Primera Ley de la Termodinámica
La primera ley es la conservación de la energía aplicado a un sistema de
muchísimas partículas. A cada estado del sistema le corresponde una energía
interna U. Cuando el sistema pasa del estado A al estado B, su energía interna
cambia en
ΔU = UB - UA
No es posible conocer la energía de un sistema,
sólo conocemos su cambio en un proceso
Definición matemática de la primera ley de la
termodinámica. La variación en la energía interna de un
sistema es igual a la diferencia entre el calor tomado por
el sistema y el trabajo realizado sobre el sistema.
W<0
W>0
ΔU = Q + W
SISTEMA
Q>0
Q<0
ΔU = Q + W
U ≡ f (T,P,V)
ΔU = función de estado extensiva
Q y W no son funciones de estado. Ya que conociendo los estados
inicial y final no se puede conocer Q o W
 Tanto Q como W dependen del camino seguido para ir del estado 1
al estado 2
Ejemplo:
Si tomamos 1 mol de H2O a 25 ºC y 1 atm, y elevamos la temperatura hasta
30 ºC, siendo la presión final 1 atm. ¿Cuánto vale Q?
No se puede calcular Q, ya que el proceso no está especificado.
Se podría aumentar la T, Q = mCpΔT = 18g x 1cal/(g ºC) x 5ºC = 90 cal
Pero ¿cómo se eleva la temperatura?
Calor y el trabajo se “distinguen” por su efecto sobre las
moléculas del entorno
Q
W
• Ambas son formas de variar la energía del sistema
• El calor es energía “desordenada” y el trabajo energía “ordenada”
• NO son funciones de estado
W<0
W>0
ΔU= Q + W
SISTEMA
Q>0
Q<0
Proceso cíclico
ΔU = 0  W = Q
Proceso no es cíclico
ΔU ≠ 0
Proceso a volumen constante
ΔU = Q
Proceso aislado
ΔU = W
Si el sistema realiza trabajo
U disminuye
Si se realiza trabajo sobre el sistema
U aumenta.
Si el sistema absorbe calor al ponerlo en contacto térmico
con un foco a temperatura superior,
U aumenta
 Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con
un foco a una temperatura inferior,
U disminuye.







