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ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

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José Alvarado Williams

on 28 June 2014

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Transcript of ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

Es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).
Energía Libre de Gibbs y Diagrámas de Ellingham
Josiah Willard Gibbss
Josiah Willard Gibbs (11 de febrero de 1839 en New Haven: Connecticut, Estados Unidos – íd.28 de abril de 1903) fue un físico estadounidense que contribuyó de forma destacada a la fundación teórica de la termodinámica.
Harold Johann Thomas Ellingham
La energía libre de Gibbs
Harold Johann Thomas Ellingham (1897-1975).fue un químico físico británico, mejor conocido por sus diagramas de Ellingham , que resumen una gran cantidad de información relativa a la extracción metalúrgica .Este determinadas G-T experimentalmente para la oxidación y sulfuración de una serie de metales.
La variación de energía libre de Gibbs (ΔG) es la función de estado que mejor describe la segunda ley en estos sistemas.



∆G= ∆H – T•∆S

∆G: diferencia de energía libre
∆H: diferencia de entalpía
∆S: diferencia de entropía
T: temperatura absoluta ( en K)

También se puede definir ∆G como la fracción de variación total de energía que realiza trabajo mientras el sistema tiende al equilibrio, a P y T constantes.


∆G= - W ( trabajo máximo)

Mientras mas alejado del equilibrio, mayor es el trabajo realizado.

Henri-Louis Le Châtelier (8 de octubre de 1850-17 de septiembre de 1936) fue un famoso químico francés. Es conocido por su principio de los equilibrios químicos, mejor conocido como principio de Le Châtelier.Realizó estudios termodinámicos y observó el calor específico de los gases a altas temperaturas mediante el empleo de un pirómetro óptico. Fomentó la aplicación de la química en la industria, y llegó a ser una eminencia en metalurgia.
Henri-Louis Le Châtelier
“Dado un sistema abierto, el criterio para que un proceso sea espontáneo a P y T constantes, es que ∆G sea negativo"
.



∆G < 0 Proceso exergónico
∆G > 0 Proceso endergónico
En el equilibrio, ∆G= 0

Principio de Le Châtelier
Si ΔGº < 0

reactivos ← productos: espontánea
Si ΔGº > 0
reactivos ←productos: no espontánea
(reactivos ← productos: espontánea)
Si ΔGº = 0
estado de equilibrio: reactivos = productos

Este principio permite predecir los efectos originados por los cambios de ciertas condiciones (como la presión, la temperatura o la concentración de los reactivos), en el cual el equilibrio en una reacción química se encuentra condicionado por los factores externos, que lo desplazan hasta contrarrestar los cambios producidos.
Variación de energía libre estándar de reacción para la formación de un
mol de la sustancia a partir de sus elementos en su estado más estable.
(Unidades: J/mol)

Jacobus H. Van't Hoff
Jacobus H. Van't Hoff (1852-1911).fue un químico neerlandés ganador del Premio Nobel de Química del año 1901 por establecer los principios de la estereoquímica y de la cinética química.
Diagramas de Ellingham
Energía libre estándar de formación ( Δ )
Que corresponde a la relación de Van ‘t Hoff. Ella permite estimar K a diversas temperaturas a partir de ∆H°. Por ejemplo, para la síntesis de HI (∆H°=-9,4kJ) se obtiene K (373°K) = 272
ΔGº = A + BT
Desde la definición de la energía libre de Gibbs,se puede determinar la energía libre a presión constante:
con
A= ΔHº y B= - ΔSº
Equilibrio entre fases condensadas y fases gaseosas
Después de obtener esta energía libre para la presión constante,se divide por T^2 , arreglando los términos se obtiene la ecuacion de Gibbs-Helmholtz:
Cuando aplicamos la ecuación de Clausius-Clapeyron al equilibrio entre una fase condensada y una fase solida, entonces el cambio de volumen está dado por:

Puesto que el volumen de la fase gaseosa es mayor que el volumen de la fase condensada, entonces:

Consideremos dos
reacciones de oxidación:

Si asumimos que el vapor se comporta idealmente (PV=nRT) en el equilibrio con la fase condensada, tenemos:
2X + O2 = 2XO (1) y Y + O2 = YO2 (2)

Ellingham graficó las relaciones ΔGº -T determinadas experimentalmente para la oxidación y sulfuración de una serie de metales y encontró que estas en forma general se aproximaban a rectas en un rango de temperaturas en el cual no se producían cambios de estado. La relación puede expresarse por medio de una ecuación simple como:
Ecuación de Clausius-Clapeyron

Restando las dos reacciones tenemos:
Y + 2XO = 2X + YO2

Por debajo de TE X e YO2 son estables con respecto a Y y XO y por encima de TE es a la inversa.

