TERMODINÁMICA. Química de 2º de Bachillerato. Dpto. de Física y Química 1

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1 TERMODINÁMICA Química de 2º de Bachillerato Dpto. de Física y Química 1

2 La termodinámica es el área de la Química (y de la Física) que estudia las relaciones y el intercambio entre las diferentes formas de energía en un sistema macroscópico Algunas aplicaciones de la termodinámica: Ingeniería Química Biología Dpto. de Física y Química 2

3 INDICE 1. Sistemas, estados y funciones de estado. 2. Primer principio de la Termodinámica. 3. Energía interna. Calor a volumen y a presión constante. Relación entre ambos. 4. Termoquímica. Entalpías. 5. Cálculo de entalpías de reacción. Ley de Hess. 6. Segundo principio de la Termodinámica. 7. Tercer principio de la termodinámica. Dpto. de Física y Química 3

4 1. Sistema termodinámico Sistema: parte del Universo objeto de estudio a estudio. Entorno: es el resto del Universo. Los sistemas pueden ser: Abiertos (intercambia materia y energía). Cerrados (no intercambia materia y sí energía). Aislados (no intercambia ni materia ni energía). Fase: parte homogénea del sistema. Los sistemas también pueden ser: Homogéneos: en una sola fase. Heterogéneos: si se están en varias fases. Dpto. de Física y Química 4

5 Definición de Termoquímica. Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas. Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas. Dpto. de Física y Química 5

6 Estado de un sistema. Variables y funciones de estado El estado de un sistema se conoce a partir de su composición y propiedades. Variables termodinámicas o de estado Magnitudes que describen el estado de un sistema y pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química). Pueden ser intensivas o extensivas. (M, V, T, ρ) Ejemplos: Presión, Temperatura, Volumen, Concentración. Dpto. de Física y Química 6

7 Funciones de estado Tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. SÍ son: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. NO son: calor, trabajo Dpto. de Física y Química 7

8 Transformación termodinámica. Equilibrio Un sistema está en equilibrio cuando está en equilibrio químico, térmico y mecánico. Equilibrio químico: su composición no varía con el tiempo. Equilibrio térmico: su temperatura no varía con el tiempo. Equilibrio mecánico: Todas las fuerzas están equilibradas y no hay desplazamientos macroscópicos. Trasformación: es el cambio o variación en el estado del sistema, pasando de un estado inicial a otro final. Las transformaciones pueden ser reversibles o irreversibles. Reversible: a través de una serie de estados de equilibrio. El proceso será lento, con cambios infinitesimales. Todas las transformaciones espontáneas del universo son irreversibles. Las transformaciones pueden ser también: Adiabáticas: Sin transferencia de calor con el entorno, Q=. Isotermas: Procesos a temperatura constante, T=cte. Isóbaras: Procesos a presión constante, P=cte. Isócoras: Procesos a volumen constante, V=cte. Dpto. de Física y Química 8

9 Trabajo mecánico de expansión y compresión de un gas En las reacciones químicas puede haber una variación de volumen al variar el número de moles gaseosos y de este modo se produce un trabajo. dw p F S Fdx Proceso isóbaro, a presión constante: 2 2 dw p S dx dw p dv 2 W p dv W p ( V V ) Proceso isotermo a temperatura constante: nrt V p W p dv dv W nrt Ln nrt Ln V V p Dpto. de Física y Química 9

10 2. Primer Principio Temperatura es una propiedad intensiva de la materia relacionada con la energía cinética media de sus moléculas. Principio cero de la termodinámica: Cuando dos sistemas A y B están en equilibrio térmico con un tercero C, A y B también están en equilibrio térmico entre sí. Primer principio de la termodinámica: En un sistema aislado la energía total se conserva. La energía suele ser de dos tipos: Calor, Q: Energía trasferida debido a una diferencia de temperatura. Trabajo, W: Energía transferida debido a una variación de volumen. La variación de energía de un sistema es igual a la suma de intercambios de calor y trabajo con el entorno. Dpto. de Física y Química 1

