primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC
Transcript of primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC
![Page 1: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/1.jpg)
TermodinámicaTermodinámica
Porqué es importante para un químico?
Qué es la Termodinámica? Qué estudia?
![Page 2: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/2.jpg)
TermodinámicaTermodinámica
Energía química de los alimentos
� Mantener temperatura
� Contraer músculos
� Construir y reparar tejidos
Energía química de los combustibles
La combustión del petróleo, el gas natural y el carbón constituye el 80% de las fuentes de energía mundiales
![Page 3: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/3.jpg)
TermodinámicaTermodinámica
Procesos químicos o fisicoquímicos
Energía
Calor Trabajo
Es el estudio de la relación entre el calor y otras formas de energía involucradas en los proceso químicos o físicoquímicos.
![Page 4: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/4.jpg)
Cuánto calor liberan?
Cuánto trabajo se puede obtener?
Porqué ocurren ?
Van a ocurrir?
Procesos químicos o físicoquímicos y Termodinámica
![Page 5: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/5.jpg)
Capítulo ICapítulo I
TermodinámicaTermodinámica
Química General I: Termoquímica. Primera Ley
1ra Ley Conservación de energía
Energía interna Entalpía
![Page 6: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/6.jpg)
Química General II:
Entropía Energía libre de Gibbs
2da y 3ra Leyes Porqué ocurren? Van a ocurrir?Cuánto ocurren?
Equilibrio químicoAcido-baseSolubilidadOxido-reducción
Procesos espontáneos
![Page 7: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/7.jpg)
CONCEPTOS A REPASAR: Sistemas, Primera ley,Energía interna, Calor,Capacidad calorífica,Trabajo,Funciones de estado, Entalpía, Termoquímica, Ley de Hess,Calorimetría.
![Page 8: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/8.jpg)
Formas de Energía
���� Energía Cinética
���� Energía Potencial
Movimiento: 1/2mv2
Traslación, rotación y vibración de objetos
Traslación de átomos y moléculas
Rotación y vibración de átomos en una molécula
Posición: mgh
Diferencia de altura o de posición de objetos
Enlace de átomos para formar moléculas
Interacción entre átomos o moléculas
Ambas constituyen la Energía Interna de un sistema
![Page 9: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/9.jpg)
Unidades de Energía
���� Calorías (cal) �� ��
���� Joules (J) �� ��
Cantidad de energía necesaria para subir la temperatura de 1 g de agua 1 oC
1 cal = 4,184 J
1 Caloría nutricional = 1 kcal
1 J = 1 Kg m2 / s2
![Page 10: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/10.jpg)
Sistema, alrededores y universo
Sistema Alrededores+Universo
![Page 11: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/11.jpg)
Sistemas
Intercambio de materia y energía
Intercambio de energía
No hay intercambio
Abierto Cerrado Aislado
![Page 12: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/12.jpg)
Trabajo
Pext
Pext
∆∆∆∆V
Trabajo:w = F x d
F = Pext x A
w = Pext x A x d
w = Pext x ∆∆∆∆V
1. De expansión
2. De no expansión
Movimiento contra una fuerza que se opone
Energía interna : U, es la capacidad de realizar tr abajo, w.
![Page 13: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/13.jpg)
Calor
Transferencia de Calor:Diferencia de temperatura
entre el sistema y los alrededores
Calorímetro: q ∆∆∆∆T Capacidad Calorífica
La energia de un sistema, también puede cambiarse me diantela transferencia de calor desde y hacia el entorno.
Relación entre el calor aportado y el aumento de te mperatura producido
![Page 14: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/14.jpg)
Termodinámica
Primera Ley : ∆∆∆∆U = q + w U = Ec + Ep
En muchos procesos U cambia como resultado de amba sTransferencias, de trabajo y de calor.
Si un automóvil realiza trabajo y pierde energía co mo calor que pasa con su energía interna?
Sistema cerrado o sistema aislado??
