TERMOQUMICA

Contenidos 1.- Conceptos termodinmicos: Sistemas, calor y trabajo, etc.2.- Primer principio de la Termodinmica. 2.1.- Energa interna. 2.2.- Primer principio. Entalpa.3.- Calor de reaccin.3.1.- Entalpa de formacin.3.2.- Otros calores de reaccin.3.3.- Ley de Hess.3.4.- Calor de reaccin y entalpas de formacin. 3.5.- Calor de reaccin y energas de enlace.4.- Segundo principio de la Termodinmica.4.1.- Otras Funciones de estado: Entropa. Energa interna libre. Entalpa libre.4.2.- Espontaneidad de las reacciones.4.3 - Segundo principio.5.- Tercer principio de la Termodinmica.

1.- Conceptos termodinmicos.Termodinmica: Es la ciencia que estudia los cambios de energa que tienen lugar en los procesos fsicos y qumicos.

Termoqumica: Es la parte de la Qumica que se encarga del estudio del intercambio energtico de un sistema qumico con el exterior.

Toda reaccin qumica va acompaada siempre de la absorcin o del desprendimiento de energa luminosa, elctrica, mecnica etc., siendo la ms frecuente la calorfica.

Hay sistemas qumicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energa. Son las reacciones exotrmicas.

Otros sistemas qumicos evolucionan de reactivos a productos precisando energa. Son las reacciones endotrmicas.

Se llama:

a) Sistema: parte del universo que es objeto de estudio.

b) Entorno: alrededores, medio ambiente. Resto del universo.

Sistema y entornoSISTEMAENTORNOENERGA

Aislados: que no pueden intercambiar ni materia ni energa. Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar energa, aunque no materia, con los alrededores. Abiertos: aquellos que pueden intercambiar materia y energa. Tipos de sistemas

Los sistemas tambin se pueden clasificar en:Homogneos: Si constan de una sola fase, es decir, se presenta uniforme. Por ejemplo, cuando todas las sustancias estn en estado gaseoso o en disolucin.Heterogneos: Si constan de varias fases, con superficies de separacin entre ellas.

En termodinmica, la descripcin del estado de un sistema se realiza mediante los valores de determinadas propiedades macroscpicas denominadas variables termodinmicas, tales como p, V, T, m, ...Toda funcin que pueda expresarse con ayuda de las variables de estado se denomina funcin de estado del sistema.No todas estas variables son independientes, basta conocer los valores de un pequeo nmero de ellas para averiguar el valor de otras. Estas variables independientes se denominan variables de estado.

Se llama estado a la situacin especfica en la que se encuentra un sistema.

Variables de estadoMagnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reaccin qumica) .Ejemplos:Presin.Temperatura.Volumen.Concentracin.

Funciones de estadoVariables de estado que tienen un valor nico para cada estado del sistema.Su variacin solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado.S son:energa, energa interna, entalpa, etc.NO son: calor, trabajo.

Funciones de estadoAl asignar valores a unas cuantas, los valores de todas las dems quedan automticamente fijados. Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones slo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cmo se produjo el cambio. DX = Xfinal XinicialEcuaciones de estado: Relacionan funciones de estado(ej: PV = nRT)

Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempose produce un proceso termodinmico. Estos pueden ser

Isotermo (T = cte)

Isbaro (P = cte)

Iscoro (V = cte)

Adiabtico(Q = 0)

Cclico (estado final = estado inicial)

Sistema en equilibrio: Si las variables que definen el estado del sistema no varan con el tiempo.

Proceso irreversible: (casi todos los reales lo son). Si para volver de nuevo al estado inicial hay que provocar alguna variacin.

Proceso reversible: Se puede pasar de nuevo al estado inicial, sin provocar ninguna

CALOR Y TRABAJO: El intercambio de energa entre un sistema y los alrededores puede tener lugar en forma de calor (Q) y de trabajo (W). La energa es funcin de estado, pero el calor y el trabajo no, ya que los cuerpos no tienen ni calor ni trabajo, stos tan slo son energa en trnsito

CALOR

Calor especfico: Ce, es la cantidad de calor que hay que suministrar a 1 g de sustancia para que aumente su temperatura 1 C. = m

s = cte = m magnitudes que suelen expresarse en las unidades:a) m = masa (g), T = diferencia de temperatura (C), Ce = Calor especfico (cal/g .C)b) m = masa (kg), T = diferencia de temperatura (K), Ce = Calor especfico (J/kg.K)

EJERCICIO:Calcular el calor necesario para elevar la temperatura de 200g de agua desde 15C hasta 85C.Datos:Ce(agua)= 4.180 J/kg.KD(agua)= 1000 kg/m3

TRABAJORealizar trabajo supone la transmisin de energa debido a la accin de una fuerza que lleva consigo un desplazamiento. En Qumica interesa el trabajo realizado por un gas sometido a una presin exterior, presin atmosfrica, supuesta constante.

