III. CONCEPTOS DE TERMODINAMICA3.2 Primera ley de la termodinámica

Uno de los enunciados de la primera ley de la termodinámica es el siguiente:

El incremento de la energía interna de un sistema termodinámico es igual a la diferencia entre la cantidad de calor transferida a un sistema y el trabajo realizado por el sistema a sus alrededores. En su forma matemática mas sencilla se puede escribir para cualquier volumen de control:

Donde ¦¤U es el incremento de energía interna del sistema, Q es el calor cedido al sistema, y W es el trabajo cedido por el sistema a sus alrededores.

Véase también: Criterio de signos termodinámico El primer principio de la termodinámica es una ley empírica que no puede demostrarse te¨®ricamente.

Contenido [ocultar] 1 Descripción¨®n 2 Aplicaciones de la Primera Ley 3 V¨¦ase tambi¨¦n 4 Enlaces externos Descripci¨®n [editar]La forma de transferencia de energ¨ªa com¨²n para todas las ramas de la f¨ªsica y ampliamente estudiada por ¨¦stas, es el trabajo. Dependiendo de la delimitaci¨®n de los sistemas a estudiar y del enfoque considerado, el trabajo puede ser caracterizado como mec¨¢nico, el¨¦ctrico, etc. pero su caracter¨ªstica principal es el hecho de transmitir energ¨ªa y que, en general, la cantidad de energ¨ªa transferida no depende solamente de los estados inicales y finales, sino tambi¨¦n de la forma concreta en la que se lleven a cabo los procesos. El calor es la forma de transferencia de un tipo de energ¨ªa particular, propiamente termodin¨¢mica, que es debida ¨²nicamente a que los sistemas se encuentren a distintas temperaturas (es algo com¨²n en la termodin¨¢mica catalogar el trabajo como toda trasferencia de energ¨ªa que no sea en forma de calor). Los hechos experimentales

corroboran que este tipo de transferencia tambi¨¦n depende del proceso y no s¨®lo de los estados inicial y final.

Sin embargo, lo que los experimentos s¨ª demuestran es que dado cualquier proceso de cualquier tipo que lleve al sistema de un estado A a otro B, la suma de la energ¨ªa transferida en forma de trabajo y la energ¨ªa transferida en forma de calor siempre es la misma. Es decir, que la variaci¨®n de energ¨ªa interna del sistema es independiente del proceso que la lleve de un estado a otro. En forma de ecuaci¨®n y teniendo en cuenta el criterio de signos termodin¨¢mico esta ley queda de la forma:

As¨ª, el Primer Principio relaciona magnitudes de proceso (dependientes de ¨¦ste) como son el trabajo y el calor, con una variable de estado (independiente del proceso) tal como lo es la energ¨ªa interna. Aplicaciones de la Primera Ley [editar]Sistemas cerrados: Un sistema cerrado es uno que no tiene entrada ni salida de masa, tambi¨¦n es conocido como masa de control. El sistema cerrado tiene interacciones de trabajo y calor con sus alrededores, as¨ª como puede realizar trabajo de frontera.

La ecuaci¨®n general para un sistema cerrado (despreciando energ¨ªa cin¨¦tica y potencial) es:

Q − W = ¦¤U Donde Q es la cantidad total de transferencia de calor hacia o desde el sistema (positiva cuando entra al sistema y negativa cuando sale de ¨¦ste), W es el trabajo total (negativo cuando entra al sistema y positivo cuando sale de ¨¦ste) e incluye trabajo el¨¦ctrico, mec¨¢nico y de frontera; y U es la energ¨ªa interna del sistema.

Sistemas abiertos Un sistema abierto es aquel que tiene entrada y/o salida de masa, as¨ª como interacciones de trabajo y calor con sus alrededores, tambi¨¦n puede realizar trabajo de frontera.

La ecuaci¨®n general para un sistema abierto es:

O igualmente:

Q − W + ¡Æ min¦Èin − ¡Æ mout¦Èout = ¦¤Esistema in out

Donde in representa todas las entradas de masa al sistema; out representa todas las salidas de masa desde el sistema; y ¦È es la energ¨ªa por unidad de masa del flujo y comprende entalp¨ªa, energ¨ªa potencial y energ¨ªa cin¨¦tica, .

La energ¨ªa del sistema es

Sistemas abiertos en estado estacionario El balance de energ¨ªa se simplifica considerablemente para sistemas en estado estacionario (tambi¨¦n conocido como estado estable). En estado estacionario se tiene ¦¤Esistema = 0, por lo que el balance de energ¨ªa queda:

Sistema Aislado Es aquel sistema en el cual no hay intercambio ni de masa ni de energ¨ªa con el exterior.

Energía interna

de las individualidades que lo forman respecto al centro de masas del sistema, y de la energía potencial interna, que es la energía potencial asociada a las interacciones entre estas individualidades.[1] La energía interna no incluye la energía cinética traslacional o rotacional del sistema como un todo. Tampoco incluye la energía potencial que el cuerpo pueda tener por su localización en un campo gravitacional o electrostático externo.

Todo cuerpo posee una energía acumulada en su interior equivalente a la energía cinética interna más la energía potencial interna.Si pensamos en constituyentes atómicos o moleculares, será el resultado de la suma de la energía cinética de las moléculas o átomos que constituyen el sistema

(de sus energías de traslación, rotación y vibración), y de la energía potencial intermolecular (debida a las fuerzas intermoleculares).

En un gas ideal monoatómico bastará con considerar la energía cinética de traslación de sus moléculas. En un gas ideal poliatómico, deberemos considerar además la energía vibracional y rotacional de las mismas. En un líquido o sólido deberemos añadir la energía potencial que representa las interacciones moleculares. Desde el punto de vista de la termodinámica, en un sistema cerrado (o sea, de paredes impermeables), la variación total de energía interna es igual a la suma de las cantidades de energía comunicadas al sistema en forma de calor y de trabajo ΔU = Q + W. Aunque el calor transmitido depende del proceso en cuestión, la variación de energía interna es independiente del proceso, sólo depende del estado inicial y final, por lo que se dice que es una función de estado. Del mismo modo dU es una diferencial exacta, a diferencia de , que

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En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación.

videncias [editar]Cuando se plantea la pregunta: ¿por qué ocurren los sucesos de la manera que ocurren, y no al revés?

se busca una respuesta que indique cuál es el sentido de los sucesos en la naturaleza. Por ejemplo, si se ponen en contacto dos trozos de metal con distinta temperatura, se anticipa que eventualmente el trozo caliente se enfriará, y el trozo frío se calentará, logrando al final una temperatura uniforme. Sin embargo, el proceso inverso, el trozo caliente calentándose y el trozo frío enfriándose es muy improbable a pesar de conservar la energía. El universo tiende a distribuir la energía uniformemente, es decir, maximizar la entropía.