En la figura se puede apreciar que Hº (2) es más negativa que Hº (1) y que Sº (2) es más negativa que Sº (1)
G en función de la presión y la temperatura
Un aumento de la presión del sistema lleva a este a moverse en una dirección contraria, de tal forma que le haga disminuirla.

Influencia de la presión
Mientras la temperatura y la presión varíen simultáneamente, el equilibrio entre las fases liquidas y solidas se mantendrá:
Influencia de la temperatura
Un aumento de la temperatura del sistema, lleva a este a cambiar de dirección de tal forma que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico (e inversamente: disminución T => sentido exotérmico)
Cuando la temperatura y la presión sufren un cambio infinitesimal:
Otra escala añadida a los diagramas de Ellingham.

Cuando la temperatura varía, la energia libre estar también varía y es expresada por:
La temperatura de transición es aquella en la cual la Energía Libre de las dos fases son iguales.

Para el líquido y el sólido se cumple:
Influencia de la composición
Al agregar un reactivo a un sistema en equilibrio lleva a la reacción en el sentido de la formación de productos. (Agregar productos regenerará los reactivos).
Para mantener el equilibrio entre las fases sólida y líquida:

Relación entre Entropía, Entalpía y Energía libre de Gibbs en reacciones espontáneas y no espontáneas
Como sabemos que en el equilibrio ΔG=0, entonces ΔH=TΔS, obteniéndose:

Ecuación de Clausius-Clapeyron

Si ∆H no depende de la temperatura, es decir,
si , integrando la ecuación anterior obtenemos lo siguiente:

Un mol de A pasa de 1-> 2; de G°A a GA por lo que varía ∆G
Se trata del trabajo de expansión del gas A -> GA-G°A= ∆G = -W , es decir:

Puesto que las fases vapor y condensada están en equilibrio, los valores de P y T corresponden a la presión de vapor saturada ejercida por el vapor a la temperatura T.

Si para la sublimación o evaporación es distinto de cero, pero es independiente de la temperatura, se obtiene lo siguiente:

Lo que expresamos como:


G°A + G°B


GA + GB

Dada una ecuación de equilibrio genérica
aA + bB cC + dD

El ∆G en función de las concentraciones de los reactantes y de los productos.

Si la concentración de los reactantes y de los productos son de 1 M, se tiene que:

Cualquiera que sea el valor de los coeficientes estequiométricos a, b, c, d, resulta, en éste caso:

Si en el equilibrio ∆G = 0, entonces:

Cuando el sistema está en equilibrio las concentraciones de los reactantes y de los productos son las concentraciones de equilibrio, es decir:

Si el sistema no se encuentra en equilibrio y todas las concentraciones son distintas de 1 M, ¿cómo se establece si una reacción se mueve hacia la derecha o hacia la izquierda?

Si se indica con letra Q al cuociente

ΔG puede quedar expresado como:

Siendo:

Si el valor del cuociente Q/K es mayor que 1
el ΔG es positivo (la reacción no es espontánea)
Si el valor del cuociente Q/K es menor que 1
el ΔG es negativo (la reacción es espontánea)

Equilibro y Energía Libre ΔG

Toda transformación espontánea implica la disminución de la energía libre.