La energía interna de un sistema aislado es constan te
![Page 15: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/15.jpg)
Calor y Trabajo
q > 0
q < 0
Aumenta
Disminuye
qAlrededores ���� Sistema
Sistema ���� Alrededores
w > 0
w < 0
Aumenta
Disminuye
wAlrededores ���� Sistema
Sistema ���� Alrededores
SignoEfecto en UCambio
∆∆∆∆U++++ Aumenta la energía interna del sistema
−−−− Disminuye la energía interna del sistema
![Page 16: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/16.jpg)
Funciones de estado
h
∆∆∆∆h
25 oC 50 oC 25 oC 50 oC100 oC
∆∆∆∆U ∆∆∆∆U
+ q + q - q
![Page 17: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/17.jpg)
Funciones de estado
w: Función de estado?
Ejemplo: Expansión isotérmica de un gas ideal
Pext
Pext
No se realiza trabajo
w = -Pext x ∆∆∆∆V Pext = 0w = 0
Se realiza trabajo
![Page 18: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/18.jpg)
Funciones de estado
q: Función de estado?Calentar H 2O desde 25 oC a 30 oC
q = m x C x ∆∆∆∆T
q = + 2 kJ q = 0
w = + 2 kJ
Se agrega calor al sistema
Se realiza trabajo sobre sistema
q = 100g x 4,184J/ oCg x 5 oC
![Page 19: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/19.jpg)
Calor a volumen constante
Sistema cerrado de paredes rígidas
Sin cambio de volumenIntercambio de calor
qwExp = P x ∆∆∆∆V = 0
wNo Exp = 0
∆∆∆∆U = q
Determinar el valor de ∆∆∆∆U experimentalmente, monitoreando la transferencia de calor
w = 0
![Page 20: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/20.jpg)
Calor a presión constante
En el laboratorio Presión constante: ~ 1 atmReacciones químicas:
Transferencia de calor a presión constante
Pext
Pext
+ q = 100 J w = -20 J ∆∆∆∆U = 80 J
No se puede usar q para medir U!!!!
Función de estado: Entalpía H = U + P x V
![Page 21: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/21.jpg)
Entalpía
H = U + P x V
P = cteP x (Vf – Vi) �� ��
∆∆∆∆H ∆∆∆∆U P x ∆∆∆∆V = +
∆∆∆∆H = q + w + P x ∆∆∆∆V w = - P x ∆∆∆∆V
∆∆∆∆H = q – P x ∆∆∆∆V + P x ∆∆∆∆V P = PExt
∆∆∆∆H = q
Hf – Hi = Uf – Ui + Pf x Vf + Pi x V iCambio:
![Page 22: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/22.jpg)
Cambio de Entalpía
100 kJ
Entalpía
100 kJ
100 kJ
Entalpía
Entalpía
100 kJ
Entalpía
Hi > Hf
∆∆∆∆H < 0
Proceso Exotérmico
Hi < Hf
∆∆∆∆H > 0
Proceso Endotérmico
![Page 23: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/23.jpg)
Calorimetría
Volumen Constante ∆∆∆∆U = qV ∆∆∆∆U = CV x ∆∆∆∆T
Presión Constante ∆∆∆∆H = qP ∆∆∆∆H = CP x ∆∆∆∆T
Gases Ideales ∆∆∆∆H = ∆∆∆∆U + P x ∆∆∆∆V = ∆∆∆∆U + n x R x ∆∆∆∆TCP = CV + n x R
CP,m = CV,m + R
Sólidos y Líquidos C P,m ~ CV,m
Gases CP,m CV,m =
Calorímetro Calor liberado o absorbido
![Page 24: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/24.jpg)
Entalpía de los cambios físicos
∆∆∆∆Hvap = Hm (vapor) – H m (liquido) �� ��
∆∆∆∆Hfus = Hm (liquido) – H m (sólido) �� ��
∆∆∆∆Hsub = Hm (vapor) – H m (sólido) �� ��
= -∆∆∆∆Hliq
= -∆∆∆∆Hsol
Estado inicial
Estado final
∆∆∆∆H
-∆∆∆∆H
Pro
ceso
dire
cto
Pro
ceso
inve
rso
∆∆∆∆Hsub
Su
blim
ació
n∆∆∆∆Hfus
Fu
sión
Sólido
Vapor
Líquido
Va
po
rizació
n
∆∆∆∆Hvap
= ∆∆∆∆Hfus + ∆∆∆∆Hvap
![Page 25: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/25.jpg)
Entalpía de los cambios químicos
