TERMODINAMICA

Casi todas las reacciones absorben o liberan energía, generalmente en forma de calor. (Calor es la trasferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a diferentes temperaturas. Energía térmica es la energía asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas, cuanto mas vigoroso sea el movimiento de los átomos y de las moléculas, su energía térmica será mayor.)

La termoquímica es la parte de la química que se encarga de analizar las variaciones de energía (generalmente calor) que acompañan a las reacciones químicas.

SISTEMAS

Se entiende por sistema termodinámico a la parte del universo que se somete al estudio. El resto del universo se conoce con el nombre de entorno o alrededor (medio exterior).

Los sistemas pueden intercambiar materia y/o energía con el entorno. Atendiendo a este intercambio los sistemas se clasifican en:

Abiertos. En estos sistemas se intercambia materia y energía con el alrededor.Cerrados. En estos sistemas hay intercambio de energía pero no se intercambia materia.Aislados. No hay intercambio de materia ni de energía.

ABIERTO CERRADO AISLADO

Si el sistema cede energía al entorno o alrededor, se denomina exotérmico. Por el contrario, si el sistema absorbe energía se denomina endotérmico.

Atendiendo al número de fases existentes en el sistema, los sistemas se clasifican en homogéneos, si sólo hay una fase, y en heterogéneos, si hay más de una fase.

Para caracterizar un sistema termodinámico es necesario conocer una serie de propiedades del mismo, como la presión, la temperatura, etc.

Aquellas magnitudes que describen el estado de un sistema se denominan variables de estado. Estas variables de estado tienen un valor definido para cada estado y se caracterizan porque la variación en ellas sólo depende del estado inicial y del final, pero no como se lleve a cabo el proceso. La presión, el volumen, la temperatura, la energía interna y la entalpía son ejemplos de variables de estado; por el contrario el calor y el trabajo son magnitudes que dependen del proceso o de la formación desarrollada.

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

Se basa en la ley de conservación de la energía, la energía que pierde o gana un sistema tiene que ser igual a la energía que gana o pierde el entorno, es decir la energía del universo permanece constante.

Cualquier sistema esta constituido por un gran numero de partículas que se mueven e interactúan entre si. La suma de las energía cinética (consiste en los diversos tipos de movimientos de los electrones de las moléculas) y energía potencial (determinada por la fuerza de atracción entre los electrones y los núcleos y fuerzas de repulsión entre electrones y núcleos) de las partículas constituye la denominada energía interna (u).

No se puede determinar el contenido total de la energía del universo, ni determinar el contenido de energía de 1gramo de un metal, debido al elevado número de partículas y las interacciones entre ellas, en cambio se puede conocer la variación de energía interna en un proceso (u) .

U sistema +U alrededor = U universo

En una reacción exotérmica: A + B C

U = Energía (productos) – Energía (reactivos) < 0

por lo tanto la energía del producto es menor que la de los reactivos, una parte de la energía química contenida en los reactivos, se convierte en energía térmica, entonces se concluye la transformación de la energía desde los reactivos hacia los alrededores, no cambia la energía total del universo, es decir:

U sistema +U alrededor = 0

U sistema = - U alrededor

Así, si un sistema experimenta un cambio de energía u sist, el resto del universo, o los alrededores, deben experimentar un cambio de energía de la misma magnitud pero de signo opuesto.

La variación de la energía interna, u, durante un proceso en el que se intercambia calor y trabajo, es igual a la suma de calor, Q, (ganado por el sistema) mas el trabajo, w, (realizado sobre el sistema).

U = Q + W

Esta es la ecuación correspondiente al primer Principio de la termodinámica, que en definitiva es una expresión del principio de la conservación de la energía.

El valor de la variación de la energía interna en un proceso es independiente del camino seguido, sólo depende de los puntos inicial y final, por tanto, la energía interna es una función de estado.

