La segunda ley de la termodinámica

1. EL enunciado de Kelvin de la segunda ley de la termodinámica: Ningún proceso es posible en el que el único resultado es la absorción de calor de un depósito y su completa conversión en el trabajo.
2. La segunda ley en términos de entropía: La entropía de un sistema aislado aumenta en el transcurso de un cambio espontáneo: ΔStot> 0.
3. La definición termodinámica de la entropía es dS = dqrev / T. La estadística definición de entropía viene dada por la fórmula de Boltzmann, S = klnW.
4. EL Ciclo de Carnot A es un ciclo compuesto por una secuencia de expansiones y compresiones reversibles isotérmicos y adiabáticos.
5. La eficiencia de un motor térmico es ε = | w | / QH. La eficiencia de Carnot es ε = 1 rev-Tc / Th.
6. La escala Kelvin es una escala de temperatura termodinámica en el que el punto triple del agua define el punto de 273,16 K.
 7. La desigualdad de Clausius es dS≥dq / T.
 8. La temperatura de transición normal, TTR, es la temperatura a la que dos fases están en equilibrio a 1 atm. La entropía de la transición a la temperatura de transición, ΔtrsS = ΔtrsH / TTR.
9. La regla de Trouton establece que muchos líquidos normales tienen aproximadamente la misma entropía estándar de vaporización (alrededor de 85 J K-1 mol-1).
 10. La variación de entropía con la temperatura viene dada por S (Tf) = S (Ti) + Tf Ti (Cp / T) dT.
11. La entropía de una sustancia se mide a partir del área bajo un gráfico de Cp / TagainstT, utilizando la extrapolación de Debye a bajas temperaturas, Cp = AT3 AST → 0.
12. El teorema de Nernst calor afirma que la variación de entropía que acompaña a cualquier transformación física o química tiende a cero cuando la temperatura se aproxima a cero:? S → 0 → 0 AST proporcionado todas las sustancias que intervienen son perfectamente ordenada.
 13. La tercera ley de la termodinámica: La entropía de todas las sustancias cristalinas perfectas es cero en t = 0.
14. La entropía de reacción estándar se calcula a partir ΔrS7 = ΣProductos ν S7 m-ΣReactivos ν S7 m.
15. Las entropías molares estándar de iones en solución se presentan en una escala en la que S7 (H +, aq) = 0 en todas las temperaturas.

16.El la energía de Helmholtz es A = T-TS. La energía de Gibbs es G = H-TS.

17. Los criterios de espontaneidad pueden ser escritas como: (a) ESD, V ≥0 y así, V ≤0, o (b) DAT, V y ≤0 DGT, ≤0 p.

18. El criterio de equilibrio a temperatura constante y volumen, DAT, V = 0. El criterio de equilibrio a temperatura y presión constantes, la DGT, p = 0.

 19. El trabajo máximo y la energía de Helmholtz están relacionados por wmax = Δ A. El (no expansión) trabajo adicional máxima y la energía de Gibbs están relacionados por wadd, max = Δ G.

20. La energía de Gibbs estándar de la reacción viene dada por ΔrG7 = Δ = RH7-TΔrS7 ΣProducts ν m G7 G7 -ΣReactants nu m.

21. La energía de Gibbs estándar de formación (ΔfG7) es la reacción estándar de Gibbs energía para la formación de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados de referencia.

22. La energía de Gibbs estándar de reacción puede ser expresada en términos de ΔfG7, ΔrG7 = ΣProducts ν ΔfG7-ΣReactants ν ΔfG7.
23. Las energías de Gibbs estándar de formación de iones se presentan en una escala en la que ΔfG7 (H +, aq) = 0 en todas las temperaturas.

24. La ecuación fundamental es dU = TdS-pdV.

26. Una ecuación termodinámica de estado es una expresión de la presión en función de magnitudes termodinámicas, π V p T = T (∂p / ∂T).

27. La energía de Gibbs se describe mejor como una función de la presión y la temperatura, la variación dG = VDP-SdT.The de la energía de Gibbs con la presión y la temperatura son, respectivamente, (∂G / ∂p) T = Vand (∂G / ∂ T) p = -S.

28. La dependencia de la temperatura de la energía de Gibbs se da por la ecuación de Gibbs-Helmholtz, (∂ (G / T) / ∂T) p = -H / T2.

