Entalpía, Entropía y Energía libre de Gibbs

Aprendizajes esperados Conocer el concepto de entalpía. Aplicar la ley de Hess. Conocer el concepto de entropía. Interpretar el concepto energía libre de Gibbs.

1. Leyes de la termodinámica 2. Calor de formación 3 1. Leyes de la termodinámica 2. Calor de formación 3. Espontaneidad de las reacciones

1. Leyes de la termodinámica Para utilizar las ecuaciones termodinámicas es necesario conocer las siguientes leyes de la termoquímica. 1) El valor de ∆H es proporcional a la masa de los reactivos o de los productos. Cuando se queman 2 moles (4 gramos) de H2, se producen 115,6 kcal y 2 moles (36 gramos) de agua en estado líquido, y se consume1 mol (32 gramos) de oxígeno gaseoso. Si se quema 1 mol de hidrógeno, se producirá la mitad de kilocalorías que al quemar 2 moles, es decir, 57,8 kcal; se producirá 1 mol de agua y se habrá consumido medio mol de oxígeno.

1. Leyes de la termodinámica 2) El valor de ∆H en una reacción es igual y de signo opuesto al valor de ∆H de la reacción inversa. Esto significa que la cantidad de calor desprendido en una reacción es igual a la cantidad de calor absorbido por la reacción inversa. ∆H sería igual a 115,6 kcal.

1. Leyes de la termodinámica 3) El valor de ∆H en una reacción es el mismo si transcurre directamente o por etapas. Es la ley de Hess. Los calores de reacción pueden ser determinados experimentalmente en pocas reacciones. Los demás se calculan aplicando la ley de Hess, que es una consecuencia del primer principio de la termodinámica.

1. Leyes de la termodinámica La ley de Hess afirma que el calor de una reacción, medido a presión o volumen constante, no depende del camino seguido, y es independiente de que el proceso transcurra en una o varias etapas.

2. Calor de formación Corresponde a la cantidad de calor puesto en juego en la formación de un mol de dicho compuesto a partir de sus elementos, en las condiciones de 1 atmósfera de presión y 25 °C de temperatura. Los calores de formación permiten determinar calores de reacción. El calor de formación de un elemento es cero. El calor de formación de un compuesto coincide con su entalpía. Por consiguiente, el calor de reacción viene dado por:

2. Calor de formación Entalpía → Es una propiedad extensiva La cantidad de entalpía depende de la cantidad de reactivos. 2H2 (g) + O2 (g)   2H2O (g)           ΔH = – 483,6 kJ 4H2 (g) + 2O2 (g)   4H2O (g)           ΔH = – 967,2 kJ Entalpía → Es una propiedad inversa Para el proceso inverso la entalpía es de signo contrario. c 2H2 (g) + O2 (g)   2H2O (g)            ΔH = – 483,6 kJ 2H2O (g)    2H2 (g) + O2 (g)           ΔH = + 483,6 kJ

3. Espontaneidad de las reacciones La termodinámica tiene entre sus objetivos predecir si una reacción se producirá en determinadas condiciones. Si se produce la reacción, se dice que es espontánea en dichas condiciones. Este concepto no indica nada sobre la rapidez con la que se produce la reacción. Procesos que ocurren naturalmente sin requerir de causas o estímulos externos. Procesos que para producirse requieren de un agente externo.

A mayor entropía, mayor desorden. 3. Espontaneidad de las reacciones 3.1 Variación de entropía La entropía (∆S) de una sustancia es una de sus propiedades características, y es una medida del desorden molecular. A mayor entropía, mayor desorden. Generalmente, los sistemas tienden de forma natural hacia un mayor desorden, es decir, hacia un aumento de entropía. La variación de entropía viene dada por: La entropía de una sustancia tiene un valor definido para cada temperatura y presión, es decir, es una función de estado que solo depende del estado de la sustancia.

3. Espontaneidad de las reacciones 3.1 Variación de entropía De acuerdo a la segunda ley de la termodinámica, se establece que en todo proceso espontáneo ocurre un aumento en la entropía y si el proceso está en equilibrio esta se mantiene constante. Tiende al desorden Proceso espontáneo ΔS = + Proceso no espontáneo Tiende al orden ΔS = –

3. Espontaneidad de las reacciones 3.2 Variación de energía libre Al igual que la entalpía y la entropía, la energía libre de Gibbs o entalpía libre, G, es una función de estado. Por tanto, su variación solo depende del estado inicial y del estado final. Se define: G = H – TS Reacción espontánea en el sentido indicado. ΔG < O ΔG > O Reacción no espontánea en el sentido indicado. ΔG = O El sistema está en equilibrio.

3. Espontaneidad de las reacciones 3.3 Relación entre ∆G, ∆H, ∆S. Ecuación de Gibbs-Helmholtz La variación de energía libre, a T constante, está relacionada con la H y S por la ecuación de Gibbs-Helmholtz. ∆G = ∆H – T∆S ΔG= variación de entalpía libre. ∆H= variación de entalpía. T= temperatura en K. ∆S= variación de entropía. Se utilizan habitualmente en condiciones estándar, es decir, 1 atm y 25 °C. ∆G° = ∆H° – T∆S°

– + –/+ ΔH ΔS ΔG Características Reacción espontánea 3. Espontaneidad de las reacciones 3.3 Relación entre ∆G, ∆H, ∆S. Ecuación de Gibbs-Helmholtz ΔH ΔS ΔG Características – + Reacción espontánea –/+ Reacción espontánea a bajas temperaturas (ΔH > TΔS) Reacción no espontánea Reacción espontánea a altas temperaturas (ΔH < TΔS)

3. Espontaneidad de las reacciones 3.4 Relación entre ∆G y la constante de equilibrio Mediante consideraciones termodinámicas se establece que, en un proceso químico: ΔG = – RT ln Kc Proceso espontáneo Kc > 1 ΔG < O Proceso en equilibrio Kc = 1 ΔG = O Proceso no espontáneo Kc < 1 ΔG > O

B Pregunta oficial PSU De los siguientes cambios de fase: I) Fusión del hielo. II) Solidificación del plomo. III) Condensación del agua. IV) Sublimación del yodo. ¿En cuáles de ellos se consume energía y aumenta la entropía? Solo en I y en III. Solo en I y en IV. Solo en II y en III. Solo en II y en IV. Solo en II, en III y en IV. Fuente: DEMRE – U. DE CHILE, Admisión PSU 2008 ALTERNATIVA CORRECTA B

∆G > O → no espontánea Síntesis de la clase ESPONTANEIDAD ∆G = ∆H – T∆S Energía libre de Gibbs Reacción química ∆H ∆G ∆S ∆H < O → exotérmica ∆H > O → endotérmica ∆G < O → espontánea ∆G > O → no espontánea ∆S < O → ↓ desorden ∆S > O → ↑ desorden