Energía libre de Gibbs -...

Energía libre de

Gibbs

Objetivo de clase: Predecir la

espontaneidad, o no espontaneidad

y el equilibrio de una reacción

química mediante las variaciones

de la energía libre.

Repaso

Espontaneidad y reversibilidad

Volvamos a revisar los cambios que experimenta el agua. Lee

atentamente la siguiente información:

¿Qué sucederá si la presión y la temperatura se mantienen constantes a

1 atmósfera y 0° C respectivamente?, ¿el agua se congelaría o se

convertirá al estado líquido?

Como verás, existen diversos procesos:

Espontáneos, son aquellos que ocurren de manera natural en una determinada dirección.

No espontáneos, aquellos que no ocurrirán de manera natural en una determinada dirección.

Reversibles, los que pueden ir y regresar de un estado a otro, siguiendo el mismo camino, es decir, pueden ir en ambas direcciones.

Irreversibles, son aquellos que ocurre en una dirección única. No pueden invertirse por si solo de modo espontáneo.

Entropía y desorden

Ejercicio de entropía

¿Qué

quiere

decir

esto?

Energía libre de Gibbs “En un vaso de vidrio, agregué cinco

cucharadas de vinagre y sobre él, una

cucharadita de bicarbonato ( NaHC O 3 ) .

Inmediatamente se produjo efervescencia y la

espuma alcanzó la parte superior del vaso,

sonaba muy fuerte, como cuando se destapa

una bebida gaseosa”

Considerando lo descrito por el estudiante:

¿Cuál es el sistema de estudio?

¿La reacción es espontánea o no?

¿Clasificarías la reacción como endotérmica o

exotérmica?

Vimos hasta aquí que la entalpía

y la entropía afectan a la

espontaneidad de una reacción

química; pero ¿cómo se

combinan estas dos propiedades,

de manera tal que se obtenga

una única función, cuyo valor

determine si una reacción es o

no espontánea?

J. Willard Gibb

Considerando entonces, la transferencia de calor de un

sistema ( H ) , así como su entropía ( S ) (que puede

alterarse variando la temperatura, T), definió la energía

libre como:

Por ejemplo, si el ∆G de una reacción es

-110 kJ, es posible obtener 110 kJ de

trabajo útil a partir de la reacción. Por el

contrario, si ∆G es +110 kJ, habrá que

suministrar, al menos, esa misma cantidad

de energía en forma de trabajo, para que la

reacción tenga lugar.

La energía libre de

Gibbs, es la parte de la

energía de un sistema

que se puede convertir

libremente en trabajo

útil a temperatura y

presión constante

En síntesis, el valor de ∆G está

directamente relacionado con la

espontaneidad de un proceso, si

la temperatura y la presión se

mantienen constantes, como se

observa en el recuadro:

Ejemplo

El sulfato de calcio en su forma hidratada (CaSO4 ⋅ 2 H2O) es una de

las materias primas empleadas en la fabricación del yeso artificial,

comúnmente denominado yeso seco.

Cuando el sulfato de calcio se disuelve en agua, experimenta el siguiente

proceso de disociación.

Energía libre estándar (∆ G°)

La energía libre en condiciones estándar ( ∆ G° )

corresponde a valores medidos en condiciones

establecidas, tales como:

Sólidos y líquidos, puros.

Gases, a 1 atmosfera (atm) de presión.

Disolución, en concentración 1M ( 1 mol/L )

Elementos, de valor cero por definición ( ∆ Gf ° = 0 )

Temperatura de 25 ° C

Ejercicio

El trihidruro de nitrógeno, más conocido como amoniaco ( NH3 ) ,

químico que es asimilado en forma de amonio ( NH4 +) por las plantas,

como un nutriente que resulta ser de gran importancia para su

desarrollo. ¿Cuál es la variación de energía libre que experimenta la

reacción de formación del amoníaco en condiciones estándar?

Leyes de termodinámica

Resumen de las leyes:

La primera ley de la termodinámica En síntesis, es el principio de conservación de la energía: La energía ni se crea ni se destruye.

La segunda ley de la termodinámica postula, en líneas generales, que las diferencias entre un sistema y sus alrededores tienden a igualarse. Es decir, las diferencias de presión, densidad y particularmente, las diferencias de temperatura tienden a igualarse con sus alrededores. Esta segunda ley también indica, en su definición de Clausius, que es imposible que un sistema a menor temperatura transmita esta a otro sistema con mayor temperatura.

La tercera ley de la termodinámica: en términos simples, indica que la entropía (esto es, nivel de desorden de un sistema) de una sustancia pura en el cero absoluto es cero. Es decir, explicado con un ejemplo, los átomos y moléculas de un objeto en el cero absoluto (0º K o −273,15 ° C) tendrían el menor movimiento posible. No estarían completamente en reposo, pero no podrían perder más energía de movimiento, con lo que no podrían transferir calor a otro objeto.

cabe destacar que el primer principio, el de conservación de la energía, es una de las más sólidas y universales de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por la ciencia.

Ley cero de la Termodinámica

También conocida como el principio de

conservación de energía que se expresa de la

siguiente manera :

“Si un sistema A está en equilibrio térmico con un

sistema B, y éste sistema B está en equilibrio

térmico con otro sistema C, entonces los sistemas A

y C están en equilibrio térmico”

Ejemplo

Una persona está expuesta a varios tipos de

propagación de calor, éstas se combinan y se

establece un equilibrio térmico con la persona

hasta que su temperatura sea igual a la

ambiental.

