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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.
