algunos tipos de átomos tienden a unirse químicamente con otros átomos
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Entalpia de enlaces
Algunos tipos de átomos tienden a unirse químicamente con otros átomos, iguales o diferentes, para formar moléculas y adquirir estados más estables de energía. La unión se da a través de enlaces covalentes que dan como resultado moléculas diatómicas o poliatómicas energéticamente más estables que los átomos individuales.
A la medida de dicha estabilidad se le denomina energía de enlace y es la que
corresponde al cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de
un mol de moléculas gaseosas. Cuando se forma un mol del mismo tipo de
moléculas a partir de átomos gaseosos, la magnitud de la entalpía es igual, pero
de signo contrario, esto es, se libera energía.
La energía de enlace se determina experimentalmente a presión atmosférica (1
atmósfera), temperatura de 25 oC (298.15 K) y en fase gaseosa por la menor
influencia de las interacciones moleculares.
A las mediciones realizadas a esta presión y temperatura se les llama condiciones
estándares.
La entalpía de enlace medida experimentalmente para un mol de
moléculas de hidrógeno y ácido clorhídrico es:
H2(g) → H(g) + H(g) ∆H = 436.4 kJ
HIl(g) → H2(g) + Il2(g) ∆H = 298.3 kJ
La determinación de la energía de enlace para las moléculas diatómicas con
átomos iguales o diferentes y con enlaces simples, dobles o triples, se calcula
directamente, pero en las moléculas poliatómicas resulta más complicado, puesto
que interviene la influencia de los otros enlaces presentes en la molécula ya sean
iguales o diferentes, en otras palabras, de las condiciones químicas que
prevalezcan.
En moléculas poliatómicas sólo se puede hablar de energía de enlace promedio
para un tipo de enlace.
En la siguiente tabla encontrarás los valores de las entalpías de enlace más
utilizadas:
TABLA DE ENTALPÍAS DE ENLACE
ENLACE Entalpía de enlace
kJ/ mol de enlaces
ENLACES Entalpía de enlace
kJ/ mol de enlaces
C - H 413 H - H 436
O - H 482 C - O 743
N - H 391 C = C 835
O = O 494 H - F 563
C - C 348 H - Cl 432
C = C 612 C - F 485
C - N 292 C - Cl 339
C = O (en CO2) 801 F - F 153
C - O 351 Cl - Cl 243
I - I 151 N≡ N 991
H - I 299 Br - Br 193
La energía de enlace es útil para predecir la entalpía aproximada de una reacción,
considerando que para la ruptura de enlaces químicos siempre se tiene que
suministrar energía y para la formación de nuevos enlaces se libera. Así, la
entalpía de una reacción se puede calcular a partir del número de enlaces que se
rompen y se forman.
∆Hr = ∑∆H(reactivos) - ∑∆H(productos)
Calcular la variación de la entalpía de reacción cuando se forma
amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno.
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Representación microscópica de la reacción
Inicialmente para romper los enlaces de los reactivos, la energía requerida
es:
Número de enlaces rotos en un mol de moléculas x entalpía de enlace
1 enlace N≡N x 991 kJ = 991 kJ
3 enlaces H-H x 436 kJ = 1308 kJ
∑∆H(reactivos) = 2299 kJ
Al formarse los enlaces N-H en el amoniaco, se libera:
Número de enlaces formados en un mol de moléculas x entalpía de enlace
6 enlaces N-H x 391 kJ = 2346 kJ
∑∆H(productos) = 2346 kJ
∆Hr = ∑∆H(reactivos) - ∑∆H(productos)
∆Hr =+ 2299 kJ – 2346 kJ
∆Hr = - 47 kJ Reacción exotérmica
Este resultado nos dice que, cuando se forman dos moles de moléculas de
amoniaco a partir de un mol de moléculas de nitrógeno y tres moles de hidrógeno,
se liberan 47 kJ de energía.
Tener presente, que el signo positivo indica que se suministra energía a la
reacción y el signo negativo, que se libera energía cuando se lleva a cabo la
reacción.
