UNIDAD 5

TERMOQUÍMICA

Química 2º Bachillerato

Contenidos

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1.- La energía y las reacciones químicas1.1. Reacciones endotérmicas y exotérmicas

2.- Conceptos básicos en termoquímica.2.1. Sistema termodinámico

2.2. Variables de estado

2.3. Funciones de estado

2.4. Proceso termodinámico

3.- Primer principio de la termodinámica3.1. Aplicaciones del primer principio

3

4.- La entalpía4.1. Relación entre entalpía y energía interna

4.2. Entalpía de reacción, Entalpía estándar. Entalpía de formación

4.3. Ecuaciones termoquímicas. Ley de Hess

4.4. Entapía de enlace

6.8. Entalpías de procesos específicos

6.9. Determinación experimental de la entalpía(Calorimetría).

5.- Entropía y segundo principio de la termodinámica5.1. Entropía

5.2. Segundo principio de la termodinámica

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6.- Tercer principio de la termodinámica7.- Cambios de entropía en el sistema y en el

entorno.7.1. Cambios de entropía en el sistema7.2. Cambios de entropía en el entorno

8.- Energía libre de Gibbs y espontaneidad8.1. Energía libre de Gibbs estándar8.2. Energía libre estándar de formación

9.- Efecto invernadero10.- Bibliografía

1. La energía y las reacciones químicas

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Aspecto importante de la Química: producción y flujo de energía:

Comemos alimentos a fin de producir la energía necesaria para mantener nuestras funciones biológicas.Quemamos combustibles fósiles para producir la energía eléctrica tan vital para nuestra sociedad, producir calor para nuestros hogares y generar potencia para aviones, trenes y automóviles.Aplicamos calor para cocinar alimentos.…

Las reacciones químicas implican cambios de energía:• Algunas, como la combustión de la gasolina, liberan energía.• Otras, como la separación de agua en hidrógeno y oxígeno, requieren energía.

Gran parte de la energía producida en nuestra sociedad proviene de reacciones químicas, en su mayor parte de la combustión de la hulla, productos del petróleo y gas natural.

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El estudio de la energía y sus transformaciones se conoce con el nombre de TERMODINÁMICA (del griego, Thermes “calor” y Dynamis “potencia”.

La TERMODINÁMICA nace en la REVOLUCIÓN INDUSTRIAL:

Estudiaron relaciones entre calor, trabajo y potencial.

Maximizar el rendimiento de las máquinas de vapor.

La termodinámica no es sólo importante para la Química , sino también para otras áreas de la Ciencia y la Tecnología.

La parte de la Termodinámica que se ocupa de las relaciones entre las reacciones químicas y la energía es la TERMOQUÍMICA.

1.1. Reacciones endotérmicas y exotérmicas

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En casi todas las reacciones químicas se absorbe o se desprende energía en forma de calor•Endotérmicas: se necesita comunicar calor para que se produzcan•Exotérmicas: se desprende calor cuando se producen

2. Conceptos básicos de termoquímica

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SISTEMA TERMODINÁMICO: “Parte del universo que aislamos para someterla a estudio fisicoquímico”.

ENTORNO: “Lo que rodea al sistema”.

SISTEMA TERMODINÁMICO + ENTORNO = UNIVERSO

La termodinámica estudia los cambios de energía que ocurren en el universo.

Para simplificar, el universo se divide en sistema y entorno.

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SISTEMA TERMODINÁMICO Existen tres tipos de sistemas:

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• DEFINICIÓN: “ Son las propiedades que definen un sistema”.• Están relacionadas entre sí mediante las ecuaciones de

estado.

• EJEMPLOS:PresiónTemperatura VolumenConcentración

• TIPOS. Variables extensivas: dependen de la cantidad de materia

(masa, volumen, energía interna, etc.)

Variables intensivas: no dependen de la cantidad de materia (densidad, concentración, P, T, etc.)

VARIABLES DE ESTADO

PV = nRT

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Son funciones de estado: entalpía, entropía, energía interna, energía libre, etc.

