Unidad 1: Termodinámica

UNIVERSIDAD DEL ZULIAFACULTAD DE INGENIERÍA

CICLO BÁSICODEPARTAMENTO DE QUÍMICA

CÁTEDRA QUIMICA II

MARACAIBO, Junio DE 2015

Profesora: Ing. Neida Núñez

TERMODINAMICA

Todas las reacciones químicas obedecen a dos leyes fundamentales:

La ley de la conservación de la energía

Estudia

Los cambios de energía que acompañan a las reacciones químicas

La ley de la conservación de la masa

La relación de masa entre reactivos y productos

Estudia

TERMODINAMICA

TERMODINAMICA

Ciencia que se encarga de estudiar, describir e

interpretar las diferentes formas de

interacción energética entre un sistema y sus

alrededores

Tanto los cambios químicos, como los físicos van acompañados de transferencia de energía.

ENERGÍA

La energía, se define como la capacidad para

realizar un trabajo

Todas las formas de energía se pueden convertir unas en otras, ésta no se destruye ni se crea. Cuando desaparece una forma de energía, aparece otra de igual magnitud.

Ley de la conservación de

la energía: La energía total del

universo permanece constante

El universo es la totalidad del

espacio de todas las formas de la

materiaLa energía es

capaz de cruzar la frontera de un

sistema cerrado en forma de calor o

trabajo

CAMBIOS DE ENERGÍA EN LAS REACCIONES QUÍMICAS

Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, por lo general en

forma de calor.

SISTEMA: Parte especifica del universo que es de interés. Para los químicos , los sistemas incluyen las sustancias que están implicadas en los cambios químicos.

Todo lo que hay alrededor del sistema

Universo

TIPOS DE SISTEMAS

Abierto

Intercambia Masa y Energía

Cerrado

Intercambia sólo Energía

Aislado

No Existe Intercamb

io

CAMBIOS EXOTÉRMICOS Y ENDOTÉRMICOS

Cambios en el que el sistema transfiere energía térmica

hacia los alrededores

Exotérmicos

Cambios que suministran energía térmica al sistema

tomándola de los alrededores

Endotérmicos

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) + energía

energía + 2HgO(s) → 2Hg(l) +

O2(g

CALOR

CALOR ESPECIFICO (ce): cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia. Sus unidades son J/g °C

CAPACIDAD CALORIFICA (C): cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de determinada cantidad de la sustancia. Sus unidades son J/°C

C = mce q = mce∆T

m = masa (g)Ce = calor especifico (J/g °C)∆T = Tfinal – Tinicial (°C)

CALOR (q): transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas.

Cuerpo A

MayorTemperatura

Cuerpo B

Menor Temperatura

Calor

El calor específico es

una propiedad intensiva, en tanto que la capacidad

calorífica es una propiedad

extensiva.

CALOR

º

Ejemplos

1. Determine la cantidad de calor necesario para aumentar la temperatura de 300 gramos de agua de

0 ºC a 100 ºC. El calor específico del agua es 4.184J/gºC.Datos: m = 300g T1 = ºC T2 = 100ºC ceH2O = 4.184J/gºC

q = 300gx4.184J/gºCx(100 – 0)ºC = 125520J

q = 126kJ

2. Se mezclan 100 g de agua a 10 ºC con 300 g de agua a 40 ºC. ¿Cuál será la temperatura final de la mezcla?Datos: m1 = 100g T1 = 10ºC m2 = 300g T2 = 40ºC

El calor que cede el agua caliente es el mismo que absorbe el agua fría.

q = mce∆T

q2 = - q1 m2.ceH2O. ∆T2 = - m1.ceH2O.ΔT1

m1.ΔT1 = - m2.ΔT2

300gx(Tf – 40)ºC = -100gx(Tf – 10)ºC 3Tf - 120ºC = 10ºC - Tf

Tf = 32.5ºC

CALOR

º

3. Para elevar la temperatura de un trozo de oro de 12,95 g desde 7ºC hasta 20ºC se necesitan 7,63 calorías. Determina el calor específico del oro.Datos: m = 12.95g T1 = 7ºC T2 = 20ºC q = 7.63cal

q = mce∆T 7.63cal = 12.95gxceAux(20 – 7)ºC

ceAu = 0.045cal/gºC

4. En un calorímetro se colocan 5 kg de agua a 50 ºC y 1 kg de hielo a -80 ºC. Calcula la temperatura final de la mezcla. El calor especifico del agua es 4.184J/gºC y el del hielo es 2.09J/gºC y el calor de fusión del agua es 334J/gDatos: mH20 = 5kg TH2O = 50ºC mhielo = 1kg Thielo = -80ºC ceH2O = 4.184J/gºC cehielo = 2.09J/gºC qfus = 334J/g

El calor que cede el agua será el mismo que absorbe el hielo, pero teniendo en cuenta que el hielo se fundirá y sufrirá un cambio de estado.

