Subido por Noemi Loza

trabajo de investigacion fisicoquimica I

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Universidad De Guadalajara
Centro Universitario De La Ciénega
Trabajo De Investigación: Funciones De Energía Libre, Fugacidad
Y Actividad
Fisicoquímica Para Ingenieros Químicos I
Noemí Guadalupe Loza Mendoza
Código: 212382855
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Índice:
Energía libre de Gibbs……………………………………………..3
Procesos espontáneos……………………………………….4
La energía libre de Gibbs y la espontaneidad……………..4
Energía Libre De Helmoltz………………………………………..5
Actividad…………………………………………………………….6
Fugacidad…………………………………………………………..6
Bibliografía………………………………………………………….8
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Las energías libres son dos funciones termodinámicas de estado que relacionan tres
funciones: entalpia, entropía y energía interna (H, S, U).
Inspirados en las expresiones de la desigualdad de Clausius en términos de funciones
de estado se definen dos nuevas cantidades termodinámicas: energía de Helmholtz y
energía de Gibbs Todo referido al sistema A y G son funciones de estado.
Energía Libre De Gibbs
La energía libre o entalpía libre de Gibbs se emplea en química para explicar si una
reacción sucederá de manera espontánea o no. Para calcular la energía libre de Gibbs
se puede fundamentar en: el aumento o la disminución de la entropía asociada con la
reacción, y la suma de calor requerida o liberada por la misma. Esta energía se
representa con la letra G mayúscula. El pionero de la energía de Gibbs fue el físico
estadounidense Josiah Willard Gibbs quien aportó con la fundación teórica de la
termodinámica.
Las funciones de energía libre son empleadas en termodinámica para determinar la
espontaneidad de un proceso termodinámico, una reacción química, pero sobre todo su
importancia en el equilibrio químico.
La segunda ley de la termodinámica dice que la entropía del universo siempre aumenta
para un proceso espontáneo:
dS universo= dS sistema +dS alrededores = 0
De acuerdo a la primera ley:
dq alrededores = -dq sistema
Y según la segunda ley:
dS= dq /T (alrededores)
Pero T alrededores= T sistema y dq alrededores= -dq sistema
Por lo tanto:
dS total= dS sistema – dq sistema/Tsistema = 0
Dado que la mayoría de los procesos ocurren en recipientes abiertos donde p= ctte,
entonces:
dq= dH
Lo anterior se reescribe como:
dS- dH/T= 0
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Reacomodando los términos:
dH-TdS= 0 = G
condición de equilibro
A lo anterior se le conoce como energía libre de Gibbs
G=H-TS
Procesos espontáneos
En química, un proceso espontáneo es aquél que ocurre sin el suministro de energía
externa. Un proceso espontáneo puede ocurrir rápida o lentamente, pues la
espontaneidad no se relaciona con la cinética o tasa de reacción. Un ejemplo clásico es
el proceso que lleva al carbono en forma de diamante al grafito
Esta reacción es tan lenta que no es detectable en la escala de tiempo de seres humanos
(normales); por eso el dicho, "los diamantes son eternos". Si pudiéramos esperar el
tiempo suficiente, veríamos al carbono en forma de diamante convertirse en la más
estable, pero menos brillante, forma de grafito.
Otro aspecto a recordar es que los procesos espontáneos pueden ser exotérmicos o
endotérmicos. Es otra manera de decir que la espontaneidad de un proceso no está
necesariamente relacionada con el cambio de entalpía ΔH.
La energía libre de Gibbs y la espontaneidad
Cuando se produce un proceso a temperatura T y presión P constantes, podemos
reordenar la segunda ley de la termodinámica y definir una nueva cantidad que se conoce
como energía libre de Gibbs:
Energía libre de Gibbs=G=H−TS
En donde H es la entalpía es la temperatura (en kelvin) y S es la entropía. La energía
libre de Gibbs se representa con el símbolo G, y normalmente tiene unidades de kJ/mol
Cuando usamos la energía libre de Gibbs para determinar la espontaneidad de un
proceso, nos ocupamos solamente de los cambios en G, más que de su valor absoluto.
El cambio de la energía libre de Gibbs en un proceso se escribe como ΔG, y es la
diferencia entre la energía libre de Gibbs de los productos, Gfinal y la energía libre de
Gibbs de los reactivos, Ginicial.
ΔG=Gfinal−Ginicial

Cuando ΔG<0, el proceso es exergónico y ocurrirá espontáneamente en sentido
directo para formar más productos.

