¿Cuál es la explicación de la respuesta a la siguiente pregunta ‘Termodinámica’ del material de estudio de Allen para JEE?

[Matemáticas] Respuesta original: 21 de agosto de 2016 [/ matemáticas]

La pregunta dice específicamente “¿Cuál de las siguientes transiciones conduce a un mayor desorden en el universo (ambos SISTEMA + ENTORNO)?

1. Evaporación del agua a temperatura ambiente.
2. Cristalización de NaCl (sólido) en solución acuosa de NaCl.
3. Vaporización del agua en el punto de ebullición (373 K a 1 atm)
4. Congelación de H2O (líquido) a 273 K y 1 atm de presión

Ahora, mayor desorden significa aumento en la entropía del sistema. La pregunta se refiere específicamente a la entropía tanto del sistema como del entorno. La imagen de arriba menciona que la respuesta es [A, B, C], que de acuerdo con mi razonamiento es incorrecta.

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• La respuesta correcta a la pregunta anterior sería la opción C y D o 3 y 4.

Una medida del desorden de un sistema es su entropía ( S ) , una función de estado cuyo valor aumenta con un aumento en el número de microestados disponibles.

Un proceso reversible es aquel para el cual todos los estados intermedios entre extremos son estados de equilibrio; Puede cambiar de dirección en cualquier momento.

En contraste, un proceso irreversible ocurre en una sola dirección.

El cambio en la entropía del sistema o el entorno es la cantidad de calor transferido dividida por la temperatura. La segunda ley de la termodinámica establece que en un proceso reversible, la entropía del universo es constante, mientras que en un proceso irreversible, como la transferencia de calor de un objeto caliente a un objeto frío, la entropía del universo aumenta . Termodinamica quimica

Entonces, mientras se encuentra la respuesta correcta, hay que tener en cuenta muchos conceptos.

1. En la opción A (1) la temperatura del agua es constante, así como el tamaño de la habitación (espacio) es constante, por lo tanto, la entropía del sistema + los alrededores se mantienen constantes.
2. En la opción B (2), el volumen de la solución permanece constante, los iones están formando cristal, y no es un proceso espontáneo, por lo que la entropía del sistema + alrededores está disminuyendo.
3. En el caso de la opción C (3), se está suministrando al sistema una energía constante que provoca la ebullición del agua y el cambio del agua de la fase líquida a la fase de vapor en el entorno, por lo que la entropía del sistema y del entorno aumenta.
4. En la opción D (4), 273 K es -0.15 ° C, el hielo está más ordenado que el agua líquida. Esto tiene que ser calculado.

Ahora, vamos a discutir las opciones:

• 1. Evaporación del agua a temperatura ambiente.

A temperatura ambiente, la evaporación del agua es un proceso irreversible inicialmente, es decir, el vapor no se puede volver a convertir en agua, pero después de algún tiempo se alcanza un equilibrio.

Si el sistema está cerrado (la sala [math] está cerrada; no fuera [/ math]) y no hay factores extraños ([math] la temperatura del agua y también la temperatura ambiente permanece constante; aunque a medida que la evaporación progresa, la temperatura del agua disminuirá [/ math]) se cambian, entonces, en este caso, la entropía permanece constante o no hay un aumento neto en el desorden del sistema. Inicialmente, la entropía del sistema disminuiría, mientras que la entropía del entorno aumentaría, luego el sistema alcanzaría el equilibrio, debido a la presión de vapor, (esto es un proceso reversible ), por lo tanto, la entropía neta del sistema + circundante se mantendría constante . Según la segunda ley de la termodinámica () :

la entropía del universo permanece constante en un proceso reversible, mientras que la entropía del universo aumenta en un proceso irreversible (espontáneo) .

La implicación de la primera y la segunda ley de la termodinámica es que cualquier sistema cerrado eventualmente debe alcanzar el equilibrio. Sin entrada externa, el reloj se agotará, la batería perderá su carga y la mezcla de un ácido acuoso y una base acuosa alcanzarán un valor de pH intermedio uniforme.

¿Por qué?

Fuente de la imagen: Archivo: Vapor pressure.svg La imagen muestra la transición de las partículas, como resultado de su presión de vapor, de la fase líquida a la fase gaseosa y viceversa.

Piense en la temperatura como la energía cinética promedio de las moléculas de agua. Mientras que la molécula promedio no tiene suficiente energía para romper los enlaces inter-moleculares, una molécula no promedio tiene. Sin embargo, en la superficie del líquido, las moléculas solitarias pueden obtener suficiente energía cinética para liberarse debido a la naturaleza aleatoria del movimiento molecular en prácticamente cualquier temperatura. Por otro lado, las moléculas de agua en la atmósfera también pueden ingresar al líquido en la superficie, que se mide por la presión de vapor de equilibrio. ¿Cómo puede evaporarse el agua a temperatura ambiente?