La función termodinámica entropía, S, es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía. Puesto que un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), esta reorganización resultará en un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, alcanzándose la configuración de mayor probabilidad.

La entropía, coloquialmente, puede considerarse como el orden de un sistema, es decir, cuán homogéneo está el sistema. Por ejemplo, si tenemos dos gases diferentes en un recipiente separados por una pared (a igual presión y temperatura) tendremos un sistema de menor entropía que al retirar la pared, donde los dos gases se mezclarán de forma uniforme, consiguiendo dentro del recipiente una mayor homogeneidad que antes de retirar la pared y un aumento de la entropía.

La variación de entropía nos muestra la variación del orden molecular ocurrido en una reacción química. Si el incremento de entropía es positivo, los productos presentan un mayor desorden molecular (mayor entropía) que los reactivos. En cambio, cuando el incremento es negativo, los productos son más ordenados. Hay una relación entre la entropía y la

espontaneidad de una reacción química, que viene dada por la energía libre de Gibbs.

Ecuaciones [editar]Esta idea de desorden termodinámico fue plasmada mediante una función ideada por Rudolf Clausius a partir de un proceso cíclico reversible. En todo proceso reversible la integral curvilínea de sólo depende de los estados inicial y final, con independencia del camino seguido (δQ es la cantidad de calor absorbida en el proceso en cuestión y T es la temperatura absoluta). Por tanto ha de existir unaf(x) del estado del sistema, S=f(P,V,T), denominada entropía, cuya variación en un proceso reversible entre los estados 1 y 2 es:

Téngase en cuenta que como el calor no es una función de estado se usa δQ en lugar de dQ.

La entropía física, en su forma clásica, es definida por la ecuación

o más simplemente, cuando no se produce variación de temperatura (proceso isotérmico):

donde S es la entropía, la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el entorno y T la temperatura absoluta en kelvin). Los números 1 y 2 se refieren a los estados iniciales y finales de un sistema termodinámico.

El significado de esta ecuación es el siguiente:

Cuando un sistema termodinámico pasa, en un proceso reversible e isotérmico, del estado 1 al estado 2, el cambio en su entropía es igual a la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el medio dividido por su temperatura absoluta.

De acuerdo con la ecuación, si el calor se transfiere al sistema, también lo hará el grado de entropía. Si la temperatura aumenta, la entropía disminuye. Y viceversa.

Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional, son el J/K (o Clausius) definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe el calor de 1 Julio (unidad) a la temperatura de 1 Kelvin.

Cuando el sistema evoluciona irreversiblemente, la ecuación de Clausius se convierte en una inecuación:

Siendo el sumatorio de las i fuentes de calor de las que recibe o transfiere calor el sistema y la temperatura de las fuentes. No obstante, sumando un término positivo al segundo miembro, podemos transformar de nuevo la expresión en una ecuación:

Al termino σp, siempre positivo, se le denomina producción de entropía y es nulo cuando el proceso es reversible salvo irreversibilidades fruto de transferencias de calor con fuentes externas al sistema. En el caso de darse un proceso reversible y adiabático, según la ecuación, dS=0, es decir, el valor de la Entropía es constante y además constituye un proceso isoentrópico

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Se denomina reacci¨®n exot¨¦rmica a cualquier reacci¨®n qu¨ªmica que desprende calor, es decir con una variaci¨®n negativa de entalp¨ªa.

Se da principalmente en las reacciones de oxidaci¨®n. Cuando ¨¦sta es intensapuede dar lugar al fuego. Cuando reaccionan entre s¨ª dos ¨¢tomos de hidr¨®geno para formar una mol¨¦cula, el proceso es exot¨¦rmico.

H¡¤ + H¡¤¡ú H:H ¦¤H=−104 Kcal/mol.

Son cambios exot¨¦rmicos el paso de gas a l¨ªquido (condensaci¨®n) y de l¨ªquido a s¨®lido (solidificaci¨®n).

La reacci¨®n contraria se denomina endot¨¦rmica.

Un ejemplo de reacci¨®n exot¨¦rmica es la combusti¨®n.

Otro ejemplo de una reacci¨®n exot¨¦rmica podr¨ªa ser, al unir hidr¨®xido de sodio junto con azul de metileno y ¨¢cido ac¨¦tico igualmente ligado con azul de metileno. En esta reacci¨®n se podr¨¢ observar como al ir uniendo poco a poco la dos soluciones ir¨¢ cre¨¢ndose una especie de humo y poco a poco el beaker (vaso de precipitados) se va poniendo algo caliente.

Reacción endotérmica De Wikipedia, la enciclopedia libre Saltar a navegación, búsqueda Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe calor.

Si hablamos de entalpía (H), una reacción endotérmica es aquella que tiene un incremento de entalpía o ΔH positivo, es decir, aquella reacción en donde la entalpía de los reactivos es menor que la de los productos.

Las reacciones endotérmicas, sobre todo las del amoniaco impulsaron una próspera industria de generación de hielo a principios del siglo XIX.

Actualmente el frío industrial se genera con electricidad en máquinas frigoríficas.

Es importante decir que las reacciones endotérmicas al absorber calor pueden ser útiles y prácticas en algunos casos, como por ejemplo, el querer enfriar un lugar.

En las reacciones endotérmicas los productos tienen más energía que los reactivos.

324 ENTALPIA DE FORMACIONLa entalpía de formación de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante. Por ejemplo, la entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y

oxígeno, sería equivalente a la entalpía de reacción de hidrógeno diatómico y oxígeno diatómico.