11 3. Energía interna (U) Es la energía total de los componentes de un sistema. Energías de enlace, energías cinéticas de traslación y rotación, de vibración etc. - Es imposible medirla, solo variaciones de energía interna. se pueden medir - Es una función de estado. U Q W ó también du dq dw CALOR Q > TRABAJO W < CALOR Q < TRABAJO W > Dpto. de Física y Química 11

12 El primer principio según las transformaciones En un proceso isotermo, la temperatura es constante y no hay variación de energía interna U En un proceso isóbaro, a presión constante U QP p V En un proceso isócoro, no hay variación de volumen y no se realiza trabajo. U Q V En un proceso adiabático, no hay intercambio de calor. U p V Dpto. de Física y Química 12

13 Calor a volumen constante (Qv) Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia de volumen. Si el V cte no se realiza ningún trabajo W p V y U Q V Dpto. de Física y Química 13

14 Calor a presión constante (Qp) La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante, normalmente la atmosférica. Si p es cte W p V U Q W Q p V p U U Q p V V 2 1 p 2 1 U 2 pv2 U1 pv1 Q H p H 2 1 p Al término U+pV se le denomina entalpía y es función de estado. El calor intercambiado por un sistema a presión constante es igual a la variación de entalpía. H Q p Dpto. de Física y Química 14

15 Entalpia (H) Entalpia (H) Si el proceso es exotérmico, el calor es desprendido, es negativo y la variación de entalpía es negativa. Reac. exotérmica Reactivos H < Productos Si el proceso es endotérmico, el calor es absorbido, es positivo y la variación de entalpía es positiva. Reac. endotérmica Productos Reactivos H > Dpto. de Física y Química 15

16 Relación Qv con Qp (gases). U Q V H Q p El calor absorbido o desprendido por las sustancias depende de la variación de temperatura, ΔT, de la cantidad de sustancia, n, y de la capacidad calorífica, C Q C n T para reacciones con gases como H U p V Qp QV nrt a V=cte a p=cte Q C n T V p p V V Q C n T Cp y Cv no son constantes, dependen de la T, aunque en una primera aproximación las podemos considerar constantes. p nrt 3 5 C gases monoatómicos V R C 2 gases diatómicos V R 2 gases nobles 5 O2, N2, CO 7 Cp R Cp R 2 2 Para gases ideales se cumple siempre: C C R p V Dpto. de Física y Química 16

17 Relación Qv con Qp (sólidos y líquidos) En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y... Q Q U H V p En la reacción a volumen constante: N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) cuando de la mezcla inicial ha reaccionado 1 mol de N 2(g) a 25 ºC, el calor desprendido es 41 kj Qué calor genera la reacción de 1 mol a la presión constante de 1 atm y a la misma temperatura? Sol.: 45,95 kj Dpto. de Física y Química 17

18 En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R =,82 atm L mol -1 K -1. Determina el valor de R en el S.I. con sus unidades. 5 P g h 1 atm 136 9,8, 76m 1, 13 1 Pa 3 2 R,82 atm L mol K kg m 5 1, atm Pa m s 1 1 m 3 3 L 8,31 J mol K -1-1 Dpto. de Física y Química 18

19 Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale 2219,8 kj. C H 5 O 3 CO 4 H O H 2219,8 kj 3 8 ( g ) 2 ( g ) 2 ( g) 2 ( l) n ; n 3 n reactivos productos La relación entre la variación de entalpía y la variación de energía interna es: H U n R T U H n R T 3 H J ( 3) mol 8, K U 2211,6 kj J mol K Dpto. de Física y Química 19

20 4. Termoquímica Ecuaciones termoquímicas Es una ecuación química que Indica el estado físico de reactivos y productos las condiciones en las que se realiza y la energía que se absorbe o se desprende en el proceso, H (habitualmente como H ). CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (l) ; H = 89 kj H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (g) ; H = kj Condiciones estándar T=298 K(25ºC) y p=1 atm Dpto. de Física y Química 2

21 Entalpía estándar de formación Es el calor a presión constante, en condiciones estándar, de reacción de formación de un mol de compuesto a partir de sus elementos en su estado natural. C O 2 CO ; H ( g ) 11,5 kj mol C O CO ; H 393,5 kj mol 1 ( s) 2( g ) ( g ) f ( CO ) 1 ( s) 2( g ) 2( g ) f ( CO ) 2( g ) La entalpía estándar de formación de los elementos en su estado natural es cero. Dpto. de Física y Química 21