La presión de vapor o la presión de vapor de equilibrio se definen como la presión ejercida por un vapor en equilibrio termodinámico con sus fases condensadas (sólidas o líquidas) a una temperatura dada en un sistema cerrado. La presión de vapor de equilibrio es una indicación de la velocidad de evaporación de un líquido. Se relaciona con la tendencia de las partículas a escapar del líquido (o un sólido). Una sustancia con una alta presión de vapor a temperaturas normales a menudo se denomina volátil. La presión exhibida por el vapor presente sobre una superficie líquida se conoce como presión de vapor. A medida que aumenta la temperatura de un líquido, también aumenta la energía cinética de sus moléculas. A medida que aumenta la energía cinética de las moléculas, también aumenta el número de moléculas que hacen la transición a un vapor, lo que aumenta la presión de vapor. Presión de vapor

• 2. Cristalización de NaCl (sólido) a partir de una solución acuosa de NaCl .

Fuente: Termodinámica química El efecto de la formación de soluciones en la entropía

La disolución de NaCl en agua da como resultado un aumento de la entropía del sistema. Sin embargo, cada ion hidratado forma una disposición ordenada con moléculas de agua, lo que disminuye la entropía del sistema. La magnitud del aumento es mayor que la magnitud de la disminución, por lo que el cambio de entropía global para la formación de una solución de NaCl es positivo.

Ahora, cuando el NaCl disuelto de la solución acuosa se cristalice en NaCl sólido, sucederá lo contrario, es decir, la entropía del sistema disminuirá. Este no es un proceso espontáneo, por lo que significa que la entropía del entorno del sistema + está disminuyendo .

• 3. Vaporización del agua en el punto de ebullición (373 K a 1 atm)

Imagen: la entropía absoluta aumenta constantemente a medida que aumenta la temperatura hasta que se alcanza el punto de fusión, donde salta repentinamente a medida que la sustancia experimenta un cambio de fase de un sólido altamente ordenado a un líquido desordenado (ΔSfus). La entropía aumenta nuevamente a medida que aumenta la temperatura hasta que se alcanza el punto de ebullición, donde salta repentinamente a medida que el líquido experimenta un cambio de fase a un gas altamente desordenado (vSvap ).

A 100 ° C o 373 K, la vaporización del agua es un proceso espontáneo e irreversible, por lo tanto, según la segunda ley de la termodinámica, que establece que en un proceso reversible, la entropía del universo es constante, mientras que en un proceso irreversible, como la transferencia Del calor de un objeto caliente a un objeto frío, la entropía del universo aumenta .

La entropía del universo aumenta cuando el agua hierve a 373 K y se convierte en vapor.

• 4. Congelación de H2O (líquido) a 273 K y 1 atm de presión.

Ahora, 273 K es -0.15 ° C, y la presión de 1 atm es la presión atmosférica normal.

¿Por qué el agua se congela a temperaturas inferiores a 0 ° C?

• El agua tiene una entropía mayor que el hielo, por lo que la entropía favorece la fusión.
• Pero el hielo tiene menos energía que el agua, por lo que la energía favorece la congelación.
• Es posible predecir lo que sucederá teniendo en cuenta la entropía del entorno, además de la energía del sistema.
• La siguiente reacción muestra el cambio de estado del agua al hielo:

La congelación es un proceso exotérmico; La energía se pierde del agua y se disipa a los alrededores.

• Por lo tanto, a medida que el entorno se calienta, ganan más energía y, por lo tanto, aumenta la entropía del entorno.
• La cantidad por la cual la entropía del entorno ha aumentado puede determinarse utilizando el siguiente principio: la entropía del entorno aumenta en una cantidad igual a la energía térmica que obtienen dividida por la temperatura a la que ocurre , por lo tanto:

Esta relación nos permite hacer una predicción sobre la entropía del entorno de un proceso químico, sean lo que sean (¡incluso todo el universo!), Utilizando las mediciones que podemos realizar en el sistema químico.

• El cambio de entropía total se puede usar para predecir si una reacción es factible o no a una temperatura dada.
• La entropía total es igual a:

• Usando esta ecuación para la congelación de agua a -0.15 ° C o 273 K por ejemplo:

para 0 ° C o 273.15 K

La entropía general aumenta, por lo que la reacción es factible a 0 ° C o 273.15 K y -0.15 ° C o 273 K ( [math] en términos termodinámicos, la reacción se describiría como espontánea; sin embargo, esto no ocurre en de cualquier manera describa qué tan rápido ocurre la reacción [/ math] ).

Entonces, la respuesta a la respuesta correcta a la pregunta anterior sería la opción C y D o 3 y 4, es decir,

• Vaporización del agua en el punto de ebullición (373 K a 1 atm)
• Congelación de H2O (líquido) a 273 K y 1 atm de presión

Trataré de explicar los conceptos involucrados en detalle.