Las entalpías de formación se dan por definición a una temperatura de 298 K (25ºC) y presión de 1 atm (condiciones estándar) (los compuestos diatómicos no tienen entalpía de formación).

Entalpía (del prefijo en y del griego thalpein calentar), tal palabra fue escrita en 1850 por el físico alemán Clausius. La entalpía es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H, la variación de entalpía

ENTALPIAS DE REACCIONEntalpía (del prefijo en y del griego thalpein calentar), tal palabra fue escrita en 1850 por el físico alemán Clausius. La entalpía es una magnitud de termodinámica simbolizada con la letra H, la variación de entalpía expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o, lo que es lo mismo, la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno.

Usualmente la entalpía se mide, dentro del Sistema Internacional de Unidades, en julios.

Definición ampliada: entalpía es el nombre dado a una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido como un sistema termodinámico), transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). Es en tal sentido que la entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión.

LEY DE HESSEn termodin¨¢mica, la ley de Hess, propuesta por Germain Henri Hess en 1840 establece que la variaci¨®n del calor en una reacci¨®n es la misma independiente del n¨²mero de etapas. La ley de Hess se utiliza para predecir el cambio de entalp¨ªa en una reacci¨®n ¦¤Hr.

El cambio de entalp¨ªa de una reacci¨®n qu¨ªmica que transforma los reactivos en productos es el mismo independientemente de la ruta escogida para la reacci¨®n. Esto se llama la funci¨®n de estado. Es decir, el cambio de entalp¨ªa que va desde los reactivos a los componentes intermedios A y luego hasta los productos es el mismo que el cambio cuando se va de los mismos reactivos a los componentes intermedios B y luego a los mismos productos.

La suma de ecuaciones qu¨ªmicas puede llevar a la ecuaci¨®n neta. Si la energ¨ªa se incluye para cada ecuaci¨®n y es sumada, el resultado ser¨¢ la energ¨ªa para la ecuaci¨®n neta.

La ley de Hess dice que los cambios de entalp¨ªa son aditivos. ¦¤Hneta = ¦²¦¤Hr. Dos reglas:

Si la ecuaci¨®n qu¨ªmica es invertida, el signo de ¦¤H se invierte tambi¨¦n. Si los coeficientes son multiplicados, multiplicar ¦¤H por el mismo factor.

ECUACIONES TERMOQUIMICAS

Termoquímica, definición:Rama de la Química física que estudia los efectos caloríficos que acompañan a las transformaciones físicas o químicas. Su fin es determinar las cantidades de energía desprendidas o absorbidas como Calor durante una transformación, así como desarrollar métodos de cálculo de dichos movimientos de calor sin necesidad de recurrir a la experimentación. Las cantidades de calor producidas al quemarse los combustibles

o el valor calorífico de los alimentos son ejemplos muy conocidos de datos termoquímicos.

La termoquímica es parte de una rama mucho mas amplia que es la termodinámica la cual describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos.

El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio.

CONCEPTOS PREVIOS

Sistema:

Definimos sistema como la “porción delimitada del mundo físico (y especificada) que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio”.

Tipos de sistemas:

Aislado: No hay transferencia de masa o energía con el entorno. Un ejemplo es un termo ideal (aislado y de paredes rígidas).

Cerrado: No hay transferencia de masa pero sí de energía en forma de calor, trabajo o radiación. Por ejemplo cualquier recipiente cerrado no ideal.

Abierto: Transfiere masa y energía con su entorno. Un ejemplo es el cuerpo humano.

Entorno: son los alrededores del sistema, todo aquello que lo rodea, la parte del universo que queda alrededor y puede afectarle en algo.

Pared: la pared es lo que separa a nuestro sistema del entorno circundante. La pared es algo muy importante puesto que dependiendo de como sea, así será la relación entre nuestro sistema y el entorno. Dependiendo del tipo de pared pueden darse los siguientes tipos de interacciones o transformaciones.

Transformaciones:

Isoterma: Se realizan a temperatura constante.

Isócora: Se realiza a volumen constante y también recibe el nombre de isométrica.

Isóbara: Es la transformación que se realiza a presión constante.

Adiabática: Es aquella transformación que se realiza sin intercambio de calor.

Calor: aquellas transferencias de energía que ocurren entre el sistema y el ambiente o entorno en virtud de una diferencia de temperatura. Así, para determinar la existencia o no de flujo de calor, debemos examinar la frontera entre el sistema y el entorno.

Para el estudio termoquímico de un sistema se tienen que dar las siguientes condiciones:

El sistema debe estar en equilibrio en el momento del análisis

Equilibrio mecánico: tiene que estar en reposo, no puede haber movimiento.

Equilibrio químico: no puede estar efectuándose ninguna reacción química en ese instante.

Equilibrio térmico: no puede haber intercambio de calor con el entorno en el momento del análisis.

Para el estudio del sistema se pueden estudiar muchas funciones variables de estado, tales como el volumen V, la presión P, la temperatura T, el número de moles n, la entalpía H, la entropía S…

Una función o variable siempre cumple la siguiente propiedad:

Su valor solo depende del estado del sistema pero no de como ha alcanzado el sistema ese valor.

Una cosa que también hay que tener presente es que el calor no es una forma de energía sino una forma de transferir energía.

Entalpía (H): Magnitud termodinámica de un cuerpo, igual a la suma de su energía interna más el producto de su volumen por la presión exterior. La entalpía como tal no se puede medir, lo que si se puede medir son variaciones de entalpía.

Energía Interna (U): No es correcto hablar de calor en un cuerpo ni de energía calorífica de un cuerpo, el término correcto es la energía interna, la cual es la suma da la energía potencial interna, de cada una de las partículas del sistema, más la energía cinética de estas partículas con respecto al centro de masas.

Reacción Endotérmica: Son aquellas reacciones en las que la variación de entalpía es positiva. El sistema absorbe energía en la reacción.

Reacción Exotérmica: Aquellas en las que la variación de entalpía es negativa. El sistema cede energía en la reacción.