En la combustión del metano se obtiene dióxido de carbono y agua de
acuerdo a la siguiente reacción:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
Se rompen: 4 enlaces C-H y 2 enlaces O=O
Se forman: 2 enlaces C=O y 4 enlaces H-O
Número de enlaces rotos en un mol de moléculas x entalpía de enlace
4 enlaces C-H x 413 kJ = 1652 kJ
2 enlaces O=O x 494 = 988 kJ
∑∆H(reactivos) = 2640 kJ
Al formarse los enlaces C=O en el dióxido de carbono y H-O en el agua, se libera:
Número de enlaces formados en un mol x entalpía de enlace
2 enlaces C=O x 801 kJ = 1602 kJ
4 enlaces H-O x 482 kJ = 1928 kJ
∑∆H(productos) = 3530 kJ
∆Hr = ∑∆H(reactivos) - ∑∆H(productos)
∆Hr = + 2640 kJ – 3530 kJ
∆Hr = - 890 kJ Reacción
exotérmica
Esta ecuación termoquímica nos dice que cuando se quema un mol de moléculas
de metano con dos moles de moléculas de oxígeno, se obtiene un mol de
moléculas de dióxido de carbono, dos moles de moléculas de agua y 890 kJ de
energía.
Las reacciones de combustión de hidrocarburos desempeñan un papel muy
importante en nuestro estilo de vida actual. Debido a la gran cantidad de energía
que obtenemos de ellas podemos manejar un automóvil, cocinar los alimentos,
encender la calefacción, tomar una ducha tibia y tener a nuestro alcance una
enorme diversidad de productos industriales de uso cotidiano.
Los seres vivos necesitamos energía y la obtenemos de la combustión de los
alimentos, reacciones exotérmicas que liberan cierta cantidad de energía
dependiendo de su composición química. Los humanos empleamos gran parte de
esa energía en mantener nuestra temperatura corporal.
En los procesos físicos de cambio de fase, también existen cambios de entalpía.
Estos procesos son reversibles, de tal manera que la cantidad de energía
necesaria suministrada para pasar de sólido a líquido o de líquido a gas, es
exactamente la misma que se libera cuando se verifican los procesos contrarios.
Procesos endotérmicos: condensación y solidificación.
Procesos exotérmicos: fusión y evaporación.
Para lograr que un mol de agua en fase sólida (hielo), a 1 atmósfera de
presión, pase completamente a fase líquida (fusión), el sistema debe absorber
6.01 kJ de energía. Es un proceso endotérmico en el que el ∆H = +6.01 kj.
Si lleva a cabo el proceso contrario, la solidificación, el proceso es exotérmico y el
sistema desprende 6.01 kJ, ∆H = -6.01 kJ.
La determinación de la energía de enlace nos sirve para predecir si una reacción
es exotérmica o endotérmica dependiendo de la estabilidad de las moléculas en
reactivos y productos considerando que la ruptura de enlaces requiere energía y
la formación de nuevos enlaces, libera energía.
Muchas veces, como vimos anteriormente, no es posible determinar con exactitud
las entalpías de enlace de moléculas poliatómicas, debido a la diversidad de
condiciones químicas que se presentan y sólo podemos obtener cálculos
aproximados de las entalpías.
Resulta más conveniente calcular la variación de la entalpía de reacción, a partir
de las entalpías estándares de formación de reactivos y productos. La entalpía
estándar de formación ∆H0f, es el cambio de energía que se produce cuando un
mol de un compuesto se forma a partir de sus elementos, a presión de una
atmósfera y temperatura de 25 oC. El exponente 0 nos indica estas condiciones de
presión y temperatura, las que se conocen, como condiciones estándares.
Estas entalpías se calculan experimentalmente en un calorímetro a presión
constante y por convención, a los elementos que existen en más de una forma en
condiciones estándares, la más estable, tiene una entalpía de formación igual a
cero.