Si entre dos estados cualesquiera de un sistema, el valor de la variación de la energía interna es independiente del camino y tenemos en cuenta la ecuación U = Q + W. la suma Q + W será independiente del proceso, ya que solo será función del estado inicial y del estado final. No ocurre lo mismo con el calor y el trabajo que si depende del proceso seguido (aunque su suma no).

La IUPAC establece por convenio el siguiente criterio de signos para el calor y el trabajo:

- Calor absorbido por el sistema de los alrededores (proceso endotérmico): Q > 0- Calor absorbido por los alrededores del sistema (proceso exotérmico): Q < 0- Trabajo realizado sobre el sistema por los alrededores: W > 0 - Trabajo realizado por el sistema sobre los alrededores: W < 0

TRABAJO Y CALOR

Para determinar el valor de un trabajo realizado por una fuerza cuando el sistema se expande, consideremos un gas encerrado en un cilindro de superficie S.

W = F.X

P = F/S

F = P. S p = presión

W = P. S. XW = P. V V = Vol. final – vol. InicialW = - P. V

v F ext

Pextgas

Δx

V es el cambio de volumen, esta dado por el volumen final menos el volumen inicial, el signo negativo se debe al convenio para el trabajo. Para la expansión de un gas V es mayor que cero por lo tanto el trabajo es negativo (el sistema realiza trabajo). Para la compresión de un gas (se realiza un trabajo sobre el sistema), V es menor que cero y el trabajo es positivo.

Ejemplo:

Cierto gas expande su volumen de 2 L a 6 L a temperatura constante. Calcule el trabajo (W) realizado por el gas, si la expansión ocurre.

a) contra el vacíob) contra presión constante de 1,2 atm.

Solución:

a) Debido a que la presión externa es cero

W = -P. ΔV = -0 (6-2)L = 0

b) Presión externa de oposición es 1,2 atm

W = -P. ΔV = - (1,2 atm) (6-2) L = -4,8 L.atm . (101,3 j/ L.atm) = - 4,9x102 j

TRANSFORMACIONES QUÍMICAS

El calor que interviene en una reacción química depende de la forma de cómo se realice el proceso. Trataremos los procesos: a volumen y a presión constante.

CALOR DE REACCIÓN A VOLUMEN CONSTANTE

Si la reacción se produce a volumen constante (proceso isócoro), el trabajo exterior es nulo.

U = Q

En donde se ha llamado Qv al calor que interviene en una reacción química a volumen constante, y como se puede comprobar es la variación de energía interna del proceso.

CALOR DE REACCIÓN A PRESIÓN CONSTANTE

Si la reacción química transcurre en un recipiente abierto, el volumen puede variar, pero la presión permanece constante (proceso isóbaro) para calcular la variación de la energía interna, U, del proceso usamos:

U = Q + W

y llamamos Qp al calor de reacción a presión constante, nos queda:

Qp = U –W

Si tenemos en cuenta el valor del trabajo realizado en el sistema:

Qp = U + P.V

Ejemplo:

Hallar la variación de energía interna para un mol de un gas que absorbe 150 J de calor y se expande, contra una presión de una atmósfera desde un volumen de 10 litros hasta un volumen de 25 litros.

Solución: U = Q + W

Vo = 10 L Vf = 25 L

U = 150 j + W

U = 150 j + (-P. ΔV)

W = - 1atm. (25-10)L

W = -15 L.atm x (101,3 j / 1 atm.L)

W = -1519,5 j

U = 150j – 1519,5 j = -1369,5 j

Ejemplo:

El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462j. Durante este proceso hay una transferencia de calor de 128j del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía interna para el proceso

Solución:ΔU = q + W

= -128j + 462j

= 334j

ENTALPIA

Para medir el calor liberado o absorbido por un sistema durante un proceso a presión constante se utiliza una propiedad denominada entalpía.

Es imposible determinar la entalpía de una sustancia por lo tanto lo que se mide realmente es el cambio de entalpía H.

La entalpía de reacción HR, es la diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos.

