UNIDAD IILEYES DE LA

TERMODINÁMICA

  Primera ley de la termodinámica.

Segunda ley de la termodinámica.

Tercera ley de la termodinámica.

Ley cero de la termodinámica.

Contenidos:

Nos permitirá predecir cuánto calor liberará una reacción química, las condiciones que permiten que ocurra una reacción y principalmente las leyes en que se sustenta la termodinámica.

Leyes de la termodinámica

Es el intercambio energético de los productos en relación a los reactantes.

ΔH = H productos - H reactivos

H reactivos < H productos ΔH > 0 Reacción Endotérmica

Séra necesario proporcionar calor al sistema para que la reacción ocurra

H reactivos > H productos ΔH < 0 Reacción Exotérmica

Esta reacción liberará calor al entorno

Primera ley de la termodinámica: ENTALPÍA (H)

Reactivos

En

talp

ia (

H)

Productos

H < 0 (-)

Proceso exotérmico

∆H

Avance de la reacción

ReactivosEn

talp

ia (

H)

Productos

H > 0 (+)

Proceso endotérmico

∆H

Avance de la reacción

Es la variación de entalpía de formación de un compuesto, a partir de sus elementos en estado estándar.

Ejemplo: H0 = H0productos – H0

reactivos

C(grafito) + 2H2(g) CH4(g) ∆H°f = -74,7 kJ/mol

La entalpía de formación estándar es:(medida por un calorímetro a presión constante) Para los elementos, el valor de entalpía es cero

Entalpía de formación estándar (∆H°f) o calor de formación

C(s) + O2(g) CO2(g) Hf 0 = – 393,13 kJ/mol

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) Hf0 = – 285,8 kJ/mol

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H0 = 2· (–241,4 kJ)

Recuerda, que para los elementos, el valor de entalpía es cero

Ejemplos:

Cálculo de H0

(calor de reacción) Sabemos que:

H0 = npHf0(productos)– nrHf

0(reactivos)

Donde = sumatoria

Recuerda que Hf0 de todos los elementos

en estado original es 0.

MUY IMPORTANTE

MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124,7; –285,8 y –393,5 kJ/mol, calcula la entalpía estándar de combustión del butano.

La reacción de combustión del butano es:C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l)

H0comb= ?

∆H0 = npHf0(productos) – nrHf

0(reactivos)

∆H0 = 4 mol(– 393,5 kJ/mol) + 5 mol(– 285,8 kJ/mol) – [1 mol(– 124,7 kJ/mol)] = – 2878,3 kJLuego la entalpía estándar de combustión será:

H0combustión = – 2878,3 kJ/mol

reacción exotérmica

Guía de ejercicios: Primera Ley de Termodinámica: ENTALPÍA

Ley de Hess H en una reacción química es constante

independiente de que la reacción se produzca en una o más etapas.

Recuerda que H es función de estado. 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. Por lo tanto, la entalpía de la reacción global es la suma algebraica de las entalpías de las etapas en que la reacción puede ser dividida.

MUY IMPORTANTE

MUY IMPORTANTE

Ejemplo: Dadas las reacciones:

(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H10 = – 241,8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)

H20 = – 285,8 kJ

calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar.

La reacción de vaporización es...(3) H2O(l) H2O(g) H0

3 = ?Se invierte (2) es decir se multiplica por -1H2O(l) (2) H2(g) + ½ O2(g) H2

0 = 285,8 kJ

Luego (3) puede expresarse como (1) + (2)H0

3 = H01 + H0

2 =

– 241,8 kJ + 285,8 kJ = 44 kJ H0

vaporización = 44 kJ /mol

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)

Los datos son: CH4(g) C(s) + 2 H2(g) ∆H°1 = +74,8 kJ

2 H2(g) + O2(g) 2H2O(l) ∆H°2 = -570,6 kJ

+ C(s) + O2(g) CO2(g) ∆H°3 = -393,5 kJ

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2H2O(l)

Entonces también sumamos las entalpías de reacción

∆H°1 + ∆H°2 + ∆H°3 = - 889,3 kJ

Otro ejemplo: Combustión del metano

A partir de la información que se proporciona a continuación:

(1) 2CaO(s) 2Ca(s) + O2(g) ∆H = +1.270,18 KJ/mol

(2) C(grafito) + O2(g) CO2(g) ∆H = -393,51 KJ/mol

(3) CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) ∆H = -178,32 KJ/mol

Calcula la entalpía para la siguiente reacción:

2Ca(s) + 2C(grafito) + 3O2(g) 2CaCO3(s)

Calcula:

Guía de ejercicios: LEY DE HESS

En la naturaleza tenemos procesos irreversibles, como por ejemplo; la dinamita estalla en una gran explosión, el humo del cigarro se difunde por el aire, la carne fuera del refrigerador se descompone. Además ocurren espontáneamente

En 1896, Boltzmann estableció que las transformaciones en la naturaleza buscan espontáneamente el camino que les signifique un mínimo consumo de energía, lo que determina el máximo de desorden.

Segunda ley de la termodinámica:Entropía (S)

Mientras más desordenado es el estado final en un sistema, mayor será la probabilidad de que suceda. Se define entonces una nueva variable, la entropía

Segunda ley de la termodinámica: Entropía (S)

Entropía (S)

Fusión de hielo, proceso espontáneo. Estado sólido a líquido (mayor desorden de las moléculas)La entropía del sistema aumenta (estado ordenado a otro más desordenado)

Predicción del cambio de entropía:

Entropía

Se estima de manera similar a la variación de entalpía, es decir:

∆S reacción= (suma de las entropías de los productos) – (suma de las entropías de los reactantes

Ejemplo:

Variación de entropía en una reacción química:

S0 = np· S0productos – nr· S0

reactivos

a) S0 = 2 mol·210,7 J ·mol–1 ·K–1 – (191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) =

24,9 J·K–1

b) S0 = 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

Ejemplo: Calcula S0 para las siguientes reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g) 2 NO(g); b) 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g). Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3

De acuerdo a la tercera ley de la termodinámica, el valor para la entropía es cero en un sólido cristalino perfecto en el cero absoluto (O kelvin)

Tercera ley de la termodinámica

Llamada así porque se comprendió después de la formulación de las otras leyes.

Pero en forma lógica por su relación con la temperatura, precede a las otras leyes.

Se refiere a la temperatura como una propiedad del sistema.

También conocida como la ley Equilibrio térmico.

Ley cero de la termodinámica

Si un sistema A está en equilibrio térmico con un sistema C y un sistema B también está en equilibrio térmico con el sistema C, entonces los sistemas A y B están en equilibrio térmico.

Ley cero de la termodinámica

Indica si el proceso es espontáneo o no ΔG = Δ H - T Δ S

ΔG < 0 el proceso es espontáneo (la reacción ocurrirá)

ΔG = 0 la reacción está en equilibrio

ΔG > 0 el proceso no es espontáneo por lo tanto no ocurrirá

Energía Libre

Espontaneidad de las reacciones químicas

H > 0S > 0

Espontánea a temperaturas altas

H < 0S > 0

Espontánea a todas las temperaturas

H < 0S < 0

Espontánea a temperaturas bajas

H > 0S < 0

No Espontánea a cualquier temperaturas

H

S

Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción 2H2O2(l) 2H2O (l) + O2(g) en condiciones estándar?Datos: H0

f (kJ/mol) H2O(l) = –285,8; H2O2(l) = –187,8 S0

(J·mol 1 K·1) H2O(l) = 69,9; H2O2(l) = 109,6; O2(g) =205,0. H0 = npHf

0(productos)– nrHf

0(reactivos)

= 2 Hf0(H2O) + Hf

0(O2) – 2 Hf0(H2O2)

=2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ S0 = np· S0

productos – nr· S0reactivos

= 2 S0(H2O) + S0(O2) – 2 S0(H2O2)

= 2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K) = – 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / KG0 = H0 – T· S0 = –196,0 kJ –(298K·0,126 kJ/ K)

G0 = – 233,5 kJ entonces, será espontánea