El oxígeno, existe como: O, O2 y O3. La forma más estable a 25 oC y 1
atmósfera de presión es el O2, su entalpía de formación es cero.
Si se conocen las entalpías estándares de formación de reactivos y productos, se
puede calcular la entalpía estándar de reacción ∆H0r, con más exactitud.
Si se tiene una reacción:
aA + bB → cC + dD
La entalpía estándar de reacción, está dada por:
∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos)
En donde:
∑∆H(reactivos) = [ a∆H0f de A + b∆H0
f de B ]
∑∆H(productos) = [ c∆H0f de C + d∆H0
f de D ]
a, b, c, y d corresponden al número de moles de A, B, C y D.
La entalpía estándar de formación para un mismo compuesto, es diferente en
cada una de las fases en las que se presente.
La entalpía estándar de formación para el:
H2O(l) = -285.8 kJ/mol y para el H2O(g) = -241.8 kJ/mol
Los cambios de entalpía que se producen en las reacciones químicas se pueden
determinar por:
El método directo. El método indirecto (Ley de Hess).
El método directo. Este método se utiliza cuando las reacciones químicas se
completan de manera sencilla, sin productos secundarios que interfieran en la
determinación de la entalpía estándar de formación en un calorímetro a presión
constante. Las reacciones de combustión son un ejemplo de reacciones que
ocurren con limpieza.
Los valores obtenidos de las entalpías de formación ∆H0f, están reportados en
tablas y nos sirven para determinar la entalpía de reacción a partir de ellos
empleando la ecuación anterior. Encontrarás la tabla de datos termodinámicos al
final de esta sección.
Calcular las entalpías de reacción para las siguientes reacciones
químicas:
1. C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
C(grafito) + O2(g) → CO2(g)
∆Hf = 0 ∆Hf = 0 ∆Hf = -393.5 kJ/mol
Para los reactivos:
∑∆H0f (reactivos) = [ 1molx0 + 1molx0 ] = 0
Para los productos:
∑∆H0f (productos) = [ 1molx(-393.5 kJ/mol) ] = -393.5 kJ
∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos)
∆H0r = -393.5 kJ – ( 0 kJ)
∆H0r = -393.5 kJ
∆H0r < 0 Reacción exotérmica
2. C2H6(g) + 3 1/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g)
C2H6(g) + 3 1/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g)
∆Hf = -84.7 kJ ∆Hf = 0 ∆Hf = -393.5 kJ/mol ∆Hf = -241.8 kJ
Para los reactivos:
∑∆H0f (reactivos) = [ 1molx(-84.7 kJ) + 3 1/2molx0 ] = -84.7 kJ
Para los productos:
∑∆H0f (productos) = [ 2molx(-393.5 kJ/mol) + 3(-241.8 kJ) ] = -1512.4 kJ
∆H0r = ∑∆H(productos) - ∑∆H(reactivos)
∆H0r = -1512.4 kJ – ( -84.7 kJ)
∆H0r = -1427.7 kJ
∆H0
r < 0 Reacción exotérmica
Ley de Hess
El método indirecto, Ley de Hess. Este método tiene aplicación, cuando en las
reacciones químicas se producen compuestos secundarios que no tienen interés,
cuando se llevan a cabo con demasiada lentitud o los compuestos no se pueden
sintetizar a partir de sus elementos, lo que imposibilita hacer una medición de
manera directa de la entalpía, como en el método anterior.
En estas circunstancias, los cambios de entalpía se pueden calcular tomando
valores de reacciones bien conocidas y aplicar La Ley de Hess.
La Ley de Hess dice: Cuando en una reacción química los reactivos se convierten
en productos, la variación de la entalpía es el mismo independientemente de que
se verifique la reacción en un paso o en una serie de pasos. Esto significa que, si
se separa una reacción en una serie de reacciones con valores de entalpía de
reacción conocidos, se puede calcular ∆H0reacción para la reacción original.