CH4 (g) + 2 O2 (g) ���� CO2 (g) + 2 H2O (g) ∆∆∆∆H = -802 kJ
CH4 (g) + 2 O2 (g) ���� CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆∆∆∆H = -890 kJ
Entalpías de reacción
2 CH4 (g) + 4 O2 (g) ���� 2 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆∆∆∆H = -1780 kJ
∆∆∆∆H Coeficientes estequiométricos
Normalizados por mol: ∆∆∆∆Hr (kJ/mol) �� ��Condiciones (P, T, estado de agregación) �� ��
Estándar: forma pura a 1 bar ( ∆∆∆∆Hor) �� ��
![Page 26: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/26.jpg)
Entalpía de los cambios químicos
Entalpías de formación estándar
∆∆∆∆Hof
Entalpía de formación estándar : ∆∆∆∆H de reacción estándar para la formación de una sustancia a
partir de sus elementos en su forma más estable
1 mol de la forma pura a 1 bar (298 K) �� ��
C (s) + O2 (g) ���� CO2 (g) ∆∆∆∆Hof = -393,5 kJ/mol
grafito
C (s, gr) ���� C (s, diamante) ∆∆∆∆Hof = +1,9 kJ/mol
![Page 27: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/27.jpg)
Entalpía de los cambios químicos
Entalpías de formación estándar
∆∆∆∆Hof para un elemento en su forma más estable es cero
∆∆∆∆Hof para compuestos en solución se refiere al cambio
de entalpía para la formación de una solución 1 M d el compuesto más el cambio de entalpía debido a la
disolución
La mayoría de los valores de ∆∆∆∆Hof son negativos, lo que
indica que la formación de la mayoría de los compuestos es exotérmica
Los valores de ∆∆∆∆Hof pueden emplearse para comparar
las estabilidades térmicas de compuestos relacionad os
![Page 28: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/28.jpg)
Entalpía de los cambios químicos
∆∆∆∆Hor
∆∆∆∆Hof
n
∑∑∑∑
∆∆∆∆Hor = ∑∑∑∑ n∆∆∆∆Ho
f (productos) - ∑∑∑∑ n∆∆∆∆Hof (reactantes)
Entalpía de reacción estándar : ∆∆∆∆H de reacción cuando los reactantes y productos se encuentran
en sus estados estándares
Entalpía de formación estándar : ∆∆∆∆H de reacción estándar para la formación de una sustancia a
partir de sus elementos en su forma más estable
Coeficientes estequiométricos en la ecuación químic a
Sumatoria
Entalpía estándar de reacción
![Page 29: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/29.jpg)
Entalpía de los cambios químicos
Entalpía estándar de reacción∆∆∆∆Ho
r = ∑∑∑∑ n∆∆∆∆Hof (productos) - ∑∑∑∑ n∆∆∆∆Ho
f (reactantes)
∑∑∑∑ n∆∆∆∆Hof (productos) = ∆∆∆∆Ho
f (CO2, g) + 2 x ∆∆∆∆Hof (H2O, l) �� ��
CH4 (g) + 2 O2 (g) ���� CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆∆∆∆Hor = -890 kJ/mol
= -393,51 kJ/mol + 2 x (-282,83 kJ/mol) = -965,17 kJ/mol
∑∑∑∑ n∆∆∆∆Hof (reactantes) = ∆∆∆∆Ho
f (CH4, g) + 2 x ∆∆∆∆Hof (O2, g) �� ��
= -74,81 kJ/mol + (2 x 0) = -74,81 kJ/mol
∆∆∆∆Hor = -965,17 kJ/mol – (- 74,81 kJ/mol) = -890,36 kJ/mol
![Page 30: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/30.jpg)
Entalpía de los cambios químicos
Productos
Elementos
Reactantes
Ent
alpí
a
For
mac
ión
reac
tant
es
For
mac
ión
prod
ucto
s
∑∑∑∑n∆∆∆∆Hof
(reactantes) �� ��∑∑∑∑n∆∆∆∆Ho
f(productos) �� ��
Reacción: ∆∆∆∆Hor
Entalpía estándar de reacción
![Page 31: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/31.jpg)
Entalpía de los cambios químicos
Entalpía de enlace
∆∆∆∆HB (X-Y) = [Hom (X,g) + Ho
m (Y,g)] - Hom (XY,g)
X-Y (g) ���� X (g) + Y (g); ∆∆∆∆HB
