Bien, buenas tardes. Vamos a empezar esta nueva sesión de la asignatura
de Química y hoy, según el programa, vamos a trabajar Termoquímica.
Tenéis aquí en pantalla lo que nos indica el equipo docente en relación
a lo que tenemos que ver de cada apartado, lo que es leer y lo que es
estudiar. Y ahora voy a explicaros aquellos aspectos más importantes de
este tema. Este tema que sobre todo es la aplicación de la ley de Hess, de
la aditividad, de las entalpías, así como de la entropía y de la
energía libre de Gibbs. Y después también una parte muy importante es la
espontaneidad de las reacciones químicas. Que como os debéis saber, la
espontaneidad de las reacciones químicas se mide a través de la energía
libre de Gibbs. ¿De acuerdo? Bien. Pues como os decía, vamos a empezar.
Vamos a trabajar Termoquímica. Vamos a recordar que el calor a presión
constante en una reacción química es lo que se llama la entalpía. La
entalpía o la variación de entalpía es el calor intercambiado en una
reacción química a presión constante. Que no hay que confundir con el
calor intercambiado a volumen constante que coincide con la variación de
energía interna. La energía interna se representaría por U, ¿no? Y nos
referimos a la energía interna. La energía interna se representaría el
calor intercambiado en una reacción química a volumen constante. Pero es
mucho más importante la entalpía. ¿Por qué la entalpía? Pues porque
las reacciones químicas suelen tener lugar a presión constante. Y el
calor que nosotros medimos, que se intercambia en un proceso químico,
¿no? A presión constante es lo que se denomina la entalpía o variación
de entalpía. Importante decir que la entalpía es una función de estado.
¿Qué quiere decir que es una función de estado? Que solo depende del
estado inicial y del final. ¿De acuerdo? Es una función de estado. La
energía interna también es una función de estado. Que solo depende del
estado inicial y final. Una reacción es endotérmica cuando los productos
tienen mayor contenido energético que los reactivos. Veis aquí en el
primer caso como tenemos un diagrama entálpico de una reacción
endotérmica. Donde tenemos aquí esta variación de entalpía que es
positiva. Una reacción exotérmica es aquella donde el contenido
energético de los productos es menor a la de los reactivos. ¿Vale?
Entonces, ¿qué ocurre? Que se libera energía principalmente o
esencialmente en forma de calor. Bueno, ¿qué es la entalpía estándar de
una reacción? Bueno, es el... Es el calor intercambiado, ¿no? En unas
condiciones determinadas de presión y temperatura. A una presión de una
atmósfera y una temperatura de 298 Kelvin. Y si tenemos alguna especie
química en disolución, estaría en concentración 1 molar. ¿Cómo se
representa? Pues lo tenéis aquí. Incremento de H sub cero. ¿No? Es una
forma de representar la entalpía estándar de una reacción química. Este
cero que veis aquí arriba representa estándar. Presión, una atmósfera,
temperatura 25 grados centígrados. ¿De acuerdo? Ahora bien, esta
entalpía es una energía, se suele medir en julios o en kilojulios. ¿No?
Depende, en cada caso, de cómo está igualada la reacción química.
Fijaos aquí en la reacción de formación del agua. Para formar dos moles
de agua o bien formar un mol de agua a partir de los elementos. ¿Vale? El
calor intercambiado de estas dos reacciones químicas no será lo mismo.
¿Por qué no es lo mismo? Que se forme un mol de agua que dos moles de
agua. ¿Vale? Bien. ¿Cómo escribimos las ecuaciones termoquímicas?
Mirad, las ecuaciones termoquímicas son como las ecuaciones de cualquier
reacción química donde indicamos con subíndices el estado físico, gas,
sólido, líquido o disolución acuosa y acompañamos a la derecha el calor
intercambiado. Fijaos. En este caso, de la combustión del metano, pensad
que todas las reacciones de combustión son efectivas. Exotérmicas,
exotérmicas, ¿no? Aquí se liberan 890 kilojulios, se liberan 890
kilojulios por mol. ¿Por mol de qué? Por mol de metano. ¿Vale? Aquí,
segunda reacción, donde se liberan 241,4 kilojulios por mol de agua
formado. ¿Vale? ¿Sí? Si no se formase un mol, el calor intercambiado
sería el doble. Se formarían dos moles de agua. ¿Lo entendemos? Es
decir, en esta reacción, 2 de hidrógeno más O2 gas para dar dos
moléculas de agua en estado gaseoso, el incremento de H sería menos 482
kilojulios. No pondré por mol, ¿eh? Serán menos 482 kilojulios. ¿Por
qué? Bueno, 482,8 kilojulios. ¿Por qué? Porque se han formado dos moles
de agua. ¿Vale? Entonces, que quede claro que el calor intercambiado en
una reacción química depende de la estequiometría, de cómo está
igualada. Aquí sí que, en los dos casos primeros, sí que podríamos
poner por mol, porque se reacciona un mol de metano y se forma un mol de
agua. Pero en la última que he escrito, donde se forman dos moles de agua,
el calor intercambiado sería menos 482,8. ¿Vale? Kilojulios. Y lo
pondríamos por mol, ¿eh? Pues se forman dos moles de agua. Es decir, la
entalpía depende del número de moles que se forman o se producen. ¿Eh?
Entonces, fijaos, reiteramos lo que acabamos de decir. Si se forman dos
moles de agua, el calor intercambiado será el doble. ¿Vale? ¿Qué pasa?
Que en termoquímica muchas veces nos interesa trabajar con que reacciona
un mol o que se forma un mol. Reacciona un mol o que se forma un mol. ¿De
acuerdo? ¿Sí? Entonces, se suele igualar con números fraccionarios. Con
números fraccionarios porque nos interesa escribir la reacción de
formación del agua que se forma un mol o la reacción de combustión del
metano que se combustiona un mol. Aunque eso lleve consigo poner fracciones
en el oxígeno que es muy habitual, ¿eh? En termoquímica. Con eso
evitamos, ¿no? Tener que poner doses, ¿no? O números, ¿no? Delante en
reacciones de formación del agua. o en reacciones de combustión, por
ejemplo. ¿Qué es eso de la entalpía de formación o calor de formación?