La segunda ley de la termodinámica establece que

“El flujo de calor espontáneo es siempre unidireccional, es decir, de temperatura más alta a temperatura más baja”.

y

Durante el curso de cada proceso espontáneo (natural), la entropía del universo (sistema + entorno) aumenta. [Un proceso que tiene lugar por sí mismo sin la influencia externa se denomina ‘proceso espontáneo’]

Consideremos un ejemplo familiar de cambio espontáneo. Si se permite que un sartén caliente que acaba de quitarse de la estufa entre en contacto con un objeto más frío, como el agua fría en un fregadero, el calor fluirá del objeto más caliente al más frío , en este caso generalmente liberando vapor. . Finalmente, ambos objetos alcanzarán la misma temperatura, en un valor entre las temperaturas iniciales de los dos objetos. Esta transferencia de calor de un objeto caliente a uno más frío obedece a la primera ley de la termodinámica: la energía se conserva .

Ahora considere el mismo proceso a la inversa . Supongamos que una sartén caliente en un fregadero de agua fría se calentara mientras el agua se enfriara . Siempre que la sartén ganara la misma cantidad de energía térmica y la perdiera el agua, se cumpliría la primera ley de la termodinámica . Sin embargo, todos sabemos que tal proceso no puede ocurrir: el calor siempre fluye de un objeto caliente a uno frío, nunca en la dirección inversa . Es decir, por sí misma, la magnitud del flujo de calor asociado con un proceso no predice si el proceso ocurrirá espontáneamente.

Durante muchos años, los químicos y los físicos intentaron identificar una sola cantidad medible que les permitiera predecir si un proceso o reacción en particular ocurriría espontáneamente. Inicialmente, muchos de ellos se centraban en los cambios de entalpía [ entalpía La entalpía (Símbolo: H ) es una medida de energía (Energía) en un sistema termodinámico (Sistema termodinámico). Es la cantidad termodinámica equivalente al contenido de calor total de un sistema. Es igual a la energía interna del sistema más el producto de la presión y el volumen] y la hipótesis de que un proceso exotérmico siempre sería espontáneo . Pero aunque es cierto que muchos procesos espontáneos, si no la mayoría, son exotérmicos, también hay muchos procesos espontáneos que no son exotérmicos . Por ejemplo, a una presión de 1 atm, el hielo se derrite espontáneamente a temperaturas superiores a 0 ° C, sin embargo, este es un proceso endotérmico porque el calor se absorbe. De manera similar, muchas sales (como NH4NO3, NaCl y KBr) se disuelven espontáneamente en agua, aunque absorben el calor del entorno a medida que se disuelven (es decir, ΔH soln> 0). Las reacciones también pueden ser tanto espontáneas como altamente endotérmicas.

Por lo tanto, la entalpia no es el único factor que determina si un proceso es espontáneo. Por ejemplo, después de que un cubo de azúcar se haya disuelto en un vaso de agua para que las moléculas de sacarosa se dispersen uniformemente en una solución diluida, nunca vuelven a unirse espontáneamente en forma de solución para formar un cubo de azúcar. Además, las moléculas de un gas permanecen distribuidas uniformemente en todo el volumen de un bulbo de vidrio y nunca se ensamblan espontáneamente en una sola porción del volumen disponible. Para ayudar a explicar por qué estos fenómenos se producen espontáneamente en una sola dirección, se requiere una función de estado adicional llamada entropía (S) , una propiedad termodinámica de todas las sustancias que es proporcional a su grado de desorden.

ENTROPY

Los cambios químicos y físicos en un sistema pueden ir acompañados de un aumento o una disminución del trastorno del sistema, que se corresponde con un aumento de la entropía (Δ S > 0) o una disminución de la entropía (Δ S <0), respectivamente.

Cuando un gas se expande en el vacío, su entropía aumenta porque el aumento del volumen permite un mayor desorden atómico o molecular. Cuanto mayor sea el número de átomos o moléculas en el gas, mayor será el desorden.

supongamos que pones una canica en una caja grande, la agitas y no miras hacia adentro después. Entonces el mármol podría estar en cualquier lugar de la caja. Debido a que la caja es grande , hay muchos lugares posibles dentro de la caja que podría ser el mármol, por lo que el mármol en la caja tiene una alta entropía. Ahora supongamos que metes la canica en una pequeña caja y la agitas. Ahora, aunque sacudió la caja, casi sabe dónde está el mármol, porque la caja es pequeña . En este caso decimos que el mármol de la caja tiene baja entropía.

