PARTE 1

→La termodinámica estudia los intercambios energéticos en los procesos físicos, químicos o biológicos. La parte que se centra en el estudio del intercambio de energía en las reacciones químicas se denomina termoquímica.

→Sistema termodinámico:

Es la parte del universo perfectamente delimitada, sometida a estudio, y el entorno o parte del universo que lo rodea.

→S. Termodinámicos se clasifican en:
S. Abierto: inter materia y E. S. Cerrado: inter E pero no materia. S. Aislado: ni materia ni E.

→Función de estado:
variables termodinámicas con un valor definido para cada estado del sistema, y cuyas variaciones solo dependen del estado inicial y final del sistema termodinámico (y no del camino seguido). Ejemplos: Tª, p, V, …. NO es variable o función de estado: aquella magnitud cuyo valor depende de cómo evoluciona el sistema para llegar a él. Ejemplos: Q y W.

→1º principio de la termo:
la E intercambiada por un sist. En un proceso coincide con la intercambiada por el entorno de ese sistema: 𐊅Esist= -𐊅Eentorno→𐊅Esist+𐊅Eentor=0

→1º principio de la termo en sist. Cerrados:
la variación de la energía interna(𐊅U) de un sit. Es la suma de la E intercambiada mediante calor(Q)  y de la E intercambiada mediante trabajo(W) entre el sistema y el entorno. 𐊅U=Q+W

→Trabajo(W)
:
Forma de transferir energía entre dos sistemas físicos, que se produce como consecuencia de procesos donde intervienen fuerzas y desplazamientos. Se mide en J.

→Calor(Q)

forma de transferir energía entre dos sistemas físicos, que se produce por el hecho de encontrarse ambos a diferente temperatura. Se mide en calorías.

→Trabajo de expansión(W_EXP)
→W_EXP= -p∙𐊅V

→Calor de reacción(Q):
Es la energía térmica que se desprende o se absorbe en una reacción química. Se mide en J o J/mol.

→Entalpía(H):
la suma de otras tres funciones del estado: energía interna, presión y volumen. H = U + PV. Se trabaja en variaciones: ∆H = QP. ∆H < 0: exotérmica ∆H > 0: endotérmica.

→Diagramas entálpicos:
representan gráficamente los cambios de entalpía. Eje x:avance de la reacción. Eje y:entalpía

→Variación de la entalpía en estado estándar:
Variación de la entalpía cuando: P=100000 Pa y T=298K

→La entalpía de formación en estado estándar, ∆H0f, es la variación de la entalpía correspondiente a la formación de 1 mol de sustancia, en estado estándar, a partir de los elementos en dicho estado, a los que se les asigna una entalpía de formación=0.

→Relación entre la entalpía de una reacción y la entalpía de formación de los reactivos y productos:
La entalpía estándar de una reacción es igual la diferencia entre la suma de las entalpías estándar de formación de los productos y la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos, multiplicadas ambas por los moles que indica la estequiometría de la reacción.

∆Hr0 = ∑(nP ∙ ∆H0fP) −∑(nR ∙ ∆H0fR)

→Entalpía de enlace:
Es la variación de entalpía o calor liberado, en condiciones estándar de 1 atmósfera y 25 oC, que acompaña a la reacción de formación de un mol de enlaces a partir de los átomos aislados en estado gaseoso. Se puede relacionar con la entalpía estándar de reacción:

∆Hr0 = ∑(nER ∙ |∆HE0|) −∑(nEF ∙ |∆HE0|)

2ª PARTE

→Ley de Hess:La variación de la entalpía en una reacción química, ∆H , es la misma, independientemente de que la reacción se efectúe en una o varias etapas. ∆H = ∑ni∙ ∆Hi

→Entropía, S, es una función de estado que mide el grado de desorden de un sistema. La entropía aumenta con el desorden molecular y disminuye con el orden molecular. De forma general: SSólidos < SLíquidos < SGases A tener en cuenta: La entropía aumenta con la masa molar. Sustancias con masas moleculares muy próximas, tendrá mayor entropía, aquella sustancia que tenga un mayor número de átomos. En el caso de sustancias muy similares con masas moleculares muy próximas, tendrá mayor entropía aquella que tenga los enlaces más débiles (más enlaces simples). Se expresa en J/K.

→2º principio de la termo: En todos los procesos espontáneos (irreversibles) la entropía total del universo aumenta: ∆SUniverso = ∆SSistema + ∆SEntorno > 0 J/K

→Entropía estándar(S0): entropía medida a 100000 Pa de presión y 25ºC (298 K).

→3º principio de la termo: La entropía de una sustancia cristalina perfecta (sin defectos ni impurezas) es cero, en el cero absoluto de temperatura (0 K).

→Variación de entropía estándar de una reacción química, ∆S0:∆S0 = ∑nP ∙ SP0 −∑nR ∙ SR0

→Energía libre de Gibbs, G: función de estado que relaciona la entalpía de un sistema con su entropía, permitiendo determinar si una reacción química será espontánea o no.

G = H − T ∙ S Experimentalmente, se usa: ∆G = ∆H − T ∙ ∆S, expresado en J.

→Variación de la energía libre de Gibbs en condiciones estándar: medida a 105 Pa de presión y 25 oC (298 K). ∆G0 = ∆H0 − T ∙ ∆S0

→Variación de la energía libre de Gibbs estándar de formación, ∆Gf0: es la variación de la energía libre de Gibbs que acompaña al proceso de formación de un mol de sustancia, en estado estándar, partir de los elementos en dicho estado. A la variación de la energía libre de Gibbs estándar de formación de los elementos en su forma más estable (en condiciones estándar) se le asigna un valor de cero.

→Variación de la energía libre de Gibbs estándar de una reacción química, ∆G0:

∆G0 = ∑nP ∙ ∆GfP0 −∑nR ∙ ∆GfR0

→Criterio podemos establecer para determinar si una reacción química se producirá de forma espontánea: El criterio para decir si una reacción química es espontánea o no, será el signo de la variación de la energía libre de Gibbs de la reacción, ∆G, suponiendo que el proceso tiene lugar a presión y temperatura constantes. 

Si ∆G < 0 → La reacción es espontánea.

Si ∆G > 0 → La reacción no es espontánea.

Si ∆G = 0 → La reacción está en equilibrio (no evoluciona).