 29. Para una fase condensada, la energía de Gibbs varía con ASG presión (PF) = G (pi) + VmΔp.For un gas perfecto, G (PF) = G (pi) + nRTln (pf / pi).

Bibliografía:

Atkins Peter, Julio De Paula, “Atkins. Química Física”-8a ed., Buenos Aires: Medica Panamericana,2008.

Reacciones Redox

•       La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia práctica.

•       El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica.

•       Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación-reducción).

•       Se consideran como reacciones de transferencia de electrones.

•       Estas comprenden desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de blanqueadores domésticos.

•       Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso.

•       Considera la formación del óxido de magnesio:

•       El óxido es un compuesto iónico formado por iones Mg²⁺ y O^2-

•       2 átomos de Mg ceden 4e^- a 2 átomos de O

•       Por conveniencia, este proceso se visualiza como en dos etapas.

–      Una implica la pérdida de 4e^- de parte de los 2 átomos de Mg

–      La otra la ganancia de 4e^- por una molécula de O₂

•       Los pasos se representan como:

•       El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que implica la pérdida de electrones.

•       Una reacción de reducción es una semirreacción que implica una ganancia de electrones.

•       En la formación del óxido de magnesio, el magnesio se oxida.

•       Se dice que actúa como agente reductor porque dona e^- al oxígeno y hace que se reduzca.

El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta e- del magnesio y hace que este se oxide.

•       La magnitud de la oxidación de una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción.

•       El número de e^- que pierde un agente reductor debe ser igual al número de e^- que gana un agente oxidante.

•       El oxidante y el reductor asociados forman un par Redox.

•       Al escribir un par, el oxidante está siempre a la izquierda, separado del reductor por un diagonal:

(Ag+/Ag)

Las semireacciones no son siempre fáciles de balancear. Para ello debemos apoyarnos en 2 reglas:

–      Conservación de los átomos

–      Conservación de las cargas.

Número de oxidación

•       Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de perdida y ganancia de e- se aplican a la formación de compuestos iónicos.

•       En los compuestos moleculares, en realidad no se transfieren e- durante la formación de compuestos.

•       Sin embargo, se tratan como redox porque se observa que hay una transferencia parcial de e^-

•       Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox, es conveniente asignar números de oxidación.

•       Significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula si los e^- fueran transferidos completamente.

•       Permiten identificar los elementos que se han oxidado y reducido.

 

•       Así, los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación se han oxidado.

•       Cuando sus números de oxidación son menores, los elementos se han reducido.

•       Hay ciertas reglas para asignar el número de oxidación:

•       En los elementos libres (no combinados) cada átomo tiene un número de oxidación de cero.

•       Para los iones constituídos por un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del ion.

•       El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos salvo en el peróxido, donde es -1.

•       El número de oxidación del hidrógeno es +1 salvo en los hidruros, donde es -1.

•       El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos tienen números de oxidación negativos como halogenuros. Son positivos combinados con oxígeno.

•       En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación debe ser cero.

•       En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación debe ser igual a la carga del ion.

•       Los números no tienen que ser enteros ( en el ion superóxido O₂^- es -1/2)

Balanceo redox

•       Para balancear una reacción redox pueden aplicarse dos aproximaciones al método del ión-electrón:

–      Medio ácido

–      Medio básico

Medio ácido

•       Escriba la ecuación en forma iónica

•       Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción.

•       Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua.

•       Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H⁺

•       Balancee las cargas añadiendo e^-

•       Multiplique cada semireacción para igualar los e^- transferidos.

•       Sume las semirreacciones para obtener la ecuación global.

•       Añada los iones que no participan para obtener la ecuación molecular global.

•       Escriba la ecuación en forma iónica

•       Escriba las semirreaciones de oxidación y reducción.

•       Balancee los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua.

•       Balancee los átomos de hidrógeno añadiendo H⁺

•       Neutralice los iones H⁺ añadiendo iones OH^- a cada lado de la semirreación para formar H₂O.

•       Balancee las cargas añadiendo e^-

•       Multiplique cada semireacción para igualar los e^- transferidos.

•       Sume las semirreacciones para obtener la ecuación global.

•       Añada los iones que no participan para obtener la ecuación molecular global.

Bibliografia:

C.Harris, Daniel Análisis químico cuantitativo. Ed. Reverté. 3º Edición.

AYRES, Gilbert H.  Análisis Químico Cuantitativo.  México: Harla, 1982.

Créditos:


Dr. Rafael Manuel Rios Vera