No son funciones de estado: calor y trabajo.

FUNCIONES DE ESTADO

• Propiedad del sistema cuyo valor depende del estado del sistema determinado por los valores que tienen las variables de estado.• Su variación sólo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.

La diferencia de altura entre el pie de la montaña y la bandera es la misma por ambas rutas: ΔH es función de estado

La longitud recorrida entre el pie de la montaña y la bandera no es la misma por ambas rutas:ΔL no es función de estado

12 NO2 (marrón)↔ N2O4 (incoloro)

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“El cambio de energía interna de un sistema, U, es igual a la suma de la energía intercambiada como calor y como trabajo con el entorno.”

3. Primer principio de la termodinámica

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Si el sistema absorbe calor o recibe trabajo del entorno

ΔU = Q + W

IMPORTANTE!!• Un sistema sólo tiene energía interna:

–Un sistema no contiene calor o trabajo.–El calor y el trabajo sólo existen durante un cambio del sistema.

La PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA es el principio de conservación de la energía aplicado a un sistema: “la energía ni se crea ni se destruye”.

Disminuye su energía internaAumenta su energía interna

Si el sistema cede calor o realiza trabajo sobre el entorno

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

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La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y su entorno.

CRITERIO DE SIGNOS

• Q>0: calor absorbido por el sistema

• Q<0: calor desprendido por el sistema

• W>0: trabajo realizado sobre el sistema.

• W<0: trabajo realizado por el sistema

SISTEMA

Q > 0

W > 0 W < 0

Q < 0

3.1. Aplicaciones del primer principio.

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4. La entalpía

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En general, las reacciones químicas tienen lugar a presión constante en lugar de a volumen constante.

Entonces, ΔU no es muy útil para estudiar reacciones químicas debemos buscar una función de estado definida en condiciones de presión constante: Primer principio Termodinámica: ΔU = U1 – U2 = Qp – P (V2-V1) Reordenando la expresión: (U2 + PV2) – (U1 + PV1) = Qp

U, P y V son función de estado Definimos una nueva función de estado: ENTALPÍA (H):

No podemos calcular la energía interna de un sistema; tampoco podemos calcular la entalpía de un sistema: calculamos la variación de entalpía de un proceso:

La expresión anterior queda ahora:

H = U + PV

“En un proceso a presión constante, la variación de

entalpía del sistema es igual a la energía intercambiada mediante

calor”

UNIDAD SI: Julio

Qp = H2 – H1 = ΔH

Δ H = Δ U + P Δ V

4.1. Relación entre ΔU y ΔH

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Si en el sistema sólo intervienen SÓLIDOS o LÍQUIDOS:El volumen y la presión prácticamente no varían:

Δ H = Δ U + P Δ V

P = cte: Δ H = QpV = cte: Δ U = Qv

Δ H = Δ U Qp = Qv

• Si en el sistema intervienen GASES IDEALES:

Δ H = Δ U + P Δ V = Δ U + ( Δ n)RTQp = Qv + ( Δ n)RT

NOTA QP = m·cP· ΔT (cp : calor específico a presión constante)QV = m·cV· ΔT (cV : calor específico a volumen constante)

En ocasiones, la cantidad de materia se expresa en forma de número de moles y ce como calor específico molar.

6.2. Entalpía de reacción.

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DIAGRAMAS ENTÁLPICOS

La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , Hproductos, y la de los reactivos, Hreactivos, se denomina ENTALPÍA DE REACCIÓN, Hr ó H.

Si p = cte, el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción, es igual a la entalpía de la reacción H.

Hr = Hproductos - Hreactivos

• Reacción EXOTÉRMICA: Q = Hr < 0 Hproductos < Hreactivos

• Reacción ENDOTÉRMICA: Q = Hr > 0 Hproductos > Hreactivos

Reacción endotérmica Reacción exotérmica

Entalpía estándar

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ESTADO ESTÁNDAR TERMODINÁMICO:

“Estado de una sustancia (elemento o compuesto) en su forma pura más estable de la

misma a la presión de 1 atm, y a la temperatura de interés, generalmente 25ºC (298,15

K).”Se utiliza un 0 como superíndice para indicar que la propiedad es estándar.