Fijaos. El calor de formación es o la entalpía de formación es el calor
intercambiado en la formación de un mol de compuesto en condiciones
estándar de un mol de compuesto en condiciones estándar es decir,
presión en una atmósfera temperatura 25 grados centígrados en la
formación de este compuesto a partir de sus elementos en su forma más
estable. La reacción de formación del CO2 que veis aquí carbono más
oxígeno para dar CO2 ¿no? Se forma un mol de CO2 ¿no? Se forma un mol de
CO2 a partir de sus elementos. Esa entalpía se llama entalpía de
formación del CO2 y son 393,13 kilojulios por mol. ¿Por qué por mol?
Porque se forma un mol de CO2 así como está escrita la ecuación
igualada. ¿Vale? ¿Y la reacción de formación del agua líquida? Pues
aquí lo tenéis a partir de sus elementos en su forma más estable. Es que
tenemos que recordar tenemos que recordar que hay 7 elementos químicos que
son diatómicos en su forma más estable. ¿Os acordáis? ¿Cuáles son
esos 7 elementos químicos? Lo voy a recordar ahora, ¿eh? ¿Vale? Serían
hidrógeno nitrógeno oxígeno frúor cloro bromo y yodo. Estos 7 elementos
químicos cuando los escribáis como reactivos para formar cualquier
compuesto químico siempre diatómico, por favor. Siempre diatómico.
Porque la forma más estable del hidrógeno nitrógeno, oxígeno frúor,
cromo cloro, bromo y yodo es diatómico. No lo pongáis monoatómico porque
estará todo mal. Por favor. Bien. ¿Cómo se puede calcular el calor de
una reacción química? Bueno, lo tenéis en vuestro libro que os habla del
calor de una reacción química y os habla de la ley de Hess, ¿no? Esto es
una expresión en concreto después de la tabla 3.1 la expresión 13.7 pero
permitidme que os ponga esta expresión que es muy parecida a la que
tenéis en el libro donde ya he multiplicado la fórmula de que la
entalpía de una reacción es el sumatorio de las entalpías de formación
de los productos menos el sumatorio de las entalpías de formación de los
reactivos. Pero ¡ojo! la entalpía de formación de todos los elementos en
sus funciones estándar es cero. ¿Qué quiero decir con ello? Pues que la
entalpía de formación del O2 es cero y la entalpía de formación del N2
es cero y la entalpía de formación del hidrógeno es cero Y también que
la entalpía de formación de los que son en el O2 de elementos
monatómicos del carbono es cero. La entalpía de formación de todos los
elementos se toma de referencia igual a cero. Eso tenedlo presente a la
hora de aplicar esta fórmula o cualquiera que esté relacionado. Muy
importante que lo tengamos presente. Bueno, la ley de Hess importante. La
entalpía es una función de estado. Incremento de H de una reacción
química lo que nos da a entender la ley de Hess es que la entalpía de una
reacción química es idéntica, es constante, tanto si la reacción
química tiene lugar en una etapa como si tiene lugar en una sucesión de
etapas. De manera que si una ecuación en una reacción química se puede
expresar como combinación lineal de otras, la entalpía de esa reacción
química sería la misma combinación lineal de esas reacciones químicas.
De esas entalpías de esas reacciones químicas. Lo vamos a ver después
con un ejemplo. Vamos a ver esta. Fijaos. Tenemos aquí la reacción de
formación del agua gaseosa y del agua líquida. ¿Y qué queremos hacer?
Queremos calcular la entalpía de vaporización del agua, es decir, la
transición de agua líquida a agua a vapor. Entonces, ¿cómo lo hacemos?
Mirad. A ver, podemos hacer dos cosas. Una es aplicar la fórmula de Hess.
La fórmula que hemos visto antes. Y decir que la entalpía de esta
reacción química sería 1 por la entalpía de formación del agua
gaseosa. Digo 1 porque tiene un coeficiente 1. Menos 1, porque tiene un
coeficiente 1, la entalpía de formación del agua en estado líquido. Es
decir, restaríamos, por lo tanto, a la reacción la segunda reacción,
¿no? A ver, la primera es la de gas. Pues, la primera la dejamos igual y
la segunda le cambiamos el signo, la restamos. En definitiva, es esta de
aquí. Pero, es decir, también, sin aplicar esta fórmula, ¿cómo lo
podríamos hacer? Lo veremos después en más ejemplos. Ah, pues si yo cojo
esta ecuación, la primera, ¿no?, la multiplico por 1 y la segunda la
multiplico por menos 1, ¿eh? La multiplico por menos 1, le doy la vuelta,
¿eh? Es decir, porque multiplicar por menos 1 una reacción química es
darle la vuelta solo. Y la sumo, me quedará la ecuación esta incógnita,
la 3. ¿De acuerdo? ¿Y qué nos sale este incremento de H de
vaporización? 44 kilojulios. Es positivo. ¿La reacción qué es,
endotérmica o exotérmica? Endotérmica. Porque el incremento de H es
positivo. Es decir, claro, para pasar de agua líquida a agua a vapor, mi
sistema tiene que absorber calor. Tiene que transitar de líquido a vapor,
¿sí? Bien, vamos a ver, vamos a ver este ejemplo de aquí. Dice,
conocidas las entalpías de formación del butano, agua líquida y CO2,
¿no?, calcular la entalpía de combustión del butano. Bien, vamos a ver
esto. Es decir, queremos saber la entalpía de combustión del butano y me
da las entalpías de formación de todos estos compuestos y aquí están
escritas las reacciones de formación. ¿Vale? De estos tres compuestos, el
agua líquida, el CO2 y el butano. Daos cuenta, como siempre a la
izquierda, el oxígeno diatómico, el hidrógeno diatómico, el carbono
monoatómico, ¿vale?, porque no es uno de esos siete, ¿vale? Entonces, la
pregunta es, ¿cómo lo puedo hacer esto? Pues de dos formas. Uno es
combinar adecuadamente estas ecuaciones que hemos escrito, ver lo que hay
que multiplicar cada una de ellas para que me dé la incógnita, la de
arriba, la 4, o bien aplicar la fórmula que acabamos de decir. ¿Y qué
supone aplicar la fórmula que acabamos de decir? A ver, tendría que ir a
la pizarra porque aquí, si lo escribo aquí, se va a quedar muy... A ver,
4 y 5, ¿no? Bueno, voy a ir aquí. Tendríamos la reacción de
combustión, ¿eh? La voy a volver a escribir aquí, ¿vale?, para que me
sigáis. 4H10 gas más 13 medios de O2 gas para dar 4 de CO2 gas más 5 de
agua líquido. Entonces, el incremento de H en esta reacción se podría
expresar como 4 veces la entalpía de formación del CO2 más 5 veces la
entalpía de formación del agua, vamos a estar fijando esa fórmula, ¿eh?