La misma idea se aplica a la disposición de los átomos de un gas en un recipiente a temperatura ambiente. Cuanto más pequeño es el tarro, más baja es la entropía. Pero tenga en cuenta que también tenemos que considerar las velocidades de las partículas de gas para tener un conocimiento completo de sus estados. Cuanto más alta es la temperatura del gas, más rápido se mueven las partículas de gas en promedio, por lo tanto, más amplio es el rango de velocidades posibles para las partículas de gas y, por lo tanto, más incertidumbre tenemos sobre la velocidad de cualquier partícula en particular. Por lo tanto, una temperatura más alta, así como un mayor volumen, significa una mayor entropía.

Una pieza interesante : el estaño tiene dos alótropos con estructuras diferentes. El estaño gris (α-estaño) tiene una estructura similar a la del diamante, mientras que el estaño blanco (β-estaño) es más denso, con una estructura de celda unitaria que se basa en un prisma rectangular. A temperaturas superiores a 13.2 ° C, el estaño blanco es la fase más estable, pero por debajo de esa temperatura, se convierte de manera reversible a la fase gris en polvo, menos densa. Este fenómeno afectó al ejército de Napoleón durante su invasión de Rusia en 1812: los botones de los uniformes de sus soldados estaban hechos de hojalata y se desintegraron durante el invierno ruso, lo que afectó negativamente la salud (y la moral) de los soldados. La conversión de estaño blanco a gris es exotérmica, con Δ H = −2.1 kJ / mol a 13.2 ° C. Termodinamica quimica

Información útil adicional :

Imagen: Movimientos moleculares Los movimientos vibracionales, rotacionales y de traslación de una molécula de dióxido de carbono se ilustran aquí. Solo una sustancia cristalina perfectamente ordenada en el cero absoluto no exhibiría movimiento molecular y tendría cero entropía. En la práctica, este es un ideal inalcanzable .

Los átomos, moléculas o iones que componen un sistema químico pueden experimentar varios tipos de movimiento molecular, incluidos la traducción, la rotación y la vibración. Cuanto mayor es el movimiento molecular de un sistema, mayor es el número de microestados posibles y mayor es la entropía. Un sistema perfectamente ordenado con un solo microestado disponible tendría una entropía de cero. El único sistema que cumple con este criterio es un cristal perfecto a una temperatura de cero absoluto (0 K), en el que cada átomo, molécula o ión componente se fija en su lugar dentro de una red cristalina y no presenta movimiento. Tal estado de orden perfecto (o, a la inversa, cero desorden) corresponde a cero entropía. En la práctica, el cero absoluto es una temperatura ideal que no se puede obtener, y un cristal único perfecto también es un ideal que no se puede lograr. No obstante, la combinación de estos dos ideales constituye la base de la tercera ley de la termodinámica: la entropía de cualquier sustancia cristalina perfectamente ordenada en el cero absoluto es cero . Termodinámica química

• Cualquier organismo en equilibrio con su entorno está muerto . Una célula viva es un sistema que no está en equilibrio con su entorno; requiere una entrada constante de energía para mantener su estado de no equilibrio. Las células mantienen un estado de baja entropía al aumentar la entropía de su entorno. Los organismos aeróbicos no pueden sobrevivir en ausencia de O2, mientras que los organismos anaeróbicos pueden vivir solo en ausencia de O2. Las plantas verdes y las algas son fotótrofas, que extraen energía del medio ambiente a través de un proceso llamado fotosíntesis, la reducción fotoquímica del CO2 a un compuesto de carbono reducido. Otras especies, llamadas quimiotrofos, extraen energía de compuestos químicos. Uno de los principales procesos que utilizan los quimiotrofos para obtener energía es la respiración, que es el reverso de la fotosíntesis. Alternativamente, algunos quimiotrofos obtienen energía por fermentación, en la que un compuesto orgánico es tanto el oxidante como el reductor. Los intermedios utilizados por los organismos para transportar electrones entre el reductor y el oxidante incluyen NAD + y NADH. La energía de la oxidación de nutrientes se pone a disposición de las células a través de la síntesis de ATP, la moneda de energía de la célula. Su energía es utilizada por las células para sintetizar sustancias a través de reacciones acopladas y para realizar trabajos. El cuerpo almacena energía como azúcares, proteínas o grasas antes de usarla para producir ATP.

Imagen: Vida y entropía : una célula viva se encuentra en un estado de bajo equilibrio, no equilibrado, caracterizado por un alto grado de organización estructural. Para mantener este estado, una célula debe liberar parte de la energía que obtiene de su entorno en forma de calor, lo que aumenta el riesgo de S tanto que la segunda ley de la termodinámica no se viole. En este ejemplo, la celda combina componentes más pequeños en estructuras más grandes y ordenadas; La liberación de calor que acompaña aumenta la entropía del entorno circundante, de modo que S univ> 0.

Fuente:

1. Termodinámica química

2. ¿Qué es la entropía?

3. La entropía y la segunda ley de la termodinámica.