ENTALPÍA ESTÁNDAR:

•Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos

están en condiciones estándar.

•Se expresa como H0.

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) H0 = H0productos – H0

reactivos

Entalpía de formación

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La ENTALPÍA DE FORMACIÓN ESTÁNDAR (ΔHf0) es la “variación de

entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de la sustancia en estado estándar a partir de sus elementos en sus formas puras más estables en estados estándar”.

Por convenio, se acepta que las entalpías correspondientes a todos los elementos químicos en estado de pureza en sus formar termodinámicas más estables, en condiciones estándar (P = 1 atm), son nulas.

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La entalpía estándar , Hro ,para una reacción es igual a la

suma de las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos.

Hro = Hf

oproductos - Hf

oreactivos

Para una reacción química: aA + bB cC + dD

Se cumple: Hro = (c Hf

o C + d Hf

oD) - (a HfoA + b

HfoB)

Ejemplo: Formación del agua a partir de H2 y O2:

H2(g, 1atm, 25ºC) + ½ O2(g, 1 atm, 25ºC) H2O(l, 1atm, 25ºC);

Hro= Hf

oH2O(l) – [ HfoH2(g )+ ½ Hf

oO2(g )] = -285,8 kJ – (0 + 0) = -285 kJ

Hro = Hf

oH2O(l) = -285 kJ

4.3. Ecuaciones termoquímicas

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Representan un proceso en el que además de las sustancias que intervienen y los coeficientes estequiométricos apropiados, se especifica el estado físico de cada sustancia y la cantidad de calor que interviene en el proceso.

Como la mayoría de las reacciones se producen a P constante, el calor se expresa como ΔH.

Ejemplos:2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g); H0 = 181,4 kJ

C(s) + ½ O2(g) CO(g); H0 = –110,5 kJ

IMPORTANTE!!La ENTALPÍA es una magnitud EXTENSIVA (depende de la cantidad de materia).• Si se invierte una reacción cambia el signo de su H:

CO(g) C(s) + ½ O2(g) H0 = +110,5 kJ• Si se multiplica la ecuación por un factor, la H se multiplica también:

2C(s) + O2(g) 2CO(g); H0 = 2(–110,5) kJ = – 221 kJ

Ley de Hess

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RECUERDA !!

La entalpía es función de estado,

es decir, ya que la energía que se

transfiere en una reacción química

a P constante depende

únicamente de los estados finales

e iniciales (contenido energético

de productos y reactivos).

Basándose en esta propiedad de la entalpía, GERMAIN HERNI HESS formuló en 1840 la Ley que lleva su nombre:“Si un proceso transcurre en varias etapas o pasos (incluso sólo hipotéticamente), la variación de entalpía del proceso global es la suma de las variaciones de entalpía de las etapas individuales.”

1) ½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) H⁰ = +90,25 kJ

2) NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) H⁰ = -57,07 kJ

Reacción global: ½N2(g) + O2(g) → NO2(g) H⁰ = +33,18 kJ

Nos permite calcular ΔHr sin necesidad de llevar llevarla a cabo en el calorímetro, basta con conocer las ΔH de otras reacciones que, combinándolas, nos den la ecuación que buscamos:

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CÁLCULO DE LA ΔH CON LA LEY DE HESS

Se escribe la reacción cuyo ΔH se busca.

Se representa cada una de las reacciones de entalpía

conocida.

Se combinan las reacciones de entalpía conocida para

obtener el proceso buscado.

Se calcula la ΔH como de las reacciones combinadas.

N2(g) + 5/2 O2(g) N2O5(g) ΔHR⁰= ??