- qH2O = qhielo

- 5000gx4.184J/gºCx(Tf – 50)ºC = 1000gx2.09J/gºCx(Tf – (-80))ºC + 1000gx334J/g

- mH2OxceH2OxΔTH2O = mhieloxcehieloxΔThielo + mhieloxqfushielo

Tf = 23.68ºC

TRABAJO

Posición Inicial

Posición Final

Trabajo de Expansión

Trabajo de no Expansión

TRABAJO (w): cantidad de energía transferida mediante una fuerza cuando se produce un desplazamiento.

w = - Pex∆V

P = Presión externa (atm)∆V = Vfinal – Vinicial (L)

El signo menos en la ecuación se debe al convenio para w.

Energí

a Intern

a

Trab

ajo

Trab

ajo

Calor Calor

TRABAJOEjemplo

s

º

1. Se colocan 15 L de un gas ideal en un recipiente a 27 ºC. El recipiente cuenta con un pistón móvil libre de rozamiento. La presión en el exterior se mantiene constante a 750 mmHg. Determina el trabajo realizado en el proceso, si la temperatura a se eleva a 190ºC:Datos: Vi = 15L Ti = 27ºC Pex = 750mmHg Tf = 190ºC

w = - Pex∆V

∆V = Vf - Vi

w = - 0.987atm(23 – 15)L = 7.896atm.L

w = - 800J

Por la ley de Charles y Gay-Lussac

VixTi = VfxTf

TRABAJO

2. Un mol de gas ideal se comprime a presión constante de 2 atm. La temperatura cambia de 100 ºC a 25 ºC. ¿Cuál es el valor del trabajo?

Datos: n = 1mol Ti = 100ºC Tf = 25ºC P = 2atm

w = - Pex∆V

∆V = Vf - Vi

Por la ecuación de estado

PV = nRT

w = - 2atm(12 .2– 15.3)L = 6.2atm.L

w = 628J

PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA

Se basa en la ley de la conservación de la energía, establece que al variar la energía interna en un sistema cerrado, se produce calor y un trabajo.

Relaciona la variación de ENERGÍA INTERNA de un sistema y los mecanismos de transferencia de energía entre el sistema y el entorno.

ENERGÍA INTERNA (E): suma de todas las energías cinéticas y potenciales de las moléculas.

∆E = q + w

Volumen Constante

Isométrico

Temperatura Constante

Isotérmico

PresiónConstante

Isobárico

No existe transferencia

de calor

Adiabático

Tiposde

procesos

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

Esta ley establece que la energía interna de un sistema aislado es constante. Es la base de la calorimetría, el uso de un calorímetro para estudiar los cambios de calor en los sistemas.

En un sistema aislado el calor emitido (o absorbido) por el proceso es absorbido (o liberado) por el calorímetro.

Calorimetría a volumen constante qsis = qcal + qreac

= 0qreac = -

qcal

Bomba Calorimétrica

Calorimetría a presión constante

Calorímetro “taza de

café”

qsis = qsol + qreac = 0

qreac = - qsol

RELACIÓN ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO

Sistema aislado

∆E = 0

Proceso adiabátic

o

∆E = w

Proceso isométric

o

∆E = qv

Se genera calor por la reacción química entre el oxigeno y la gasolina vaporizada en los cilindros. El gas caliente empuja los pistones de los cilindros, efectuando trabajo mecánico que se utiliza para impulsar el vehículo.

La Energía Interna de un gas ideal solo depende de su temperatura. Al ser un proceso isotérmico ∆E = 0 y q = - w


Ejemplos

q = 2.59kJ

1. Un cilindro con un pistón suelto a la atmosfera contiene 30 gramos de aire (Mm = 29 g/mol) a 300K. Determine el calor necesario para que la temperatura se mantenga constante y el volumen final sea el doble del inicial.