TRABAJOPincha aquEl trabajo realizado por el sistema (gas) al realizar el desplazamiento x , y pasar de ocupar un volumen V1 a ocupar un volumen V2 es, en funcin de la fuerza ha de vencer:W = Fext . x . Cos 180 = Fext . x .( -1) = - Fext . x

ya que el desplazamiento del mbolo, x, tiene sentido opuesto a la fuerza F y teniendo en cuenta que F = P . S , resulta :

W = - Pext . S . x donde S .x es la variacin de volumen, V , por tanto:

W = - P . VXS

Equivalencia entre atm.l y julios:Utilizando el concepto de 1 atm: presin que ejerce una columna de Hg de 76 cm de altura p = d g h *1 atm = 13600 kgxm-3 x 9,8 mxs-2x 0,76 m = 101300 kgxm-1xs-2=101300 N/m2*1 l = 10-3 m3.Luego:1 atm.l = 1atm.1 l = 101.300 N/m2 .10-3 m3 =101,3 N.m = 101,3 J

Un gas est encerrado en un recipiente de paredes adiabticas (no transfiere calor al exterior). Calcula el trabajo que realiza contra el exterior cuando su volumen aumenta 85 cm3 a la presin de 4 atm. Dato: 1 atm = 101.300 Pa.

2.-Primer principio de la Termodinmica

2.1.-ENERGA INTERNA (U): es la energa total del sistema(Ec+Ep+) es funcin de estado extensiva es imposible medir, pero si su variacin U

2.2-PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINMICA. ENTALPIA

En un sistema cerrado, la energa intercambiada en forma de calor y trabajo entre el sistema y los alrededores es igual a la variacin de la energa interna del sistema. U = Q + W

La energa interna, U, es una funcin de estado, es decir, su valor slo depende de los estados inicial y final del sistema y no del camino seguido para pasar de uno a otro. Por el contrario, el calor y el trabajo no son funcin de estado, su valor numrico depende tanto de las condiciones iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para pasar de un estado a otro.

ALGN EJERCICIOPARA HACER?PARA EL PRXIMO DA HACIS EL 1 y EL 2

Calor a volumen constante (Qv)Es el intercambio de energa en un recipiente cerrado que no cambia de volumen. Si V= constante, es decir, V = 0 W = 0 Como U = Q + W

Qv = U

Calor a presin constante (Qp)La mayora de los procesos qumicos ocurren a presin constante, normalmente la atmosfrica.Como U = Q + W U = Qp p VU2 U1 = Qp p (V2 V1)U2 + p V2 = Qp + U1 + p V1 (*)

El trmino U+PV se representa por H, que es una funcin de estado que llama entalpa

H1= U1 + p V1 H2= U2 + p V2

Luego la expresin (*) quedar como Qp + H 1 = H 2

Qp = H2 H1 = H

El calor absorbido o desprendido por el sistema a presin constante es igual a la variacin de la entalpa del sistema H

3. Calor de reaccin.

Dada una reaccin cualquiera

a A + b B c C + d D se llama calor de reaccin: Al calor (la energa calorfica) absorbido o desprendido en una reaccin, para que la temperatura del sistema permanezca constante durante el proceso.

Como la reaccin puede tener lugar a presin constante o a volumen constante, hay que distinguir entre QP y QV que pueden ser iguales o diferentes.

Relacin Qv con Qp (gases).Aplicando la ecuacin de los gases: p V = n R Ty si p y T son constantes p V = n R T H = U + p V ; Qp = QV + p. VQP = QV + n R T H = U+ n R Tn se calcula restando los coeficientes estquiomtricos de los productos menos los de los reactivos pero solo de las sustancias en estado gaseoso.

Ejemplo: Determinar la variacin de energa interna para el proceso de combustin de 1 mol de propano a 25C y 1 atm, si la variacin de entalpa, en estas condiciones, vale 2219,8 kJ.

