reversible

(no espontáneo)


Entropías absolutas estándarEntropías 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, S0

T, se tabulan en función de la temperatura– los valores de S0

298 son los más utilizados y su expresión se suele simplificar a S0







Entropías de reacción estándarEntropías 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


oTS∆ = ( ) ( )o o

T Tc S C d S D + ( ) ( )o oT Ta S A b S B − +

(en sus estados estándar a T) (en sus estados estándar a T)

Reactivos Productos

oTS∆

entropía de reacción estándar

a T

(en su forma más estable a T=0K)

Elementos

( ) ( )o oT Tc S C d S D+( ) ( )o o

T Ta S A b S B − +


Segundo principio de la TermodinámicaSegundo principio de la Termodinámica

• La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y permanece constante en un proceso no espontáneo (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!)

– ¿es posible establecer un criterio de espontaneidad sobre una propiedad DEL SISTEMA solamente?


UNIVERSO,final UNIVERSO,inicial UNIVERSO 0S S S− = ∆ ≥

UNIVERSO sistema entorno entornoS S S S S∆ = ∆ + ∆ = ∆ + ∆

0> 0=UNIVERSOS∆ 0<

Proceso espontáneo no espontáneo (reversible)

imposible


Segundo principio de la TermodinámicaSegundo 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?

– 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.

( ) ( )( ) ( )298 298 2 298 2

o o ol gS S H O S H O∆ = − ( ) 1 169,91 188,7 JK mol− −

= − 1 1118,8JK mol− −= −


Energía libre de GibbsEnergía libre de Gibbs

• Una propiedad de un sistema, o función de estado, que se define:

• En procesos a P y T constantes (p.ej. reacciones químicas, cambios de fase):

– es fácilmente demostrable que, en estos procesos, el criterio deespontaneidad viene dado por el signo del incremento de esta propiedad DEL SISTEMA


SISTEMAG G H TS≡ = −

0< 0=G∆ 0>

Proceso espontáneo no espontáneo (reversible)

imposible

si yP cte T cte= =


Energía libre de Gibbs y espontaneidadEnergía libre de Gibbs y espontaneidad


• Procesos espontáneos a P y T constantes:

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


G H T S∆ = ∆ − ∆

0G H T S∆ = ∆ − ∆ <


Energía libre de Gibbs y espontaneidadEnergía libre de Gibbs y espontaneidad


• Procesos espontáneos a P y T constantes:


G H T S∆ = ∆ − ∆

0G H T S∆ = ∆ − ∆ <

espontaneidad dificultadaendotérmico aumento de orden

0H∆ > 0S∆ <

espontaneidad favorecidaexotérmico aumento de desorden

0H∆ < 0S∆ >

Contribuciones

G∆

H∆ T S− ∆térmica o entálpica de orden/desorden o

entrópica

Incremento de energía libre

~ independiente de T importancia creciente con T


Espontaneidad de reacciones y temperatura: criteriosEspontaneidad de reacciones y temperatura: criterios

S∆

crea ordencrea desorden

+ ―H∆

―exotérmica

endotérmica +

Reacción:

0G H T S∆ = ∆ − ∆ <P,T ctes; espontáneo:

G∆ ―

espontáneaa cualquier T

G∆ +

no se da a ninguna T

T alta G∆ + no se da

T baja G∆ espontánea―

+ no se daT baja G∆

T alta G∆ espontánea―


Espontaneidad de reacciones y temperatura: criteriosEspontaneidad de reacciones y temperatura: criterios

G∆

T S− ∆

H∆

kJ/mol

0 T

G∆

T S− ∆

H∆

kJ/mol

0 TG∆

T S− ∆

H∆

kJ/mol

0 T

G∆

T S− ∆

H∆T

kJ/mol

0

S∆

crea ordencrea desorden

+ ―H∆

―exotérmica

endotérmica +

REACCIÓN:

0G H T S∆ = ∆ − ∆ <P,T ctes; espontáneo:


Energía libre de Gibbs estándarEnergía libre de Gibbs estándar

•• Energía libre de Gibbs estándar de formaciónEnergía libre de Gibbs estándar de formación

•• Energía libre de Gibbs estándar de reacciónEnergía libre de Gibbs estándar de reacción

–– El signo de El signo de ∆∆GºGºTT informa sobre la espontaneidad de la reacción (a P y T informa sobre la espontaneidad de la reacción (a P y T constantes) entre los reactivos en sus estados estándar para darconstantes) entre los reactivos en sus estados estándar para dar los los productos en sus estados estándarproductos en sus estados estándar

( ) ( )0 0 0 0 0

, , , , ,f T compuesto T compuesto T elementos T elementos TG H TS H TS∆ = − − −

0 0 0

, , ,f T f T f TG H T S∆ = ∆ − ∆

oTG∆ = , ,( ) ( )o o

f T f Tc G C d G D ∆ + ∆ , ,( ) ( )o of T f Ta G A b G B − ∆ + ∆

0 0 0

T T TG H T S∆ = ∆ − ∆


Variación de Variación de ∆∆GºGº con Tcon T

• Las entalpías y las entropías de reacción estándar varían poco con la temperatura

• Las energías libres de reacción estándar varían casi linealmente con la temperatura

0 0 0

T T TG H T S∆ = ∆ − ∆

0 0

298TH H∆ ∆�0H∆

0 0

298TS S∆ ∆�0S∆

0 0 0

298 298TG H T S∆ ∆ − ∆�

a menudo abreviado como

0 0H T S∆ − ∆


Energía libre de Gibbs estándarEnergía libre de Gibbs estándar

• Ejemplo: Para la reacción

– 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?

2 2 4( ) 2 ( ) 2 ( ) ( ) 2 ( )SiO s C grafito Cl g SiCl g CO g+ + → +

0

,298[ / ]fH kJ mol∆ ( 910,9)− − 2(0)− 2(0)− ( 657,0)+ − 2( 110,5)+ −

0 1

29832,9H kJ mol −

∆ =

0 -1 -1

298[ ]S JK mol (41,84)− 2(5,74)− 2(223,1)− (330,6)+ 2(197,7)+

0 1 1

298226,5S J K mol− −

∆ =

0 0 0 1

298 298 298(298 ) 34,6G H K S kJ mol−

∆ = ∆ − ∆ = −

h)

e) Sí

a)

c)

b)

0 0 0 1

79 298 298(79 ) 15,0G H K S kJ mol−

∆ ∆ − ∆ = +�d) f) No

g) 0 0 0

298 2980TG H T S∆ ∆ − ∆ =�

0 0

298 298145T H S K∆ ∆ =�

145T K>

Documents

3. Termoquímica · PDF fileQuímica (1S, Grado Biología) UAM 3.Termoquímica 5 Termoquímica • Termoquímica: parte de la química que