Datos: m = 30g T = 300K P = 1atm

∆E = 0

Para un gas ideal a temperatura constante

q = - w

w = - Pex∆V

∆V = Vf - Vi

∆V = 2Vi – Vi = Vi


w = - 1atmx25.4L = 25.4atm.L w = -2578J

∆E = q + w


2. Un sistema realiza un cambio de estado en dos etapas. El calor absorbido, y el cambio en energía interna total, al final del proceso fueron de 100.0 cal y 300.0 cal respectivamente. Si el trabajo realizado en la primera de las etapas fue de 60.0 cal. Determine el trabajo realizado en la segunda etapa.

Datos: ΔEtotal = 300.0 cal qtotal = 100.0 cal w1 = 60.0 cal

∆E = q + w

∆E = q - w

ΔEtotal = qtotal -

wtotal

wtotal = qtotal -

ΔEtotal

wtotal = 100cal - 300.0cal = - 200.0cal

wtotal = w1 + w2

w2 = wtotal – w1w2 = -200.0cal - 60.0cal

w2 = -260cal


3. Un mol de un gas ideal se expande contra un pistón que soporta un presión de 0.2 atm. Si la presión inicial del gas es de 10 atm y la presión final es de 0.4 atm, manteniéndose la temperatura constante a 0ºC, calcule:

a) El trabajo, (en Joules), realizado por el gas durante la expansión.b) El cambio en la energía interna del gas.c) El calor transferido en el cambio.Datos: Pex =

0.2atm Pf = 0.4atm Pi = 10atm T = 0 ºC

∆V = 55.97L – 2.24L = 53.73L

PV = nRT V =

Vi =

= 2.24L

w = - Pex∆V

w = - 0.2atmx53.73L = -10.75atm.L

w = -10.75atm.L x = -1089J

w = -1.09kJ


∆E = 0

∆E = q + w

0 = q + w q = - w q = -1.09kJ

4. Cuál será el volumen final ocupado por un mol de gas ideal, que se encuentra inicialmente a 0ºC y a 1 atm de presión y es sometido a una expansión ireversible isotérmica, contra una presión constante de 1.0 atm obteniéndose un calor igual a 4200.0 J.Datos: T = 0ºC Pi = 1.0atm Pex = 1atm q = 4200J

El proceso es isotérmico∆E =

0

V2 =

64.0L

0 = q + w w = - q

w = - 4200J = - 41.46atm.L

w = - Pex∆V

- 41.6 atm.L = - 1.0atm (V2 – 22.4)L

41.6L = V2 – 22.4L

b) El cambio en la energía interna del gas.

La expansión ocurre a temperatura constante, es decir, es un proceso isotérmico:

c) El calor transferido en el cambio.

La mayoría de las reacciones químicas ocurren a presión constante.

∆E = qp + w

Si no hay cambio neto en el número de moles de los gases de reactivos y productos, no se realiza trabajo alguno

Si se consumen mas moléculas de gas que las que se producen, los alrededores realizan el trabajo de compresión sobre el sistema

Si la reacción produce un incremento en el número de moles de un gas, entonces el sistema realiza trabajo de expansión sobre los alrededores.

∆E = qp - P∆V

∆E = ∆H - P∆V

El calor de reacción a presión constante es igual a la variación de entalpía.

qp = ∆H

CALOR A PRESIÓN CONSTANTE

CALOR A PRESIÓN CONSTANTE

ENTALPÍA (H)

El valor de la entalpía depende de la presión y de la temperatura y también de la cantidad de materia que forma el sistema.

La entalpía es una función de estado, propiedad cuyo valor solo depende del estado actual del sistema y no como llego a él.

∆H = ∆E + P∆V

∆H = ∆E + ∆nRT

En gases

En sólidos y líquidos

∆H ≈ ∆E

∆H = ∆Hproductos - ∆Hreactivos

ENTALPÍA

Ecuación termoquímica

Ecuación balanceada, con los estados de agregación de todos los compuestos que intervienen, y a la derecha, el valor de la entalpía estándar.

∆H = qp

Variación de entalpía en una

reacción química.

Calor absorbido o desprendido en una reacción química cuando ésta transcurre a presión constante.

La entalpia de una reacción puede ser positiva o negativa, según el proceso. Para un proceso endotérmico, ∆H es positivo. Para un proceso exotérmico ∆H es negativo.