A: N2(g) + 3O2(g) + H2(g) 2HNO3(aq) ΔHA⁰=-414,7 kJ B: N2O5(g) + H2O(l) 2HNO3(aq) ΔHB⁰=-140,2 kJ C: O2(g) + 2H2(g) 2H2O(l) ΔHC⁰=-571,7 kJ

2A : 2N2(g) + 6O2(g) + 2H2(g) 4HNO3(aq) ΔH⁰= 2 ΔHA⁰-2B: 4HNO3(aq) 2N2O5(g) + 2H2O(l) ΔH⁰= - 2 ΔHB⁰-C : 2H2O(l) O2(g) + 2H2(g) ΔH⁰= - ΔHC⁰

2A + (-2B) + (C) = 2N2(g) + 5O2(g) 2N2O5(g) ΔH⁰= ??

ΔH⁰ = 2 ΔHA⁰ + (- 2 ΔHB⁰) + ( - ΔHC⁰) = = 2(-414,7) kJ + [-2(-140,2) kJ] + [-(-571,7) kJ]= +22,7 kJ

Se comprueba que se trata de la reacción buscada.

R.obtenida: 2N2(g) + 5O2(g) 2N2O5(g) ΔH⁰=+22,7kJR.buscada: N2(g) + 5/2 O2(g) N2O5(g) ΔHR⁰= (+22,7kJ/2)

ΔHR⁰ = +11,3kJ

2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g)

4.4. Entalpía de enlace

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Una reacción química supone la ruptura de algunos enlaces de los reactivos, la reordenación de los fragmentos que se generan en esa ruptura y la formación de nuevos enlaces.

H2O2(aq) H2(g) + O2(g)

Ruptura: supone aporte energéticoFormación: supone desprendimiento de energía

“La ENTALPÍA DE ENLACE es la energía que se requiere para romper 1 mol de enlaces entre dos átomos en estado gaseoso y a presión constante.”

Hr = ΣHenlaces rotos - ΣHenlaces formados

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Enlace simpleEnergía de

enlaceEnlace doble

Energía de enlace

Enlace tripleEnergía de

enlace

C-C 348 C=C 614 CΞC 839C-N 293 C=N 615 CΞN 891C-O 358 C=O 732* CΞO 1072

C-S 259 C=SN-N 163 N=N 418 NΞN 941N-O 201 N=O 607

O-O 146 O=O 495 (o2)

2 H2O2 (l) + N2H4 (l) N2 (g) + 4 H2O (g)

Enlaces rotos Enlaces formados

H-O-O-H 2x2x(O-H)1x2x(O-O)

4x4632x146 NΞN 1x(NΞN) 1x941

H2N-NH24x(N-H)1x(N-N)

4x3861x163 H-O-H 2x4x(O-H) 8x463

Total Energía 3851 kJ Total Energía 4645kJ

Hr = ΣHenl rotos - ΣHenl formados Hr = 3851kJ – 4645kJ = -794kJ

4.5. Entalpía de procesos específicos

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Entalpía de combustión“ La entalpía de combustión de una sustancia es la variación de entalpía del proceso en el cual 1 mol de dicha sustancia reacciona con O2 ”.

C4H10(g) + 13/2O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) ΔHC0=-2877,6 kJ/mol

Entalpía de hidrogenación“ La entalpía de hidrogenación de un sustancia es la variación de entalpía del

proceso en el cual 1 mol de una sustancia insaturada capta H2 para convertirse en la sustancia saturada correspondiente”.

C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) ΔHC0= -137 kJ/mol

Entalpía de neutralización“ La entalpía de neutralización, ΔHn, es la variación de entalpía del proceso en el cual se forma 1 mol de agua entre un ácido y una base”.

H+ (aq) +OH- (aq) H2O(l)

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Entalpía de disolución“ La entalpía de disolución es el calor generado o absorbido a P constante cuando 1 mol de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente ”.

ΔHdisolución= ΔHdisolución final – ΔHcomponentes (No es posible medir ΔHdis final ni ΔHcomponentes)

– Para calcular la entalpía de disolución:1.Calorimetría a P constante.2.Ley de Hess.