C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) H = 2219,8 kJ

n reactivos = 1+5 = 6 ; n productos = 3 n = 3

De la ecuacin

U = H n R T = 2219 kJ + 3 mol (8,3 J/mol.K) 298 K = 2214 kJ U = 2212 kJ

H = U+ n R T

Relacin Qv con Qp (slidos y lquidos)En reacciones de slidos y lquidos apenas se produce variacin de volumen y ...Qv Qpes decir:U H

Ejercicio A: En termoqumica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0,082 atmlmol-1K-1. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades.

Ecuaciones termoqumicasExpresan tanto los reactivos como los productos indicando entre parntesis su estado fsico, y a continuacin la variacin energtica expresada como H (habitualmente como H0).Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = 890 kJ H2(g) + O2(g) H2O(g); H0 = 2414 kJ

ALGN EJERCICIOPARA HACER?PARA EL PRXIMO DA HACIS DEL 3 AL 7

Consideraciones importantes:1.-Diagramas entlpicos

2.-El calor de reaccin viene referido al estado fsico y al nmero de moles de los componentes indicados en la correspondiente ecuacin estequiomtrica, por tanto, si una ecuacin se multiplica por n su calor de reaccin se multiplica por ny s la reaccin se invierte, el calor de reaccin cambia de signo.

Ejemplos: HCl (g) H (g) + Cl (g) ; H = 431 kJ o 431 kJ/mol 2 HCl (g) 2 H (g) + 2Cl (g) ; H = 2. 431 = 862 kJH (g) + Cl (g) HCl (g) ; H = - 431 kJLas ecuaciones anteriores tambin se pueden expresar de la siguiente forma:HCl (g) + 431 kJ H (g) + Cl (g)HCl (g) H (g) + Cl (g) - 431 kJH (g) + Cl (g) HCl (g) + 431 kJ H tambin se puede expresar en cal o kcal. ( 1 cal = 4,18 Julios )

3.-El calor de reaccin depende de las condiciones de presin y temperatura a las que tiene lugar el proceso:

Se llaman condiciones estndar de reaccin: 25C y 1 atm.

Se llama estado normal o estndar de un elemento o compuesto, a la forma fsica ms estable del mismo en las condiciones estndar.Ejemplos: Estado estndar del carbono: C (grafito)

Estado estndar del agua: H2O (lquida)

Estado estndar del hidrgeno: H2 (gas)

4.-Al igual que la energa interna U, es imposible calcular el valor absoluto de H; tan slo se puede calcular variaciones de la entalpa (H ), aunque arbitrariamente se toma como entalpa cero (origen de entalpas) a la entalpa de cualquier elemento en su estado estndar y en las condiciones estndar.

Ejemplos:

Entalpa (H) del H2 (g) a 25C y 1 atm. = 0

Entalpa (H) del C (grafito) a 25C y 1 atm. = 0

Entalpa (H) del C (diamante) a 25C y 1 atm 0 por no ser la forma ms estable

Entalpa (H) del Cl2 (l) a 25C y 1 atm. 0

Entalpa (H) del H2O (l) a 25C y 1 atm. 0 por ser un compuesto.

Entalpa estndar de la reaccinEs el incremento entlpico(calor de reaccin a presin constante) de una reaccin en la cual, tanto reactivos como productos estn en condiciones estndar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 C; conc. = 1 M).Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cmo se ajuste la reaccin.As, H0 de la reaccin 2 H2 + O2 2 H2O es el doble del de H2 + O2 H2O.

3.1-Entalpa estndar de formacin (calor de formacin).Es el incremento entlpico (H) que se produce en la reaccin de formacin de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado fsico normal (en condiciones estndar).Se expresa como Hf0. Se trata de un calor molar, es decir, el cociente entre H0 y el nmero de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol.Ejemplos: C(s) + O2(g) CO2(g) Hf 0 = 39313 kJ/mol H2(g) + O2(g) H2O(l) Hf0 = 2858 kJ/mol

3.2.- Otros calores de reaccin:Calor de combustin.Calor de neutralizacin.Calor de disolucin.

3.3.-Ley de Hess.H en una reaccin qumica es constante con independencia de que la reaccin se produzca en una o ms etapas.el calor de reaccin (variacin de entalpa), es independiente del camino seguido, es decir, es el mismo si la reaccin se realiza directamente o a travs de etapas intermedias:

Ley de HessGH Hess (1802-1850)A B

CH3H1H2H3 = H1 + H2

Ejercicio A: Dadas las reacciones (1) H2(g) + O2(g) H2O(g) H10 = 2418 kJ (2) H2(g) + O2(g) H2O(l) H20 = 2858 kJcalcular la entalpa de vaporizacin del agua en condiciones estndar.