• En un sistema adiabático, la energía interna sólo puede
cambiar por transferencia de trabajo con el entorno.
ΔU = Q + W
•En un sistema diatérmico, la energía interna puede cambiar
por transferencia de calor y trabajo con el entorno.
ΔU = Q + W
Transformaciones
La energía interna U del sistema depende únicamente del estado del
sistema, en un gas ideal depende solamente de su temperatura.
Mientras que la transferencia de calor o el trabajo mecánico dependen
del tipo de transformación o camino seguido para ir del estado inicial
al final.
Proceso Isócorico
- No hay variación de volumen del gas
- W=0
- Q=ncV(TB-TA)
- Donde cV es el calor específico a volumen
constante
- ΔU = Q + W = Q - PΔV
Proceso Isóbarico
- No hay variación en la presión del gas
- W=p(vB-vA)
- Q=ncP(TB-TA)
- Donde cP es el calor específico a
presión constante
-ΔU = Q + W = Q - PΔV
Proceso Isotérmico
p
- No hay variación en la temperatura del gas
- ΔU = ΔQ - ΔW
- Si ΔU = 0 (proceso isotérmico)
Entonces 0 = ΔQ - ΔW
Por lo tanto, ΔQ = ΔW
V
Para un gas ideal, la energía interna es independiente del
volumen, sólo depende de la temperatura.
En consecuencia para cualquier proceso isotermo en un gas ideal
U = 0
Procesos Específicos y la Primera Ley
Proceso
Definición
Consecuencia de
la 1ra Ley
Adiabático
Q=0
U = W
Isocórico
W=0
U = Q
Cíclico
U = 0
Q=W
En un proceso se hacen 200 J de trabajo sobre un sistema durante el cuál se
extraen 70 cal de calor. Calcule (a) W, (b) Q y (c) U con sus signos.
Respuesta:
(a) W es el trabajo hecho por el sistema. Es el negativo del trabajo que se hace
sobre el sistema. Así que W = - 200J.
(b) Q es el calor que entra al sistema.
Así que Q = - 70 cal = - 70 * 4.19 J = - 293.3J
(c) U = Q + W = -293.3 + 200 = -293.3 + 200 = - 93.3J
ENTALPÍA (H)
La entalpía es el calor absorbido o liberado en un proceso a
presión constante
• Función de estado H ≡ f (T,P,V,U)
H ≡ U + PV
• Propiedad extensiva
• Unidades de energía (J)
• H ≡ H [J/mol]
n
PROCESO A PRESIÓN CONSTANTE
ΔU = Q + W
V
= Q − ∫ V Pext dV
= QP - P ∫ dV
= QP – P (V2-V1)
1
ΔU=U2-U1
2
A presión
constante
QP = ΔU + P (V2-V1)
QP = (U2 + PV2) - (U1+ PV1) = ΔH
ΔH2
ΔH1
Productos
Reactivos
H > 0
Reac. exotérmica
Reactivos
Exotérmico:
calor liberado
por el sistema
Entalpia (H)
Entalpia (H)
Reac. endotérmica
Endotérmico:
calor absorbido
por el sistema
H < 0
Productos
Proceso exotérmico es cualquier proceso que cede calor, es decir,
transfiere energía térmica hacia los alrededores.
2H2 (g) + O2 (g)
H2O (g)
2H2O (l) + energía
H2O (l) + energía
Proceso endotérmico, en el cual los alrededores deben
suministrar calor al sistema.
energía + 2HgO (s)
2Hg (l) + O2 (g)
Relación Qv con Qp (gases)
 H=  U + P·V
Aplicando la ecuación de los gases:
P·V=n·R·T
y si P y T son constantes la ecuación se cumplirá para los
estados inicial y final:
P·V=n·R·T
H=U+n·R·T
Ejemplo: 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.
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
 H = –2219,8 kJ
Mol reactivos = 1+5 = 6
Mol productos = 3
 n = 3-6=-3
H=U+n·R·T
Despejando en  U =  H –  n · R · T =
– 2219*103 J + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214*10+3J
 U = – 2212 kJ
Relación Qv con Qp
(sólidos y líquidos)
En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce
variación de volumen y ...
Qv  Qp
es decir:
U  H
Entalpía Normal de la Reacción
Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto
reactivos como productos están en condiciones estándar
(P = 1 atm; T = Cte)
Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de
cómo se ajuste la reacción.
Así, H0 de la reacción “2 H2 + O2  2 H2O” es el doble del
de “H2 + ½ O2  H2O”.
H0 = H0productos – H0reactivos
Ecuaciones Termoquímicas
Expresan tanto los reactivos como los productos indicando
entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación
energética expresada como H (habitualmente como H0).
Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
Hº = –890 kJ
H2(g) + ½ O2(g)
Hº = –244,4 kJ
H2O(g)
Ecuaciones Termoquímicas
H depende del número de moles que se
forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo
coeficientes dobles, habrá que multiplicar Hº por 2:
¡CUIDADO!:
2
H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
Hº = 2· (–241,4 kJ)
Con
frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para
ajustar las ecuaciones:
H2(g)
+ ½ O2(g)
H2O(g)
Hº = –241,4 kJ
Ecuaciones Termoquímicas
•
Los estados físicos de todos los reactivos y productos se deben
especificar en las ecuaciones termoquímicas.