22 Tabla de entalpías estándar de formación de algunos compuestos en kj mol -1 Dpto. de Física y Química 22

23 Entalpía de estándar de reacción Es el calor a presión constante de reacción en condiciones estándar. Es la diferencia entre la entalpía de formación estándar de los productos por sus coeficientes y la entalpía de formación estándar de los reactivos por sus coeficientes. aa bb cc dd H H n H n H r i f i f productos reactivos H c H d H a H b H r f ( C ) f ( D) f ( A) f ( B) r Cada reacción tiene sus propios coeficientes. Dpto. de Física y Química 23

24 Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 1 ), agua líquida y CO 2, cuyos valores son respectivamente 124,7; 285,8 y 393,5 kj/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. La reacción de combustión del butano es : 13 C H + O 4 CO + 5 H O ; H 2 H = n H n H o 4 1( g) 2( g ) 2( g) 2 ( l) combustión H Luego o combustión i f i f productos reactivos o combustión o Hcombustión = 4 ( 393,5) 5 ( 285,8) 1 ( 124,7) la entalpía estándar de combustión será: = 2878,3 kj / mol Dpto. de Física y Química 24

25 Entalpía de enlace Es la energía necesaria para romper un enlace (un mol de enlaces). Cuando se rompe un enlace hay que aportar energía, entalpía positiva, Y cuando se forman los enlaces se libera energía, entalpía negativa. La entalpía de reacción: Hr Henlaces rotos Henlaces formados Dpto. de Física y Química 25

26 Calcula la energía de hidrogenación del 1,3-butadieno a butano, conociendo las siguientes energías de enlace ΔH C=C = 619,9 kj/mol; ΔH C-C = 348,15 kj/mol; ΔH C-H = 415,32 kj/mol; ΔH H-H = 436,4 kj/mol. La reacción de hidrogenación es : CH CH CH CH +2 H CH CH CH CH ; H o 2 2( g ) 2( g ) ( g ) reacción H H H reacción enlaces rotos enlaces formados Se rompen 2 enlace C C y 2 enlaces H H Se forman 2 enlaces C C y 4 enlaces C H H 2 H 2 H 2 H 2 H H reacción C C H H C C C H o combustión = 2 (619,9) 2 (436, 4) 2 (348,15) 4 (415,32) Luego el calor de reacción de hidrogenación será: H o reacción = 244, 48 kj / mol Dpto. de Física y Química 26

27 Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kj/mol): C=C : 611; C C : 347; C H : 413 y H H : 436, calcular el valor de H de la reacción de hidrogenación del eteno. La reacción de hidrogenación del eteno es: C H + H C H ; H H H H reacción reacción enlaces rotos enlaces formados Enlaces rotos: 1 C C y 1 H H Enlaces formados: 1 C C y 2 C H H H 1 H 1 reacción C C o reacción H 1 H 2 H H H C C C H = 1 (611) 1 (436) 1 (347) 2 (413) Luego el calor de reacción de hidrogenación será: H o reacción = 126 kj / mol Dpto. de Física y Química 27

28 Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla. La reacción de combustión del propano es : C H +5 O 3 CO + 4 H O H H H reacción enlaces rotos enlaces formados Enlaces rotos: 8 C H, 2 C C y 5 O O Enlaces formados: 6 C O y 8 O H H H 8 H 2 reacción C H o combustión H 5 H 6 H 8 H C C O O C O O H = 8 (413) 2 (347) 5 (499) 6 (745) 8 (46) Luego el calor de reacción de hidrogenación será: H o reacción = 1657 kj / mol Enlace E e (kj/mol) H H 436 C C 347 C=C 62 C C 812 O=O 499 Cl C 243 C H 413 C O 315 C=O 745 O H 46 Cl H 432 Dpto. de Física y Química 28

29 5. Cálculo de entalpías de reacción La entalpía es una función de estado, solo depende del estado inicial y final. Ley de Hess Si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor involucrado es siempre el mismo independientemente si el proceso se realiza en una o varias etapas; siempre y cuando las condiciones de P y T sean las mismas. Dpto. de Física y Química 29