Analogía. Si una persona se encuentra en Liverpool, en la Avenida Insurgentes, y
necesita desplazarse al Monumento a Obregón que se encuentra en la misma
avenida hacia el norte y consideramos que no existen semáforos, lo puede hacer
de dos formas. Por la forma directa en automóvil sin hacer paradas y por el forma
indirecta, tomando un microbús que realiza varias paradas para subir y bajar
pasaje. En ambos casos, recorre la misma distancia.
Calcular la entalpía estándar de formación del metano.
Escribir la ecuación de síntesis del metano
C(grafito) + H2(g) → CH4(g)
Esta reacción no puede efectuarse como está escrita por lo que no es posible
medir el cambio de entalpía de manera directa. En estos casos es cuando se hace
uso del método indirecto y se aplica la ley de Hess.
Se parte de reacciones de combustión del C, H2 y CH4 para las que se conoce con
exactitud los valores del cambio de entalpía de reacción. Se establece:
a) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H0r = -393.5 kJ
b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H0r = -571.6 kJ
c) CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ∆H0r = -890.4 kJ
La ecuación global sólo contiene C e H2 como reactivos y CH4 como producto. De
acuerdo a la ley de Hess, se deben acomodar todas las ecuaciones químicas de
tal manera que, al sumarlas se cancelen las especies que no aparecen en la
ecuación original y únicamente permanezcan los reactivos y productos. Algunas
veces es necesario multiplicar una o todas las ecuaciones por un coeficiente que
permita eliminar las especies que no aparecen en la reacción de interés.
En las ecuaciones a) y b), tanto el C como el H2 están como reactivos, entonces
permanecen como se escribieron. Sin embargo, el CH4 también se encuentra
como reactivo, debe invertirse para quedar del lado de los productos. Al invertir
una ecuación es muy importante cambiar el signo del valor de la entalpía de
reacción, puesto que se debe considerar que si una reacción en un sentido
es exotérmica (∆H0r = -), en el sentido contrario siempre es
endotérmica (∆H0r = +).
Nota: Si una reacción en un sentido es exotérmica, en el sentido contrario es
endotérmica y el valor de (∆H0r), en ambos procesos, es el mismo.
Se invierte la ecuación c) y se cambia el signo de ∆H0r:
Calcular la entalpía estándar de formación del acetileno a partir de sus
elementos.
La ecuación para la formación del acetileno es:
C(grafito) + H2(g) → C2H2(g)
Se establecen las ecuaciones de combustión para el C, H2 y C2H2 con sus cambios
de entalpías:
a) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H0r = -393.5 kJ
b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ∆H0r = -571.6 kJ
c) 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l) ∆H0r = -2598.8 kJ
El C y el H2 se encuentran como reactivos, al igual que en la ecuación global, el
C2H2 también está como reactivo por lo que se debe invertir la ecuación y quede
como producto; no olvidar cambiar el signo de la entalpía para esta ecuación.
d) 4CO2(g) + 2H2O(l) → 2C2H2(g) + 5O2(g) ∆H0r = +2598.8 kJ
Para eliminar las especies que no intervienen en la ecuación global, es necesario
multiplicar la ecuación a) por 4 para igualar el número de O2 y CO2 en ambos
lados, el valor de la entalpía de reacción de esta ecuación, debe multiplicarse de la
misma manera, por el mismo factor.
e) 4C(grafito) + 4O2(g) → 4CO2(g) ∆H0r = 4(-393.5 kJ) = -1574 kJ
Para llegar a la ecuación global, la ecuación anterior se divide entre dos, sin
olvidar la entalpía de reacción:
2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g) ∆H0
r = +226.6 kJ
Entropia
En la naturaleza todos los procesos que se realizan, son procesos que tienden a
adquirir estados energéticos más estables, esto es, conseguir disminuir la energía
contenida del sistema. Esta situación se logra, al desprender parte de la energía y
emplearla para realizar trabajo útil.
