TERMODINÁMICA Y EQUILIBRIO

Número de estudiante

Concepto

Definición

Símbolo y ecuación

1

Entalpía y energía interna

La entalpía (H) se define como la suma de la energía interna y el producto entre la presión y el volumen de un sistema termodinámico.

Esta propiedad representa el flujo de calor derivado a los cambios químicos efectuados a una presión constante, cuando no se ejerce más trabajo que el de presión-volumen.

En cuanto a la energía interna (U), esta se define como la suma de todas las energías, tanto cinéticas como potenciales, de todos los componentes del sistema (Brown et al., 2004).

H = U + PV

H: Entalpía

U: Energía interna

P: Presión

V: Volumen

ΔU = Q – W

ΔU: Cambio de la energía interna

Q: Calor

W: Trabajo

Entropía

La entropía (S) relaciona el grado de desorden y de energía no aprovechable que presenta un sistema termodinámico (Brown et al., 2004).

S

S: Entropía

Energía libre de Gibbs

La energía libre de Gibbs (G) describe parte de la energía aprovechable de un sistema y susceptible de realizar un trabajo mecánico. Este concepto se relaciona con la espontaneidad de la reacción (Brown et al., 2004).

G = H - T·S

G: Energía libre de Gibbs

H: Entalpía

T: Temperatura absoluta

S: Entropía

1. Compuesto seleccionado

Xilosa (C5H10O5)

2. Nombre del estudiante

[Nombre]

3. Datos del ejercicio

• El azúcar se fermenta para obtener etanol, agua y dióxido de carbono (Fermentación alcohólica).

• El proceso no es controlado, por lo que también se produce ácido acético (Fermentación acética).

• C(s) + O2(g) ➝ CO2(g)

   H2(s) + 1/2O2(g) ➝ H2O(l).

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

   CH3COOH(l) + 2O2(g) ➝ 2CO2(g) + 2H2O(l).

5. Ecuaciones utilizadas

(1) ΔH° = Σn·ΔH°productos - Σn·ΔH°reactivos

(2) ΔS° = Σn·S°productos - Σn·S°reactivos

(3) ΔG° = Σn·ΔfG°productos - Σn·ΔfG°reactivos

(4) ΔU° = ΔH° - Δn·R·T

4. Caracterización de los datos

6. Solución numérica del ejercicio

1. C5H10O5(s) ➝ C2H5OH(l) + CH3COOH(l) + CO2(g)
2. ΔH° = Σn·ΔHf°productos - Σn·ΔHf°reactivos

ΔH° = [(-277,7) + (-483,5) + (-393,5)] KJ·mol-1 - [-1057,8 KJ·mol-1]

ΔH° = -1154,7 KJ·mol-1 + 1057,8 KJ·mol-1

ΔH° = -96,9 KJ·mol-1

ΔS° = Σn·S°productos - Σn·S°reactivos

ΔS° = [(160,7) + (158,0) + (213,7)] J·mol-1·K-1 - [175,3 J·mol-1·K-1]

ΔS° = 532,4 J·mol-1·K-1 - 175,3 J·mol-1·K-1

ΔS° = 357,1 J·mol-1·K-1

ΔG° = Σn·ΔGf°productos - Σn·ΔGf°reactivos

ΔG° = [(-174,8) + (-390,2) + (-394,4)] KJ·mol-1 - [-750,5 KJ·mol-1]

ΔG° = -959,4 KJ·mol-1 + 750,5 KJ·mol-1

ΔG° = -208,9 KJ·mol-1

ΔU° = ΔH° - Δn·R·T

ΔU° = -96,9 KJ - [(1 mol) · (8,31·10-3 KJ·mol-1·K-1) · (298,15 K)]

ΔU° = -96,9 KJ - 2,48 KJ

ΔU° = -99,38 KJ

1. 5CO2(g) ➝ 5C(s) + 5O2(g.)                                                                                ΔH° = 1967,5 KJ

5H2O(l) ➝ 5H2(g) + 5/2O2(g).                                                                          ΔH° = 1429,0 KJ

C2H5OH(l) + 3O2(g) ➝ 2CO2(g) + 3H2O(l).                                                       ΔH° =-277,7 KJ

CH3COOH(l) + 2O2(g) ➝ 2CO2(g) + 2H2O(l).                                                   ΔH° =-483,5 KJ

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C2H5OH(l) + CH3COOH(l) + CO2(g) ➝ 5C(s) + 5H2(g) + 5/2O2(g).                    ΔH° = 2635,3 KJ

C2H5OH(l) + CH3COOH(l) + CO2(g) ➝ 5C(s) + 5H2(g) + 5/2O2(g).                    ΔH° = 2635,3 KJ

5C(s) + 5O2(g) ➝ 5CO2(g).                                                                               ΔH° = -1967,5 KJ

5H2(s) + 5/2O2(g) ➝ 5H2O(l).                                                                          ΔH° = -1429,0 KJ

C5H10O5(s) ➝ C2H5OH(l) + CH3COOH(l) + CO2(g).                                          ΔH° = -96,9 KJ

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5CO2(g) + 5H2O(l) ➝ C5H10O5(s) + 5O2(g).                                                      ΔH° = -858,1 KJ

7. Análisis de los resultados obtenidos

Como ΔH° (menor que cero) es negativa, la reacción es exotérmica desprende energía.

Como ΔS° es mayor que cero aumenta el desorden del sistema.

Como ΔG° es menor que cero, la reacción es espontanea.

8. Referencias en normas APA

Levine, I. (2002). Fisicoquímica (5ta ed.). McGraw Hill.

Rayner, G. (2000). Química Inorgánica Descriptiva (2da ed.). Editorial Prentice Hall.