Sumatorio de entalpías de formación de productos multiplicado por los
coeficientes trigonométricos menos, lo pongo aquí abajo, la entalpía de
formación del C4H10 gas, bueno, no le he puesto antes el estado físico, y
menos también 13 medios la entalpía de formación del O2. Bueno, para
seguir un mismo criterio no voy a poner el estado físico, aunque ya está
puesto en la reacción, ¿vale? Bien. Bueno, pero de aquí ¿qué sabemos?
Que la entalpía de formación del oxígeno es cero, porque es un elemento,
entonces tendríamos que aplicar esta fórmula, sería una opción. La otra
opción, pues vamos a ir otra vez al documento de termoquímica, y ¿qué
tendríamos que hacer? A ver, pues esto es fijarse. Mira, el agua, la
primera reacción, el agua, en la ecuación incógnita de la 4 está al
mismo lado del agua, ¿sí? ¿Tiene el mismo número? No. ¿Qué tiene? Un
5. Entonces, si tenemos que estar al mismo lado y que tenga un 5, ¿qué
hacemos? Multiplicamos esta reacción por 5. Por 5. Supone multiplicar por
5 todo. El CO2, que es el que se repite arriba, miro los compuestos que se
repiten en la ecuación incógnita. Tengo un 5 aquí, ¿vale? No, un 4 en
el CO2, ¿eh? Un 4. Está al mismo lado del CO2, sí, a la derecha. ¿Tiene
un mismo número? No, tiene un 4. Pues multipliquemos esta por 4. La
segunda por 4. Vamos con el C4H10. ¿Está al mismo lado? No. Hay que darle
la vuelta. Aquí lo tengo a la derecha, y en la ecuación incógnita lo
tengo a la izquierda. ¿Tiene un 1 de coeficiente? Sí. Un 1. Entonces,
¿qué hay que hacer? Simplemente darle la vuelta. Multiplicar por menos 1.
Entonces, si nosotros lo que hacemos es la primera reacción la escribimos
otra vez, multiplicada por 5. La segunda, lo mismo, multiplicada por 4. Y
la tercera, lo mismo, multiplicada por menos 1. Es decir, darle la vuelta.
La sumamos. Me va a dar la ecuación 4. Y la misma combinación de las
entalpías me permitirá determinar la entalpía de la reacción. Es decir,
la primera por 5, la segunda por 4 y la segunda por menos 1. Que es lo que
tenemos aquí escrito aquí abajo del todo. ¿De acuerdo? Aquí abajo del
todo es lo que tenemos escrito. ¿De acuerdo? Muy bien. ¿Veis? Dos
métodos. Claro, es muy cómodo aplicar la fórmula. ¿No? Que hemos visto
antes. Pero bueno, no siempre se puede hacer. También es verdad. Seguimos.
Aquí tenemos otro ejemplo. Determinar el incremento de H de formación del
eteno. ¿Vale? Y me da estos datos de aquí. Bueno, aquí. Claro, ahora me
da la entalpía de formación del eteno. ¿No? Me pide la entalpía de
formación del eteno, que es la cuarta. Cuando me pide la entalpía de
formación del eteno no puedo aplicar la otra fórmula. ¿Por qué? Muy
bien. ¿Por qué? Yo no puedo aplicar la otra fórmula. No puedo calcular
la entalpía de formación de un compuesto porque se ha partido sus
elementos a partir de entalpías de formación, que eso no es posible. No
es posible. Pero fijaos. Se hace a partir del carbono y del hidrógeno. Y
os voy a hacer una reseña interesante. Que os deis cuenta. Estas
reacciones, que estas tres reacciones que tenéis aquí escritas, la uno,
la dos y la tres, se pueden leer, sobre todo la primera y la segunda, de
dos formas. Mirad. La primera reacción se puede, la leeríamos fácilmente
como la entalpía de formación del agua líquida. ¿De acuerdo? La
entalpía de formación del agua líquida. La segunda, la entalpía de
formación del CO2. Y esta, la entalpía de combustión del eteno. Pero
ojo. Hablar de la formación del agua líquida es lo mismo que la
combustión del hidrógeno. Es lo mismo que la combustión del carbono.
Claro. Y ahora me dicen. ¿Y todo esto para qué? Bueno. Esto se puede
hacer de dos formas. Como antes. Si yo quiero obtener esta ecuación
incógnita que tenéis aquí, yo puedo hacer esto. Puedo hacer dos cosas.
Una. Voy a ver cómo combino las ecuaciones para que me salga esta, la 4. Y
digo. Bueno. La primera. ¿Qué se repite? ¿Qué elemento se repite? El
hidrógeno. ¿Está al mismo lado? Sí. ¿Tiene un mismo coeficiente? No.
Necesita un 2. Pues ¿qué haríamos? Pues multiplicaríamos. La primera
sería por 2. ¿Y la segunda? Pues está el carbono al mismo lado. Sí.
Tiene un 2 en vez de un 1. Pues hay que multiplicarla por 2. ¿Y la
tercera? Está el carbono al mismo lado. ¿Está al mismo lado este 2H4?
No. Está al otro lado. Entonces, ¿qué tenemos que hacer? Basta
multiplicar por menos 1. Si nosotros hacemos esta combinación, esta por 2,
esta por 2 y la otra por menos 1, multiplicamos, multiplicamos y le damos
la vuelta, al final nos saldrá, la suma algebraica, me saldrá esta. Y por
lo tanto, la entalpía de la reacción será la misma combinación. ¿Vale?
La primera por 2, la segunda por 2, ¿no es así? La tercera por menos 1 y
sale esto. Que es, sale una entalpía, como veis, de un proceso
endotérmico. Endotérmico. Pero permitidme también que os enseñe otro
método. ¿Eh? Voy a enseñaros otro método con las entalpías de
combustión. Mirad. Voy a ir a la pizarra ahora otra vez. Y como os decía,
nos pedía el ejercicio calcular la entalpía de formación del etéreo.
