Química-Física I - Conferencia 7

En condiciones estándar y temperatura ambiente, el agua líquida es el estado más probable. Esto se determina mediante el cálculo del cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) para la vaporización.

A 298K y presión estándar, la vaporización del agua no es espontánea. El proceso contrario, la condensación, es espontáneo.

A 273 K (punto de fusión del agua) y presión estándar, el agua sólida (hielo) y líquida coexisten en equilibrio. El cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) para el cambio de fase es cero.

Para determinar si una reacción química es espontánea a temperatura y presión constantes, se utiliza el cambio de energía libre de Gibbs (ΔG). Si ΔG < 0, la reacción es espontánea bajo esas condiciones.

A la temperatura de cambio de fase (como fusión), los cambios de fase son procesos reversibles. A la temperatura del cambio de fase y a presión constante, los estados coexisten en equilibrio.

Entender la espontaneidad de las reacciones químicas es crucial en diversos campos, incluyendo la industria farmacéutica, para predecir si una reacción ocurrirá y en qué dirección. Ejemplos incluyen la formulación de fármacos y la investigación de procesos químicos.

ΔG = ΔH - TΔS, donde ΔG es el cambio de energía libre de Gibbs, ΔH es el cambio de entalpía, T es la temperatura en Kelvin, y ΔS es el cambio de entropía.

Sustituyendo los valores de: ΔH (cambio de entalpía), T (temperatura en Kelvin), y ΔS (cambio de entropía), se calcula el cambio de energía libre de Gibbs (ΔG).

Magnitud termodinámica que predice la espontaneidad de reacciones químicas a presión y temperatura constantes.

Presión y temperatura a las que se calculan las variaciones de energía de Gibbs para predecir espontaneidad.

Determinar la variación de energía de Gibbs para una reacción química, utilizando valores de entalpía (ΔH) y entropía (ΔS).

Característica de una reacción que ocurre de forma natural sin necesidad de aporte externo de energía para que se inicie.

Ecuación que relaciona la variación de energía de Gibbs con la temperatura y la entalpía de una reacción química.

Establece que la variación de energía interna (∆U) de un sistema es igual a la suma del calor (Q) transferido al sistema y el trabajo (W) realizado sobre él: ∆U = Q + W.

El trabajo realizado por un sistema al expandirse o contraerse contra una presión externa, como en una reacción que produce o consume gases.

La suma de la energía interna (∆U) y el producto de la presión (P) y el cambio de volumen (∆V) de un sistema a presión constante: ∆H = ∆U + P∆V.

El calor intercambiado en una reacción química a presión constante. Numéricamente igual al cambio de entalpía de la reacción (∆Hreacción).

Establece que el cambio de entalpía (∆H) de una reacción es independiente del camino que se siga para llegar a los mismos productos. El ∆H total es la suma algebraica de los ∆H de las reacciones intermedias.

Rama de la termodinámica química que se encarga de estudiar los cambios de calor en las reacciones químicas.

No, la expresión ∆H = nCp∆T es aplicable a sistemas simples, no a reacciones químicas con múltiples sustancias.

Utilizando la Ley de Hess, que permite calcular el ∆Hreacción sumando algebraicamente los ∆H de las reacciones intermedias

La Ley de Hess permite calcular el cambio de entalpía para una reacción utilizando los cambios de entalpía de reacciones conocidas. Esto es útil cuando no se puede medir directamente el cambio de entalpía de una reacción.

Un calorímetro es un dispositivo que mide la cantidad de calor que se libera o absorbe durante una reacción química.

El cambio de entalpía (∆H) de una reacción es la cantidad de calor que se libera o absorbe durante una reacción a presión constante.

El calor de formación estándar es la cantidad de calor que se libera o absorbe cuando se forma un mol de una sustancia a partir de sus elementos en su estado estándar a una temperatura y presión definidas.

El calor de combustión estándar es la cantidad de calor que se libera cuando se quema un mol de una sustancia en presencia de oxígeno estándar a una temperatura y presión definidas.

Los calores de las reacciones químicas se determinan experimentalmente usando un calorímetro. Se puede determinar el calor de formación, de combustión o de otras reacciones importantes.

Determinar el calor de reacción es importante para comprender la termodinámica de las reacciones químicas. La termodinámica explica la espontaneidad de las reacciones y la cantidad de energía involucrada.

La espontaneidad de una reacción química se determina por el cambio en la energía libre de Gibbs (ΔG). Si ΔG es negativo, la reacción es espontánea.

Las condiciones estándar se refieren a una presión de 1 bar y una temperatura específica, generalmente 298 K (25 °C).

El estado estándar para un gas puro o una mezcla de gases es el estado correspondiente a la sustancia pura a la presión estándar (1 bar).

El estado estándar de un disolvente se define como el estado puro a la presión estándar. Para un soluto, se define como la concentración estándar a la presión estándar.

No, muchas reacciones químicas no ocurren en condiciones estándar. Las condiciones de una reacción pueden variar en presión y temperatura.

Establece que la entropía de un sistema puro y cristalino perfecto tiende a cero cuando la temperatura se acerca al cero absoluto (0 Kelvin).

La entropía de una sustancia a una temperatura determinada, medida con respecto a su estado de entropía cero a 0 Kelvin.

Una función termodinámica que predice la espontaneidad de un proceso a presión y temperatura constantes. Si ΔG < 0, el proceso es espontáneo.

Se calcula el cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) para la reacción, usando la ecuación: ΔG = ΔH - TΔS. Si ΔG < 0, la reacción es espontánea.

El cambio de calor en una reacción química a presión constante. Se calcula sumando las entalpías de formación de los productos menos las entalpías de formación de los reactivos.

El cambio en la entropía (desorden) que ocurre en un sistema durante una reacción química. Se calcula sumando las entropías molares de los productos menos las entropías molares de los reactivos.

Conjunto de condiciones de presión y temperatura especificadas para comparar las energías libres de Gibbs de diferentes reacciones. Por lo general, 298 K (25 °C) y 1 atmósfera de presión.

La oxidación del etanol (C2H5OH) a ácido acético (CH3COOH) es un proceso espontáneo a 37°C. Se puede predecir usando la ecuación ΔG = ΔH - TΔS.