H2O (s)
H2O (l)
Δ H = 6.01 kJ
H2O (l)
H2O (g)
Δ H = 44.0 kJ
¿Cuánto calor se libera cuando 266 g de fósforo blanco (P4) se
queman en el aire?
P4 (s) + 5O2 (g)
Respuesta
ΔH = - 6470 kJ
P4O10 (s)
ΔH = -3013 kJ
¿Cuánto calor se emite cuándo una barra de hierro de 869 g se
enfría de 94°C a 5°C? Ce de Fe = 0.444 J/g • 0C
Δt = tfinal – tinicial = 50C – 940C = -890C
q = mCeΔt = 869 g x 0.444 J/g • 0C x –890C
= -34339,4 J
Entalpía estándar de formación (calor de formación).
Es
el incremento entálpico (H) que se produce en la
reacción de formación de un mol de un determinado
compuesto a partir de los elementos en estado físico
normal (en condiciones estándar).
Se expresa como Hºf. Se trata de un “calor molar”, es
decir, el cociente entre Hº y el número de moles
formados de producto.
Por tanto, se mide en kJ/mol.
Ejemplos:
C(s) + O2(g)
CO2(g)
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
Hfº = – 393,13 kJ/mol
Hfº = – 285,8 kJ/mol
Cálculo de Hº (calor de reacción)
Aplicando
la ley de Hess podemos concluir que :
Hº =  npHºf (productos)–  nrHºf(reactivos)
que Hºf de todos los elementos en estado
original es 0.
Recuerda
Ejemplo:
Conocidas
las
entalpías
estándar
de
formación
del butano (C4H10), agua líquida y CO2, 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:
C4H10(g)
Hº
+13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l)
Hºcomb= ?
=  npHºf(product.) –  nrHºf(reactivos) =
4mol(–
393,5 kJ/mol) + 5mol(– 285,8 kJ/mol) – 1mol(– 124,7
kJ/mol) = – 2878,3 kJ/mol
Luego
la entalpía estándar de combustión será:
Hºcombustión = – 2878,3 kJ/mol
Ley de Hess
- Cuando los reactivos se convierten en productos, el
cambio en entalpía es el mismo independientemente si
la reacción tiene lugar en un paso o en una serie de
pasos .
- - Recuerda que H es función de estado.
- Por tanto, si una ecuación química se puede expresar
como
combinación
igualmente
calcular
lineal
H
de
de
la
otras,
podremos
reacción
global
combinando las H de cada una de las reacciones.
Ejemplo: Dadas las reacciones
(1) H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
Hº1 = – 241,8 kJ
(2) H2(g) + ½ O2(g)
H2O(l)
Hº2 = – 285,8 kJ
Calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones
estándar.
H2O(g)
Hº1 = – 241,8 kJ
H2(g) + ½ O2(g)
Hº2 = + 285,8 kJ
(1) H2(g) + ½ O2(g)
(2) H2O(l)
H2O(l)
H2O(g)
Hºvap = + 44 kJ
Esquema de la ley de Hess
H2(g) + ½ O2(g)
H
H2O(g) Hº = – 241,8 kJ
1
Hº2 = – 285,8 kJ
H2O(l)
Hº3 = 44 kJ
Ejercicio: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano
(C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124,7, –
285,8 y –393,5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del
butano.
Si utilizamos la ley de Hess, la reacción:
(4) C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l)
H0comb=?
Puede obtenerse a partir de:
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
Hº1 = – 285,8 kJ
(2) C(s) + O2(g)  CO2(g)
Hº2 = – 393,5 kJ
(3) 4C(s) + 5H2(g)  C4H10(g)
Hº3 = – 124,7 kJ
ΔHºcomb = – 2878,3 kJ
Ejercicio: Determinar Hºf del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción
de las siguientes reacciones químicas:
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l)
(2) C(s) + O2(g)  CO2(g)
(3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l)
ΔHºf = 64,14 kJ
Hº1 = – 285,8 kJ
Hº2 = – 393,13 kJ
Hº3 = – 1422 kJ
Ejercicio: Las entalpías de combustión de la glucosa (C6H12O6) y del
etanol (C2H5OH) 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 CO2. ¿Es
exotérmica la reacción?
Las
reacciones de combustión son, respectivamente:
(1) C6H12O6 + 6O2
(2)
C2H5OH + 3O2
6CO2 + 6H2O
2CO2 + 3H2O
H3= – 71 kJ
y
la reacción es exotérmica.
H1 = – 2815 kJ/mol
H2 = – 1372 kJ/mol
Calcule la entalpía estándar de formación de CS2 (l) teniendo
que:
C(grafito) + O2 (g)
CO2 (g)
ΔH0= -393.5 kJ
S(rómbico) + O2 (g)
CS2(l) + 3O2 (g)
ΔH0 = 86.3 kJ
SO2 (g)
Δ H0= -296.1 kJ
CO2 (g) + 2SO2 (g) Δ H0 = -1072 kJ
Energía de Enlace
“Es
la energía necesaria para romper un enlace de un
mol de sustancia en estado gaseoso”
En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía
de disociación:
A—B(g)
A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= Ee
Ejemplo:
H2(g)
2H(g)
H = 436 kJ
Es positiva (es necesario aportar energía al sistema)
Es difícil de medir.
Se suele calcular aplicando la ley de Hess.
Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno
conociendo Hºf (HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de
disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol,
respectivamente.