El calor, es una forma de energía .Su unidad en el

sistema S.I es el Joule.

Otra unidad utilizada es la Caloría de calor (cal), que no

debe confundirse con la caloría alimenticia (Cal).

1 cal = 4.18 Joule.

1Cal= 1000cal= 1kcal

Calor específico

(capacidad calorífica) específica de una sustancia, es la

cantidad de calor requerida para elevar la temperatura

de una unidad de masa de la sustancia en 1 grado.

Si Δ Q, es la cantidad de calor requerido para producir

un cambio en la temperatura Δ T en una masa m de

sustancia, entonces:

CAPACIDAD CALORÍFICA

(equivalente de agua) de un cuerpo es la cantidad de

calor requerida para elevar la temperatura de dicho

cuerpo en un grado. De acuerdo a esta definición, la

capacidad calorífica de un cuerpo de masa “m” y calor

especifico “c” es “mc”

EL CALOR GANADO O

PERDIDO

por un cuerpo de masa “,m” y calor específico “c”,

cuya fase no está cambiando, se debe a un cambio de

temperatura “ Δ T", esta dado por la relación:

Δ Q mc Δ T

EL CALOR DE FUSIÓN (Hf)

un sólido cristalino es la cantidad de calor requerido

para fundir una unidad de masa de éste a temperatura

constante. Esto también equivale a la cantidad de calor

emitido por la unidad de masa del sólido cuando se

cristaliza a la misma temperatura. El calor de fusión del

agua a 0a.C. es aproximadamente 335kJ/kg o 80 cal/gr.

EL CALOR DE

VAPORIZACIÓN (Vd.)

un líquido es la cantidad de calor requerido para

vaporizar una unidad de masa de éste, a una

temperatura constante. Para el agua a 100º C, Vd.

Corresponde aproximadamente a 2,26 MJ/Kg. o 540

cal/gr.

Equilibrio termodinámico: Un

sistema que no tiene interacción

con el medio está en equilibrio

termodinámico cuando no se

observa ningún cambio en sus

propiedades termodinámicas a lo

largo del tiempo.

Equilibrio térmico: Decimos que dos o más

sistemas se encuentran en equilibrio térmico

cuando al estar en contacto entre si, pero

aislados del medio, sus propiedades se

estabilizan en valores que no cambian con el

tiempo.

Formas de trasferencia de

calor

Convección

Conducción

convección

La convección tiene lugar cuando áreas de fluido caliente (de menor densidad) ascienden hacia las regiones de fluido frío. Cuando ocurre esto, el fluido frío (de mayor densidad) desciende y ocupa el lugar del fluido caliente que ascendió. Este ciclo da lugar a una continua circulación (corrientes convectivas) del calor hacia las regiones frías.

conducción

La conducción es el transporte de calor a través de una sustancia y tiene lugar cuando se ponen en contacto dos objetos a diferentes temperaturas. El calor fluye desde el objeto que está a mayor temperatura hasta el de menor temperatura. La conducción continúa hasta que los dos objetos alcanzan la misma temperatura (equilibrio térmico).

EJEMPLOS

historia

La termodinámica, como concepto en física, nace a principios del siglo XIX. No obstante, ya en 1641, el Duque de Toscana, fundador de la Academia Florentina de los Experimentos, aprovechando la entonces emergente tecnología de tubos capilares de vidrio, introdujo el termómetro de bulbo con alcohol y capilar sellado, prácticamente como los usados hoy, y es en esa época cuando se empieza a distinguir entre temperatura (estado térmico) y calor (flujo de energía térmica).

Más tarde, a mediados del XVII, el científico inglés Robert Boyle constató que, los gases encerrados a temperatura ambiente, el producto de la presión por el volumen permanecía constante, y también, que la temperatura de ebullición disminuirá con la presión. Paralelamente se empezaron a desarrollar aplicaciones técnicas de la energía térmica. Y no fue hasta finales del Siglo XVII cuando se empezó a utilizar el vapor de agua para mover las bombas de achique de las minas de carbón en Inglaterra.

Se puede afirmar, como una gran síntesis que la

termodinámica trató de unificar la explicación de las

diferentes fuerzas introducidas en los procesos

mecánicos, eléctricos, químicos, térmicos y magnéticos.

Elementos comunes ley cero

Algunas de las más conocidas aplicaciones de esta rama de la física son:

Los refrigeradores.

Los motores. Estos se interpretan gracias a la primera ley.

Globos sostenidos por gases (helio, por ejemplo).

Además de estos usos, la termodinámica está relacionada con una multitud de aplicaciones, como el secado de cereales, la refrigeración de alimentos, la producción de inoculantes para cultivos agrícolas, la producción de hongos comestibles, la fabricación de circuitos integrados, la refrigeración de componentes de computadoras, la fabricación de energía nuclear, etc.

Sin duda alguna podemos afirmar que procesos históricos como la revolución industrial, avances científicos y tecnológicos tan relevantes como la fabricación de electricidad o la era de la computación no habrían sido posibles sin nuestros conocimientos y manejo de la termodinámica.