C-CC=C
348612
H2
N2
O2
436944496
∆∆∆∆HB (kJ/mol) �� �� Positivas: ruptura de enlace
Entalpía de enlace media
Medida de la fuerza de enlace
![Page 32: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/32.jpg)
Entalpía de disolución
+ LiCl ( s) �� ��NH4NO3 (s) +
NH4NO3 (ac) LiCl ( ac) �� ��H2O (l) T = 25 oC T = 25 oC + ∆∆∆∆T T = 25 oC - ∆∆∆∆T
∆∆∆∆H > 0 Endotérmico
∆∆∆∆H < 0 Exotérmico
![Page 33: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/33.jpg)
Aumenta el desordenTemperatura ( oC) �� ��
Gra
mos
de
solu
to/1
00 g
de
H2O
El signo del ∆∆∆∆H NO indica si un proceso es
espontáneo
Qué tienen en común?
Entalpía de disolución
![Page 34: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/34.jpg)
Procesos espontáneos
Mayor volumen
Mayor probabilidad posicional
Mayor dispersión
![Page 35: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/35.jpg)
Procesos espontáneos
100 oC
25 oC
100 oC
25 oC
100 oC > T > 25 oC
Mayor temperatura
Mayor movimiento térmico
Mayor dispersión
![Page 36: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/36.jpg)
Procesos espontáneos
Entropía, S
Sólido Solución
+ H2O
Si Sf<
Aumenta la entropía
∆∆∆∆S > 0
Dispersión Aumento del desorden
![Page 37: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/37.jpg)
Termodinámica: Segunda ley
El enfriamiento de un metal caliente genera un aumento de entropía a medida que
difunde la energía hacia el entorno.
El bloque de metal y el entorno constituyenel sistema aislado, es decir el Universo.
La progresión del universo es hacia el desorden.
![Page 38: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/38.jpg)
Termodinámica: Segunda ley
La entropía de un sistema aislado aumenta en el curso de cualquier cambio espontáneo
Sistema aislado = sistema + alrededores = universo
∆∆∆∆SUniv = ∆∆∆∆SSis + ∆∆∆∆SAlr > 0
Energía: no se crea ni se destruye
Entropía: se crea durante un proceso espontáneo
∆∆∆∆S: Función de estado
![Page 39: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/39.jpg)
Procesos reversibles e irreversibles
Procesos espontáneos: Irreversibles
w = 0
w = 0
El camino ( en este casoel trabajo) para devolverel sistema a su estado
original es diferente. Porla primera ley el q
también es diferente
Aunque el sistema vuelva a su estado original el entorno será distinto
![Page 40: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/40.jpg)
Procesos reversibles e irreversibles
Proceso reversible: modo especial de modificar un sistema.El cambio se produce de manera tal que se puede devolver al sistema su estado original revirtiendo el cambio. ( ∆∆∆∆Hfus =qrev)Ejemplo: interconversión de hielo a agua a 0ºC.Cambio de presión en un gas cuando P ext=Pint
H2O (s, 0 oC) �� �� H2O (l, 0 oC) �� ��+ calor
- calor
Puede invertirse por un cambio infinitesimal en alguna variable. El entorno y el sistema
vuelven al estado original
![Page 41: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/41.jpg)
Siempre que un sistema esté en equilibrio, productos y reactivos se interconviertenreversiblemente
En todo proceso espontáneo el camino de reactivos a productos es irreversible
Que un proceso sea espontáneo no significa que ocurra a una velocidad observable.