La reacción de disociación del HCl será:
HCl(g)
H(g) + Cl(g)
½H2(g) + ½Cl2(g)  HCl(g)
H2(g)
2H(g)
Cl2(g)
2Cl(g)
Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol
Hº4= ???????
Hº1 = –92,3 kJ
Hº2 = 436,0 kJ
Hº3 = 243,4 kJ
Cálculo de Hº a partir de las Energía de Enlace
(disociación)
- Aplicando la ley de Hess en cualquier caso se obtiene la
siguiente fórmula:
Hº =  ni · Ee(enl. rotos) –  nj · Ee(enl. formados)
en donde ni representa el número de enlaces rotos y formados
de cada tipo.
Ejemplo: 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 Hº
de la reacción de hidrogenación del eteno.
Reacción:
En
CH2=CH2(g) + H2(g)  CH3–CH3(g)
el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se
forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que
el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C.
Hº =
 Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) =
Hº =
1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)

H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol
– (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) =
ΔHº
= –126 kJ/mol
Ejercicio: Calcula el calor de combustión de propano a partir de
los datos de energía de enlace de la tabla.
Enlace E (kJ/mol)
e
C3H8 +
5 O2  3 CO2 + 4 H2O
Enlaces
rotos: 8 C–H, 2 C–C y
Enlaces
formados: 6 C=O y 8 O–H
Hº =
5 O=O
 Ee(e. rotos) –  Ee(e. form.)
Hº =
8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) +
5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]
Hº =
8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ –
(6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ
H0comb(C3H8) = –1657 kJ/mol
H–H
436
C–C
347
C=C
620
CC
812
O=O
499
Cl–C
243
C–H
413
C–O
315
C=O
745
O–H
460
Cl–H
432
Entropía (S)
Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y
tabularse.
S = Sfinal – Sinicial
Existen tablas de Sº (entropía molar estándar) de diferentes
sustancias.
En una reacción química:
Sº =  np· Sºproductos –  nr· Sºreactivos
La entropía es una función de estado.
Segunda Ley de la Termodinámica.
“En cualquier proceso espontáneo la entropía total del
universo tiende a aumentar siempre”
Suniverso = Ssistema + Sentorno  0
A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente.
En dichos casos el entorno se desordena.
La entropía (S) es una medida de la aleatoriedad o desorden de
un sistema.
orden
desorden
S
S
ΔS = Sf - Si
Si el cambio de los resultados de inicial a final es un aumento en
la aleatoriedad
Sf > Si
ΔS > 0
Para cualquier sustancia, el estado sólido es más ordenado que
el estado líquido y el estado líquido es más ordenado que el
estado gaseoso
Ssólido< Slliquido<< Sgas
H2O (s)
H2O (l)
ΔS > 0
Sólido
Procesos que
conducen a un
aumento en la
entropía (ΔS > 0)
Líquido
Líquido
Disolvente
Soluto
Sistema a T1
Disolución
Sistema a T2 (T2 > T1)
¿Cómo cambia la entropía de un sistema para cada uno de los
procesos siguientes?
(a) Condensación de vapor de agua
La aleatoriedad disminuye
La entropía disminuye (ΔS < 0)
(b) Formación de cristales de sacarosa de una disolución
sobresaturada
La aleatoriedad disminuye
La entropía disminuye (ΔS < 0)
(c) Calentamiento de hidrógeno gaseoso desde 600C a 800C
La aleatoriedad aumenta
La entropía aumenta (ΔS > 0)
(d) Sublimación del hielo seco
La aleatoriedad aumenta
La entropía aumenta (ΔS > 0)
Cambios de entropía en el sistema (ΔSsis)
La entropía estándar de una reacción (ΔS0rx) es el cambio de la
entropía para una reacción.
aA + bB
ΔS0rx =
cC + dD
[ cS0(C) + dS0(D) ] - [ aS0(A) + bS0(B) ]
ΔS0rx = S nS0(productos) - S mS0(reactivos)
¿Cuál es el cambio en la entropía estándar en la siguiente
reacción a 250C? 2CO (g) + O2 (g)
2CO2 (g)
S0(CO) = 197.9 J/K•mol
S0(O2) = 205.0 J/K•mol
S0(CO2) = 213.6 J/K•mol
ΔS0rxn = 2 x S0(CO2) – [2 x S0(CO) + S0 (O2)]
ΔS0rxn
= 427.2 – [395.8 + 205.0] = -173.6 J/K•mol
Cambios de entropía en el sistema (ΔSsis)
Cuando los gases son producidos (o consumidos)
•
Si una reacción produce más moléculas de gas que las que
consume, ΔS0 > 0.
•
Si el número total de moléculas disminuye, ΔS0 < 0.
•
Si ni hay cambio neto en el número total de moléculas de
gas , entonces ΔS0 puede ser positivo o negativo PERO ΔS0
será un número pequeño.
¿Cuál es el signo del cambio de la entropía para la reacción
siguiente? 2Zn (s) + O2 (g)
2ZnO (s)
El número total de moléculas de gas baja , ΔS es negativo .
Cambios de entropía en los alrededores (ΔSalred)
Alrededores
Sistema
Calor
Proceso exotérmico
ΔSalred > 0
Alrededores
Sistema
Proceso endotérmico
ΔSalred < 0
Ejemplo: Calcula Sº para las siguientes reacciones químicas:
a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g);
b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g).
Datos: Sº (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) =
191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3
Sº =  np· Sºproductos –  nr· Sºreactivos
a) Sº = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 – (191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 )
= 24,9 J·K–1
b) Sº = 2·192,3 J·K–1 – (3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1
)
= –198,7 J·K–1
Proceso espontáneo:
ΔSuniverso = Δ Ssistema + Δ Salrededor > 0
Proceso en equilibrio:
ΔSuniverso = ΔSsistema + ΔSalrededor = 0
Física espontánea y procesos químicos
• Una cascada corre cuesta abajo
• Un terrón de azúcar se disuelve en una taza de café
•El calor fluye de un objeto más caliente a un objeto más frío
• Un gas se expande en una bombilla al vacío
• El hierro expuesto al oxígeno y agua forma
herrumbre
espontáneo
no espontáneo
Espontáneo
No Espontáneo
¿Una disminución en el entalpía significa que una reacción
procede espontáneamente?
Reacciones espontáneas
CH4 (g) + 2O2 (g)
CO2 (g) + 2H2O (l) H0 = -890.4 kJ
H+ (ac) + OH- (ac)
H2O (l) H0 = -56.2 kJ
H2O (s)
NH4NO3 (s)
H2O (l) H0 = 6.01 kJ
H2O
NH4+(ac) + NO3- (ac) H0 = 25 kJ
Tercera Ley de la Termodinámica