De acuerdo con la primera ley de la termodinámica, la energía total del universo se
conserva, es decir,en todo proceso natural la energía se conserva pero dicha
energía tiende a dispersarse y se vuelve menos aprovechable. (La energía se
conserva en cantidad pero no en calidad).
Uno de los principales objetivos de la termodinámica es predecir si un proceso
ocurrirá o no de manera espontánea en ciertas condiciones. En los laboratorios y
en la industria es de gran utilidad conocer los factores que influyen en la
espontaneidad de las reacciones para valorar su viabilidad. También es útil para
entender los complicados procesos biológicos.
A una reacción que ocurre en ciertas condiciones se le llama reacción espontánea
y si no se verifica en esas condiciones es una reacción no espontánea. Cabe
aclarar, que si un proceso se lleva a cabo en ciertas condiciones no
necesariamente ocurre en dirección opuesta bajo las mismas condiciones.
Un proceso es reversible, cuando el cambio que sufre el sistema se efectúa de tal
forma que se puede devolver a su estado original, sin que haya cambio neto en el
sistema ni en el entorno. Un proceso irreversible es aquel en el que no se puede
devolver el sistema y el entorno a su estado original.
De estas situaciones, se derivan dos conceptos importantes:
Siempre que un sistema químico está en equilibrio, los reactivos y productos se
interconvierten reversiblemente.
En todo proceso espontáneo, el camino que va de reactivos a productos es
irreversible.
Muchos procesos físicos y químicos ocurren de forma espontánea en
la naturaleza:
El agua de una cascada cae pero nunca sube espontáneamente. Al dejar caer un huevo se rompe y no se une espontáneamente. El hielo se funde a temperatura ambiente y no se congela
espontáneamente.
El sodio reacciona con el agua para formar hidróxido de sodio e hidrógeno y nunca el hidrógeno reacciona con el hidróxido espontáneamente para formar sodio y agua.
El calor fluye de un sistema de mayor temperatura a uno de menor y no espontáneamente al contrario.
Se ha observado que numerosos procesos exotérmicos son espontáneos, pero
también que algunos no lo son y que procesos endotérmicos son espontáneos.
Esto nos indica que existe otro factor que influye sobre la espontaneidad y es la
entropía, S.
De aquí se desprende la Segunda Ley de la Termodinámica: (existen diversas maneras de expresarla)
Los procesos naturales ocurren sólo en una dirección, la de la máxima dispersión de energía.
La entropía del universo aumenta en el curso de todo proceso natural.
Clausius: Todo proceso cíclico cuyo único efecto final sobre los alrededores sea transferir calor de un cuerpo frío a un cuerpo caliente, es imposible.
Kelvin-Planck: Todo proceso cíclico cuyo único efecto final sobre los alrededores sea absorber calor de un cuerpo y convertirlo íntegramente en trabajo, es imposible.
Para entender la entropía, se analizará que sucede a nivel microscópico en un
sistema determinado.
En un sólido, las partículas están juntas en una posición fija, sólo existen
movimientos de vibración. En un líquido se encuentran más separadas y en un
gas aún más. Cuando aumenta la temperatura del gas, la energía cinética de las
partículas es mayor y la separación entre ellas se incrementa. Esto nos muestra
que cuando la cantidad de energía de un sistema aumenta, la entropía también lo
hace debido a la dispersión de la materia o desorden en el sistema.
S sólido< S líquido < S gas < S gas a mayor temperatura
La entropía por lo tanto se define como el grado de dispersión de la energía
o el grado de desorden de la materia en un sistema. La entropía no puede
decrecer naturalmente, por lo tanto, un sistema que la disminuya será sumamente
improbable.
El agua líquida a temperatura ambiente y a presión atmosférica es
imposible que se transforme en hielo.
La entropía estándar de una sustancia es la entropía absoluta a 1 atmósfera de
presión y 25 0C, casi siempre es positiva y a diferencia de las entalpías de
formación para los elementos en su forma más estable, también tienen un valor.