Se considera que el proceso ocurre en dos pasos independientes:1) Separación de iones desde el estado cristalino al gaseoso.2) Hidratación de los iones gaseosos.

ΔHdisolución= U + ΔHhidratación

Entalpía de cambio de estado“ El calor de cambio de estado o calor latente, es la variación de entalpía que acompaña al proceso en que 1 mol de sustancia, que ya se encuentra a T adecuada, experimenta un cambio de estado a T y P constantes”.

H2O(l) H2O(g) ΔH0 = 44 kJ/mol

CALORIMETRÍA A VOLUMEN CONSTANTECALORIMETRÍA A VOLUMEN CONSTANTE

4.6. Determinación experimental de la entalpía de un proceso (CALORIMETRÍA).

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Los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden con un CALORÍMETRO, recipiente cerrado diseñado específicamente para este propósito.

El calor de combustión generalmente se mide utilizando una bomba calorimétrica, que es un calorímetro de acero, herméticamente cerrado, sumergido en un termostato de agua, y aislado del entorno mediante una carcasa. La variación de la temperatura del agua que rodea el reactor permite calcular el calor a volumen constante desprendido durante la combustión de la sustancia examinada.

QQdesprendido combustióndesprendido combustión = - (Q = - (Qabsorbido aguaabsorbido agua + Q + Qabsorbido calorímetroabsorbido calorímetro))

CALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTECALORIMETRÍA A PRESIÓN CONSTANTE

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QQreacciónreacción= - (Q= - (Qmezclamezcla dede reacciónreacción + Q + Qcalorímetrocalorímetro))

Se realiza en un CALORÍMETRO a presión constante (más sencillo que la bomba calorimétrica)Se puede construir con dos vasos desechables de espuma de poliestireno (el vaso exterior sirve para aislar la mezcla de reacción del entorno).El calor producido o absorbido por la reacción a presión constante (ENTALPÍA de la reacción) se determina midiendo el cambio de temperatura.

El procedimiento es adecuado para medir entalpías de gran cantidad de procesos, como: Entalpías de neutralización. Entalpías de disolución.

5. Entropía y segundo principio de la Termodinámica

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El PRIMER PRINCIPIO NO proporciona un

criterio de espontaneidad de los procesos.

ΔU = Q + W

EJEMPLOS: Según el primer principio, sería posible:

QTb

TaTa > Tb

Transferencia de calor de un cuerpo caliente a otro frío Fenómeno

observado

QTa Tb

Ta > Tb

Transferencia de calor de un cuerpo frío a otro caliente

Fenómeno NO

observado

NECESIDAD de NUEVAS FUNCIONES TERMODINÁMICAS que puedan determinar si un proceso es espontáneo o no.

PROCESO ESPONTÁNEO:

es el que tiene lugar sin

ninguna intevención externa.

PROCESO NO ESPONTÁNEO: es el que sólo se produce con la intevención de una acción externa.

5.1. Entropía

33

Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de probabilidad.

Al arrojar ladrillos al aire la probabilidad de que caigan ordenados formando un muro es muy pequeña.Es más probable que caigan desordenados.

Si echamos moléculas de agua, a temperatura ambiente, en un vaso no se colocarán de forma ordenada para formar un sólido.

34

La ENTROPÍA es la medida del grado de desorden de un sistema físico o químico. Se representa por S. Cuanto mayor es el desorden de un sistema, mayor es su entropía.

Espontáneo

No espontáneo

En un proceso de disolución aumenta la entropía del sistema.

1 2T2>T1

En general, la entropía de un sistema aumenta con T, ya que está directamente relacionada con la Ec de las partículas.

T Ec partículas desorden del sistema S: S2>S1

Hielo Agua líquida Agua en ebullición

Ssólido Slíquido Sgas

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La ENTROPÍA se define como:

T

dQdS 2

1

T

T T

dQS

T

QS rev

Para un proceso reversible a T constante el cambio de entropía se puede calcular:

Si el proceso químico, además se produce a P constante: T

HS sistema

UNIDAD SI: Julio

5.2. Segundo principio de la Termodinámica

36

“La variación total de entropía de un proceso reversible es cero”.