“La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0”
(máximo orden).

Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura.

¡CUIDADO! Las S de los elementos en condiciones estándar
no son 0 sino que es positiva.
Energía libre de Gibbs (G)
(energía libre o entalpía libre)
En
procesos a T constante se define como:
G=H–T·S
En
G =  H – T · S
condiciones estándar: Gº = Hº – T· Sº
Suniverso
= Ssistema + Sentorno > 0 (p. espontáneos)
Multiplicando por “–T” y como “–T Sentorno = Hsist”
–T
· Suniverso = – T · Ssist + Hsist = G < 0
En
procesos espontáneos: G < 0
Si
G. > 0 la reacción no es espontánea
Si
G. = 0 el sistema está en equilibrio
Incremento de energía libre de una reacción (G)
- G es una función de estado.
- Al igual que el incremento entálpico el incremento de
energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de
Gºf de reactivos y productos:
Gº =  np Gºf (productos) –  nr Gºf (reactivos)
Energía libre y Espontaneidad de las Reacciones
Químicas
Reac. Espontánea
Productos
Reactivos
G > 0
T, p = ctes.
Energía libre (G)
Energía libre (G)
Reac. no espontánea
Reactivos
G < 0
Productos
T, p = ctes.
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:
NH4Cl(s)  NH4+(aq) + Cl– (aq)  Hº = 14,7 kJ
H2O(l)
H2O(g)
Hº = 44,0 kJ
Espontaneidad en las Reacciones Químicas
reacción es espontánea cuando G = H – T S es
negativo.
Una
sean positivos o negativos los valores de H y S (T
siempre es positiva) se cumplirá que:
Según

H < 0 y  S > 0  G < 0 Espontánea

H > 0 y  S < 0  G > 0 No espontánea

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 en las Reacciones Químicas
H < 0
S > 0
S
Espontánea a todas
las temperaturas
H > 0
S > 0
Espontánea a
temperaturas altas
H
H < 0
S < 0
H > 0
S < 0
Espontánea a
temperaturas bajas
No Espontánea a
cualquier temperaturas
Ejemplo: ¿Será o no espontánea la siguiente reacción en condiciones estándar?
2H2O2(l) 2H2O (l) + O2(g)
Datos: Hºf (kJ/mol) H2O(l) = –285,8; H2O2(l) = –187,8 ;
Sº (J/·mol K) H2O(l) = 69,9; H2O2(l) = 109,6;
O2(g) =205,0.
Hº =  npHfº(productos)–  nrHfº(reactivos) =
Hº = 2 Hfº(H2O) + Hfº(O2) – 2 Hfº(H2O2) =
2 mol(–285,8 kJ/mol) – 2 mol(–187,8 kJ/mol) = –196,0 kJ
Sº =  np· Sºproductos –  nr· Sºreactivos =
Sº = 2Sº(H2O) + Sº(O2) – 2Sº(H2O2) =
2 mol(69,9 J/mol·K) + 1 mol(205, J/mol·K)
– 2mol(109,6 J/mol·K) = 126,0 J / K = 0,126 kJ / K
Gº = Hº – T ·  Sº = –196,0 kJ – 298 K · 0,126 kJ/ K =
Gº = – 233,5 kJ luego será espontánea
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