FACULTAD: ING. QUÍMICA Y AMBIENTAL

ESCUELA: ING. QUÍMICA

Termodinámica I

CATEDRÁTICO:

ING. ROSALIO CUSI PALOMINO

ALUMNA:

VENTURA ROJAS, CYNTHIA.

CICLO:

VI “A”

ICA - PERU

- AÑO 2010 -

DEDICATORIA: Dedicamos este trabajo al docente del área de ingeniería química con el fin de proporcionar temas de vital importancia para el conocimiento y la experiencia de la materia.

A los alumnos porque están en constante aprendizaje para que compartan sus conocimientos porque es una manera efectiva de aprender más y ayudar a que otros aprendan también.

Culminamos esta dedicatoria dejándole como reflexión una frase q es muy sabia:”Nuestra mayor gloria no está en no haber caído nunca, sino en levantarnos cada vez que caemos.”

“Cuando creas q todo se derrumba, q las esperanzas se convierten en sólo palabras, no creas que todo está perdido, la luz aunque se esconda, jamás desaparece, el cielo aunque se torne oscuro, siempre se despeja. Siempre hay un nuevo camino por el cual mirar, y decir: ¡lo intentare de nuevo!”

INTRODUCCION

El presente informe se efectúa para explicar sobre el reconocimiento de las reacciones espontaneas y no espontaneas; que se pueden reconocer mediante la ecuación de la energía libre de gibbs, para ello daremos un pequeña explicación sobre la energía de gibbs:

En termodinámica, la energía libre de Gibbs (o energía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).

La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace que la entropía del universo aumente, ΔSuniverso > 0, así mismo ΔSuniverso esta en función de ΔSsistema y ΔSalrededores. Por lo general sólo importa lo que ocurre en el sistema en estudio y; por otro lado el cálculo de ΔSalrededores puede ser complicado.

Por esta razón fue necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs, que sirva para calcular si una reacción ocurre de forma espontánea tomando en cuenta solo las variables del sistema.

Durante la investigación profunda sobre las diversas operaciones hemos podido observar, comprender, analizar, anotar conclusiones a las cuales llegamos después del análisis de la información, por lo cual dejamos constancia de ello a continuación.

Energía Libre de Gibbs

La Energía libre (designada con la letra G) o energía libre de Gibbs de un sistema, es la parte de la energía total del sistema que esta disponible para realizar trabajo útil y esta dada por la siguiente relación

ΔG = ΔH − TΔS

Esta fórmula es válida cuando en un sistema particular discurre hacia el equilibrio a temperatura y presión constante, ΔG es la variación en energía libre, ΔH es la variación de entalpía o contenido calórico, T es la temperatura absoluta y ΔS es la variación de entropía del sistema. El signo de ΔG es el indicador de la espontaneidad de un proceso para un sistema cerrado. Si hay una disminución neta de energía libre, ΔG es negativo y el proceso es espontáneo.Las reacciones exotérmicas (ΔH < 0) en las que aumenta el desorden (ΔS > 0) son espontáneas (ΔG < 0).

Energía libre de Gibbs y espontaneidad de reacción.

Se pueden dar cuatro casos:

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

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

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

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

Temperatura es suficientemente baja como para conseguir que ΔG < 0 (el aspecto energético favorece la espontaneidad y el entrópico la desfavorece).

4. Endotérmicas con aumento del orden: ΔG > 0, no son espontáneas a

ninguna Temperatura, ocurre el proceso inverso (ambos aspectos desfavorecen la espontaneidad).

Entropía

En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado,

crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación.

Grado en que los átomos, moléculas o iones se distribuyen, en forma desordenada, en una región dada del espacio. Suele expresarse con la letra S.

Entalpía

La entalpía (simbolizada generalmente como "H", también llamada contenido de calor, y calculada en J en el sistema internacional de unidades o también en kcal o, si no, dentro del sistema anglo: "BTU"), es una variable de estado, (lo que quiere decir que, sólo depende de los estados inicial y final) que se define como la suma de la energía interna de un sistema termodinámico y el producto de su volumen y su presión.