LEYES DE LA TERMOQUÍMICA

La ley de conservación de la energía. Fue enunciada por Mayer en 1842 y por Helmholtz en 1847, y establece que la energía ni se crea ni se destruye. Siempre que una cantidad cualquiera de una de las formas de energía desaparece, se produce una cantidad exactamente equivalente de otra u

otras formas. Esta afirmación se conoce también con el nombre de primer principio de la Termodinámica.

A la luz de los conocimientos actuales sobre la naturaleza y convertibilidad recíproca de la materia y la energía, esta ley continúa siendo válida a escala macroscópica, pero no en el campo de las transformaciones nucleares.

Ley de Lavoisier y Laplace. Enunciada en 1780 por Lavoisier y Laplace, establece que: «La cantidad de calor necesaria para descomponer un compuesto químico es precisamente igual a la desprendida en la formación del mismo a partir de sus elementos».

Ley de Hess. Hess en 1840 enunció una ley fundamental de la termoquímica, según la cual: la cantidad total de calor desprendida en una transformación química dada, esto es, partiendo de un estado inicial y llegando a otro final es siempre la misma, independientemente de que aquella se realice en una o varias fases. La experiencia ha demostrado que el calor de formación de un compuesto a partir de sus elementos no depende del método empleado, lo mismo que sucede con la tonalidad térmica de una reacción respecto al tiempo invertido.

Ley de Kirchhoff. Se refiere al efecto de la temperatura sobre el calor de reacción. El calor de reacción es la diferencia entre la suma de entalpías de los reactivos y de los productos de la reacción, pero como unos y otros difieren en el color que absorben al variar de temperatura, por ser distinta su capacidad calorífica, el calor de reacción varía con la temperatura. Si la capacidad calorífica de los reactivos es mayor que la de los productos, el calor de reacción será mayor a temperatura más elevada y, a la inversa, si es mayor la de los productos, el calor de reacción disminuirá al elevar la temperatura. La ley de Kirchhoff dice que: la variación de la cantidad de calor producida en una reacción química, por cada grado que se eleva la temperatura, es igual a la

diferencia entre la suma de las capacidades caloríficas molares de los reactivos y de los productos de la reacción.

Ley del calor de mezcla. Enunciada por Hess, establece que cuando se mezclan dos soluciones salinas diluidas no se desprende ni se absorbe calor, siempre y cuando no se forme un precipitado o se desprenda un gas.

Na+NO-3 q + K+Cl-q => Na+ Cl-q + K+ NO-3 q H = 0

Como en ambos miembros de la ecuación aparecen los mismos iones, en realidad no se ha producido una reacción.

Calor de neutralización. También descubrió Hess que cuando se mezclan soluciones diluidas de cantidades equivalentes de ácidos y bases fuertes, muy ionizados, el calor desprendido es prácticamente siempre el mismo.

HClq + NaOHq => Na Clq + H2O H = 13 680 cal

HNO3q + NaOHq => Na NO 3 ? q + H2O H = 13 690 cal

HClq + KOHq => KClq + H2O H = 13 930 cal

HNO3q + KOHq => KNO3q + H2O H = 13 930 cal

Prescindiendo de los iones iguales que aparecen en ambos miembros de estas ecuaciones, queda:

OH- + 2H+ => H2O H = 13 800 cal

que es el calor de formación del agua a partir de sus iones. Cuando se neutralizan ácidos débiles con bases fuertes o viceversa, el calor producido suele ser menor, porque parte del de formación del agua se consume en la ionización del electrolito débil y así:

HCNq + NaOHq => NaCNq + H2O H = 2 900 cal

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

En las ecuaciones termoquímicas, pueden representarse no solo las relaciones ponderales entre las sustancias que reaccionan, sino también las variaciones energéticas y el estado físico de los reactivos y de los productos de la reacción (mediante subíndices: G para los gases, L para los líquidos y S para los sólidos). Así, la ecuación térmica de la combustión del hidrógeno es:

H2 (g) + 1/2 O2 (g) => H2O (l) + 68 400 cal

2g 16g 18g

Las 68 400 cal son el calor de formación del agua líquida, es decir, la cantidad de calor liberada cuando se formal un mol de agua líquida a partir de sus elementos. Esto significa también que la suma de las energías internas de los elementos ha disminuido en dichas 68 400 cal durante la reacción y subsiguiente condensación del agua. Otra forma de expresión es:

H2 (g) + 1/2 O2 (g) => H2O (l) H = - 68 400 cal

lo que indica que la entalpía del sistema ha disminuido en esas calorías.

En las siguientes reacciones endotérmicas el sistema absorbe calor:

C (grafito) + 2 S (s) => CS2 (l) - 25 400 cal

2 C (grafito) + H2 (g) => C 2 H 2 ?  (g) - 54 300 cal

En estos casos, debe suministrarse la cantidad de calor indicada para que la reacción se verifique, y dicha energía queda almacenada en el compuesto formado, que por esa razón es generalmente inestable. Las entalpías son aquí 25 400 y 54 300 respectivamente, mayores en los productos de la reacción que en los reactivos.

MEDIDAS CALORIMÉTRICAS

Para determinar directamente el calor desprendido en una reacción se emplea el Calorímetro.

Calorímetro: El calorímetro es el instrumento que mide dicha energía. El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un envase cerrado y perfectamente aislado con agua, un dispositivo para agitar y un termómetro. Se coloca una fuente de calor en el calorímetro, se agita el agua hasta lograr el equilibrio, y el aumento de temperatura se comprueba con el termómetro. Si se conoce la capacidad calorífica del calorímetro (que también puede medirse utilizando una fuente corriente de calor), la cantidad de energía liberada puede calcularse fácilmente. Cuando la fuente de calor es un objeto caliente de temperatura conocida, el calor específico y el calor latente pueden ir midiéndose según se va enfriando el objeto. El calor latente, que no está relacionado con un cambio de temperatura, es la energía térmica desprendida o absorbida por una sustancia al cambiar de un estado a otro, como en el caso de líquido a sólido o viceversa. Cuando la fuente de calor es una reacción química, como sucede al quemar un combustible, las sustancias reactivas se colocan en un envase de acero pesado llamado bomba. Esta bomba se introduce en el calorímetro y la reacción se provoca por ignición, con ayuda de una chispa eléctrica.