![Page 42: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/42.jpg)
Termodinámica: Segunda ley
La entropía de un sistema aislado aumenta en el curso de cualquier cambio espontáneo
∆∆∆∆SUniv = ∆∆∆∆SSis + ∆∆∆∆SAlr > 0
∆∆∆∆SUniv = ∆∆∆∆SSis + ∆∆∆∆SAlr = 0
El cambio de entropía de un sistema aislado es igual a cero en el curso de un proceso
reversible
![Page 43: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/43.jpg)
Dado que el calor depende del camino, para relacionar el cambio de Entropía con el calorlo hacemos con el q rev .
De esta forma:
∆∆∆∆Ssis =qrev
TJ/K
Qrev es el único q independiente del camino
Cómo se hace para calcular el ∆∆∆∆Ssis.
No es fácil hacerlo calorimétricamentre.
![Page 44: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/44.jpg)
Termodinámica: Tercera ley
La entropía de un cristal perfecto se aproxima a cero a medida que la temperatura absoluta
se aproxima a cero
S ���� 0 a medida que T ���� 0
La entropía se determina a partir del calor que se agrega reversiblemente al sistema para elevar a T
desde 0 K
T ���� 0: no hay movimiento térmicoCristal perfecto: no hay desorden posicional
![Page 45: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/45.jpg)
Entropía y cambios de estado
∆∆∆∆Svap =∆∆∆∆Hvap
Tvap
∆∆∆∆Sfus =∆∆∆∆Hfus
Tfus
P = constante qp = ∆∆∆∆H
T (K) �� ��
∆∆ ∆∆S (J/K.mol)�� ��
0 Tfus Tvap
Sólido
Liquido
Gas
S L+ calor
- calor
L G+ calor
- calor
![Page 46: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/46.jpg)
Entropía estándar
AcetonaBenceno
Argón
MetanolAgua
329,4353,287,3
337,8373,2
88,387,274
105109
∆∆∆∆Svapo (J/K.mol) �� ��Tvap (K) �� ��
∆∆∆∆Svapo ~ 85 J/K.mol
Entropía de vaporización estándar∆∆∆∆Svapo
∆∆∆∆So Transformación de formas puras a 1 bar
Regla de TroutonInteracciones intermoleculares
en fase liquida
![Page 47: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/47.jpg)
Entropía estándar
SólidaLiquida
Gaseosa
Smo Entropía molar de la forma pura a 1 bar
273273293
373373473
43,265,269,6
86,8196,9204,1
Smo
(J/K.mol) �� ��T (K) �� ��H2O
298298298
186,3229,2270,3
CH4
C2H6
C3H8
T (K) �� ��Alcanos Smo
(J/K.mol) �� ��
S de gases mayor que de líquidosS de moléculas complejas es mayorS de elementos en su estado estándar no es cero.