30 La reacción de síntesis del acetileno, C 2 H 2(g) es: 2 C H C H ; H ( grafito) 2( g) 2 2( g) r Determina la entalpía de esta reacción a partir de los siguientes ecuaciones termoquímicas: a C O CO H kj ) ( grafito) + 2( g) 2( g) ; a 393,5 b H O H O H kj ) 2( g) 1/ 2 2( g) 2 ( l) ; b 285,8 c C H O CO H O H kj ) 2 2 2( g) 5 2( g) 4 2( g) 2 2 ( l) ; c 2598,8 Se trata de obtener la primera ecuación a partir de las otras tres: a) 2 C + O CO ( grafito) 2( g ) 2( g ) b) 1 H 1/ 2 O H O 2( g ) 2( g ) 2 ( l) c) ( 1/ 2) 2 C H 5 O 4 CO 2 H O 2 2 2( g ) 2( g ) 2( g ) 2 ( l) C ( grafito) + 2O2( g ) 2( g) 1/ 2 2( g) H O 2 2( g ) CO HO 2 ( l) 2CO2( g ) HO 2 ( l) C2H 2( g) 5/ 2O2( g) 2 C( grafito) + H 2( g ) C2H2( g ); Hr 2 Ha Hb (1/ 2) Hc 2( 393,5) ( 285,8) (1/ 2) ( 2598,8) H r 226,6 kj Dpto. de Física y Química 3

31 Dadas las reacciones (1) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (g) Hº 1 = 241,8 kj (2) H 2(g) + ½ O 2(g) H 2 O (l) Hº 2 = 285,8 kj calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es... (3) H O H O ; H 2 ( l) 2 ( g) 3 (3) puede expresarse como (1) - (2), luego H = H H = 241,8 ( 285,8) 44 kj H vaporización 44 kj / mol Dpto. de Física y Química 31

32 Esquema de la ley de Hess H H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 1 = kj H 2 = kj H 2 O(g) H 2 O(l) H 3 = 44 kj Dpto. de Física y Química 32

33 Determinar H f del eteno (C 2 H 4 ) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) H 1 = 285,8 kj (2) C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) H 2 = 393,13 kj (3) C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 2 H 2 O(l) H 3 = 1422 kj La reacción de formación del eteno C H a partir de sus constituyentes en estado normal es: 2 4(g) (4) 2 C +2 H C H ; H ( s) 2( g ) 2 4( g ) 4 (4) se puede expresar como 2 (2) 2 (1) (3) luego H 2 H 2 H H H ( 393,13) 2 ( 285,8) ( 1422) 64,14 es decir H 64,14 kj / mol f ( eteno) Se trata, pues, de una reacción endotérmica. kj Dpto. de Física y Química 33

34 Las entalpías de combustión de la glucosa (C 6 H 12 O 6 ) y del etanol (C 2 H 5 OH) son 2815 kj/mol y 1372 kj/mol, respectivamente. Con estos datos determina la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción en la que se produce etanol y CO 2. Es exotérmica la reacción? Las reacciones de combustión son, respectivamente: (1) C H O +6 O 6 CO + 6 H O; H 2815 kj (2) C H OH 3 O 2 CO +3 H O; H 1372 kj La reacción de fermentación de la glucosa es: (3) C H O 2 C H OH 2 C O ; H (3) puede expresarse como (1) 2 (2), luego H H 2 H 2815 kj 2 ( 1372 kj) H 71 kj y la reacción es exotérmica. Dpto. de Física y Química 34

35 Calcular la energía del enlace H Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo H f (HCl) cuyo valor es 92,3 kj/mol y las entalpías de disociación del H 2 y del Cl 2 que son 436, kj/mol y 243,4 kj/mol, respectivamente. La reacción de disociación del 2 será: (4) HCl( g) H ( g) Cl( g) H y de disociación del son: HCl Las entalpías de formación del HCl, de disociación de H Cl (1) 1/ 2 H +1/2 Cl HCl H 92,3 kj 4 4 2( g ) 2( g) ( g ) 1 (2) H 2H H 436, kj 2( g) ( g) 2 (3) Cl 2 Cl H 243,4 kj 2( g) ( g) 3 Entonces (4) (1) 1/ 2 (2) 1/ 2 (3) H H 1/ 2 H 1/ 2 H H H = ( 92,3 kj ) +1/2 (436,)+1/2 (243,4) 432, kj / mol Dpto. de Física y Química 35