REACCIONES

HNO3 + NaCl HCl + NaNO3

Ácido Clorhídrico y Nitrato de Sodio:

A. Ácido Clorhídrico:

Definición

El cloruro de hidrógeno es un compuesto químico de fórmula HCl, formado por un átomo de cloro unido a uno de hidrógeno. A condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) es un gas más denso que el aire. Es un compuesto tóxico, corrosivo, de olor picante y sofocante.

En su forma anhidra, no ataca metales ni aleaciones. Pero en presencia de humedad produce vapores de ácidos que atacan a la mayoría de los metales exceptuando la plata, el oro, el platino y el tantalio.

Historia

El cloruro de hidrógeno es un ácido monoprótico, lo que significa que puede disociarse sólo una vez para ceder un ion H+ (un protón). En soluciones acuosas, este protón se une a una molécula de agua para dar un ion hidronio, H3O+:

HCl + H2O → H3O + + Cl−

El otro ion formado es Cl−, el ion cloruro. El ácido clorhídrico puede entonces ser usado para preparar sales llamadas cloruros, como el cloruro de sodio. El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, ya que se disocia casi completamente en agua.

Los ácidos monopróticos tienen una constante de disociación ácida, Ka, que indica el nivel de disociación en agua. Para ácidos fuertes como el HCl, el valor de Ka es alto. Al agregar cloruros, como el NaCl, a una solución acuosa de HCl, el valor de pH prácticamente no cambia, lo que indica que el ion Cl− es una base conjugada notablemente débil, y que HCl está casi.

Obtención

Industrialmente, se obtiene por síntesis de sus elementos en disolución de ácido clorhídrico o por reacción del ácido sulfúrico con el cloruro de sodio.

Siguiendo dicha reacción:

2 NaCl + H2SO4 -> 2 HCl + Na2SO4

Riesgos

INGESTIÓN

Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis. Se recomienda beber agua o leche y NO inducir el vómito.

INHALACION

Puede producir irritación, edema y corroción del tracto respiratorio, bronquitis crónica. Se recomienda llevar a la persona a un lugar con aire fresco, mantenerla caliente y quieta. Si para la respiración practicar reanimación cardiopulmonar.

PIEL

Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Remover de la zona afectada toda la vestimenta y calzados y hacer correr agua por al menos 20 minutos.

OJOS

Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos expuestos con abundante agua por al menos 15 minutos.

Precauciones

Es altamente riesgoso al contacto con la piel, los ojos y otras mucosas, y no se debe inhalar ni ingerirse disuelto en agua. Por lo tanto, a la hora de emplear este gas reactivo, es necesario usar guantes, lentes y mascarillas. En caso de ingestión, asistir a su médico lo más pronto posible.

Almacenamiento

Debe mantenerse fuera de contacto de agentes oxidantes, en especial ácido nítrico y cloratos. El envase contenedor deberá ser de vidrio o plástico.

B. Nitrato de Sodio:

Definición

El nitrato de sodio, nitrato sódico, sal de Chile, salitre o nitrato de Chile cuya fórmula química es NaNO3, es un agente preventivo de la enfermedad conocida como botulismo. También es conocido como salitre.

Obtención

El nitrato de sodio se obtiene por neutralización de bases de carbono (e.g. hidróxido sódico = NaOH o carbonato sódico = Na2CO3) con ácido nítrico HNO3. Es un subproducto en la síntesis del ácido nítrico donde se forma al absorber el dióxido de nitrógeno en una disolución de carbonato sódico:

Na2CO3 + 2 NO2 -> NaNO3 + NaNO2 + CO2

Además existen yacimientos importantes naturales de esta sal en Chile de donde recibe también la denominación de "Sal de Chile" o "Nitrato de Chile".

Propiedades

Se trata de una sustancia incolora, ligeramente higroscópica y altamente oxidante. Mezclado con sustancias orgánicas puede provocar explosiones. El nitrato es sólo ligeramente tóxico (LD50 = 1267 mg/kg rata) pero puede ser transformado en nitrito con actividades fisiológicas mayores y más dañinas.

Aplicaciones

Debido a su contenido en nitrógeno se utiliza como fertilizante.

Fundido en mezcla con carbonato sódico en la obtención del cromo de sus minerales por oxidación de este metal a cromato. (CrO4

2-)

Como conservante en la industria alimenticia (E251) y en la mezcla de sales empleada para tratar la carne en su conservación.

Como aditivo para el cemento.