La entropía, es una función de estado y cuando un sistema cambia de un estado a
otro se tiene:
∆S0 = S0f – S0
i
El valor de la entropía del agua líquida es mayor que en el agua sólida, por lo
tanto:
∆S0 < 0 = -
La conexión entre la entropía y la espontaneidad de un proceso queda expresada
en la segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo aumenta en un
proceso espontáneo y se mantiene constante en uno en equilibrio.
Por lo que se deduce:
S universo > O El proceso puede ocurrir, es espontáneo e irreversible.
S universo < O El proceso es en extremo improbable, no es espontáneo.
S universo= O El proceso es reversible, puede ocurrir en ambas direcciones.
Como podemos observar, la entropía aumenta al agregar energía térmica al
sistema para cambiar de fase, de tal manera que si el cambio de calor ocurre a
presión constante, estamos hablando de un cambio de entalpía. Cuando la
entalpía de un sistema decrece a un valor en el que la entropía alcanza un valor
mínimo, a cero grados kelvin, se toma en consideración otro principio, la tercera
ley de la termodinámica, que establece:
A cero grados kelvin, la entropía de un cristal perfecto es igual a cero.
El cambio de la entropía depende del cambio de la entalpía en el sistema entre la
temperatura absoluta, debido a que entre menor sea ésta, mayor es el cambio en
el sistema:
∆Ssistema = ∆H
T
Los valores de la entropía son pequeños, por lo que se expresan en J/K mol, para
un mol de sustancia.
Para el entorno, por consiguiente se tiene:
∆Sentorno = - ∆H
T
Y para el cambio total en condiciones estándares:
∆S0 universo = ∆S0
sistema + ∆S0entorno
Para calcular el cambio de entropía de un sistema en el que ocurre una reacción
química:
aA + bB → cC + dD
∆S0reacción = ∑ nS0
produtos – ∑nS0reactivos
La entropía nos sirve para predecir la espontaneidad de una reacción química.
Predecir cómo será el cambio de la entropía en condiciones estándares
de las siguientes reacciones y establecer con base en éste su espontaneidad.
a) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
b) 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
c) H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
a) El carbonato de calcio sólido tiene un valor de entropía bajo y se descompone
en óxido de calcio sólido con un menor valor de entropía por contener menor masa
fórmula y en un gas que tiene mayor entropía. De estas consideraciones se
deduce que el cambio de entropía en los productos es mayor con respecto a los
reactivos, por tal motivo el ∆S0reacción es mayor que cero, proceso espontáneo.
Al realizar cálculos:
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos
∆S0 reacción = 253.4 J/k – 92.9 J/k = 160. 5 J/k
∆S0 reacción > 0 Proceso espontáneo
b) Dos moles de hidrógeno gas reaccionan con un mol de oxígeno gas con un
valor alto de entropía para formar dos moles de agua líquida, el sistema se
ordena, hay una disminución en la entropía.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
S0 = 131 J/k mol + S0 = 39.8 J/k mol → S0 =69.9 Jk mol
∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos
∆S0 reacción = 139.8 J/k –467 J/k = -327.2J/k
∆S0 reacción < 0 Proceso no espontáneo
c) Un mol de hidrógeno gas reacciona con un mol de cloro gas para obtener dos
moles de ácido clorhídrico gas. En este caso el valor de la entropía es positivo o
negativo pero con un valor pequeño.
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
S0 = 131 J/k mol + S0 = 223 J/k mol → S0 = 187 J/kmol
∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos
∆S0 reacción = 374 J/k – 354 J/k= +20 J/k
∆S0 reacción > 0 Proceso espontáneo
Como hemos visto en las reacciones anteriores, el cambio en la entropía nos
muestra si un proceso es espontáneo o no en función de ella. Pero debemos
considerar además el cambio de la entalpía. Un cambio en la entalpía de un
sistema, transfiere energía al entorno, lo que produce un desornen en el universo,
por lo que:
∆S entorno = - ∆H sistema
T
Cuando se hace reaccionar nitrógeno gas con hidrógeno gas a
temperatura ambiente, se obtiene amoniaco gas. ¿A esta temperatura la reacción
es espontánea?