2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g) ∆Hor = -89.5 kJ/mol

ENTALPÍA

Entalpía de reacción

estándar, ∆Hºr

Variación de entalpía de una reacción que se lleva a cabo en condiciones termoquímicas estándar, es decir a 25°C y una atmosfera de presión

) es la diferencia entre la entalpía molar estándar de los reactivos y de los productos, con cada término de la reacción siendo balanceado con su coeficiente estequiométrico apropiado

Entalpía estándar de formación, ∆Hºf

Variación de entalpía de la reacción de formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar.

C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆Hor = -393.5kJ/mol

∆Hor = ∑n∆Hfo(productos) - ∑m∆Hfo(reactivos)

ENTALPÍA

qf = m∆Hf

qv = m∆Hv

Calor latente de fusión

Calor necesario para cambiar 1 gramo de sustancia en estado solido, a estado líquido, sin cambiar su temperatura.

Calor latente de

vaporización

Calor necesario para cambiar 1 gramo de sustancia en estado líquido, al estado gaseoso en el punto de ebullición.

Variación de entalpía en un

cambio de estado.

Calor requerido por una cantidad de sustancia para cambiar de fase.

ENTALPÍA

Ejemplos

1. Las entalpías estándar de formación CO2(g) y del H2O(l) son respectivamente –393kJ/mol y –286kJ/mol y la entalpía estándar de combustión del etanal C2H4O(l) ) es -1164kJ/mol.

Calcular: a) La entalpía de formación del etanal b) La energía que se libera al quemar 10 gramos de etanal

C2H4O(l) + 3O2 → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔHrº = -1164kJ/molDatos: ΔHfºCO2(g) = -393kJ/mol ΔHfºH2O(l) = –286kJ/mol ΔHrº = -1164kJ/mol m = 10 g

∆Hor = ∑n∆Hfo(productos) - ∑m∆Hfo

(reactivos)

∆Hor = 2molx(–393kJ/mol) + 2molx(–286kJ/mol) - 1molx∆Hfo

C2H4O(l

)

-1164kJ = -786 kJ - 572 kJ - ∆Hfo C2H4O(l) ∆Hfo = 1164kJ/mol-1358kJ

C2H4O(l )

∆Hof = -194kJ

a) C2H4O(l

) n =10gx = 0.227mol

b)

ΔHr = -1164kJ/molx0.23mol

ΔHr = -264kJ

∆E = q + w

Para un gas ideal la energía interna y la entalpía dependen únicamente de la temperatura, por lo tanto cuando la temperatura es constante

∆E = 0

∆H = 0

0 = q + w q = - w

2. Dos litros de nitrógeno a 0ºC y 5 atmósferas de presión se expanden isotérmicamente, hasta alcanzar una presión de1 atm. Suponiendo que el gas es ideal, hallar: a) w; b) ∆E; c) ∆H; d) qDatos: Vi = 2L

T = 0ºC P = 5atm


n =

PV = nRT

n = = 0.446moles

= 10L

ENTALPÍA

w = - Pex∆Va)

w = -1atmx(10 – 2)L= - 8atm.L

b) ∆E = 0

c)∆H =

0

d) q = - wq = 810J

w = - 810J

ENTALPÍA

ENTALPÍA

3. Calcular la ΔE de la siguiente reacción en condiciones estándar.:

2CO (g) + O2 (g) → 2CO2 (g) ∆Hor = -566kJ

∆E = qp + w

∆E = ∆H - P∆V

∆E = ∆H - ∆nRT

∆n = n(g)productos - n(g)reactivos

∆n = 2mol – 3mol = -1mol

∆E = -566kJ – (-1mol)x8.31x10-3 kJ/K.molx298K

ΔE = -563kJ

∆E = -566kJ + 2.5kJ

ENTALPÍA

4. Cuando se lleva a cabo la reacción entre el hidrógeno y el nitrógeno para dar amoníaco gaseoso, a 400ºC y en un recipiente cerrado, se desprenden 2,5 kJ de calor por cada gramo de amoníaco formado. Calcular la variación de energía interna del proceso, expresando el resultado en kJ/mol de NH3 , y escribir la correspondiente ecuación termoquímica.

H2(g) + N2(g) →

NH3(g)

La reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado.