Esta. Esta entalpía. Esta entalpía de esta reacción. Bueno, que es de
formación del etéreo. ¿Cómo se puede calcular? Mirad, pues hay otra
fórmula que esto no está en la diapositiva ni tampoco está en el libro.
Lo digo por si, para que seáis, sepáis dos métodos para hacer el mismo
problema. Que podemos escribir que la entalpía de una reacción química
se puede expresar como sumatorio de las entalpías, ojo, de combustión de
reactivos, ¿eh?, menos sumatorio de las entalpías de combustión de
productos. ¿Veis que es al contrario de antes? Pues son combustión,
¿eh?, sumatorio n sub r ¿eh?, coeficientes estequiométricos de las
entalpías de combustión de reactivos menos sumatorio coeficientes
estequiométricos de las entalpías de combustión de productos. Es decir,
sería dos veces la entalpía de combustión del carbono menos de
combustión del hidrógeno menos la entalpía de combustión del C2H4. Todo
esto son datos que tenemos y es la misma combinación que hemos visto de la
suma algebraica de ecuaciones que hemos visto antes. Bueno, pues tenéis
dos métodos para hacer el mismo ejercicio, ¿eh? Hombre, el de sumar y
restar ecuaciones siempre va a ser útil, ¿eh?, siempre se va a utilizar
el otro, pues a veces con formación o a veces con combustión o a veces
habrá que sumar o restar, ¿eh?, pero bueno, tampoco se suele poner muy
complicado. Mirad, aquí tenemos, nos dan las entalpías de combustión de
la glucosa y del CO2, ¿vale? Me da estas entalpías de combustión y me
piden la entalpía de este proceso de fermentación de la glucosa, ¿vale?
La fermentación de la glucosa nos genera etanol y agua. La pregunta es,
¿cómo combinaríamos estas dos ecuaciones para que me diese la tercera?
Pues veamos, la glucosa está al mismo lado, digo con la primera, ¿está
al mismo lado la glucosa? Sí. ¿Tiene el mismo coeficiente? Sí. Pues, la
primera yo la dejaría igual, uno. A ver, el etanol y miro solo el que se
repite una vez porque si miro el CO2 va a ser un lío porque el CO2 me
aparece en las dos ecuaciones, la primera y la segunda. Miro el etanol,
¿está al mismo lado el etanol? No. Está a la derecha, tiene que estar a
la derecha y aquí está a la izquierda. ¿Tiene el mismo coeficiente? No.
Tiene un 1 y debería tener un 2. Pues, ¿qué hay que hacer? Darle la
vuelta y multiplicarlo por 2. Pues, multiplicar por menos 2. Si hacemos
esta combinación y lo hacéis, eh, ¿no? La entalpía. ¿No? Con esta
combinación, eh, y lo comprobamos. Pero también podríamos aplicar la
fórmula que os he dicho antes. A ver si me cabe aquí abajo. ¿Cómo
sería aplicando la fórmula que os he dicho hace un momentito? El
incremento de H de esta reacción lo pongo aquí abajo sería, ojo,
entalpía de combustión de productos. ¿Cuáles son los productos? El
etanol. Pues serían dos veces la entalpía de combustión del CO2 H5COH.
Ojo, ¿el CO2 se puede combustionar? No. El CO2 ya no se puede
combustionar. Es un producto de la combustión. No podemos aplicar la
entalpía de combustión del CO2 porque es cero. Ya no puede cambiar el
estado de oxidación. Menos la entalpía de combustión de la glucosa.
Menos la entalpía de combustión del C6H12O6. Entonces, ¿qué tenemos? La
misma combinación que tenemos aquí. Ay, era de reactivos menos de
productos. Reactivos, los reactivos más y productos menos. Disculpad.
Sumatorio de las entalpías de combustión de reactivos. Eso es el problema
de utilizar esta fórmula que a veces nos olvidamos. En este caso sería N
de reactivos sumatorio no entalpía de combustión de reactivos menos N de
productos entalpía de combustión de productos. ¿Vale? Bueno, lo hemos
arreglado, ¿eh? El reactivo es la glucosa como veis y el producto es el
etanol o si no, más fácil, sumamos y gastamos ecuaciones. Bueno, energía
de enlace. Aquí voy a pasar muy por encima porque el tipo docente es la
energía de enlace porque es la energía necesaria para romper un enlace de
un mol de sustancia en estado básico. Claro, eso siempre va a ser un
proceso endotérmico, ¿no? Por ejemplo, si queremos romper la molécula de
hidrógeno necesitamos 436 kilojulios. Pero 436 kilojulios ¿qué sería?
Por mol de H2 o por dos moles de H. Estos 436 kilojulios daos cuenta así
como se ha escrito la reacción sería por mol de H2 o bien 436 kilojulios
por dos moles de H. ¿Vale? Por dos moles de H. Vamos a pasar ya a la
entropía. La entropía es una magnitud termodinámica que también es una
función de estado que nos mide el grado de desorden del sistema. A grosso
modo, si un sistema se desordena aumenta su entropía. Aumenta su
entropía. Es decir, ¿qué supone desordenarse un sistema? ¿Qué supone
desordenarse un sistema? Un sistema se desordena cuando pasa de sólido a
líquido, de líquido a gas. Cuando una molécula se rompe en dos. Cuando
dos moléculas generan tres o cuatro. Eso es desordenarse. Sin embargo,
cuando dos moléculas se unen para formar una única molécula, esto se
ordena. La variación de entropía sería negativa. ¿Vale? Podemos aplicar
una fórmula análoga a lo que hemos visto para las entalpías para
calcular la entalpía de cualquier reacción química. ¿Vale? Esta de
aquí. Sumatorio de las entropías de formación de productos menos
sumatorio de las entropías de formación de reactivos multiplicado por
suficientes estequiométricos. Pero aquí hay una diferencia. Aquí sí que
hablamos de entropías absolutas. Si hablamos de entropías absolutas, la
entropía de los elementos en sus condiciones estándar no se toma de
referencia igual a cero. Tiene un valor finito y se determina
experimentalmente. Es decir, la entropía perdón la entropía de
formación del hidrógeno en condiciones estándar no es cero. De hecho
tenéis en vuestro libro ¿no? en concreto a ver hasta el final ah no la
tabla 13.1 perdonadme la tabla 13.1 eh que está en el apartado 13.4.8.2
¿no? tenéis las entropías y podéis ver cómo la entropía de formación
del carbono grafito eh pues tiene un valor de 0,00569 ¿no? Por ejemplo es
decir de 0 el 0 absoluto a 0 kelvin eh a 0 kelvin ¿vale? mmm menos 273
grados centígrados pero la entropía en condiciones estándar de todos los
elementos tiene un valor finito y claro esos datos que habría que dar eh
bueno aquí me pide la variación de entropía de esta reacción química
¿vale? Aquí lo tenemos ¿no? Esta es la formación del monóxido de
nitrógeno o bien la formación del amoníaco pues ¿qué sería? Pues el
primer caso pues dos veces la entropía de formación del NO menos la
entropía de formación del O2 y menos la entropía de formación del N2
aquí no está más especificado pero es el sumatorio de las entropías de
formación de productos menos el sumatorio de las entropías de formación
de reactivos multiplicado por los coeficientes estequiométricos daos
cuenta que la primera reacción dos moléculas me dan dos moléculas ¿no?