36 Importancia de las reacciones exotérmicas Para la obtención de energía para calefacción y usos industriales. - Utilización de combustibles fósiles. Para obtener energía para el funcionamiento del cuerpo humano. - Alimentación. El ser humano consume aproximadamente 11 kj/kg día Dpto. de Física y Química 36

37 6. Segundo Principio Procesos espontáneos y no espontáneos El primer principio establece que no puede haber pérdida o ganancia de energía en un proceso, pero no afirma nada si será o no posible un proceso o hacia donde se dirige. - Fluir el calor de un foco frío a otro caliente. Proceso espontáneo es aquel que tiene lugar en un sistema sin intervención externa. - Expansión de un gas. - Difusión de calor de un foco caliente a otro frío. Los procesos espontáneos son termodinámicamente irreversibles. Dpto. de Física y Química 37

38 Enunciado del segundo principio No es posible transformar todo el calor en trabajo. No es posible construir una máquina térmica que absorba cíclicamente el calor de un foco calorífico y lo convierta íntegramente en trabajo. Una máquina térmica absorbe calor, Q 2, de un foco caliente a temperatura, T 2, y cede calor, Q 1, a un foco frío de temperatura, T 1. Esta diferencia se convierte en trabajo W=Q 2 -Q 1. Dpto. de Física y Química 38

39 El rendimiento de una máquina térmica reversible es: W Q Q T T Q Q T Para predecir si un proceso es irreversible se van a utilizar tres funciones de estado: Entropía, S, Energía libre de Gibbs, G y energía libre de Helmholtz, A. Entropía (S) Se puede definir como la medida del desorden de un sistema. Aunque en realidad está relacionada con la probabilidad del estado de un sistema que será más probable el más desordenado. Dpto. de Física y Química 39

40 A partir del rendimiento de una máquina térmica se deduce para un ciclo: Q2 Q1 T T T2 dqrev dqrev ds S S SFinal SInicial T T T Que nos permite definir una nueva función de estado. La entropía como: El segundo principio de la termodinámica se puede enunciar en términos de entropía: El desorden total del universo o la variación de entropía del universo nunca disminuye. Proceso reversible: S universo Proceso irreversible: S universo Proceso imposible: S universo Dpto. de Física y Química 4

41 2 dq Proceso reversible: S S S S S S universo sistema entorno universo sistema entorno rev sistema entorno sistema T T dqrev Proceso irreversible: Ssistema S T S S S En un ciclo reversible: T T T entorno 1 1 T T dq Ssistema Sentorno Suniverso En un ciclo irreversible: Ssistema Sentorno Suniverso T irrev Dpto. de Física y Química 41

42 En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre. Suniverso Ssistema Sentorno A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena. Existen tablas de Sº (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. Dpto. de Física y Química 42

43 Variación de Entropía en una reacción química Es la diferencia entre la entropía de los productos y la de los reactivos multiplicada por sus coeficientes estequiométricos. S n S n S productos i i i i reactivos La entropía de una sustancia cristalina perfecta es cero en el cero absoluto de temperatura ( K). Dpto. de Física y Química 43

44 En procesos reversibles y a temperatura constante se puede calcular S de un sistema como: S Q T Si el proceso químico se produce a presión constante: S H T Dpto. de Física y Química 44

45 Calcula S para las siguientes reacciones químicas: a) N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO(g); b) 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g). Datos: S (J mol 1 K 1 ): H 2 (g) = 13,6; O 2 (g) =25; N 2 (g) = 191,5; NO(g) = 21,7; NH 3 (g) =192,3 S n S n S productos i i i i reactivos a) N O 2 NO ; 2( g ) 2( g ) ( g ) Sº 2 21, , Sº 24,9 J K b) 3 H + N 2 NH ; 2( g ) 2( g ) 3( g ) 1 Sº 2 192,3 (3 13, 6 191,5 ) Sº 198, 7 J K 1 Dpto. de Física y Química 45