La reaccin de vaporizacin es...(3) H2O(l) H2O(g) H03 = ?(3) puede expresarse como (1) (2), luegoH03 = H01 H02 = 2418 kJ (2858 kJ) = 44 kJ H0vaporizacin = 44 kJ /mol

Esquema de la ley de HessH10 = 2418 kJH20 = 2858 kJH30 = 44 kJHH2(g) + O2(g)H2O(g)H2O(l)

3.4.- Calor de reaccin y entalpas de formacin.Basndonos en la ley de Hess podemos calcular la de una reaccin cualquiera, a partir de las entalpas de formacin de las sustancias que intervienen en la reaccin. H = Hf (productos) Hf (reactivos)ElementosReactivosProductosHH f ( reactivos)H f( productos)En efecto, en una reaccin cualquiera los elementos que forman los reactivos son los mismos que forman los productos, pero estn combinados de distinta forma.

Ejercicio B: Conocidas las entalpas estndar de formacin del butano (C4H10), agua lquida y CO2, cuyos valores son respectivamente 1247, 2858 y 3935 kJ/mol, calcular la entalpa estndar de combustin del butano.La reaccin de combustin del butano es:C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb= ? H0 = npHf0(product.) nrHf0(reactivos) = 4 mol( 3935 kJ/mol) + 5 mol( 2858 kJ/mol) 1 mol( 1247 kJ/mol) = 28783 kJLuego la entalpa estndar de combustin ser: H0combustin = 28783 kJ/mol

ALGN EJERCICIOPARA HACER?PARA EL PRXIMO DA HACIS DEL 8 AL 17

Ejercicio C: Conocidas las entalpas estndar de formacin del butano (C4H10), agua lquida y CO2, cuyos valores son respectivamente 1247, 2858 y 3935 kJ/mol, calcular la entalpa estndar de combustin del butano.

Si utilizamos la ley de Hess, la reaccin:(4) C4H10(g) +13/2O2(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) H0comb=?Puede obtenerse a partir de:(1) H2(g) + O2(g) H2O(l) H10 = 2858 kJ (2) C(s) + O2(g) CO2(g) H20 = 3935 kJ (3) 4 C(s) + 5 H2(g) C4H10(g) H30 = 1247 kJ (4) = 4 (2) + 5 (1) (3)4 C(s) + 4 O2(g) +5 H2(g) + 5/2 O2(g) + C4H10(g) 4 CO2(g) + 5H2O(l) + 4 C(s) + 5 H2(g)

H04 = 4 mol(3935 kJ/mol) + 5 mol(2858 kJ/mol) 1 mol( 1247 kJ/mol) = 28783 kJ

Ejercicio D: Determinar Hf0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reaccin de las siguientes reacciones qumicas:(1) H2(g) + O2(g) H2O(l) H10 = 2858 kJ (2) C(s) + O2(g) CO2(g) H20 = 39313 kJ (3) C2H4(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 2 H2O(l) H30 = 1422 kJBuscamos el H de la reaccin siguiente: (4)(4)2 C(s) + 2 H2(g) C2H4(g)(4) = 2(2) + 2(1) (3)luego H40 = 2H20 + 2H10 H30 = = 2 (39313 kJ) + 2 ( 2858 kJ) ( 1422 kJ) = = 6414 kJes decir Hf0 (eteno) = 6414 kJ/mol Se trata, pues, de una reaccin endotrmica.

Ejercicio E: Las entalpas de combustin de la glucosa (C6H12O6) y del etanol (C2H5OH) son 2815 kJ/mol y 1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energa intercambiada en la fermentacin de un mol de glucosa, reaccin en la que se produce etanol y CO2. Es exotrmica la reaccin?

Las reacciones de combustin son, respectivamente: (1) C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O ; H1 = 2815 kJ (2) C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O ; H2 = 1372 kJ La reaccin de fermentacin de la glucosa es: (3)C6H12O6 2 C2H5OH +2 CO2 H3 = ?(3) puede expresarse como (1) 2 (2), luego H3 = H1 2H2 = 2815 kJ 2 ( 1372 kJ) = 71 kJy la reaccin es exotrmica.

