Practica N 07 - Aplicacion de la Segunda y Tercera Ley de la Termodinamica

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Práctica N° 07
Aplicación de la Segunda y Tercera Ley de la Termodinámica
I. INTRODUCCIÓN
La tercera ley de la termodinámica es una extensión de la segunda ley y se relaciona
con la determinación de los valores de la entropía.
La tercera ley, indica que la entropía de una sustancia pura y cristalina en el cero
absoluto es nula. Por consiguiente, la tercera ley provee de un punto de referencia
absoluto para la determinación de la entropía. La entropía relativa a este punto es la
entropía absoluta. La entropía de un cristal perfecto definida por el teorema de Nernst
es cero dado que el log (1) = 0.
Esto, por supuesto, se mantiene en la línea de que la entropía tiende siempre a
aumentar dado que ningún proceso real es reversible. Otra aplicación de la tercera ley
es con respecto al momento magnético de un material.(1)
ENERGÍA LIBRE DE GIBBS
Es la encargada de definir la espontaneidad de una reacción cuando se expresa en
función de las propiedades del sistema solo y se define a temperatura constante.
∆ G=∆ H sis −T ∆ Ssis (Ec.1)
∆G 0˂La reacción es espontánea (irreversible)
∆G 0˃La reacción no es espontánea (reversible)
∆G=0 La reacción está en equilibrio
Es la energía disponible para realizar trabajo a temperatura y presión constante
ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR DE REACCIÓN
Es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones
estándar.
La energía libre de Gibbs y equilibrio químico Una reacción química reversible en un
sistema cerrado, isotérmico y a presión constante, continúa hasta que el sistema
alcanza un estado de equilibrio caracterizado termodinámicamente, por su contenido
mínimo en energía libre. La composición química de este estado de equilibrio está
definida por la constante de equilibrio, Keq, de la reacción. Por tanto, la reacción
isotérmica:
(2)
Figura 1. Ecuación para hallar la constante de equilibrio
La importancia de la tercera ley es porque nos proporciona una base para calcular la
entropía absoluta de la materia, que puede usarse en ecuaciones apropiadas para
determinar la dirección de una reacción química.(3)
II. RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Experimento 1
Tabla 1. Sistema de disolución del bórax a dos temperaturas. Valores calculados
de Temperatura (K), HCl (ml), variación de entropía(ΔS (KJ/mol.K)), variación de
entalpía(ΔH (KJ/mol)) y variación de la energía libre de Gibbs (ΔG (KJ/mol)).
En esta tabla se puede identificar que el valor de la variación de entropía (ΔS) es
menor al de la variación de entalpía (ΔH), esto significa que el sistema está manejado
mayormente por la entalpía, es decir, que se caracteriza más por absorber energía, ya
que cuando el valor de ΔH es positivo significa que la reacción es endotérmica (4).
Asimismo, los valores de la variación de la energía libre de Gibss (ΔG), en ambos
casos, también son menores que la entalpía, sin embargo, a partir de ellos podemos
decir que la reacción de disolución no fue espontánea, ya que en ambos casos (HCl I y
II), los resultados son mayores que 1 (5). En este sentido, las variaciones de
temperatura y volumen de HCl usado en cada reacción son los factores causantes de la
diferencia de magnitud en cada valor de ΔG (28.98 y 31.50).
Experimento 2
Tabla 2. Sistema de disolución de Bórax a varias temperaturas. Valores calculados
de 1/T y ln Ksp, necesarios para realizar la gráfica, M Borato, M Na y variación de la
energía libre de Gibbs (ΔG) de acuerdo a la cantidad de moles de HCl utilizados.
Como aspecto más importante, se puede observar que todos los valores de la variación
de la energía libre de Gibss (ΔG) son positivos, lo que significa que el proceso de esta
experimentación no es espontáneo, es decir, que no ocurre naturalmente, tal como se
especifica en la tabla 3, cuando el ΔG es mayor a cero.
Tabla 3. Variación de la energía libre y espontaneidad de una reacción química.
“Se resumen las condiciones que determinan la espontaneidad de una reacción
química realizada a presión y temperatura constantes.” (5)
De acuerdo a esto, se puede decir que para llevar a cabo la disolución del bórax se
requirieron de agentes externos, en este caso, se puede hacer referencia a la variedad
de moles de HCl, M Borato y M Na usados, así como las variaciones de temperatura
que se experimentaron, siendo los primeros los aspectos más influyentes, ya que
según fuentes, los cambios de concentración influyen significativamente en los
valores de la variación libre de Gibbs (6). Adicionalmente, se puede identificar que
los valores entre ΔG y la cantidad de moles de HCl así como los de Borato y sodio
poseen una relación inversa, ya que, a menos moles o moles por litro usados (M),
mayor es el valor de ΔG.