Calorimetría de Combustión:

Es considerada como el método experimental más adecuado para la determinación de fHº de compuestos orgánicos. Basada en la combustión, en atmósfera de O2 de un compuesto que como consecuencia sufre la total ruptura de su esqueleto carbonado, desprendiéndose la energía contenida en los enlaces de la molécula. La reacción de combustión libera energía que a su vez produce incrementos de temperatura en el calorímetro, que se registran en función del tiempo que dura el experimento. Los calorímetros de combustión de alta precisión permiten determinar la energía de combustión del compuesto, cU, con una precisión inferior a 0.02%.

A partir de cU se determinan las entalpías de combustión (cHº) y de formación (fHº) en condiciones estándar y a 25 ºC.

CALOR DE DISOLUCIÓN

La variación de calor que acompaña a la disolución de un mol de una sustancia en un volumen tal de disolvente, que por posterior dilución ya no se produzca una variación de temperatura, se llama calor de disolución. La disolución de sales es generalmente un proceso endotérmico, lo que puede explicarse suponiendo que para pasar del estado sólido al de solución, muy parecido al gaseoso, se consume una cierta cantidad de energía como calor de fusión y de vaporización. En algunos casos, sin embargo, la hidratación exotérmica de los iones puede compensar dicho consumo. Por ejemplo, cuando el nitrato cálcico anhidro se disuelve en agua, se desprenden 4000 cal por mol, y, en cambio, el tetrahidrato absorbe unas 7600 cal al disolverse. La diferencia entre los calores de disolución de las sales anhidras y las hidratadas se llama calor de hidratación.

CALOR DE COMBUSTIÓN

Así se llama el calor desprendido en la oxidación completa de la unidad de peso de una sustancia. El calor de combustión del carbón graso es aproximadamente 7200 kcal/kg y el de la antracita 7550 kcal/kg.

ALGUNAS APLICACIONES DE LA TERMOQUÍMICA

Procesos de almacenado de la energía solar para la producción de combustibles:

La propiedad química del almacenamiento de energía que poseen algunas sustancias es una de las razones técnicas fundamentales para el éxito y desarrollo de tecnologías basadas en el carbón o el petróleo. Los desarrollos hacia sistemas energéticos globales sostenibles va a exigir la sustitución de los carburantes fósiles por otros cuya principal fuente sea energía renovable. Si la radiación solar se utiliza

para producir un combustible idéntico o con propiedades similares a los basados en materias primas y procesos de conversión convencionales, se tienen los denominados “combustibles solares”.

Una característica común de todos estos procesos es que requieren un elevado aporte energético con altas densidades de flujo solar, lo que requiere una tecnología de alta concentración.

1. Producción solar de Hidrógeno:

La producción de solar puede ser un elemento clave de los futuros sistemas energéticos. El agua es la fuente más abundante de en la tierra, y la energía solar se puede utilizar para completar la reacción de hidrólisis. Puesto que el agua se regenera por el uso final de la energía del hidrógeno, se obtiene un ciclo cerrado y completo de la energía limpia.

A temperaturas muy altas la disociación térmica (termólisis) de agua procederá de acuerdo con la ecuación (1). La clave del proceso es alcanzar la separación in situ utilizando para ello un reactor solar conteniendo una membrana de zirconio para la separación de . Se han alcanzado temperaturas en el reactor de 2.250 K, y el rendimiento del hidrógeno ha excedido la predicción teórica. Las temperaturas tan elevadas pueden obtenerse a través de radiación solar.

2. Producción solar de Cemento:

La producción mundial de cemento tiene una alta emisión de dióxido de carbono con una contribución del 5 por 100 a las emisiones globales antropogénicas de dióxido de carbono. Estas emisiones pueden ser reducidas sustancialmente utilizando energía solar en la descomposición térmica de la cal viva, que es el principal paso endotérmico en la producción de cemento, Ecuación (8).

Esta reacción es altamente endotérmica razón por la cual la industria cementera requiere una alta aportación de energía

térmica. Debido a ello, puede tener sentido la integración de la energía solar térmica en la producción industrial de cemento, basándose en reactores de tipo ciclónico situados en el foco de un sistema receptor central. Este reactor puede ser abierto a la atmósfera dado que la reacción de calcinación puede producirse en presencia de aire y la absorción efectiva de la luz solar concentrada puede CONSEGUIRSE

CALCULOS TERMOQUIMICOSLa Termoquímica es una subdisciplina de la fisicoquímica que estudia los cambios de calor en procesos de cambio químico, como lo son las reacciones químicas. Se puede considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmósfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien puede considerarse que se producen a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando).

Tratándose de intercambios de calor a presión constante, la magnitud característica de la termoquímica es el incremento de entalpía, es decir, la variación de calor que se dará en el paso de reactivos a productos.

Existen dos procesos involucrados en el estudio de la termoquímica,

Proceso a presión constante El calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción.

Proceso a volumen constante El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción. Procesos exotérmicos y endotérmicos [editar]En función del calor que intercambien en el medio, los procesos se pueden clasificar como exotérmicos y endotermicos . En el caso que nos ocupa, los procesos son las reacciones químicas, y lo que nos indicará si la reacción habrá perdido o ganado energía es la entalpía de la reacción.

Exotérmicas: Desprenden calor hacia el entorno, es decir, pierden calor: qp < 0, y . Endotérmicas: Absorben calor del entorno, es decir ganan calor: qp > 0, y . En relación con la energía libre de Gibbs, la variación de entalpía de reacción gobierna también, junto a la entropía y la temperatura, la espontaneidad o inespontaneidad de una reacción. Ley de Hess [editar]Germain Henry Hess (Ginebra, 1802-San Petesburgo, 1850) fue un fisicoquímico ruso de origen suizo que sentó las bases de la termodinámica actual. Trabajó fundamentalmente la química de gases, y enunció la ley que nos disponemos a comentar ahora:

“En una reacción química expresada como la suma (o diferencia) algebraica de otras reacciones químicas, puesto que es función de estado, la entalpía de reacción global es también la suma (o diferencia) algebraica de las entalpías de las otras reacciones.” Consideremos la reacción:

A B

Y supongamos la existencia de las siguientes reacciones intermedias, de conocida:

A C

D C

D B

Vemos que podemos montar un ciclo termodinámico tal que, en vez de ir de A a B directamente, pasemos por todas las reacciones intermedias antes descritas:

A C D B

Como la entalpía es una función de estado, . El proceso no depende del camino, y, por lo tanto, es indiferente que la hagamos directamente o teniendo en cuenta las demás reacciones.