3.5.-Calor de reaccin y energa de enlace.Es la energa necesaria para romper un mol de enlaces de una sustancia en estado gaseosoEn el caso de molculas diatmicas es igual que la energa de disociacin:AB(g) A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= EeEjemplo: H2(g) 2 H(g)H = 436 kJEs positiva (es necesario aportar energa al sistema)Es difcil de medir.Se suele calcular aplicando la ley de Hess.

Ejemplo: Calcular la energa del enlace HCl en el cloruro de hidrgeno conociendo Hf0(HCl) cuyo valor es 92,3 kJ/mol y las entalpas de disociacin del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente.La reaccin de disociacin del HCl ser:(4) HCl(g) H(g) + Cl(g) H04= ?(1) H2(g) + Cl2(g) HCl(g) H01 = 92,3 kJ(2) H2(g) 2H(g)H02 = 436,0 kJ(3) Cl2(g) 2Cl(g) H03 = 243,4 kJ(4) = (1) + (2) + (3)H04 = ( 92,3 kJ ) + (436,0 kJ) + (243,4 kJ) = = 432,0 kJEe(HCl) = 432,0 kJ/mol

Clculo de H0 a partir de las Energa de enlaceAplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la siguiente frmula:

H0 = ni Ee(enl. rotos) nj Ee(enl. formados)

en donde ni representa el nmero de enlaces rotos y nj los formados de cada tipo.

Ejemplo: Sabiendo que las energa de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; CC : 347; CH : 413 y HH : 436, calcular el valor de H0 de la reaccin de hidrogenacin del eteno.Reaccin: CH2=CH2(g) + H2(g) CH3CH3(g)En el proceso se rompe un enlace C=C y otro HH y se forman 2 enlaces CH nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tena slo 4) y un enlace CC. H0 = Ee(enl. rotos) Ee(enl. formados) = H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(HH) 1Ee(CC) 2 Ee(CH) H0 = 1 mol 611 kJ/mol + 1mol 436 kJ/mol (1 mol 347 kJ/mol + 2 mol 413 kJ/mol) = 126 kJ

Ejercicio E: Calcula el calor de combustin del propano a partir de los datos de energa de enlace de la tabla.C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2OEnlaces rotos: 8 CH, 2 CC y 5 O=OEnlaces formados:6 C=O y 8 OHH0 = Ee(e. rotos) Ee(e. form.)H0 = 8 Ee(CH) + 2 Ee(CC) + 5 Ee(O=O) [6 Ee(C=O) + 8 Ee(OH)] H0 = 8413 kJ + 2347 kJ +5499 kJ (6745 kJ + 8460 kJ) = 1657 kJH0comb(C3H8) = 1657 kJ/mol

EnlaceEe (kJ/mol)HH436CC347C=C620CC812O=O499ClC243CH413CO315C=O745OH460ClH432

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4.- Segundo principio de la termodinmica.Entropa (S)Es una funcin de estado extensiva que mide el desorden del sistema. A mayor desorden mayor entropa.Significado energtico de S: El contenido energtico de un sistema viene dado por H o por U, segn que el sistema o los alrededores realicen o no trabajo con variacin de volumen; pues bien, toda esta energa no se puede comunicar al exterior, sino que hay una parte de energa degenerada, no aprovechable, que no se puede liberar del sistema, la cual est relacionada con S.

Ejemplos de cambios de entropa: - En los cambios de estado hay que tener presente que los gases tienen mayor entropa que los lquidos y stos que los slidos, por lo que en la evaporacin (lquido gas), S > 0- En una variacin de temperatura sin cambio de estado: si T2 > T1 S (T2 ) > S (T1 ) En las disoluciones de slidos en lquidos: S (disolucin) > S (soluto) + S (disolvente)- En una mezcla de gases: S (mezcla) > S (gases puros)- En una reaccin entre gases: la S aumenta con el nmero de moles.

Existen tablas de S0 (entropa molar estndar) de diferentes sustancias.

En una reaccin qumica: S0 = np S0productos nr S0reactivos

Ejemplo: Calcula S0 para las siguientes reacciones qumicas: a) N2(g) + O2(g) 2 NO(g); b) 3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g). Datos: S0 (Jmol1K1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3S0 = np S0productos nr S0reactivosa) S0 = 2 mol 210,7 J mol1 K1 (191,5 JK1 + 205 JK1 ) = 24,9 JK1b) S0 = 2192,3 JK1 (3 mol 130,6 J mol1K1 + 191,5 JK1 )

= 198,7 JK1

Energa libre o funcin de de Gibbs (G).