46 Criterios de espontaneidad La posibilidad de que un proceso tenga lugar viene determinada por los dos principios de la termodinámica. El primer principio indica que los sistemas evolucionan hacia estados de menor energía, menor entalpía. El segundo principio indica que los sistemas evolucionan hacia estados máxima entropía. Existen dos funciones que conjugan estos dos principios. - Si p y T ctes se utiliza la energía libre de Gibbs, G. - Si V y T ctes se utiliza la energía libre de Helmholtz, A. Dpto. de Física y Química 46

47 Función de trabajo o energía libre de Helmholtz Es una función extensiva y de estado representada por la letra A, que se utiliza en los procesos a T y V cte y se define: A U TS y su variación es: A U T S Coincide con el W máximo o reversible que puede realizar un sistema. Entalpía libre o energía libre de Gibbs Es una función extensiva y de estado representada por la letra G, que se utiliza en los procesos a T y p cte y se define: G H TS y su variación es: G H T S Dpto. de Física y Química 47

48 Variación de entalpía libre de Gibbs De forma análoga y dado que se trata de una función de estado: G G G n G n G r 2 1 i i i i productos reactivos Las energías libres de todos los elementos en su estado estándar son cero a cualquier temperatura. - El estado estándar para elementos líquidos y sólidos son sus formas puras a 1 atm. - Para los elementos gaseosos, el estado estándar es el gas ideal a 1 atm. Dpto. de Física y Química 48

49 Dpto. de Física y Química 49

50 Energía libre (G) Energía libre (G) Energía libre y Espontaneidad de las reacciones químicas Reación no espontánea Reación espontánea Productos Reactivos G < Reactivos G > Productos T, p = ctes. T, p = ctes. Dpto. de Física y Química 5

51 Espontaneidad en las reacciones químicas. No siempre las reacciones exotérmicas son espontáneas. Hay reacciones endotérmicas espontáneas: Evaporación de líquidos. Disolución de sales... Ejemplos de reacciones endotérmicas espontáneas: NH 4 Cl(s) NH 4+ (aq) + Cl (aq) H = 14 7 kj H 2 O(l) H 2 O(g) H = 44 kj Dpto. de Física y Química 51

52 Espontaneidad de las reacciones químicas (cont). G H T S Una reacción es espontánea cuando G ( H T S) es negativo. Según sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es positiva) se cumplirá que: H < y S > G < Espontánea H > y S < G > No espontánea H < y S < G < a T bajas G > a T altas H > y S > G < a T altas G > a T bajas Dpto. de Física y Química 52

53 Espontaneidad de las reacciones químicas (cont). H < S > Espontánea a todas las temperaturas S H > S > Espontánea a temperaturas altas H < S < H > S < H Espontánea a temperaturas bajas No Espontánea a cualquier temperaturas Dpto. de Física y Química 53

54 Será o no espontánea la siguiente reacción: 2H 2 O 2 (l) 2H 2 O (l) + O 2 (g) en condiciones estándar? Datos: H f (kj/mol) H 2 O(l) = 285,8; H 2 O 2 (l) = 187,8 ; S (J mol 1 K 1) H 2 O(l) = 69,9; H 2 O 2 (l) = 19,6; O 2 (g) =25,. H n H n H r i f i f productos reactivos H 2 H H 2 H 2 ( 285,8) 2 ( 187,8) H r f ( H O) f ( O ) f ( H O ) r 196, kj S n S n S r i i productos reactivos S 2 S S 2 S 2 (69,9) 1 r ( H O) ( O ) ( H O ) S 126, J / K r G H T S 196, 298,126 G 233,5 kj r r r r luego será espontánea (25,) 2 (19,6) Dpto. de Física y Química 54

55 7. Tercer principio Es imposible alcanzar el absoluto de temperatura. La entropía de cualquier sustancia a K es igual a (máximo orden). Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura. CUIDADO! Las S de los elementos en condiciones estándar no son cero sino que es positiva. Dpto. de Física y Química 55