eh bueno eh la variación de entropía tiene que ser pequeña no tiene que
ser muy significativa porque no hay no hay cambios muchos de desorden de
hecho sale 24,9 pero fijaos que en la segunda reacción donde tenemos la
formación del amoníaco a partir del hidrógeno y del nitrógeno tenemos
que cuatro moléculas gaseosas me dan dos moléculas gaseosas el sistema se
ordena la variación de entropía me tiene que dar negativa porque pasamos
de un sistema de cuatro moléculas cuatro moléculas a solo dos moléculas
entonces el sistema se ha ordenado y efectivamente la variación de
entropía nos sale negativa es decir ¿y cómo se calcularía? pues sería
dos veces la entropía de formación del amoníaco no, lo voy a escribir
aquí porque es sitio un momentito dos veces la entropía de formación del
amoníaco menos tres veces la entropía de formación del hidrógeno menos
la entropía de formación del nitrógeno ¿vale? sí bueno vamos con el
segundo principio de la termodinámica nos dice que en cualquier proceso
espontáneo la entropía del universo tiende a aumentar mirad en todo
proceso espontáneo la variación de entropía del universo es mayor que
cero solo en los procesos reversibles en los procesos reversibles ¿eh? la
variación de entropía del universo es cero ¿vale? en los procesos
reversibles ¿eh? una cosa es que en un sistema pueda perder entropía y
eso puede pasar que el sistema se ordene pero globalmente si es un proceso
espontáneo si es un proceso espontáneo la variación de entropía del
universo aumentará claro y si disminuye la variación de entropía del
sistema es porque aumenta la del entorno o viceversa pero el balance global
claro uno me dice ¿qué es el sistema y qué es el entorno? bueno pues el
sistema es la reacción química en sí y el entorno es todo lo que le
envuelve a su alrededor ¿no? es decir por ejemplo el sistema sería lo que
hay dentro del tubo de ensayo la reacción y el entorno pues el laboratorio
¿qué pasa? que puede ser que algo absorba calor y el otro ceda calor del
entorno o viceversa ¿vale? bueno pero tenemos que hablar una vez
introducido este concepto de entropía que es importante que nos mide el
desorden y cómo lo podemos calcular y pensar que en los procesos
reversibles insisto en los procesos reversibles ¿no? la variación de
entropía del universo es perdonad eh del universo es cero en los procesos
irreversibles la variación de entropía del universo ¿eh? bueno podría
poner es mayor que cero ¿vale? pero ahora hablemos ya de la espontaneidad
de las reacciones químicas para ello tenemos que introducir otra magnitud
termodinámica que también es función de estado que solo depende del
estado inicial y final del sistema que es la energía libre de Gibbs
energía libre de Gibbs la energía libre de Gibbs g se define como h menos
t incremento de s en forma de variación incremento de g es incremento de h
menos t la variación la energía libre de Gibbs incremento de h menos t
incremento de s en condiciones estándar pues ya sabéis presiona una
atmósfera a 25 grados centígrados ya hemos dicho antes que la variación
de entropía del universo en procesos espontáneos y irreversibles es mayor
que cero ¿vale? ¿si? bueno veamos mirad para que el proceso sea
espontáneo para que el proceso sea espontáneo ¿no? la variación de
energía libre de Gibbs ha de ser negativa la variación de energía libre
de Gibbs va a ser negativa ¿de acuerdo? si de manera que nosotros ¿eh?
nosotros ¿y por qué tiene que ser negativa? y esto sin cuestiones
matemáticas vamos a pensar un poco ¿qué es lo espontáneo en el universo
o en la naturaleza? ¿eh? así como hemos definido incremento de g
incremento de h menos t incremento de s ¿qué interesa? será espontáneo
todas aquellas aquellas reacciones aquellos procesos que se libere energía
que se desprende energía ¿no? que los productos sean más estables que
los reactivos es decir los procesos exotérmicos eso va a favorecer que sea
espontáneo ¿eh? que sea espontáneo porque ayudará que incremento de g
¿eh? un proceso espontáneo aquel que sea exotérmico ¿cómo será la
naturaleza? la variación de entropía las cosas se ordenan en la
naturaleza no normalmente la mayoría de los procesos llevan variación de
entropía positiva cogemos un vaso de cristal y lo dejamos caer se rompen
pedazos no se ordenarán nunca la variación de entropía del universo
¿eh? la variación de entropía siempre tiende a aumentar los procesos
espontáneos en general la variación de entropía aumenta es decir si la
variación de entropía evidentemente que el primer término negativo y el
segundo positivo pero con un menos delante incremento de g ha de ser
negativo bueno os he dado este razonamiento ¿eh? pero lo que quiero
deciros es que un proceso vamos a decir que es espontáneo cuando
incremento de g es negativo y ¿de qué depende este incremento de g?
depende de la entalpía y de la entropía ¿cuándo va a favorecer esa
espontaneidad? pues que incremento de h sea negativo Ahora lo veremos en el
siguiente paso. Pero si una reacción de incremento de G es positivo,
diríamos que es no espontánea, que eso no va a tener lugar. Y si el
incremento de G es igual a cero, diríamos que el sistema está en
equilibrio. ¿Vale? El incremento de G de cualquier reacción química se
puede determinar igual que hemos visto para las entropías que para las
entalpías, con la misma fórmula. ¿Vale? Podemos tener reacciones donde
el incremento de G de los productos tenga mayor contenido energético que
los reactivos y viceversa. ¿No? Una reacción no espontánea. ¿Qué
ocurre? Una reacción no espontánea. Que el incremento de G es positivo.