Es una funcin de estado extensiva, que mide la energa que un sistema puede comunicar al exterior en los procesos que hay variacin de volumen, permaneciendo la presin y la temperatura constantes.

G = H T.SGE degeneradaContenido energtico del sistemaHT.S

En principio cabra esperar que una reaccin exotrmica fuese espontnea, es decir, que se realice por si misma, ya que pasa a un estado de menor energa, sin embargo, hay reacciones endotrmicas como la expansin de un gas, fusin del hielo, etc., que son espontneas. Tambin cabra esperar que las reacciones que transcurren con un aumento de entropa fuesen espontneas, ya que los fenmenos en los que las cosas se desordenan son ms probables que aquellos que entraan una ordenacin.

La espontaneidad no solo depende de H , sino que se ha visto que tambin depende de S y en algunos casos de la T.

La espontaneidad de una reaccin viene determinada realmente por el valor de G.

En una reaccin en la que se pasa de un estado inicial (1) de los reactivos a uno final (2) de los productos, siendo la temperatura constante, tendremos que

G1 = H1 T.S1 G2 = H2 T.S2 G = G2 G1 = H2 T.S2 (H1 T.S1) = (H2 H1) T.(S2 S1)

G = H - T S

Energa libre y Espontaneidad de las reacciones qumicasReactivosEnerga libre (G)ProductosG > 0Energa libre (G)ReactivosProductosG < 0 Reac. espontneaT, p = ctes.T, p = ctes.Reac. no espontnea

Espontaneidad en las reacciones qumicas.No siempre las reacciones exotrmicas son espontneas.Hay reacciones endotrmicas espontneas:Evaporacin de lquidos.Disolucin de sales...Ejemplos de reacciones endotrmicas espontneas:NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl (aq) H0 = 147 kJH2O(l) H2O(g) H0 = 440 kJ

Espontaneidad de las reacciones qumicas (cont).Una reaccin es espontnea cuando G (H T x S) es negativo.Segn sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es positiva) se cumplir que: H < 0 y S > 0 G < 0 Espontnea H > 0 y S < 0 G > 0 No espontnea H < 0 y S < 0 G < 0 a T bajas G > 0 a T altas H > 0 y S > 0 G < 0 a T altas G > 0 a T bajas

Espontaneidad de las reacciones qumicas (cont).H > 0 S > 0 Espontnea a temperaturas altasH < 0 S > 0 Espontnea a todas las temperaturasH < 0 S < 0 Espontnea a temperaturas bajasH > 0 S < 0 No Espontnea a cualquier temperaturasHSMUY IMPORTANTE

Notas*La ley de Hess tiene aplicacin a todas las funciones de estado : H, U, S y G.*Al igual que el incremento entlpico el incremento de energa libre de una reaccin puede obtenerse a partir de Gf0 de reactivos y productos:G = Gf (productos) Gf (reactivos)

*Gf de un compuesto es indicativo de la estabilidad del mismo respecto a sus elementos.Si Gf < 0 el compuesto es ms estable que sus elementos.Si Gf > 0 el compuesto es menos estable que sus elementos.*Gf de los elementos en su estado estndar es cero.

Ejemplo: Ser o no espontnea la siguiente reaccin 2H2O2(l) 2H2O (l) + O2(g) en condiciones estndar? Datos: H0f (kJ/mol) H2O(l) = 285,8; H2O2(l) = 187,8 ; S0 (Jmol 1 K1) H2O(l) = 69,9; H2O2(l) = 109,6; O2(g) =205,0.

H0 = npHf0(productos) nrHf0(reactivos) == 2 Hf0(H2O) + Hf0(O2) 2 Hf0(H2O2) =2 mol(285,8 kJ/mol) 2 mol(187,8 kJ/mol) = 196,0 kJ S0 = np S0productos nr S0reactivos = 2 S0(H2O) + S0(O2) 2 S0(H2O2) =2 mol(69,9 J/molK) + 1 mol(205, J/molK) 2mol(109,6 J/molK) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / KG0 = H0 T S0 = 196,0 kJ 298 K 0,126 kJ/ K G0 = 233,5 kJ luego ser espontnea

Ejercicios 1 a 5 (pgina 60)Ejercicios 1 a 5 (pgina 60)