• “Los procesos que se producen de forma espontánea son irreversibles y se producen con un aumento de la variación de la entropía total”:

Proceso exotérmico: ΔSentorno > 0 y ΔSsistema > 0, por tanto ΔSuniverso> 0 (Proceso ESPONTÁNEO).

ΔSentorno > 0 y ΔSsistema < 0. Para que el proceso sea ESPONTÁNEO: | ΔSentorno | > | ΔSsistema |. Así: ΔSuniverso>0

CUIDADO!!

La entropía de

los elementos

en condiciones

estándar NO ES

CERO sino que

es positiva.

6. Tercer Principio de la Termodinámica

37

“La entropía de una sustancia (elementos o compuestos) cristalina perfecta es cero a la temperatura del cero absoluto. “

La entropía de cualquier sustancia a temperatura superior a 0K es mayor que 0.

Si el cristal es impuro o tiene defectos, su entropía es mayor que cero incluso a 0K porque no está perfectamente ordenado.

La tercera Ley permite determinar la entropía absoluta de las sustancias:Si la entropía de una sustancia cristalina pura es cero a 0K, es posible medir el ΔS de una sustancia pura cuando se calienta, por ejemplo, hasta 298K. El cambio de entropía, ΔS, está dado por:

)298(0)298()0()298( 0 KSKSKSKSS fff En

trop

ía m

olar

est

ánda

r, J/

(mol

·K)

Temperatura, K

Sólido

Líquido

Gas

Fusión

Ebullición

38

A partir del tercer principio de la Termodinámica se elaboran tablas de la entropía molar de las sustancias puras en condiciones estándar (S0). Los datos se suelen medir a 298K:

La entropía depende del estado en que se encuentre la sustancia:

La entropía depende de la complejidad de la molécula:

Ssólido Slíquido Sgas

S C6H12(l) > S C6H6(l)

7. Cambios de entropía en el sistema (proceso químico)

39

La entropía es una FUNCIÓN DE ESTADO, por tanto es posible calcular su variación para un proceso como: ΔS = ΔSfinal – ΔSinicial

Si el sistema se representa por la siguiente reacción química: aA + bB cC + dD

La variación de entropía se puede calcular a partir de las entropías absolutas de los productos y los reactivos. En condiciones estándar, y teniendo en cuenta que la entropía es una magnitud extensiva: ΔS0 = [c·S0 (C) + d·S0 (D)] – [a·S0 (A) + b·S0 (B)] En general:

ΔS0 = Σnp S0 productos – Σnr S0 reactivos

40

Para reacciones químicas en las que intervienen sustancias gaseosas, se puede establecer que:

Si el número total de moléculas de gas número total de moléculas de gas aumentaaumenta, ΔΔSS00 > 0 > 0.

Si el número total de moléculas de gas disminuyenúmero total de moléculas de gas disminuye, ΔΔSS00 < 0 < 0. Si no hay cambio neto en el número de moléculas de gasno hay cambio neto en el número de moléculas de gas, ΔS0 podrá

ser positivo o negativo, pero su valor numérico será relativamente pequeño: ΔΔSS00 ≈ 0 ≈ 0.

Estas conclusiones tienen sentido ya que los gases tienen mayor entropía que los líquidos y los sólidos.

• Para reacciones que sólo implican líquidos y sólidos, la predicción del signo de ΔS0 es más difícil; pero en muchos casos, un aumento en el número de moléculas totales o de los iones del sistema va acompañado de un incremento de entropía.

CO(g) + ½ O2(g) CO2(g)

Cambios de entropía en el entorno

41

Proceso exotérmico a P constante:ΔH < 0 ΔSentorno > 0

Proceso endotérmico a P constante:ΔH > 0 ΔSentorno < 0

SistemaCalor

Alrededores

Entr

opía

Sistema

Alrededores

Entr

opía

Calor

8. Energía libre de Gibbs y espontaneidad

42

Una reacción química es ESPONTÁNEA: ΔSuniverso> 0.