Nótese que la reacción D C va en el sentido opuesto al que nos interesa para cerrar el ciclo. Por ello, debemos invertir la dirección del flujo energético para obtener la reacción que queremos, y eso se logra cambiando el signo de la variación entálpica. Es decir,

.

Teniendo esto en cuenta, la entalpía de la reacción que queremos será:

En ocasiones, deberemos multiplicar la entalpía de reacción de una de las intermediarias por algún coeficiente estequiométrico para que se cumpla la relación lineal entre las diferentes variaciones de entalpías. Dependencia de la variación de la entalpía de reacción con la temperatura [editar]Conocemos que la entalpía de una reacción depende de la temperatura, ya que depende de la energía interna. En ocasiones, nos interesará conocer la variación de

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICALa segunda ley de la termodinámica o segundo principio de la termodinámica expresa, en una forma concisa, que “La cantidad de entropía de cualquier sistema aislado termodinámicamente tiende a incrementarse con el tiempo, hasta alcanzar un valor máximo”. Más sencillamente, cuando una parte de un sistema cerrado interacciona con otra parte, la energía tiende a dividirse por igual, hasta que el sistema alcanza un equilibrio térmico.

Contenido [ocultar] 1 Descripción general 1.1 Entropía en mecánica estadística 1.2 Entropía de Von Neumann en mecánica cuántica 1.3 Entropía generalizada en Relatividad general 2 Véase también Descripción general [editar]En un sentido general, la segunda ley de la termodinámica afirma que las diferencias entre sistemas en contacto tienden a igualarse. Las diferencias de presión, densidad y,

particularmente, las diferencias de temperatura tienden a ecualizarse. Esto significa que un sistema aislado llegará a alcanzar una temperatura uniforme. Una máquina térmica es aquella que provee de trabajo eficaz gracias la diferencia de temperaturas de dos cuerpos. Dado que cualquier máquina termodinámica requiere una diferencia de temperatura, se deriva pues que ningún trabajo útil puede extraerse de un sistema aislado en equilibrio térmico, esto es, requerirá de la alimentación de energía del exterior. La segunda ley se usa a menudo como la razón por la cual no se puede crear una máquina de movimiento perpetuo.

La segunda ley de la termodinámica ha sido expresada de muchas maneras diferentes. Sucintamente, se puede expresar así:

Es imposible un proceso cuyo único resultado sea la transferencia de energía en forma de calor de un cuerpo de menor temperatura a otro de mayor temperatura. Enunciado de Clausius. Es imposible todo proceso cíclico cuyo único resultado sea la absorción de energía en forma de calor procedente de un foco térmico (o reservorio o depósito) y la conversión de toda ésta energía en forma de calor en trabajo. Enunciado de Kelvin-Planck. Gráficamente se puede expresar imaginando una caldera de un barco de vapor. Ésta no podría producir trabajo si no fuese porque el vapor se encuentra a temperaturas y presión elevadas comparados con el medio que la rodea.

Matemáticamente, se expresa así:

donde S es la entropía y el símbolo de igualdad sólo existe cuando la entropía se encuentra en su valor máximo (en equilibrio).

Una malinterpretación común es que la segunda ley indica que la entropía de un sistema jamás decrece. Realmente, indica sólo una tendencia, esto es, sólo indica que es extremadamente improbable que la entropía de un sistema cerrado decrezca en un instante dado. Entropía en mecánica estadística [editar]Si para un sistema de partículas en equilibrio térmico se conoce la función de partición Z, dada por los métodos de la mecánica estadística clásica se puede calcular la entropía mediante:

Donde kB es la constante de Boltzmann, T la temperatura y las probabilidades Pj que aparecen en el sumatorio vienen dadas por la temperatura y la energía de los microniveles de energía del sistema: Entropía de Von Neumann en mecánica cuántica [editar]En el siglo XIX el concepto de entropía fue aplicado a sistemas formados por muchas partículas que se comportan clásicamente, a principios del siglo XX Von Neumann generalizó el concepto de entropía para sistemas de partículas cuánticas, definiendo para un estados mezcla caracterizado por una matriz densidad ρ la entropía cuántica de Von Neumann como la magnitud escalar:

Entropía generalizada en Relatividad general [editar]El intento de extender el análisis termodinámico convencional al universo entero, llevó a examinar a principios de los 70 el comportamiento termodinámico de estructuras como los agujeros negros. El resultado preliminar de dicho análisis reveló algo muy interesante, que la segunda ley tal como había sido formulada convencionalmente para sistemas clásicos y cuánticos podría ser violada en

presencia de agujeros negros. Sin embargo, los trabajos de Jacob D. Bekenstein sobre teoría de la información y agujeros negros sugirieron que la segunda ley seguiría siendo válida si se introducía una entropía generalizada (Sgen) que sumara a la entropía convencional (Sconv), la entropía atribuible a los agujeros negros que depende del área total (A) de agujeros negros en el universo. Concretamente esta entropía generalizada debe definirse comohttp://es.wikipedia.org/wiki/Segundo_principio_de_la_termodin%C3%A1mica

 

ENTROMPIA DE LA 2DA LEY D LA TRMODINAMICAEn termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La palabra entropía procede del griego (ἐντροπία) y significa evolución o transformación.

Contenido [ocultar] 1 Evidencias 2 Ecuaciones 3 Cero absoluto 4 Entropía y reversibilidad 5 Interpretación estadística de la entropía 6 Relación de la entropía con la Teoría de la información 7 Véase también 8 Enlaces externos Evidencias [editar]Cuando se plantea la pregunta: ¿por qué ocurren los sucesos de la manera que ocurren, y no al revés? se busca una respuesta que indique cuál es el sentido de los sucesos en la naturaleza. Por ejemplo, si se ponen en contacto dos trozos de metal con distinta temperatura, se anticipa que eventualmente el trozo caliente se enfriará, y el trozo frío se calentará, logrando al final una temperatura uniforme. Sin embargo, el proceso inverso, el trozo caliente calentándose y el trozo frío enfriándose es muy improbable a pesar de

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conservar la energía. El universo tiende a distribuir la energía uniformemente, es decir, maximizar la entropía.

