Energia de procesos

2010

ALUMNA: PRADO ROJAS DIANA CLARISA / VI CICLOFAC. INGENIERIA QUIMICA. 14/03/2010

“UNIVERSIDAD NACIONAL SAN LUIS GONZAGA DE ICA”-PERU

FAC. INGENIERIA QUIMICA

Reacciones espontáneas

Reacciones no espontáneas

Energía libre de Gibbs

Ley de Hess

Energía de los procesos.

UNIVERSIDAD NACIONAL SAN LUIS GONZAGA DE ICA-PERU Fac. De Ingeniería Química - TERMODINAMICA

DOCENTE: Mag. Ing. Rosalío Palomino Cusi

Dedicatoria:

“Este trabajo lo dedico a mi padre, Yomar Prado, por todo el esfuerzo y el apoyo que me brinda. Por el que doy todo de mi…para crecer académicamente y como persona; así mismo a mis compañeros y al docente del curso.”


INTRODUCCION

Uno de los principales objetivos al estudiar Termodinámica, al menos por lo que respecta a los químicos, es poder predecir si ocurrirá una reacción cuando se mezclan los reactivos en condiciones especiales, es decir (por ejemplo, a cierta temperatura,presión,y concentración).

Es por ello necesario conocer algunos conceptos de importancia, que presentare en este trabajo de: “Energía de los procesos, una reacción Química”. Donde se dará a conocer la energía libre de Gibss ∆G, procesos espontáneos, no espontáneos y en equilibrio.

MARCO TEORICO

Una reacción ocurre a ciertas condiciones como por ejemplo: temperatura, presión y concentración.

Cuando una reacción ocurre a esas condiciones decimos que es una reacción espontánea. Sino ocurre a esas condiciones, se dice que no es espontánea.

1. Reacciones espontáneas

Se denominan procesos químicos espontáneos los que tienen lugar de forma natural en unas condiciones determinadas. Sobre esto pueden hacerse algunas consideraciones:

Algunos procesos espontáneos requieren un estímulo inicial. Es el caso de la reacción de formación del agua.

La espontaneidad no implica nada acerca de la velocidad de los procesos. Por ejemplo, la oxidación del hierro es un proceso espontáneo extraordinariamente lento.

Si una reacción es espontánea en determinadas condiciones, la reacción inversa no lo es en esas mismas condiciones. Así, la descomposición del agua mediante electrólisis no es espontánea, sino que necesita suministro de energía eléctrica y la reacción se detiene cuando se interrumpe el paso de la corriente eléctrica.

La mayor parte de los procesos espontáneos son exotérmicos. Sin embargo, existen excepciones, como la fusión del hielo, que es un proceso endotérmico y espontáneo.

Existen reacciones no espontáneas a bajas temperaturas, pero que sí lo son a temperaturas elevadas. Es el caso de la descomposición del carbonato de calcio.

Estos ejemplos y muchos otros muestran que los procesos ocurren en forma espontánea en una dirección. Si se supone que los procesos espontáneos ocurren para disminuir la energía de un sistema.

∆G < 0

ENTALPIA

Se define como:

OBS: LA LEY DE HESSCalor de formación y calor de reacción

El calor de formación Δ Hf de una sustancia química representa la energía liberada o consumida durante la formación de dicha sustancia, en condiciones normales, a partir de los elementos que la constituyen. La determinación de calores de reacción puede efectuarse de un modo experimental si la reacción correspondiente se lleva a cabo de forma aislada y controlada en el interior de un calorímetro.

Ejm: El calor de formación Δ H1 del monóxido de carbono, CO:


C (grafito, s) + ½.O2 (g) CO (g) ΔH1


no puede determinarse directamente porque en las condiciones en que se produce, parte del CO se transforma en CO2 . Sin embargo, sí que es posible medir directamente, con la ayuda del calorímetro, los calores de reacción de los siguientes procesos:

CO (g) + ½.O2 (g) → CO2 (g)

ΔH2 = 282,6 kJ/mol

C (grafito, s) + O2 (g) CO2 (g)ΔH3 = -392,9 kJ/mol

El conjunto de estas tres reacciones puede escribirse en la forma:

ENTROPIA

Para predecir la espontaneidad de un proceso es necesario conocer dos cosas respecto del sistema. Una es el simple cambio en la entalpía que es equivalente al ∆E para la mayoría de los procesos. La otra es la entropía.