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
Nos damos cuenta que en un sistema en el que disminuye el número de moles
gaseosos, el cambio de la entropía disminuye, por lo que se espera que el ∆S0r
sea positivo, entonces hay que analizar el cambio de la entropía del universo:
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ∆H0r = -92.6 kJ
S0 = 191.5 J/k mol + S0 = 131 J/k mol → S0 = 193 J/k mol
∆S0 reacción = ∆S0 productos – ∆S0 reactivos
∆S0 reacción = 386J/k– 584.5 J/k = -198.5 J/k
∆S0 reacción < 0 Proceso no espontáneo
∆S0 entorno = - ( -92.6 kJ) = - 0.310 kJ = +310 J/k
298k
∆S0 universo = ∆S0
sistema + ∆S0entorno
∆S0
universo = -198.5 J/k + 310 J/k
∆S0 universo = 111.5 J/k Reacción espontánea a 25 0C
Energia libre
Para determinar si un proceso es o no espontáneo, hay que tomar en
consideración la variación de la entalpía y de la entropía, puesto que algunas
veces se contradicen. Por un lado, la entalpía nos dice que un proceso tiende a la
espontaneidad, mientras que la entropía manifiesta lo contrario. Así, es necesario
evaluar a ambas para establecer si un proceso definitivamente es o no
espontáneo en ciertas condiciones.
La energía libre de Gibbs es: la energía liberada por un sistema para realizar
trabajo útil a presión constante. Ésta se representa con el símbolo G y considera
ambos cambios de tal forma que:
∆G = ∆H – T∆S
La variación de la energía libre ∆G, es una función de estado y tiene unidades de
energía. Así, si en una reacción química se libera trabajo útil sin importar lo que
ocurra en el universo el ∆G es negativo y por lo tanto será una reacción
espontánea, puesto que considera la dispersión de la energía ∆H = - y la
dispersión de la materia ∆S = + en el sistema.
De esta manera, si una reacción ocurre a bajas temperaturas con un cambio
pequeño de entropía, entonces el término TS será insignificante y G dependerá
principalmente de H.
Las reacciones endotérmicas ocurren solamente si TS es grande. La temperatura
tiene que ser alta o tiene que haber aumento grande en la entropía para que
predomine este término y sea el que determine el valor del ∆G.
Si:
∆G < 0 La reacción es espontánea en el sentido establecido.
∆G > 0 La reacción no es espontánea en el sentido establecido.
∆G = 0 El sistema está en equilibrio.
La energía estándar de reacción, es el cambio de la energía estándar de
productos menos el cambio de la energía estándar de reactivos
∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos – ∑n ∆G0 reactivos
Se considera para los elementos en su forma más estable en condiciones
estándares ∆G0 = 0.
Calcular la variación de la energía libre a 25 0C y 1 atmósfera de presión
para la siguiente reacción y establecer si es o no espontánea.
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
∆G0 = -32.89 kJ/mol + ∆G0 = 0 ∆G0 = -394.4 kJ/mol + ∆G0 = -237.2 kJ/mol
∆G0 reacción = ∑n ∆G0 productos – ∑n ∆G0 reactivos
∆G0 reacción = -868.8 kJ – (-32.89 kJ)
∆G0 reacción = -835.91 kJ
∆G0 reacción < 0 Reacción espontánea
Si la reacción se lleva a cabo a otra temperatura, es necesario hacer una
corrección y se utiliza:
∆G0 reacción = ∆H0 reacción – T∆S0 reacción
Si la reacción se realiza a 400 K, se calcula:
∆H0 reacción = -890.4 kJ
∆S0 reacción = 353.4 J/K – 186.19 J/K =167.21 J/K
Nota: El valor de S0 por ser pequeño está reportado en J/K mol
∆G0 reacción = ∆H0 reacción – T∆S0 reacción
∆G0 reacción = -957.28 Reacción espontánea
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