La energía libre G cambia mientras ocurre la reacción
La energía libre G = H - TS de un sistema evoluciona siempre que ΔG< 0. El sistema estará en equilibrio si ΔG=0

El avance de la reacción está limitado por la posición del equilibrio.


http://www.biografiasyvidas.com/biografia/v/van_t__hoff.htm
BIBLIOGRAFíA
¿Quién la descubrió?
Pero, ¿Qué es?
y = m * x + b
Considerando la siguente reacción de oxidación:
Delta H es la intersección de la linea con el eje T=0.
Delta S es la pendiente de la linea con su signo cambiado.
Como Delta S es negativa la linea tiene pendiente con valor positivo.
A la Temperatura 1 del deta G para la reacción es mas negativo que el oxido mas estable.
A temperatura 2 el delta G para la oxidación es positivo por lo tanto son mas estable el Ag que el oxigeno.
4 Ag(s) + O2(g) = 2Ag2O (s)
Diagramas de Ellingham
Efecto de la transformación de fases.
Principio de Le Châtelier
Hay un rango de temperatura en el cual nos encontramos con que los cambios de fases no se modifican en ningún caso, ni reactantes ni productos. La relación delta G vs T para nuestra reacción simplemente se expresa como una linea recta.
pero sabemos que:
G = Gº + RT ln P (eq,T)

Por lo cual delta G es apreciada como el descenso en la energía libre de un mol de oxígeno cuando su presión disminuye de 1 atm a P O2 (eq,T) atm a la temperatura T.
Las lineas parten todas de G= 0 y T= 0.
En los metales de un sistema cerrado consideran la atmosfera de un rango de 0 a 1 atm de presión obtendremos que se oxidarán espontáneamente..

Tenemos que la temperatura de equilibrio es el corte de la recta de la reacción de formación del óxido (ΔG vs T) con la línea ΔGo=0. Ademas, Para T<T equilibrio esΔGo<0 entonces es la Formación del óxido.
Para T>T equilibrio es ΔGo>0 entonces es la descomposición del óxido.
http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=gibbs-josiah-willard
Δ
Reducción de óxidos
con otro elemento
Clausius y Clapeyron
Benoit Paul Émile Clapeyron (1799 - 1864)
fue un ingeniero y físico francés, padre de la teoría termodinámica.
En 1834 realizó su primera contribución a la creación de la termodinámica moderna al publicar un documento titulado La fuerza directora del calor, en el que desarrollaba el trabajo del físico Nicolas Léonard Sadi Carnot, fallecido dos años antes.
1. Reacción sin formación neta de gas.
2. Reacción con fórmación de gas.
3. Reacción con consumo de gas.
4. C forma CO puede reducir MaO a M desde Ta.

Rudolf Julius Emmanuel Clausius1 ( 1822- 1888),
fue un físico y matemático alemán, considerado uno de los fundadores centrales de la ciencia de la termodinámica. En su nueva formulación del principio de Sadi Carnot, conocido como ciclo de Carnot, propuso la teoría del calor conocida como la ley de la Constantinopla térmica sobre una base más sólida y más verdadera. En su trabajo más importante sobre la teoría mecánica del calor, publicado en 1850, estableció por primera vez las ideas básicas de la segunda ley de la termodinámica. En 1865 introdujo el concepto de entropía.
Entonces...
En el Diagrama de Ellingham podemos encontrar los cambios de estados como punto de fusión, punto de ebullición, puntos de sublimación y punto de transición de los elementos presentes y a la vez en su estado de oxidación dependiendo de su codo al ser positivo o negativo.
ΔGfº
http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=gibbs-josiah-willard
http://es.wikipedia.org/wiki/Rudolf_Clausius
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Videos/EquilibrioQ/
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Videos/EquilibrioQ/
http://www.educa.madrid.org/web/ies.isidradeguzman.alcala/departamentos/fisica/temas/equilibrio/lechatelier.html
http://es.wikipedia.org/wiki/Diagrama_de_Ellingham
http://www.quimitube.com/videos/termodinamica-teoria-20-concepto-de-energia-libre-de-gibbs/
http://www.metalurgia.uda.cl/apuntes/Jchamorro/termodinamica/Energ%C3%ADa%20Libre.pdf
Integrantes
http://www.ecured.cu/index.php/Ecuaci%C3%B3n_de_Clausius-Clapeyron
Termodinámica I semestre año 2014
José Ignacio Alvarado Williams
Emir Alexander Geraldo Montenegro
Constanza Javiera Reyes Fritis
Rodrigo Alejandro Sanhueza Romero
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