La entropía es una función de estado (no puede conocerse su valor absoluto, sino sólo la diferencia entre los estados inicial y final). Se define como:

Siendo que Q es el calor absorbido o cedido y T la temperatura.

La entropía es una medida de la aleatoriedad o del desorden de un sistema. Los sistemas desordenados tienen una entropía elevada, mientras que los sistemas ordenados tienen una entropía muy baja.

En las reacciones exotérmicas (se produce desprendimiento de calor) aumenta la entropía del entorno.

En las reacciones endotérmicas (se absorbe calor) disminuye la entropía del entorno.


Un ejemplo del aumento de la entropia por ejemplo es, la disolucion.

→ Disolución


LA ENERGIA LIBRE DE GIBSS

El siguiente diagrama representa los procesos de formación y reacción de reactivos y productos, y sus relaciones en términos energéticos:

Aplicando la ley de Hess a los dos diferentes caminos que conectan reactivos y productos e igualando ambos términos resulta:

Δ H = -Δ Hf (reactivos) + 0 + Δ Hf (productos)

Es decir:

Δ H = Δ Hf (productos) - Δ Hf (reactivos)


Por tanto, el calor de reacción de un proceso químico resulta ser igual a la diferencia entre los calores de formación de los productos y los calores de formación de los reactivos:


Δ H = (suma calores de formación de productos) - (suma calores de formación de reactivos)

Energía libre de Gibbs y espontaneidad de reacción. se pueden dar cuatro casos:

1. Exotérmicas y con aumento del desorden: DG < 0 , son espontáneas a cualquier T.(ambos aspectos, entálpico y entrópico, favorecen la espontaneidad)

2. Endotérmicas con aumento del desorden: son espontáneas si la T es

suficientemente alta como para conseguir que DG < 0.(el aspecto energético desfavorece la espontaneidad y el entrópico la favorece)

3. Exotérmica con aumento del orden: son espontáneas si la T es suficientemente

baja como para conseguir que DG < 0.(el aspecto energético favorece la espontaneidad y el entrópico la desfavorece)


4. Endotérmicas con aumento del orden: DG > 0, no son espontáneas a ninguna Tª, ocurre el proceso inverso. (Ambos aspectos desfavorecen la espontaneidad).

Ejemplos de Reacciones químicas Espontáneas

La reacción de síntesis del amoníaco:

3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g)

Viene acompañada, en las condiciones de 298 K de temperatura y una atmósfera de presión, por los siguientes cambios en las variables termodinámicas H y S:

Δ H = H productos – H reactantes

Δ S = Δ S productos – S reactantes

Desarrollando:

Δ H = -22,1 kcal

Δ S =-47,4.10-³ kcal/k

Discútase en qué condiciones la reacción se efectuará espontáneamente.

Dado que Δ H es negativa hay una pérdida de contenido energético por parte del sistema, o lo que es lo mismo, la reacción es exotérmica. Por su parte la entropía disminuye como corresponde a una disminución en el número de moléculas que pasa de ser cuatro para los reactivos a dos para el producto.

Para averiguar si a la temperatura considerada la reacción evoluciona espontáneamente será preciso determinar Δ G y particularmente su signo:

Δ G = Δ H - T.Δ S = -22,1 - [298 (-47,4) .10-³] = -50.350 kcal

La Δ G resulta negativa, por tanto la reacción es espontánea. Un aumento de temperatura no favorece la reacción; en efecto, al aumentar la temperatura el segundo término se hace más positivo y por tanto Δ G resulta menos negativo.


Tabulando:

∆G=∆H - T∆Sy= b - xm

∆G 0 -22,1 kcalT 466.245 0

T = (∆Gº + ∆ H)/ ∆SºT = ∆ H / ∆Sº

T=466.245

∆Gº = ∆ H - (0) ∆Sº∆Gº = ∆ H = -22,1 kcal/mol


Inflamación de una mezcla de oxigeno e hidrogeno en presencia de una chispa:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)

∆H= 2(-68.3174) – 0 ∆H= -136.635Kcal/mol

∆S= (2x16.716) – (49.003+2x31.211)∆S= 33.432 - 111.425= - 77.993Cal/molK

Luego: Δ G = Δ H - T.Δ S

Δ G = -23378.5Kcal/mol

Tabulando:


∆G 0 -136.635T 1.753 0

T = (∆Gº + ∆ H)/ ∆SºT = ∆ H / ∆Sº

T=1.753 K

∆Gº = ∆ H - (0) ∆Sº∆Gº = ∆ H = -136.635Kcal/mol


2. Reacción no espontánea

En la termoquímica, una reacción endergónica (también llamada reacción desfavorable o no espontánea) es una reacción química en donde el incremento de energía libre es positivo.