Cuando ΔG>0, el proceso es endergónico y no es espontáneo en el sentido
directo. Por el contrario, ocurrirá espontáneamente en el sentido inverso para
producir más reactivos.
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
Cuando ΔG=0, el sistema está en equilibrio y las concentraciones de productos y
reactivos permanecerán constantes.
Cuando el proceso ocurre en condiciones estándar (todos los gases a presión de 1bar,
todas las concentraciones son de 1M y T=25°C), podemos también calcular el
ΔG utilizando la energía libre estándar de formación ΔfG°
Energía Libre De Helmoltz
Energía de Helmholtz es una magnitud extensiva, función de estado y potencial
termodinámico, de un sistema termodinámico que mide el trabajo obtenible en un sistema
cerrado, en condiciones de temperatura constante. No depende del proceso sufrido, sino
del estado final e inicial del sistema. Se usa para ver qué procesos son espontáneos en
condiciones de temperatura y volumen constantes. Si el volumen no se mantiene
constante, parte del trabajo se efectúa en el entorno.
La energía de Helmholtz fue desarrollada por Herman von Helmholtz, un físico alemán, y
suele denominarse con la letra A (del alemán “Arbeit”, trabajo).
De manera análoga a la energía de Gibbs pero considerando que el proceso ocurre a
volumen constante:
dq= dU
Sustituyendo:
dS=-Du/T = 0
Reacomodando tenemos:
dU - TdS=0 condición de equilibrio a volumen constante
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Esto se define como energía libre de Helmoltz
A= U-TS
Energía libre de Helmholtz se utiliza a menudo ya que las reacciones explosivas por su
naturaleza inducen cambios de presión. También se utiliza con frecuencia para definir
ecuaciones fundamentales de estado en correlaciones precisas de las propiedades
termodinámicas de sustancias puras.
Actividad
Es una medida de una "concentración efectiva" de una especie. Surge debido a que las
moléculas en un gas o solución no ideal interactúan unas con otras. La actividad no tiene
dimensiones. Se hace adimensional utilizando la fracción molar para su cálculo. La
actividad depende de la temperatura, presión y composición.
Los efectos de la actividad son el resultado de las interacciones entre los iones, tanto
electrostáticas como covalentes. La actividad de un ion está influida por su ambiente. La
actividad de un ion en una jaula de moléculas de agua es diferente de estar en el medio
de una nube de contra iones.
Fugacidad
La fugacidad es una medida relacionada con el potencial químico, formalmente, la
fugacidad tiene unidades de una "presión corregida" y está directamente relacionada con
la tendencia de una sustancia de preferir una fase (líquida, sólida o gas) frente a otra.
A una temperatura y presión fijas, una sustancia tendrá una fugacidad diferente para cada
fase. Aquella fase con la menor fugacidad será la más favorable; la sustancia minimiza
entonces la energía libre de Gibbs.
En varias etapas del desarrollo de la fisicoquímica es necesario pasar de considerar
sistemas idealizados a sistemas reales. En muchos casos, es deseable preservar la
forma de las expresiones que se han deducido para un sistema idealizado. Entonces, las
deducciones a partir de comportamientos idealizados pueden expresarse de manera más
simple. Por ejemplo la dependencia de la energía de Gibbs molar de la presión para un
gas real puede expresarse por una presión efectiva, denominada fugacidad.
G= Gm°+ RT Ln ꝭ/p°
La fugacidad, una función de la presión y la temperatura, se define de manera tan que
esta relación sea exactamente cierta. A pesar de que las expresiones termodinámicas en
términos de las fugacidades que se deducen a partir de esta expresión son exactas, ellas
son útiles solo si conocemos como interpretar las fugacidades en términos de las
presiones reales. Para desarrollar esta relación, se escribe como
ꝭ=θp
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donde θ es el coeficiente de fugacidad adimensional, que en general depende de la
temperatura, la presión y la identidad del gas.
La fugacidad tiene las mismas unidades que la presión.
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Bibliografía:

Atkins, P. & Paula, J. (2008). Química Física. Buenos Aires: MEDICA
PANAMERICANA.

Engel, T. & Reid, P. (2007). Introducción a la Fisicoquímica: Termodinámica.
México: PEARSON EDUCACIÓN.

Segura, J. (1988) Termodinámica Técnica, México: ED. REVERTE

https://es.khanacademy.org/science/chemistry/thermodynamics-chemistry/gibbsfree-energy/a/gibbs-free-energy-and-spontaneity

https://es.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-equilibrium/equilibriumconstant/a/calculating-equilibrium-constant-kp-using-partial-pressures
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