HR = H producto –H reactivos

ENTALPIA ESTANDAR DE FORMACION (Hºf ) y ENTALPIA ESTANDAR REACCION (HºR )

La entalpía estándar de formación se define como el cambio de calor que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atmósfera. Recordando que se asigna como valor cero de entalpía a los elementos en su forma más estable.

Las entalpías estándar de formación nos permiten calcular la variación de entalpía de cualquier reacción en la que conozcamos las entalpías de formación de las sustancias que intervengan.

La entalpía estándar de reacción, es la variación de entalpía de una reacción química en la que los reactivos se encuentran en condiciones estándar. (25ºC y 1 atm.)

aA + bB cC + dD

H°reacción = (c Hf° (C)+d H°f (D)) – (aH°f (A) + b H°f (B))

H°r = Σ (n productos Hf ° productos) - Σ (n reactivos Hf ° reactivos)

Si la entalpía de los productos es mayor que la entalpía de los reactivos, la variación de la entalpía de reacción es positiva, y en consecuencia Qp también es positivo. A este tipo de reacciones se denomina endotérmica.

En caso contrario, si la entalpía de los reactivos es mayor que la entalpía de los productos, la variación de entalpía de reacción es negativa y por la misma razón el calor a presión constante también es negativo. A este tipo de reacción se denomina exotérmica.

Proceso endotérmico:H2O(s) H2O (l) HºR= 6.01 Kj

Proceso Exotérmico.CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(l) HºR= -890.4 kJ

Cuando se invierte una ecuación, se cambia los papeles de reactivos y productos. Como consecuencia, la magnitud de H para la ecuación se mantiene igual, pero cambia el signo.

H2O(l) H2O(s) HºR= - 6.01 Kj

CO2(g) + 2H2O(l) CH4(g) + 2O2(g) HºR= 890.4 kJ

Si se multiplica por (n) ambos lados de la ecuación, también se multiplica por nH

2 H2O(s) 2 H2O (l) HºR= 2(6.01) Kj = 12,0 kj

Ejemplo:

Determine el calor estándar de reacción para el proceso:

Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)

Dato: ΔHºf(Fe2O3) = -822.2 kJ/mol

Solución:

Los valores de ΔHºf de los demás compuestos se obtienen de una tabla dada:

ΔHºf(CO) = -110.5 kJ

ΔHºf(CO2) = -393.5 kJ

ΔHºf(Fe) = 0 (elemento)

La ΔHºR de la reacción se obtiene mediante:

ΔHºR = Σ ΔHºf (productos) - Σ ΔHºf (reactantes)

ΔHºR =[3mol.ΔHºf(CO2) + 2mol.ΔHºf(Fe) ]– [3mol.ΔHºf(CO) + 1mol.ΔHºf(Fe2O3)]

ΔHºR = [3mol (-393.5kJ/mol) + 2mol (0)] – [3mol (-110.5kJ/mol) +

1mol (-822.2kJ/mol)]

ΔHºR = -1180.5 kJ + 331.5 kJ + 822.2 kJ

ΔHºR = -26.8 kJ

Ejemplo:

Calcular el ΔH°fco2 , para la siguiente reacción:C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH°R = – 393,5 kJ

Solución:

A partir de datos registrados en Tablas:ΔH°f C (grafito) = 0 kJ/molΔH°f O (g) = 0 kJ/mol

Por lo tanto:ΔH°r = (1 mol. ΔH°fco2) – (1mol. 0 kJ/mol + 1mol.0 kJ/mol) ΔH°r = (1 mol. ΔH° fco2)

ΔH°r = – 393,5 kJ = (1 mol. ΔH° fco2)

ΔH°fco2 = – 393,5 kJ / mol

LEY DE HESS

La ley de Hess dice que “el cambio de entalpía para una reacción es el mismo si la reacción tienen un mismo lugar en un paso o una serie de pasos”. Es una consecuencia de que la entalpía es una función de estado.