Bajo condiciones de temperatura y presión constantes, esto quiere decir que el incremento en la energía libre de Gibbs estándar debe ser positivo

Para una reacción en estado estándar (a una presión estándar (1 Bar), y unas concentraciones estándar (1 molar) de todos los reactivos y productos).

Constante de equilibrio

Las reacciones endergónicas son manifiestan durante los procesos anabólicos; de manera que, requieren que se le añade energía a los reactivos (sustratos o combustibles metabólicos), se le suma energía (contiene más energía libre que los reactivos). Por otro lado, durante las reacciones exergónicas se libera energía como resultado de los procesos químicos (ej, el catabolismo de macromoléculas). La energía libre se encuentra

http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Bar_(unidad_de_presi%C3%B3n)

http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_libre_de_Gibbs

http://es.wikipedia.org/wiki/Termoqu%C3%ADmica


en un estado organizado, disponible para trabajo biológico útil. Las reacciones endergónicas se llevan a cabo con la energía liberada por las reacciones exergónicas. Las reacciones exergónicas pueden estar acopladas con reacciones endergónicas. Reacciones de oxidación-reducción (redox) son ejemplos de reacciones exergónicas y endergónicas acopladas.

La constante de equilibrio de la reacción esta relacionado a ΔG° por la relación:

donde T es la temperatura absoluta y R es el la constante de los gases ideales. Un valor positivo de ΔG° entonces implica

de modo que a partir de las cantidades de estequiomètricas una reacción se moverían hacia la izquierda del equilibrio y no a la derecha.

Sin embargo, las reacciones endergónica son bastante frecuentes en la naturaleza, especialmente en la bioquímica y fisiología. Algunos ejemplos de reacciones endergónicas en células incluye la síntesis de proteínas, y el bombeo de Na /K que produce la conducción nerviosa y la contracción muscular.

Esto es debido a que la reacciones endergónicas (no espontáneas) están asociadas a reacciones espontáneas de forma que el incremento de energía libre total si que es negativo

Ejemplos:

2 Na(g) + Cl2(g) --> 2 NaCl

Δ H = H productos – H reactantes

Δ S = Δ S productos – S reactantes

Desarrollando:

Δ H = -222.444 Kcal/mol

http://es.wikipedia.org/wiki/Contracci%C3%B3n_muscular

http://es.wikipedia.org/wiki/S%C3%ADntesis_de_prote%C3%ADnas

http://es.wikipedia.org/wiki/Fisiolog%C3%ADa

http://es.wikipedia.org/wiki/Bioqu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_universal_de_los_gases_ideales

http://es.wikipedia.org/wiki/Temperatura_absoluta

http://es.wikipedia.org/wiki/Equilibrio_qu%C3%ADmico


Δ S = -55.401 cal/molºK∆G=∆H - T∆S = (-222.444)-(298 x -55.401)

= 16287.054 Kcal/mol

Tabulando:


∆G 0 -222.444T 4.015 0

T = (∆Gº + ∆ H)/ ∆SºT = ∆ H / ∆Sº

T=4.015k

∆Gº = ∆ H - (0) ∆Sº∆Gº = ∆ H = = -222.444 Kcal/mol


OBSERVACIONES:

La unidad de medida de la energía libre de Gibbs (G) es el Julio (J) ,. De la entalpía (H) es el Julio (J) y de la entropía (S) es Julio/º Kelvin (J/K). Como los valores de DH suelen ser muy grandes, se expresan en kJ y por el contrario, los valores de DS se expresan en J/K, por lo que, en los cálculos, es necesario expresar ambas unidades de la misma manera: ambas en J o ambas en kJ.

La representación gráfica de DG frente a T es una línea recta, donde la ordenada en el origen es DH y la pendiente es DS, dado que según la ecuación de Gibbs:

∆G=∆H - T∆S

BIBLIOGRAFIA:

Introducción a la termodinámica de Smhit Van Dees Química. De Raymond Chang,etc

Clari…

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