La función termodinámica entropía, S, es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía. Puesto que un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), esta reorganización resultará en un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, alcanzándose la configuración de mayor probabilidad.

La entropía, coloquialmente, puede considerarse como el orden de un sistema, es decir, cuán homogéneo está el sistema. Por ejemplo, si tenemos dos gases diferentes en un recipiente separados por una pared (a igual presión y temperatura) tendremos un sistema de menor entropía que al retirar la pared, donde los dos gases se mezclarán de forma uniforme, consiguiendo dentro del recipiente una mayor homogeneidad que antes de retirar la pared y un aumento de la entropía.

La variación de entropía nos muestra la variación del orden molecular ocurrido en una reacción química. Si el incremento de entropía es positivo, los productos presentan un mayor desorden molecular (mayor entropía) que los reactivos. En cambio, cuando el incremento es negativo, los productos son más ordenados. Hay una relación entre la entropía y la espontaneidad de una reacción química, que viene dada por la energía libre de Gibbs. Ecuaciones [editar]Esta idea de desorden termodinámico fue plasmada mediante una función ideada por Rudolf Clausius a partir de un proceso cíclico reversible. En todo proceso reversible la integral curvilínea de sólo depende de los estados inicial y final, con independencia del camino

seguido (δQ es la cantidad de calor absorbida en el proceso en cuestión y T es la temperatura absoluta). Por tanto ha de existir unaf(x) del estado del sistema, S=f(P,V,T), denominada entropía, cuya variación en un proceso reversible entre los estados 1 y 2 es:

Téngase en cuenta que como el calor no es una función de estado se usa δQ en lugar de dQ.

La entropía física, en su forma clásica, es definida por la ecuación

o más simplemente, cuando no se produce variación de temperatura (proceso isotérmico):

donde S es la entropía, la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el entorno y T la temperatura absoluta en kelvin). Los números 1 y 2 se refieren a los estados iniciales y finales de un sistema termodinámico.

El significado de esta ecuación es el siguiente:

Cuando un sistema termodinámico pasa, en un proceso reversible e isotérmico, del estado 1 al estado 2, el cambio en su entropía es igual a la cantidad de calor intercambiado entre el sistema y el medio dividido por su temperatura absoluta.

De acuerdo con la ecuación, si el calor se transfiere al sistema, también lo hará el grado de entropía. Si la temperatura aumenta, la entropía disminuye. Y viceversa.

Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional, son el J/K (o Clausius) definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe el calor de 1 Julio (unidad) a la temperatura de 1 Kelvin.

Cuando el sistema evoluciona irreversiblemente, la ecuación de Clausius se convierte en una inecuación:

Siendo el sumatorio de las i fuentes de calor de las que recibe o transfiere calor el sistema y la temperatura de las fuentes. No obstante, sumando un término positivo al segundo miembro, podemos transformar de nuevo la expresión en una ecuación:

Al termino σp, siempre positivo, se le denomina producción de entropía y es nulo cuando el proceso es reversible salvo irreversibilidades fruto de transferencias de calor con fuentes externas al sistema. En el caso de darse un proceso reversible y adiabático, según la ecuación, dS=0, es decir, el valor de la Entropía es constante y además constituye un proceso isoentrópico. Cero absoluto [editar]Sólo se pueden calcular variaciones de entropía. Para calcular la entropía de un sistema es necesario fijar la entropía del mismo en un estado determinado. La Tercera ley de la termodinámica fija un estado estándar: para sistemas químicamente puros, sin defectos estructurales en la red cristalina, de densidad finita, la entropía es nula en el cero absoluto (0 K).

Esta magnitud permite definir la Segunda ley de la termodinámica, de la cual se deduce que un proceso tiende a darse de forma espontánea en un cierto sentido solamente. Por ejemplo: un vaso de agua no empieza a hervir por un extremo y a congelarse por el otro de forma espontánea, aun cuando siga cumpliéndose la condición de conservación de la energía del sistema (Primera ley de la termodinámica). Entropía y reversibilidad [editar]La entropía global del sistema es la entropía del sistema considerado más la entropía de los alrededores. También se puede decir que la variación de entropía del universo, para un proceso dado, es igual a su variación en el sistema más la de los alrededores:

Si se trata de un proceso reversible, ΔS (universo) es cero pues el calor que el sistema absorbe o desprende es igual al trabajo realizado. Pero esto es una situación ideal, ya que para que esto ocurra los procesos han de ser

extraordinariamente lentos y esta circunstancia no se da en la naturaleza. Por ejemplo, en la expansión isotérmica (proceso isotérmico) de un gas, considerando el proceso como reversible, todo el calor absorbido del medio se transforma en trabajo y Q=W. Pero en la práctica real el trabajo es menor ya que hay pérdidas por rozamientos, por lo tanto, los procesos son irreversibles.

Para llevar al sistema, de nuevo, a su estado original hay que aplicarle un trabajo mayor que el producido por el gas, dando como resultado una transferencia de calor hacia el entorno, con un aumento de la entropía global.

Como los procesos reales son siempre irreversibles, siempre aumentará la entropía. Así como “la energía no puede crearse ni destruirse”, la entropía puede crearse pero no destruirse. Podemos decir entonces que “como el Universo es un sistema aislado, su entropía crece constantemente con el tiempo”. Esto marca un sentido a la evolución del mundo físico, que llamamos “Principio de evolución”.

Cuando la entropía sea máxima en el universo, esto es, exista un equilibrio entre todas las temperaturas y presiones, llegará la muerte térmica del Universo (enunciado por Clausius). Toda la energía se encontrará en forma de calor y no podrán darse transformaciones energéticas. Interpretación estadística de la entropía [editar]En los años 1890 - 1900 el físico austríaco Ludwig Boltzmann y otros, desarrollaron las ideas de lo que hoy se conoce como mecánica estadística, teoría profundamente influenciada por el concepto de entropía.