![Page 48: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/48.jpg)
Entropía de reacción estándar
∆∆∆∆Sor = ∑∑∑∑ nSo
m (productos) - ∑∑∑∑ nSom (reactantes)
∑∑∑∑ nSom (productos) = 2 x S o
m (NO2, g) �� ��
2 NO (g) + O2 (g) ���� 2 NO2 (g)
= 2 x 240,0 J/K.mol = 480,0 J/K.mol
∑∑∑∑ nSom (reactantes) = 2 x S o
m (NO, g) + Som (O2, g) �� ��
= 2 x 210,8 J/K.mol + 205,1 J/K.mol = 626,7 J/K.mol
∆∆∆∆Sor = 480,0 J/K.mol – 626,7 J/K.mol = -146,7 J/K.mol
![Page 49: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/49.jpg)
Cambios globales de la entropía
Ej:Expansión reversible isotérmica gas ideal
∆∆∆∆U = 0q = -wExpDesde los alrededores∆∆∆∆SAlr < 0
∆∆∆∆SUniv = 0
Expansión libre isotérmica gas ideal
∆∆∆∆SAlr = 0∆∆∆∆SUniv = ∆∆∆∆SSis > 0
∆∆∆∆SSis > 0
∆∆∆∆SSis > 0 ∆∆∆∆U = 0wExp = 0 = q
qRev > qIrrev
T T∆∆∆∆SSis = ∆∆∆∆S
q
T≥≥≥≥
![Page 50: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/50.jpg)
Cambios globales de la entropía
H2O (s) �� �� H2O (l) �� ��
H2O (l) �� �� H2O (s) �� ��
T = 25 oC
T ≤≤≤≤ 0 oC
∆∆∆∆SUniv = ∆∆∆∆SSis + ∆∆∆∆SAlr > 0
Espontáneo∆∆∆∆SUniv > 0∆∆∆∆SSis > 0
Espontáneo∆∆∆∆SUniv > 0∆∆∆∆SSis < 0!!!!∆∆∆∆SAlr ???
qrev
T= - ∆∆∆∆Salr
PAlr y TAlr = constanteqp = ∆∆∆∆H
∆∆∆∆SAlr =∆∆∆∆HT
-A 0º el proceso es reversible, a T<0º es espontáneo
![Page 51: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/51.jpg)
Procesos espontáneos
> 0∆∆∆∆SUniv = ∆∆∆∆S -∆∆∆∆HT
P y T = constante
Exotérmico Endotérmico
q q q
SUniv SUnivSUniv
SAlr SAlr
SAlr
SSisSSis
SSis
![Page 52: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/52.jpg)
Energía Libre
> 0∆∆∆∆SUniv = ∆∆∆∆S -∆∆∆∆HT
P y T = constante
T x ∆∆∆∆SUniv = T x ∆∆∆∆S - ∆∆∆∆H
Cuando la entropía del universo aumenta, la energía libre disminuye
∆∆∆∆G = ∆∆∆∆H – T x ∆∆∆∆S
∆∆∆∆G: Función de estado
-∆∆∆∆G Energía libre de Gibbs
![Page 53: primera y segunda clases - OpenCourseWare UNC](https://reader031.fdocuments.es/reader031/viewer/2022012103/616a0f0011a7b741a34e59bb/html5/thumbnails/53.jpg)
∆∆∆∆G y procesos espontáneos
∆∆∆∆G = ∆∆∆∆H – T x ∆∆∆∆S
Depende de TT∆∆∆∆S > ∆∆∆∆H ���� ∆∆∆∆G<0NO, ∆∆∆∆G > 0
Aumenta ( ∆∆∆∆S>0) �� ��
Disminuye ( ∆∆∆∆S<0) �� ��
Endotérmico ( ∆∆∆∆H>0) �� ��
Endotérmico ( ∆∆∆∆H>0) �� ��
SI, ∆∆∆∆G < 0Depende de TT∆∆∆∆S < ∆∆∆∆H ���� ∆∆∆∆G<0
Aumenta ( ∆∆∆∆S>0) �� ��Disminuye ( ∆∆∆∆S<0) �� ��
Exotérmico ( ∆∆∆∆H<0) �� ��Exotérmico ( ∆∆∆∆H<0) �� ��
Energía LibreEntropíaEntalpía
∆∆∆∆G < 0: Exergónico
∆∆∆∆G > 0: Endergónico