Gráfica 1. Sistema de disolución de Bórax a varias temperaturas. Los datos están
en función de la inversa de la temperatura (1/T) y el ln ksp (producto de solubilidad)
Con los datos de la gráfica, se lograron hallar los valores de ΔS y ΔH, ya que, al
comparar la ecuación:
(Ec. 1)
Con la ecuación de la recta: y = mx + b (Ec. 2)
Entonces, podemos derivar las siguientes ecuaciones:
Tabla (4). Variación de entropía y entalpía. Valores calculados a partir de los datos
de la gráfica 1, de acuerdo a las ecuaciones 3 y 4.
La variación de entropía es positiva, lo que indica que existe mayor entropía al final
de la reacción con respecto al inicio. Por otro lado, el valor de la variación de entalpía
(H2-H1), siendo la entalpía definida como la energía total que posee un sistema y con
la que puede intercambiar con su entorno (7), indicaría en general si la reacción es
endotérmica (absorbe calor) o si es exotérmica (libera calor) representandose con su
valor positivo o negativo respectivamente (4). Así, con un valor de 165.13 KJ/mol, se
puede decir que la reacción fue endotérmica, y que además, requirió de una gran
cantidad de energía para llevarse a cabo.
Con respecto a la aplicación de las dos últimas leyes de la termodinámica, se pudo
identificar lo siguiente: en ambos experimentos se aplicaron distintas temperaturas a
los sistemas, en el primero, se realizó a temperatura ambiente (20.4 °C) y en frío a 4.2
°C, y en el segundo, a 8 temperaturas diferentes (8, 13, 21, 26, 31, 35, 41 y 46°C). Las
variaciones de entropía obtenidas, siendo de 0.16 y 0.44 para el primer y segundo
experimento respectivamente, indican que hubo un aumento en el desorden molecular
desde el inicio hasta el final, pero que fue mínimo, aun así,las moléculas de los
reactivos tendieron al desorden, presentando una relación con la segunda ley, la cual
explica que todos los cuerpos tienden al desorden como parte de un proceso
espontáneo. Asimismo, a pesar de aplicar temperaturas bajas en ambos sistemas, los
valores calculados de ΔS son mayores a cero, tal como se observa en la tabla 1 y 4.
Como se sabe, la entropía se relaciona directamente con la temperatura, es decir, que a
mayor calor, mayor entropía habrá en el sistema; así, a una temperatura de 0°C, no
habría ningún movimiento de moléculas y por lo tanto ΔS sería igual a cero, y,
siempre y cuando la temperatura sea mayor a ese valor (cero absoluto) ΔS no podría
ser cero ni menor a cero . En este sentido, se puede identificar la aplicación de la
tercera ley, la cual explica que ΔS siempre es positiva o mayor a cero porque es
imposible llegar al cero absoluto (8).
III. BIBLIOGRAFÍA
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TERMODINAMICA. 2021 [cited 25 May 2021]. Available from:
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2. 2 y 3 ley de la termodinámica [Internet]. Es.slideshare.net. 2021 [cited 25 May 2021].
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3. Importancia de la tercera ley de la Termodinámica [Internet]. Juliofcg13.wixsite.com.
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5. Macarulla J, Goñi F. Bioquímica básica. Curso Básico [Internet]. 2nd ed. Barcelona;
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9. Gutiérrez G, Alamilla L, Azuara E, Pascual L, Flores E. APLICACIÓN DE LA
NANOTECNOLOGÍA Y LA TERMODINÁMICA A LA CONSERVACIÓN DE
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10. La importancia de la aw – ACTIVIDAD DEL AGUA [Internet]. Lima: EQUINLAB
S.R.L.; [cited 20 May 2021]. Available from:
http://www.equinlab.com/pdf_/La%20importancia%20de%20la%20actividad%20de
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IV. ANEXOS
1. En la Industria biotecnológica, investigue los campos de aplicación de la
segunda y tercera ley de la termodinámica, especificar la bibliografía
consultada.
La nanotecnología y termodinámica para la conservación de alimentos:
Los isotermas de absorción del agua son aplicables para modelar
cambios de humedad y calcular propiedades termodinámicas con el fin
de elegir un correcto empaque de alimentos el cual contiene
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https://smbb.mx/congresos%20smbb/morelia07/TRABAJOS/Area_III/Carteles/CIII-64.pdf
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http://www.equinlab.com/pdf_/La%20importancia%20de%20la%20actividad%20de%20agua%20(aw).pdf
http://www.equinlab.com/pdf_/La%20importancia%20de%20la%20actividad%20de%20agua%20(aw).pdf
condiciones de almacenamiento adecuadas para dar estabilidad,
aroma, sabor , textura, etc. Las condiciones óptimas para almacenar un
alimento corresponden a la mínima entropía integral del agua
adsorbida (varía el incremento microbiano con actividades de agua*
de hasta 0,8). La nanotecnología ayuda a controlar esta mínima
entropía del agua adsorbida para producir estabilidad física y
microbiológica en donde el agua queda atrapada en nanoporos y la
compensación de entalpía y entropía se calcula con ecuaciones, la
entropía reacciona con la integración energética del adsorbente y
adsorbato. (9)
*Actividad de agua: humedad en equilibrio de un producto (10).