Una de las teorías termodinámicas estadísticas (la de Maxwell-Boltzmann), establece la siguiente relación entre la entropía y la probabilidad termodinámica:

Donde S es la entropía, k la constante de Boltzmann y Ω el número de microestados posibles para el sistema (ln es la función logaritmo neperiano).

La célebre ecuación se encuentra grabada sobre la lápida de la tumba de Boltzmann en el Zenmtralfriedhof de Viena, quien se suicidó en 1906, profundamente deprimido por la poca aceptación de sus teorías en el mundo académico de la época.

El significado literal de la ecuación es el siguiente:

La cantidad de entropía de un sistema es proporcional al logaritmo natural de su número de microestados posibles.

Uno de los aspectos más importantes que describe esta ecuación, es la posibilidad de dar una definición absoluta al concepto de la entropía. En la descripción clásica de la termodinámica, carece de sentido hablar del valor de la entropía de un sistema, siendo relevantes sólo los cambios en la misma. En cambio, la teoría estadística, permite definir la entropía absoluta de un sistema. Relación de la entropía con la Teoría de la información [editar]Recientes estudios han podido establecer una relación entre la entropía física y la entropía de la teoría de la información gracias a la revisión de la física de los agujeros negros. Según la nueva teoría de Jacob D. Bekenstein el bit de información sería equivalente a una superficie de valor 1/4 del área de Plank. De hecho, en presencia de agujeros negros la segunda ley de la termodinámica sólo puede cumplirse si se introduce la entropía generalizada o suma de la entropía convencional (Sconv) más un factor dependiente del área total (A) de agujeros negros existente en el universo, del siguiente modo:

Donde, k es la constante de Boltzmann, c es la velocidad de la luz, G es la constante de la gravitación y es la constante de Planck racionalizada.

Los agujeros negros almacenarían la entropía de los objetos que engulle en la superficie del horizonte de sucesos. Stephen Hawking ha tenido que ceder ante las evidencias de la nueva

teoría y ha propuesto un mecanismo nuevo para la conservación de la entropía en los agujeros negros.

Simplemente, al realizar un trabajo, se ocupa muy poca energía; la entropía se encarga de medir la energía que no es usada y queda reservada en un cuerpo.

Entropía y su Relación con las Termociencias

Ya que tenemos estos conocimientos previos de lo que es la entropía debemos aplicarlos a las termociencias, supongamos que tenemos un sistema termodinámico, es decir, algo donde se propague el calor, digamos un comal para hacer tortillas de harina, cuando el calor o la energía calorífica se propaga al comal, podemos decir que el comal está calentado por completo, pero estaríamos cayendo en un error monumental debido a que nunca habrá un equilibrio térmico perfecto, porque el comal está en contacto con el aire, y el comal está calentando al aire y el aire le roba calor al comal.

En realidad si pudiéramos de alguna forma observar con unas gafas especiales este sistema enclavado o ubicado que se está llevando acabo en ese momento podríamos observar un desorden a nivel molecular o de partícula, podríamos ver u observar la partículas que componen al comal de un color encarnado mientras que las partículas del aire se van colorando a razón de que pasen por el comal.

Podremos ver también a nivel molecular un gran desorden de partículas del aire chocando unas con otras debido a la cantidad de calor que están ganando, es cuando se dice que la entropía aumenta en el sistema, alguna vez podría estar en equilibrio ese sistema, la respuesta sencillamente es no debido a que se necesitaría calentar el aire de todo el planeta para que estuviera en equilibrio con el comal, y aún en esas condiciones no estarían en equilibrio debido a que habría que calentar el sistema circundante es decir todo el sistema solar para que el sistema en realidad estuviera en equilibrio y aun asi no lo estaría porque habría que calentar todo el universo y hay que recordar que el universo está en continua expansión.

ENERGIA LIBRE DE GIBBSEn termodinámica, la energía libre de Gibbs (o entalpía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea hace que la entropía del universo aumente, , así mismo esta en función de y .Por lo general solo importa lo que ocurre en el sistema en estudio y; por otro lado el cálculo de puede ser complicado. Por esta razón fue necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs, que sirva para calcular si una reacción ocurre de forma espontánea tomando en cuenta solo las variables del sistema.

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1 Cálculo de la energía libre de Gibbs

1.1 Cambios de energía libre estándar

2 Significado de

3 Demostración Matematica

4 Unidades

5 Véase también

5.1 Enlaces externos

Cálculo de la energía libre de Gibbs [editar]Los cambios en la energía libre

Contenido de calor; T es la temperatura y S es la entropía del sistema. Fue desarrollada en los años 1870 por el físico-matemático estadounidense Williard Gibbs.

Cambios de energía libre estándar [editar]La energía libre de reacción, se denota, , es el cambio de energía en una reacción

a condiciones estandares. En esta reacción los reactivos en su estado estandar se convierten en productos en su estado estandar

Donde A y B son los reactivos en estado estandar y; C y D son los productos en su estado estandar. Además a, b, c y d son sus respectivos coeficientes estequiométricos.

en general:

donde m y n son los coeficientes estequiométricos.

Así como en en el cálculo de la entalpía, en la energía libre estándar de formación para cualquier elemento en su forma estable (1 atm y 25ºC) es 0

Significado de [editar]La condición de equilibrio es La condición de espontaneidad es La condición de espontaneidad en la dirección opuesta es (esta última condición nos dice que la reacción no se producirá).

La energía de Gibbs molar parcial, es lo que se conoce con el nombre de potencial químico, que es lo que se maneja en cálculos termodinámicos en equilibrio, ya que el equilibrio químico entre dos sistemas implica la igualdad de potenciales químicos y su uso facilita los cálculos.

Demostración Matematica [editar]partimos de:

como

Reemplazando:

Multiplicando por T:

Es decir:

Unidades [editar]Al ser una magnitud extensiva, es decir, que depende de la cantidad de sistema, normalmente se va a

referir en unidades de energía por unidad de cantidad de materia. Las más utilizadas son:

En el Sistema internacional de unidades:

ESPOINTANEIDAD DE UN PROCESOEspontáneo Proceso: el pecado Ocurre Intervención del Entorno.Proceso no Espontáneo: Ningún pecado ocurre la Intervención del Entorno.