La ley de Hess nos permite combinar algebraicamente: sumar, restar, multiplicar por un número entero, dos o más ecuaciones termoquímica, y de esta forma calcular los cambios de entalpía de un gran número de reacciones que serian muy complicadas o imposible llevarlas a cabo experimentalmente.

Ejemplo:

Hallar la H0f CO de la reacción: C(s) + 1/2 O2 (g) CO(g)

a partir de: CO(g) + 1/2 O2(g) CO2(g) H0R= -67.63 Kcal

C(s) + O2(g) CO2(g) H0R= -94.05 Kcal

Solución:

Si escribimos la reacción de formación del CO2 y le sumamos el inverso de la reacción de combustión del CO, tendremos:

C(s) + O2(g) CO2(g) H0R = -94.05 Kcal

CO2(g) CO (g) + 1/2 O2(g) H 0 R= +67.63 Kcal

C(s) + 1/2 O2(g) CO(g) H0R = -94.05 + 67.63

H0R = -26.42 Kcal

H0f CO = -26,42 Kcal/mol

Ejemplo:

Dada las siguientes ecuaciones termoquímicas:(I) CO(g) + 2H2(g) CH3OH(l) HºR = - 128,2 kJ(II) H2 (g) + 1/2O2(g) H2O(l) HºR= - 285.8 kJ(III) CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) HºR= - 283.0 kJ

Calcula la variación de entalpía de la reacción de combustión del metanol:

CH3OH(l)+3/2O2(g) CO2(g)+2H2O(l) HºR = ??

Aplicando la ley de Hess, invertir H(I) + 2H(II) + H(III) = -726,4 kJ

ENTALPIA Y PRIMERA LEY DE TERMODINAMICA

A menudo, las condiciones a volumen constante son inconvenientes y algunas veces imposibles de alcanzar. La mayoría de reacciones ocurre a presión constante:

U = Q + W U = Qp – P.V

Qp = U + P.V

A presión constante: Qp = H .

Donde n es la variación del numero de moles, es decir n = n productos – n reactivos

Recordando: Qp = H y QV= U

Qp = Qv + nRT

Ejemplo:

Calcule ΔH y ΔU para la reacción a 25ºC

Las entalpías patrón de formación son: OF2(g) + 23.0 KJ/mol, H2O(g) – 241.8 KJ/mol, y HF(g), -271,6 KJ/mol.

Solución: Las entalpías patrón de formación se usan para calcular ΔH para la reacción.

ΔHR = 2 ΔHf(HF) – [ ΔHf(OF2) + ΔHf(H2O) ]

= 2mol.(-271,6 KJ/mol) - [1mol. (+23 KJ/mol) + 1mol.(-241,8 KJ/mol) ]

H = U + nRTH = U + PV PV = nRT

OF2(g) + H2O(g) → O2(g) + 2HF(g)

= -543,2 KJ + 218,8 KJ

= -324,4 KJ

Este valor de ΔH se utiliza para calcular ΔU para la reaccion Δn = +1 mol:

ΔU = ΔH – (Δn)RT

= -324,4 KJ – (1mol)(8,31 J/mol.K)(298 K)

= -324,4 KJ – 2476 J

= -324,4 KJ – 2,5 KJ

= -326,9 KJ

2da ley de la TERMODINAMICA

ENTROPÍA (S)

Uno de los principales objetivos del estudio de la termodinámica, es poder predecir si ocurrirá una reacción cuando se mezclan los reactivos en condiciones especiales (a cierta temperatura, presión y concentración)

La entropía describe el grado en que los átomos, las moléculas o los iones se distribuyen en forma desordenada en una determinada región del espacio.

Para cualquier sustancia las partículas en estado sólido están mas ordenadas que las del estado líquido, y estas a su vez, están mas ordenadas que las del estado gaseoso.

S sólido < S liquido << S gas

Un estado ordenado tiene una baja probabilidad de ocurrir y una entropía pequeña, en tanto que en un estado desordenado tiene una alta probabilidad de ocurrir y una entropía grande.