ΔSuniverso = ΔSsistema + ΔSentorno > 0

No siempre es fácil calcular ΔSentorno , por eso se requiere una nueva función termodinámica para evaluar la espontaneidad de la reacción química aunque sólo se considere al sistema.0

T

HSS sistemasistemauniverso

0 sistemasistemauniverso HSTST 0 sistemasistemauniverso HSTST

GIBBS definió la Energía libre, G:

G = H – TSEs FUNCIÓN DE ESTADO. La variación de G a P y T constantes:

ΔG = ΔH – TΔS

Josiah

Williard Gibbs

(1839-1903)

0 sistemasistema HST

ΔG = ΔH – TΔSΔG < 0

UNIDAD SI: Julio

43

Para procesos a P y T constantes:

ΔG < 0 Proceso espontáneoΔG > 0 Proceso no espontáneoΔG = 0 Sistema en equilibrio

Así pues, se establece un criterio para determinar si una reacción química puede producirse

espontáneamente (objeto termoquímica).

ΔG es fácil de medir y depende únicamente de las propiedades del sistema y no del entorno.

Proceso espontáneo

Equilibrio

Productos

Reactivos

Ener

gía

libre

, G

Proceso

44

ΔG = ΔH – TΔS

ΔH ΔS ΔG Características de la reacción Ejemplo

– + – Espontánea a cualquier T. La reacción inversa no es espontánea.

2O3 (g) 3O2 (g)

+ – + No espontánea a cualquier T. La reacción inversa es siempre espontánea

3O2 (g) 2O3 (g)

– –|ΔH|>|TΔS| – Espontánea a T bajas. CaO (s) + CO2 (g)

CaCO3 (s)|ΔH|<|TΔS| + No espontánea a T altas.

+ +|ΔH|<|TΔS| – Espontánea a T altas. CaCO3 (s) CaO

(s) + CO2 (g)|ΔH|>|TΔS| + No espontánea a T bajas.

Se puede determinar la temperatura a partir de la cual el proceso pasa de espontáneo a no espontáneo, o viceversa. En el momento en que se produce el cambio (equilibrio):

ΔG = 0: 0 = ΔH – TΔS S

HT

8.1. Energía libre de Gibbs estándar

45

wmáx = ΔG

El cambio en la energía libre de un proceso, ΔG, es igual al trabajo útil máximo que puede realizar el sistema sobre sus alrededores en un proceso espontáneo que se lleva a cabo a presión y temperatura constantes:

Convenciones Convenciones para los estados estándarpara los estados estándar

El cambio de energía libre estándar, ΔG° es el cambio de energía libre que acompaña a la conversión de reactivos en sus estados estándar a productos en

sus estados estándar para un mol de reacción según está escrita.

G° = H° - TS°

8.2. Energía libre estándar de formación, ΔGf 0

46

ΔGf 0 : Es el cambio de energía libre que acompaña a la formación de un mol de compuesto a partir de sus elementos en sus formas termodinámicas más estables en condiciones estándar.Por convenio, ΔGf 0 (elementos en sus formas termodinámicas

más estables) = 0Generalmente, los valores de ΔGf 0 se encuentran tabulados a 25ºC.

47 Reacción espontánea Reacción no espontánea

• ΔG 0 < 0 Los reactivos en estado estándar se convierten en los productos en estado estándar espontáneamente.

• ΔG 0 > 0 Los reactivos en estado estándar NO se convierten en los productos en estado estándar espontáneamente.

9.- Efecto invernadero

48

Bibliografía

49

Química. Raymond Chang. 7º Edición. Editorial Mc Graw Hill.

Química. Atkins P.W, Jones L. 3º Edición. Editorial Omega.

Química 2º Bachillerato. Editorial Mc Graw Hill.http://sites.google.com/site/fisicayquimicariber

a/quimica2bachillieratohttp://www.ffyb.uba.ar/qcagral/http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/index.htm