Entonces, esto es una reacción no espontánea. Esto no tendrá lugar. Y
una reacción espontánea, incremento de G, es negativo. ¿Vale? Es
importante que lo tengamos claro. Incremento de G positivo no va a tener
lugar. Incremento de G negativo, sí. Vale. Ahora bien, podríamos estar
pensando que todas las reacciones exotérmicas son espontáneas. ¿No? Y
que son las únicas que son espontáneas. Pero no. Hay reacciones químicas
endotérmicas que también son espontáneas. Y hay reacciones químicas
exotérmicas que no son espontáneas. Es que hay que jugar dos parámetros.
La entalpía y la entropía. Claro, el caso más favorable, ¿cuál es? Que
sea exotérmica y variación de entropía positiva. Ahí siempre
espontánea. Pero si es endotérmica, endotérmica, y variación de
entropía negativa, siempre no espontánea. Ah, vale. Pero el problema es
cuando cruzamos los datos. Cuando tenemos una exotérmica con variación de
entropía negativa o una endotérmica con variación de entropía positiva.
¿Qué pasa entonces? Ahí estamos. Ahí habrá que verlo. Fijaos, como
esta reacción de vaporización del agua, esto es un proceso espontáneo.
Pero es endotérmico. ¿Sabéis por qué es endotérmico? Porque hay el
factor entrópico que aumenta y que gana. Es decir, hay dos términos.
Aquí estamos. Los distintos casos. ¿Veis? Incremento de G es incremento
de H menos T incremento de S. ¿Sí? Y tenemos cuatro casos a considerar.
Según sean positivos o negativos, incremento de H e incremento de S. Ojo.
Y evidentemente que la T es positiva porque es la temperatura absoluta. Ya
hemos visto los dos primeros casos. Os los he comentado. La que siempre va
a ser espontánea y la que nunca va a ser espontánea. Pero aquí tenemos
qué pasa si es exotérmica y va a ser entropía negativa. ¿Qué nos
interesa? Nos interesa que gane el término entálpico. Entonces, ¿cuándo
va a ser espontánea? Cuando el valor absoluto de incremento de H sea mayor
que T por incremento de S. Porque ¿y esto cuándo va a ser espontánea?
Cuando la temperatura sea baja. Sin embargo, a temperaturas altas ¿qué
pasará? Lo contrario. El valor absoluto de incremento de H será menor que
T el valor absoluto de incremento de S. ¿Vale? A temperaturas altas. Y el
proceso será no espontáneo. ¿Veis? Como aquí depende de la temperatura
en un proceso exotérmico con variación de entropía negativa a
temperaturas bajas ¿no? Será espontáneo. A temperaturas altas no. Y lo
contrario pasa cuando es exotérmico y variación de entropía positiva.
¿Qué nos interesa para que sea espontáneo? Pues que el término T
incremento de S como es positivo no hace falta tomar valor absoluto sea
mayor que incremento de H. Sea mayor que incremento de H. T incremento de S
sea mayor que incremento de H. ¿De acuerdo? T incremento de S sea mayor
que incremento de H. ¿Sí? Entonces ¿esto cuándo ocurrirá? Cuando la
temperatura sea elevada cuando tengamos temperatura elevada pues a
temperaturas elevadas será espontánea y a temperaturas bajas pues no lo
será. Bueno, aquí tenéis otro cuadro de lo mismo ¿no? Cuando es
espontánea siempre cuando no es espontánea ¿no? ¿Vale? Y en función de
la temperatura. Importante que este cuadro mentalmente lo dominéis ¿eh?
Porque no penséis que toda reacción exotérmica es espontánea y tampoco
penséis que toda reacción endotérmica es no espontánea. Depende de la
entropía también. Hay dos parámetros que me determinan si un proceso es
espontáneo o no espontáneo. ¿Vale? Bueno, aquí tenéis un ejemplo ¿no?
Para calcular la espontaneidad de esta reacción química. Os lo dejo que
lo hagáis por favor y vamos a mirar a unos documentos que os he también
subido para hacer ejercicios. ¿Vale? Bueno, pues aquí tenemos un
documento de actividades de PEGS y de exámenes de otros años. ¿Vale?
Aquí por ejemplo a ver o ya si acaso hay un poquito más siempre hacia el
final que nunca llegamos. ¡Ay! Mira, es que este es el del año pasado.
Dice dice aquí calcule la entalpía normal la energía libre y la
entropía normal para la reacción de conversión del acetileno a benceno
líquido. ¿Vale? Es esta la reacción. ¿Sí? Es interesante hay ha salido
a veces cosas muy parecidas. Esta es la reacción ¿eh? De conversión del
acetileno a benceno líquido. Y queremos calcular que vale incremento de H
incremento de S e incremento de GL. ¿Vale? ¿Cómo lo hacemos? Pues
aplicando la fórmula de la ley de GES. ¿Cómo sería incremento de H?
Pues el incremento de H de esta reacción ¿no? Igual que incremento de S o
incremento de GL sería el incremento de H de formación del C6 H6 menos
tres veces el incremento de H de formación del C2 H2. ¿Vale? Pues igual
sería con las con las energías libres y igual sería con las entropías.
¿Vale? Aquí lo tenéis con la entropía. ¿Eh? Podemos aplicarlo. En este
caso podríamos comprobar ¿no? Que nos saldría que el incremento de G de
la reacción sería igual a incremento de H de la reacción menos T
incremento de S de la reacción. ¿Vale? ¿Sí? Y comprobamos con los tres
valores que hemos calculado aplicando la ley de GES y comprobamos ¿no? Que
sale prácticamente lo mismo. Casi igual ¿no? Menos 503 coma 08 o 04 ¿eh?
