INBA DPTO DE QUIMICA A.E: Conceptos básicos (universo

INBA
DPTO DE QUIMICA
A.E:
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Conceptos básicos (universo, sistema, entorna, propiedades de estado, tipos de
universos)
Concepto de entropía, entalpia y energía libre.
Reacciones exotérmicas y endotérmicas (interpretación de graficas y cálculos).
Ley de Hess.
Nociones básicas de la Termodinámica.
Como sabemos el universo presentan contantemente cambios. Estas transformaciones pasan por
un intercambio continuo, ya sea de energía como de materia entre los diferentes actores de este.
Para el estudio de la termodinámica debemos tener en cuenta los siguientes conceptos básicos:
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Sistema: sujeto de estudio, considerando sus propiedades.
Entorno: zona en la que se produce el intercambio de algún atributo con el sistema.
Limite del sistema: corresponde a la separación del sistema con el entorno.
Universo: conjunto del sistema y entorno.
Propiedades de estado: propiedades en la que se mide un estado inicial y final en el
sistema.
Un sistema puede ser:
-
Abierto: si intercambia materia y energía con su entorno.( tetera hirviendo)
-
Cerrado: si solo intercambia energía. (olla a presión)
-
Aislado: no hay intercambio ni de materia ni energía. (termo, en condiciones ideales).
La entalpia (H).
Relativo a la energía que interviene en un proceso químico, de esta forma la entalpia se define
como:
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Calor que se intercambia entre el sistema y su entorno cuando la presión es constante.
Contenido calórico de un sustancia. (tarea averigua que es un calorímetro y cual es su
función).
Función de estado, lo que significa que depende solo de los estados inicial y final, es decir,
la variación de energía (

De esta manera, para la reacción química representada a continuación:
aA + bB  cC + dD
La variación de entalpia es:
 (cHC + d HD) - (aHA + bHB)
Ejemplo 1:
A partir de los valores de entalpia de formación del acetileno, hidrogeno y etano calcula el
 de la siguiente reacción.
C2H2 + 2H2  C2H6
H° (C2H2) = 227.48 Kj/mol
H° (H2) = 432 Kj/mol
H° (C2H6) = -83.85 Kj/mol
H° (C2H6) – (H° (C2H2) + 2 H° (H2)) = -83.85 Kj/mol – (227.48 Kj/mol + 2*432 Kj/mol)
 Kj/mol
Considerando lo anterior, podemos estimar lo siguiente.
Signo de 
+
Tipo de reacción.
Reacción endotérmica.
-
Reacción exotérmica.
Característica del proceso
El sistema debe absorber energía para llevar
a cabo el proceso.
El sistema de liberar energía el sistema para
llevar a cabo el proceso.
De forma grafica este proceso se representa:
Reacción endotérmica.
El contenido energético de los productos es
mayor que mayor que el de los reactantes. Para
que esta reacción ocurra se debe suministrar
energía al sistema.
Reacción exotérmica.
El contenido de energía de los reactantes
es mayor que el de los productos de la
reacción, por lo que el sistema libera
energía al entorno.
Considerando lo anterior si en un proceso cualquiera se absorbe una cantidad de energía esta
debe ser cedida por el entorno, de esta forma:
“La energía no se crea ni se pierde, solo se transforma”.
Esta es la primera ley de la termodinámica: Ley de conservación de la energía.
Ley de Hess.
La variación de entalpia que tiene lugar cuando los reactivos se transforman en productos, ya sea
que este proceso ocurra en una o más etapas. La aplicación de este concepto permite calcular la
variación de entalpia (), este postulado corresponde a la ley de Hess y orienta el balanceo
energético.
Es importante:
-
Al romper un enlace se absorbe energía y el valor de es  positivo.
La formar un enlace se libera energía, por lo que el valor es  negativo.
La entropía (S).
Es una función de estado y es considerado como la medida del desorden o caos que presenta un
sistema.
En general un sistema tiende a un mínimo de energía y hacia un incremento en el desorden de sus
átomos y moléculas, para alcanzar mayor estabilidad.
El estado final de los procesos espontaneo que ocurren en el universo tienden a una mayor
entropía, este principio se conoce como la segunda ley de la termodinámica:
“Hay una tendencia en el universo a alcanzar un máximo de entropía, es decir, el máximo
desorden”.
De esta manera, para la reacción química representada a continuación:
aA + bB  cC + dD
La variación de entalpia es:
S (cSC + d SD) - (aSA + bSB)
En general, para un proceso espontaneo los valores que puede tener la entropía son:
Signo de S
+
0
-
Característica del proceso.
Para la mayoría de los fenómenos irreversibles del universo, que tienden la
desorden de sus moléculas.
Sistemas en equilibrio.
Sistemas espontáneos e irreversibles que tienden a ordenar sus moléculas.
Ejemplo 2:
A partir de los valores de entropía de formación del acetileno, hidrogeno y etano calcula el
S de la siguiente reacción.
C2H2 + 2H2  C2H6
S° (C2H2) = 200.9 J/mol*K
S° (H2) = 130.7 J/mol*K
S° (C2H6) = 229.2 J/mol*K
SS° (C2H6) – (S° (C2H2) + 2 S° (H2)) =229.2 J/mol*K – (200.9 J/mol*K + 2*130.7 J/mol*K)
S J/mol*K
Representación grafica de estos procesos es:
Variación de entropía positiva (aumento del desorden del sistema9.
Variación de entropía igual a cero.
Variación de entropía negativa (aumenta el orden del sistema).
La energía libre de Gibbs (G).
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Función de estado, representa la cantidad de energía utilizable para realizar cualquier tipo
de trabajo.
Para calcular esta variación se debe contar con la variación de entalpía, temperatura y
variación de entropía, es decir:
G = S
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G es el predictor de espontaneidad de un proceso, de acuerdo a esto sus valores son:
Signo de G
0
+
Característica del proceso.
Proceso espontaneo, la reacción ocurre (factible).
Sistema en equilibrio, sin cambio neto.
Proceso no espontaneo, la reacción no ocurrirá ( no es factible).
Ejemplo 3:
A partir del ejemplo 1 y 2 calcular la variación de energía libre para la reacción.(T° 25°C)
 Kj/mol
S J/mol*K -0.233 KJ/mol*K
T°= 25° C= 298.15 K
G = S =  Kj/mol + 298.15 K * -0.233 KJ/mol*K = -1244.79 Kj/mol
Nota: existen diversas fuentes que entregan valores para entropía, entalpia y energía libre, los
valores pueden presentar variaciones dependiendo de las condiciones en las que fueron mediadas.
A continuación se anexan tablas de datos (fuente: Química General - 6ª Edición - Raymond Chang).
Anexo.