Las entropías de los elementos y compuestos son positivas S>0 para un proceso en el cual un sistema cambia de un estado inicial a un estado final. El cambio de entropía:

S = Sf – Si

El calentamiento de un sistema también aumenta su entropía.

El segundo principio de la termodinámica dice que: “La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio”, o lo que es lo mismo la entropía del universo aumenta continuamente con el tiempo:

Proceso espontáneo: S universo = S sistema + S alrededor > 0Proceso equilibrio: S universo = S sistema + S alrededor = 0

ENTROPÍA DE LA REACCION O ENTROPIA DEL SISTEMA

Al igual que ocurre con la entalpía, la entropía es función de estado. Para calcular cambios de entropía es necesario fijarse un estado estándar y elegir un origen de entropía.Llamamos entropía estándar y la simbolizamos por S°, de una sustancia al valor de entropía medido a 1atm de presión y 25°C de temperatura.

El sistema se representa por la siguiente reacción:

aA + bB cC + dD

Se calcula por medio de los valores absolutos de entropía estándar de los reactivos y productos, y que la entropía es una función de estado:

S°reacción = (cS° (C)+dS°(D)) – (aS° (A) + bS° (B))

Que de forma general:

S° = Σ (n productos S° productos) - Σ (n reactivos S° reactivos)

Ejemplo:

Calcular el cambio de la entropía estándar para la siguiente reacción a 25°C

2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)

Solucion:

S°reaccion = [ 2mol .S°( CO2 ) ] – [ 2mol .S°( CO ) + 1mol .S°( O2 ) ]

= [ (2mol )(213.6 J/K .mol) ] – [ (2 mol)(197.9 J/K .mol) + 205 J/K .mol ] = 427.2 J/K – 600.8 J/K

= - 173,6 J/K

CAMBIO DE ENTROPIA EN LOS ALREDEDORES

Un proceso exotérmico transfiere calor desde el sistema hacia los alrededores y el resultado es un aumento en la entropía de los alrededores. Un proceso endotérmico absorbe calor de los alrededores y, por lo tanto, disminuye la entropía de los alrededores.

Para presión constante el cambio de calor es igual al cambio de entalpía en el sistema (H sistema). Por lo tanto:

S alrededor α - H sistema

El signo negativo por que si el proceso es exotérmico, H sistema es negativo y S alrededor es una cantidad positiva, lo que indica un incremento en la entropía.

Para un proceso endotérmico H sistema es positivo y el signo negativo asegura que la entropía de los alrededores disminuya.

Si la temperatura de los alrededores es alta, las moléculas tienen bastante energía por lo tanto, la absorción de calor proveniente de un proceso exotérmico en el sistema tendrá poco impacto y el aumento de entropía será pequeño. Sin embargo si la temperatura de los alrededores es baja, entonces la adición de la misma cantidad de calor producirá un aumento drástico en los movimientos moleculares y, por lo tanto un mayor aumento en la entropía. “cuanto sea mayor la temperatura menor será S alrededor y viceversa”.

S alrededor = - H sistema T

Ejemplo:

Calcular el S universo del amoniaco y veamos si es espontánea a 25°C

N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) H°R = -92.6 KJ

Solución:

S°reaccion = [ 2mol .S° (NH3 ) ] – [1mol . S° (N2 ) + 3mol .S° (H2) ]

= [(2mol) (193 J/K .mol ) ] – [(1mol)(192 J/K .mol) + (3mol)(131 J/K .mol ) ]

= - 199 J/K

Salred = - Hr T

Salred = - [-92.6 Kj ( 1000j / 1Kj)] = 311 J/K 298K

El cambio de la entropía del universo es:

Suniv = Ssist + Salred

= -199 J/K + 311 J/K

= 112 J/K por ser positivo se predice la reacción es espontánea

TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA

La entropía de una sustancia cristalina perfecta es cero a la temperatura de cero absolutos. A medida que aumenta la temperatura la libertad de movimiento también se incrementa. Así, la entropía de cualquier sustancia a temperatura superior a 0 K es mayor que cero. Si el cristal es impuro o tiene defectos, entonces su entropía es mayor que cero aun a cero kelvin por que no es perfectamente ordenado.