Datos: T = 400ºC qp = ΔH = -2.5kJ m = 1g NH3

V = constante ∆E = qv

∆E = - 2.5kJ

∆E =

xΔE =

-43kJ/mol

ΔE = -43kJ/mol

ENTALPÍA

Datos: m = 2.35g T = 25ºC qv = - 98397J

5. Se queman en una bomba calorimétrica (calorímetro) 2,35 gramos de benceno, C6H6 (l) a 25ºC y se desprenden 98397 J. Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante y a esta misma temperatura, e indicar la ecuación termoquímica correspondiente.

La reacción se lleva a cabo en un recipiente cerrado.

V = constante ∆E = qv

∆H = ∆E + ∆nRT

∆E = -98397J

∆E = ∆H - ∆nRT ∆E =- x = - 3265943J/mol

C6H6(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) 6 3

∆n = ∆H = -3266kJ/mol + (-1.5mol) x8.31x10-3 kJ/K.molx298K

ΔH = - 3270kJ/mol

ΔH = - 3270kJ/mol

DESORDEN DE UN SISTEMA

ENTROPÍA (S)

¿Por qué algunas reacciones tienen tendencia a producirse, mientras que otras no?

Cambios Espontáneos

El que sucede sin necesidad de ser impulsado por una influencia externa.

Cambios no Espontáneos

El que necesita de una fuerza externa para que se produzca.

Es una medida de la aleatoriedad o del desorden de un sistema.

A medida que aumenta el

desorden de un sistema, mayor

será su entropía.

ENTROPÍA

ENTROPÍA (S)

qrev = calor en proceso reversibleT = Temperatura absoluta(K)

A T constante

Cuando varia T

C = capacidad caloríficaT1 = Temperatura inicial (K)T2 = Temperatura final (K)

Para un cambio

de estado físico

En

trop

ía d

e re

acció

n

está

nd

ar

∆Sor = ∑nSo(productos) - ∑mSo(reactivos)

La entropía de un sistema aislado aumenta en el curso de cualquier cambio espontaneo.

La entropía permite determinar la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo.

Par

a un g

as

ideal

ΔS = C ln

ΔS = nRln

ΔS =

ΔSvap =

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA

Esta ley establece que la entropía del universo aumenta en un proceso espontaneo y se mantiene constante en un proceso que se mantiene en equilibrio.

∆Suniv = ∆Ssis + ∆Salr > 0

∆Suniv = ∆Ssis + ∆Salr = 0

Así como la energía no puede crearse ni

destruirse, la entropía puede crearse pero no

destruirse.

Si una reacción produce mas moléculas de gas que las que consume, ∆So > 0

Si el número total de moléculas de gas disminuye, ∆So < 0

Si no hay cambio neto en el número total de moléculas del gas, ∆So puede ser positivo o negativo.

La entropía de los gases es mayor que la de los líquidos, y la de éstos mayor que la de los sólidos.

Espontáneo

En Equilibrio

∆Suniv = ∆Ssis -


Ejemplos

1. Calcular la variación de entropía de las siguientes reacciones a partir de las entropías molares estándar de los compuestos de las sustancias que intervienen en las mismas.a)Descomposición térmica del carbonato cálcicob)Creación de dióxido de nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígenoc)Cloruro de bromo a partir de bromo y cloro

Sustancia CaCO3(s) CaO(s) CO2(g) NO(g) NO2(g) O2(g) Br2(g) Cl2(g) BrCl(g)

Sº(J/Kmol) 92.9 39.8 213.6 210.6 240.5 205.0 152.3 223.0 239.7

∆Sor = ∑nSo(productos) - ∑mSo

(reactivos)

a)Descomposición térmica del carbonato cálcico

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

1molx213.6J/Kmol + 1molx39.8J/Kmol – 1molx92.9J/Kmol∆Sor

=

ΔSº = 160.5J/K


b)Creación de dióxido de nitrógeno a partir de monóxido de nitrógeno y oxígeno

NO2(g)NO(g)+ O2(g)

2 2

2molx240.5J/Kmol - (2molx 210.6J/Kmol + 1molx205.0J/Kmol )

∆Sor =

ΔSº = - 141.6J/K

a)Cloruro de bromo a partir de bromo y cloro

Br2(g) + Cl2(g) 2 BrCl(g)

2molx 239.7J/Kmol- (1molx152.3J/Kmol + 1molx 223.0J/Kmol)∆Sor

=

ΔSº = 104.1J/K


2. Un kilogramo de hielo a 0°C se funde hasta transformarse totalmente en agua líquida a 0°C en un ambiente a 20°C. (∆Hf hielo = 80 cal/ga) ¿Cuánto ha variado la entropía del hielo?b) ¿Cuánto ha variado la entropía del Universo?c) ¿Cómo debería procederse para realizar el mismo proceso en forma reversible?