Es uno de los ingredientes mayoritarios de ciertos tipos de pólvora negra.

Debido a que al quemarse genera oxígeno, ha sido empleado en varias ocasiones a lo largo de la historia para conseguir un fuego que ardiese bajo el agua, como es el caso del fuego griego.

CaO + H2O Ca (OH)2

Hidróxido de Calcio:

A. Hidróxido de Calcio :

Definición

El hidróxido de calcio, también conocido como cal muerta y/o cal apagada, es un hidróxido cáustico con la fórmula Ca(OH)2. Es un cristal incoloro o polvo

blanco, obtenido al reaccionar óxido de calcio con agua. Puede también precipitarse mezclando una solución de cloruro de calcio con una de hidróxido de sodio.

Si se calienta a 512ºC,1 el hidróxido de calcio se descompone en óxido de calcio y agua. La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona violentamente con ácidos y ataca varios metales. Se enturbia en presencia de dióxido de carbono por la precipitación de carbonato de calcio.

Usos

Por su carácter de base poderosa, tiene, usos variados, como:

Floculante, para el tratamiento de aguas residuales y mejoramiento de tierras ácidas.

Ingrediente para hacer mortero y yeso.

Reactivo químico.

En el proceso para la neutralización de ácido sobrante En la remineralización de agua desalada. En la industria petrolera para la manufactura de aditivos para el

petróleo crudo. En la industria química para la manufactura de estereato de

calcio. En la industria alimenticia para el procesamiento de agua para

bebidas alcohólicas y carbonatadas. Para librar una salmuera de carbonatos de calcio y magnesio en

la manufactura de sal para comida y farmacopea Componente para la nixtamalización del maíz para producir

tortillas.

Como rellenante:

En la industria petroquímica para la manufactura de aceite sólido.

Para la manufactura de discos de freno.

Para la manufactura de ebonita.

Para la preparación de mezclas secas para pintura y decoración.

Para mezclas de pesticidas.

Como material de tratamiento de los conductos radiculares ó protección pulpar directa o indirecta en Endodoncia.

Como pintura para muchas canchas de deportes como el fútbol y el tenis.

Propiedades físicas Estado de agregación SólidoApariencia Polvo blancoDensidad 2211 kg/m3; 2,211 g/cm3

Masa molar 74,093 g/molPunto de fusión K (-273,15 °C)Punto de ebullición K (-273,15 °C)Punto de descomposición 653 K ( °C)Estructura cristalina Hexagonal

Propiedades químicasAlcalinidad (pKb) -2.37Solubilidad en agua 0.185g/100 cm³KPS 7.9 x 10−6

CO2 + BaO Ba CO3

Carbonato de Bario:

C. Carbonato de Bario :

Definición

Carbonato del bario (BaCO3), también conocido como witherite, es a producto químico compuesto usado adentro veneno de la rata, ladrillos y cemento.

Witherite se cristaliza en el sistema orthorhombic. cristales se hermanan invariable junto en los grupos de tres, dando lugar a las formas pseudo-hexagonales que se asemejan algo a cristales bipyramidal de cuarzo, las caras son generalmente ásperas y estriadas horizontalmente.

El mineral se nombra después El marchitar de Guillermo, de que en 1784 lo reconoció para ser químicamente distinto barytes. Ocurre en venas de plomo mineral en Hexham en Northumberland, Alston en Cumbria, Anglezarke, cerca Chorley en Lancashire y algunos otros lugares. Witherite se altera fácilmente al bario sulfato por la acción de con agua calcio el sulfato en la solución y los cristales por lo tanto encrusted con frecuencia con barytes. Es la principal fuente del bario sales y se mina en cantidades considerables en Northumberland. Se utiliza para la preparación del veneno de la rata, en la fabricación de cristal y porcelana, y antes para la refinación azúcar. También se utiliza para controlar cromato a sulfato cociente adentro cromo electrochapado baños.

Obtención

En la naturaleza se encuentra como mineral: witherita, en el comercio es preparado por precipitación y se obtiene con un 98 a 99% de pureza.

Usos

Aditivos para materiales de construccion Industria quimica Productos farmaceuticos Industria del vidrio Auxiliares de soldadura Industria electrica

Propiedades Físicas y Químicas

Aspecto : Polvo, granulados

Color : Blanco

Olor : Inodoro