Está bien. ¿Vale? Bien. Vamos a ver este otro ejercicio que también fue
en la fe del año pasado. Dice la forma estable del carbono sólido es el
grafito. ¿Vale? Calcule incremento de H, G y S para la conversión del
grafito en diamante en estas condiciones de presión y temperatura. ¿No? Y
después nos dice si habría alguna temperatura en la cual el diamante
sería estable a una atmósfera y si se podía convertir el diamante el
grafito a diamante a esa presión. Bueno vamos a verlo. La reacción que
nosotros estudiamos y que no está aquí escrita es la conversión del
carbono grafito perdonad voy a poner grafito a carbono diamante ¿Vale? A
carbono grafito a carbono diamante. Estos datos de las entalpías habría
que buscarlos en la tabla 13.1 Esto era una P y en las P en los exámenes
se dan pero en las P siempre el equipo docente te pide que vayas al libro y
busques en el libro los datos de la entalpía de la entropía de la
energía libre de lo que proceda. Todos estos datos que veis aquí todos
estos datos que veis aquí están extraídos del libro de esa tabla de la
tabla 13.1 ¿Vale? ¿Qué nos pide aquí? Bueno ¿Qué tenemos que hacer
aquí? Tenemos que calcular el incremento de H ¿No? El incremento de H de
esta reacción y el incremento de G Entonces ¿Cómo se hace? Se aplica la
fórmula Mirad El incremento de H de esta reacción sería el incremento de
H de formación del diamante menos el incremento de H de formación del
grafito Pero es que el incremento de H de formación del grafito es un
elemento del carbono en la forma más estable ¿Vale? Y esto es cero Lo
tenéis en las tablas Cero ¿Eh? E igual ¿Vale? Eso tenedlo presente Eso
solo con el incremento de H ¿Eh? Y el incremento de S Bueno El incremento
de S Ojo De la reacción sería S de formación del diamante menos S de
formación del grafito ¿Eh? Aquí ya no es cero ¿Eh? Hay que calcularlo
¿Vale? Y me sale negativo Menos tres veinticinco Julios Mol Kelvin Bueno Y
queremos saber Si a veinticinco grados ¿No? A ver ¿Qué tenemos? ¿Qué
sale el incremento de H? El incremento de H ¿Qué sale? Positivo ¿Lo
veis? Uno coma nueve ¿Sí? ¿Lo vemos? El incremento de S ¿Qué sale?
Negativo Menos tres coma veinticinco ¿Vale? Estamos en el caso En el caso
Para calcular la espontaneidad ¿Dónde? Este es positivo Y este es
negativo Si este es positivo Y este es negativo Incremento de G Siempre va
a ser positivo Incremento de G Siempre va a ser positivo Entonces si
incremento de G Siempre va a ser positivo A ninguna temperatura Este
proceso va a ser espontáneo A ninguna temperatura Será espontáneo No
encontraremos ninguna temperatura A una presión de una atmósfera Para que
se transforme de manera espontánea El carbono grafito al carbono diamante
¿Cómo se puede transformar artificialmente? Con grandes presiones
Presiones muy elevadas Con presiones muy elevadas Se puede desplazar esta
reacción Hacia la formación del carbono diamante De hecho ¿No? El
diamante Se obtiene en la Tierra Se divide por elevadas presiones ¿No? El
carbono ¿No? Que ha habido esta transformación halotrópica La forma
halotrópica del carbono grafito Al carbono diamante Es un sistema mucho
más ordenado El carbono diamante Tiene una estructura tridimensional Muy
compacta Con hibridación sp3 ¿No? Tetraédrica ¿Eh? Y de ahí Que bueno
Tenga ese proceso de transformación Con una variación de entropía
negativa ¿Bien? Seguimos Bueno Aquí Es determinar Que lo hemos visto
antes Como es De disociar Sabiendo que la centrapiedad de formación del
hidrógeno Atómico Vale 218 ¿No? Por ejemplo ¿Qué vale el calor de
disociación? ¿No? Mira El hidrógeno gas ¿No? Para dar 2 DH Gas ¿Qué
valdrá el incremento de H de esta reacción? Pues dos veces El incremento
de H De formación del hidrógeno Menos el incremento de H De formación
del hidrógeno molecular Y como sabemos Es cero Porque es un elemento en
condiciones estándar Por lo tanto esto que será Dos veces Por 218 Esto
sería ¿No? El calor de disociación del hidrógeno ¿Vale? Multiplicado
por 2 Por ejemplo ¿Vale? Bueno Aquí tenéis Por ejemplo Otro ejercicio
Dice Calcula la energía libre de Gibbs De formación del gas propano
Sabiendo Nos da las entalpías de formación Del agua Y del CO2 Y que en la
combustión De 4,4 gramos de propano Se libera esta energía Bueno Fijaos
Me pide la entalpía de formación Del gas propano ¿Vale? Voy a escribir
la reacción de formación Del gas propano Carbono Más hidrógeno Para dar
C3H8 ¿Vale? Igualamos Bueno Eso es lo que nos piden ¿Y qué nos dan? Nos
dan la reacción de formación Vamos allá Aquí Nos dan la reacción de
formación ¿De quién? Del agua ¿Vale? Del agua gas Que me dicen Que
tiene un incremento de G De formación De Menos 229 Kilojulios Mol Me da
también La deformación del CO2 Que es Menos 394 Kilojulios Mol Y me dice
que se liberan Todos esos kilojulios Por 4,4 gramos de propano Pero eso no
es la entalpía por mol Es decir El incremento de G Es menos 207 Kilojulios
Liberados Por 4,4 gramos de propano ¿Qué tenemos que hacer? Convertir A
moles por mol Un mol de propano ¿Cuántos gramos serán? 12,24,36 36 más
8 44 44 gramos De C3H8 Esto sería el incremento de G De formación Del
propano ¿No? Si escribo De combustión Perdón De combustión Porque me
dice que es de combustión Me hablaba de combustión No es una F Es una C
Bueno Vamos a escribirlo mejor ¿Vale? Incremento de G De combustión ¿Y
la reacción cómo sería aquí? Pues Escribiría la reacción de
combustión C3H8 Gas Más O2 Gas Para dar CO2 Gas Más agua Líquida
Igualamos 4 3 por 2 6 y 4 7 7 medios ¿Y la idea qué es? ¿Cómo
combinaríamos estas tres ecuaciones que están en rojo Para que me dé el
azul? En este caso ¿Vale? Si tendría la energía libre de formación Del
propano Bueno, vamos con la primera ¿Qué haríamos con la primera? El
hidrógeno es el que se repite Sólo en esta El hidrógeno ¿Está bien
molado? Sí Tiene un 4 Pues multiplico por 4 ¿El 4? El carbono Que es el
que se repite ¿Está al mismo lado? Sí ¿Qué tiene? Un 3 Por 3 El
propano ¿Está al mismo lado? No, está al otro lado ¿Tiene un número?