ENERGÍA LIBRE O ENERGIA GIBBS

S universo = S sistema + S alrededor > 0

S alrededor = - H sistema T

Reemplazando:

S universo = S sistema - H sistema > 0 T

Multiplicando los lados por T:

TS universo = TS sistema - H sistema > 0

Multiplicando por (-1):

- TS universo = H sistema - TS sistema < 0

H sistema - TS sistema < 0 El proceso debe ser espontáneo

Para determinar la espontaneidad de una reacción de una manera mas directa se puede utilizar otra función termodinámica conocida como energía libre Gibbs (G) o solo energía libre.

G= - T Suniverso

G = H sistema - TS sistema < 0

Para que un proceso sea espontáneo, a presión y temperatura constante, la variación de la energía libre debe ser menor que cero.

Las diferentes posibilidades de variación de energía libre en un proceso son

La energía libre del sistema disminuye es decir G < 0; en este caso el proceso es espontáneo.

La energía libre del sistema aumenta, es decir G > 0; en este caso el proceso es no espontáneo.

La energía libre del sistema permanece constante, G = 0; en este caso el proceso se encuentra en equilibrio.

La energía libre es la energía disponible para realizar un trabajo. Así, si en un reacción se libera energía útil (es decir, si su G < 0) se puede estar seguro que la reacción es espontánea, sin importar lo que ocurre en el resto del universo.

CAMBIO DE ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR (G°)

H S G Proceso

H<0 S>0 G<0 (no depende de la temperatura) Espontáneo

H<0 S<0 G<0 si la temperatura es suficientemente bajaG>0 si la temperatura es suficientemente alta

EspontáneoNo Espontáneo

H>0 S>0 G<0 si la temperatura es suficientemente altaG>0 si la temperatura es suficientemente baja

EspontáneoNo Espontáneo

H>0 S<0 G>0 (no depende de la temperatura) No Espontáneo

Al ser la energía libre una función del estado podemos combinar algebraicamente las ecuaciones químicas y de esta forma calcular las variaciones de energía libre de un gran número de reacciones químicas.Sabemos que solo tiene sentido hablar de variaciones de energía libre, aspecto que nos conduce a definir unas condiciones estándar (25°C y 1 atmósfera de presión) y asignar un valor cero para la energía libre. Por convenio se asigna el valor cero a la energía libre de formación de los elementos, en condiciones estándar y en su forma más estable.

ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR DE REACCIÓN

La variación de energía libre estándar que acompaña a cualquier proceso debe calcularse a partir de las energías estándar de formación de las sustancias que intervienen en él:

aA + bB cC + dD

G°R = Σ(n productos G°f productos) – Σ(n reactivos G°f reactivos)

ENERGIA LIBRE ESTANDAR DE FORMACION (G°f )

Es el cambio de energía libre que ocurre cuando se sintetiza 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos que se encuentren en su estado estándar.

Ejemplo.

Calcule los cambios de energía libre estándar para la siguiente reacción a 25ºC

CH4(g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (L)

Dato: ΔGºf CH4=-50,8 Kj / mol

Solución:

ΔGºR =[ ΔGºf CO2 + 2 mol. ΔGºf H2O ] - [ΔGºf CH4 + 2 mol. ΔGºF O2]

ΔGºR = -818 kj El proceso es espontáneo a condiciones estándar

LA ENERGIA LIBRE Y EL EQUILIBRIO QUIMICO

La relacion entre ΔG y ΔGº es:

∆G = ∆G° + R.T.LnQ

Donde:

R = Constante de los gases 8,314 j/K.mol

T = Temperatura absoluta

Q = Cociente de la reacción

En el equilibrio:

∆G = 0

Q = K, donde K es la constante de equilibrio

La ecuación resultante es:

0 = ∆G° + R.T.LnQ

∆G° = -R.T.LnK

Esta formula es importante por que permite calcular la constante de equilibrio si se conoce ∆G°.