ΔS =

Datos: mhielo = 1k Ti = 0ºC Tf = 20ºC

qf = m∆Hf

qf = 80cal/gx1000g = 80000cal

ΔShielo =

ΔShielo = 293cal/K El calor absorbido por el hielo es cedido por el

ambiente, y lo cede a temperatura constante de 20ºC

qamb = - 80000cal = -

273cal/KΔSamb =

∆Suniv = ∆Ssis + ∆Salr ∆Suniv = 293cal/K –

273cal/K ΔSuniv = 20cal/K

TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA

Esta ley establece que la entropía de una sustancia cristalina perfecta es cero a la temperatura del cero absoluto.

Permite determinar la entropía absoluta de las sustancias.

∆S = Sf - Si

∆S = Sf

Esto tiene una importancia considerable

en el análisis de reacciones químicas y en

la física cuántica.

Puede formularse también como que a medida que un sistema dado se aproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico.

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

ENERGIA LIBRE (G)

∆G = ∆H - T∆S

A T constante

Energía disponible para realizar trabajo.

∆Gor = ∑n∆Gf° (productos) - ∑m∆Gf° (reactivos)

∆G < 0 La reacción es espontánea en la dirección directa.

∆G > 0 La reacción es no espontánea .

∆G = 0 La reacción está en equilibrio

T a la que la

reacción esta en

equilibrio


Si tanto ∆H como ∆S son positivos, entonces ∆G sera negativo sólo cuando T∆S sea mayor en magnitud que ∆H.

Si ∆H es negativo y ∆S es positivo, entonces ∆G siempre será negativo independientemente de T.

Si ∆H es positivo y ∆S es negativo, entonces ∆G siempre será positivo independientemente de T.

Si tanto ∆H como ∆S son negativos, entonces ∆G sera negativa sólo cuando T∆S sea mas pequeña en magnitud que ∆H.

Ejemplos


1. La entalpía de reacción estándar de la reacción entre el metano y el cloro gaseoso para dar clorometano y cloruro de hidrógeno es -114 kJ/mol. Sabiendo que la variación de entropía estándar es 11,1 J/K.mol, calcula la variación de la energía libre de Gibbs estándar, a 25 ºC, y decide si el proceso es espontáneo o no en estas condiciones.

Datos: ΔH = -114kJ/mol ΔS = 11.1J/Kmol T = 25ºC∆G = ∆H - T∆S

∆G = -114x103J/mol – 298Kx11.1J/K.mol

∆G = -1.17x105J/mol

La reacción es espontánea

CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)


2. Para la reacción de formación de agua, a 298 K y 1 atm, según la ecuación:

H2(g) + ½O2(g) → H2O(g) ; ΔHº = -241.8kJ ; ΔSº = -44J/K

Calcula: a) El valor de la variación de energía libre en estas condiciones. b) La temperatura a la que el sistema no evoluciona por encontrarse en equilibrio, suponiendo que la entalpía y la entropía no varían con la temperatura.

∆Gº = ∆Hº - T∆Sº

T = 5495K

∆Gº = - 228.7kJ

∆Gº = -241.8kJ – (298Kx-44

x )

a)

b)


3. Dada la reacción: SiO2(s) + 3C(s) → SiC(s) + 2CO(g)

a) Halla la entalpía de la reacción. b) Suponiendo que ΔH y ΔS no varíen con la temperatura,

¿a partir de qué temperatura el proceso es espontáneo?

Datos: ΔSºreac. = 353 J/K.mol

ΔHof SiC(s) = -65.3 kJ/mol

ΔHof SiO2(s) = -911 kJ/mol

ΔHofCO(g) = 111 kJ/mol

∆Hor = ∑n∆Hfo(productos) - ∑m∆Hfo

(reactivos)

∆Hor = 2molx(111kJ/mol) + 1molx(–65.3kJ/mol) - 1molx(-911kJ/mol)

∆Hºr = 1067.7kJ

b)

T = 3025 K

¡GRACIAS POR SU ATENCION!

Profesora Neida Núñez

Unidad 1: Termodinámica

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