Sí Por menos 1 Pues la misma combinación De las energías libres de Gibbs
Me dará La energía libre de Gibbs De formación Del Propano ¿Vale?
Podéis comprobar Que esta suma algebraica De esas tres ecuaciones Nos sale
La ecuación de arriba ¿De acuerdo? Bien También me gustaría Abrir Hay
más ejercicios Yo creo que Esto es interesante Que lo miréis ¿No? Son
parecidos Calcular la energía Dice Calcular el calor Normal de
vaporización ¿No? Me pide el calor De vaporización Aquí ¿De quién?
Para pasar Del etanol líquido Al etanol gas Y me da Incremento de G Y la S
Bueno Es que Claro Este de aquí Por ejemplo Que es Pasar De Etanol
Líquido A Etanol Gas El incremento de G De esta reacción Sería El
incremento de H De esta reacción Menos T Incremento de S De esta reacción
Si nosotros Somos capaces De obtener El incremento de G Y el incremento de
H Despejaré Este como Incógnito Ay perdonadme Me pide la entalpía ¿Eh?
Me pide la entalpía ¿Vale? Ya No vayamos Tan deprisa Si nosotros
Calculamos Este ¿No? Calculamos Este Con la ley de Gs Y este Con la ley de
Gs Sacaremos Este ¿Y cómo? Pues El incremento de G De la reacción Aquí
sería igual Al incremento de G De formación Del vapor O del gas Menos El
incremento de G De la reacción De formación Del etanol Líquido Y el
incremento de S De la reacción Sería S De formación Del gas Etanol gas
Menos S De formación Del etanol Líquido Si obtenemos Estos incrementos de
G Incremento de S Sustituimos En esta fórmula Donde pondríamos La
temperatura Como 298 Kelvin Eh Despejaríamos Incremento de H ¿Vale? Y
aquí tenéis Pues más ejemplos Yo os invito Que lo hagáis Cualquier duda
Me podéis enviar Un correo electrónico Vamos al foro De tutoría Como
queráis vosotros ¿Eh? Y os Os aconsejo Pues que lo vayáis haciendo
También tengo otro archivo Os he puesto Ya En este sí Que están todos
resueltos ¿Vale? Es este de aquí Este Os he buscado Pues son Preguntas
Algunas Son tipo test ¿Eh? Están relacionados Porque es una asignatura
Que tiene el mismo manual ¿Eh? Que he puesto Y está muy bien Porque ayuda
A asimilar Conceptos ¿Eh? Y al final del todo También tenemos problemas
¿No? Y que están todos resueltos ¿No? Por ejemplo El ácido acético Se
obtiene en la industria Por reacción Del metanol En fase líquida Con
monóxido de carbono En fase gaseosa Es decir Dice Que el metanol El ácido
acético Se obtiene A partir del metanol El metanol es De H3OH Dice
líquido Con monóxido de carbono Gas Para dar Ácido acético En la
industria Que es líquido El ácido acético Ya sabéis Que es el ácido
característico Del vinagre ¿Eh? ¿Vale? La reacción está igualada Pero
dice Teniendo en cuenta Las entrapías de formación ¿No? Podemos afirmar
Que La entrapía De la reacción anterior Que calculemos La entrapía De
esta reacción ¿Cómo podemos calcular La entrapía De esta reacción?
Pues aplicando La ley de HES ¿No? Incremento de H De esta reacción Sería
Incremento de H De formación Del acético ¿No? Menos El incremento De H
De formación Del CO Menos El incremento De H De formación Del CH3OH
¿Vale? Bien Pues Ahí estamos Seguimos Bueno Otra Dice La cantidad En
kilos De ácido acético Obtenidos Al ácido reaccional 40 kilos De metanol
Con 28 kilos De monóxido de carbono Bueno Esto es un problema De
estequiometría ¿Eh? ¿Vale? Bueno Esto ya También De estequiometría
Pues Puede ser Que lo hagamos ahora O lo hacemos Más adelante Pero Es
interesante Porque muchas veces Se ponen Cuestiones de De ¿Cómo se dice?
De estequiometría Junto con termoquímica ¿Eh? Aquí tenéis La cuestión
De que Vale Que ya os había puesto La solución De esta Cuestión Pero
bueno Esta sí que está La solución De este ejercicio ¿Eh? Si acaso Me
lo comentáis Y lo hacemos ¿No? Aquí por ejemplo La ecuación
termoquímica De formación De dos moles De amoníaco ¿No? ¿Vale? Nos dan
Estas entropías Y nos piden Una serie De preguntas ¿Eh? Lo tenéis aquí
Yo A ver Yo siempre Os aconsejo Este documento Os aconsejo Este documento
¿Por qué? Porque tiene Preguntas Cuestiones Que os ayudará A profundizar
¿Eh? De acuerdo Yo creo Que esto es importante Para vosotros ¿Vale? ¿Que
el valor De la función de estado Depende del camino O del recorrido? No
Eso no es una función De estado ¿El trabajo es una función De estado? No
¿El calor es una función De estado? No ¿La temperatura Es una función
De estado? Sí La temperatura Sí que es una función De estado La presión
Y el volumen También Pero el calor Y el trabajo No No son funciones De
estado ¿Eh? ¿Vale? Bueno Pues Yo creo que Con esto Pues Hemos intentado
Pues Revisar los conceptos Más importantes De termoquímica Hemos visto
ejemplos Yo os invito A que trabajéis Estos documentos De actividades Este
de aquí Pues tenéis Un número significativo De actividades Con la
solución Y en el otro Pues cualquier duda Que tengáis O cualquier cosa
Que me queráis preguntar Pues estoy a vuestra disposición Ya sea con el
El foro O O por correo electrónico ¿Eh? Ya lo sabéis Muchas gracias Nos
vemos el próximo día