Ejemplo: Calcular la constante de equilibrio (Kp) para la siguiente reacción a 25°C

2 O3 (g) 3 O2 (g)

Solución:

G° reaccion = [ 3 G°f (O2) ] – [ 2 G°f (O3) ]

= - 326,8 kj

G° reaccion = - RT lnKp

-326,8 KJ . 1000J = - ( 8,314 J ) (298K) lnKp mol KJ K.mol

-326800 = -2477,572 x lnKp

Kp = e 131,90

Kp = 1,92 x 1057

Ejemplo: El G° para la reacción es 2.60 Kj a 25°C. En un experimento las reacciones fueron P H2 = 4,26 atm, P I2 = 0,024 atm y P HI = 0,23 atm. Calcule G para la reacción.

H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)Solución:

G = G° + RT lnQp

= G° + RT ln P 2 (HI) P(H2) x P(I2)

=2.60 Kj x 1000 J + ( 8,314 J ) (298K) ln (0,23) 2 Kj k.mol (4,26)(0,024)

=2600 J + 2477,572 J x ln (0,51) mol mol

= +931,7 J mol

Como el calor puede ser expresado en calorías, kcal, joule, erg o Btu; y la temperatura en °C, °K, o °F; las unidades de la capacidad calorífica pueden ser en: cal/°C, kcal/°C, J/°C, J/°K, erg/°C, Btu/°F

TABLA TERMODINAMICA A 1atm Y 26°CSUSTANCIAS

INORGANICASHOf ( Kj / mol) G Of ( Kj / mol) SO ( J / mol.K)

1. Ag (s) 0 0 42.72. AgCl (s) -127.0 -109.7 96.13. Al (s) 0 0 28.3

4. Al2O3 (s) -1669.8 -1576.4 50.99

5. Br2 (l) 0 0 152.36. C (grafito) 0 0 5.697. C (diamante) 1.90 2.87 2.48. CO (g) -110.5 -137.3 197.99. CO2 (g) -393.5 -394.4 213.610. Ca (s) 0 0 41.611. CaO (s) -635.6 -604.2 39.812. CaCO3 (s) -1206.9 -1128.8 92.9

13. Cl2(g) 0 0 223.014. Cu(s) 0 0 33.315. CuO(s) -155.2 -127.2 43.516. H (g) 218.2 203.2 114.617. H2 (g) 0 0 131.018. Hg (l) 0 0 77.419. H2O(g) -241.8 -228.6 188.7

20. H2O (l) -285.8 -237.2 69.921. HI(g) 25.9 1.30 206.322. HCl(g) -92.3 -95.27 187.023. HBr (g) -36.2 -53.2 198.4824. HF(g) -271.6 -270.7 173.525. H2S(g) -20.15 -33.0 205.64

26. I2 (s) 0 0 116.7

27. F2(g) 0 0 203.3428. Mg(s) 0 0 32.529. MgO(s) -601.8 -569.6 26.7830. MgCO3(s) -1112.9 -1029.3 65.69

31. N2(g) 0 0 191.5

32. NH3(g) -46.3 -16.6 193.033. NO(g) 90.4 86.7 210.634. N2O(g) 81.56 103.6 219.99

35. NO2(g) 33.85 51.8 240.46

36. N2O4(g) 9.66 98.29 304.337. O(g) 249.4 230.1 160.9538. O2(g) 0 0 205.0

39. O3(g) 142.2 163.4 237.640. S (rombico) 0 0 31.8841. S(monoclinico) 0.30 0.10 32.5542. SO2(g) -296.1 -300.4 248.5

43. SO3 (g) -395.2 -370.4 256.244. ZnO(s) -348.0 -318.2 43.9