Bioquimica Trabajo de cierre de semestre. Termodinámica.

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“Segunda Ley de la Termodinámica”

Trabajo de cierre de semestre. Termodinámica.

Prof. Gonzalo Norambuena Merino

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Carrera        

III Semestre

Técnico en Análisis Químico

Alumna

• Martina Molina Núñez

Desarrollo

1. Definir con sus propias palabras, lo que se entiende por la segunda ley de la termodinámica.

Es difícil establecer una definición de un modo tan preciso, pero si se puede señalar algunos conceptos que deben ser claves para entender de mejor forma la segunda ley de la termodinámica. En simpleza se puede explicar como aquella ley que establece límites y direcciones a los procesos de intercambio energético, de los cuales también nos habla la primera ley.

La segunda ley se define también, como un proceso natural que inicia en un estado de equilibrio y termina en otro diferente, es así que indicará si los cambios son o no posibles.

Para determinar esto debemos trabajar con un potencial termodinámico llamado energía de Gibbs, que determinará si la reacción química ocurre de forma espontánea, tomando en cuenta solo los cambios de entalpía como entropía.

La entropía y entalpía son términos muy utilizados cuando se habla de la segunda ley de la termodinámica, ambas son magnitudes. En el caso de la entropía su expresión hace alusión a la evolución y transformación, en síntesis permite determinar la parte de la energía, que no puede utilizarse para producir trabajo, su unidad de medida es J/K. Cuando el sistema absorbe calor Q es positivo y la energía aumenta, si por el contrario cuando el sistema libera calor, Q es negativo y la entropía disminuye. Por su parte la entalpía hace referencia a la incorporación del calor, ésta expresa una medida de la cantidad de energía que un sistema intercambia con su entorno.

1. Elaborar un mapa conceptual.

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1. Desarrollar dos ejercicios de cálculo de entropía en una reacción química.

1. Determinar la variación de entropía en la reacción:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)

Datos:

S0 [H2 (g)] = 130,7 J/molK

S0 [O2 (g)] = 204,8 J/molK

S0 [H2O (l)] = 69,8 J/molK

Respuesta:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)

△S0 = Σ np ·S0 (productos) - Σ nr ·S0 (reactivos) =

69,8 J/K – (130,7 J/K + ½ · 204,8 J/K) = -163,3 J/K

△S0 (Agua líquida) = - 163,3 J ·mol - 1· K -1.        

1. Determina la variación de entalpía y de entropía para la combustión del etanol.

C2H5OH (l) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(l)

Datos: 

ΔHf0 (kJ/mol): Etanol (l) = -277,7

CO2 (g) = -393,5

H2O (l) = -285,8

S0 (J·mol-1·K-1): Etanol (l) = 160,7

CO2 (g) = 213,6

O2 (g) = 205

H2O (l) = 69,9.

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