http://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&feed=atom&action=historyReversibilidad de las reacciones químicas. Segundo principio de la Termodinámica - Historial de revisiones2024-03-29T05:35:44ZHistorial de revisiones para esta página en el wikiMediaWiki 1.12.0http://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17670&oldid=prevChemaseg en 11:56 11 jun 20102010-06-11T11:56:45Z<p></p>
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<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 11:56 11 jun 2010</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta desigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math>, negativos (<math>\Delta S_i\ < 0 </math>) o iguales acero (<math>\Delta S_i\ = 0 </math> siempre que la suma del cambio de entropía de todos los procesos individuales que ocurran sea siempre más grande cero. O dicho de otro modo cuando todos los cambios de entropía que resultan en algún proceso natural son sumados algebraicamente juntos, la suma es más grade que cero. </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta desigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math>, negativos (<math>\Delta S_i\ < 0 </math>) o iguales acero (<math>\Delta S_i\ = 0 </math> siempre que la suma del cambio de entropía de todos los procesos individuales que ocurran sea siempre más grande cero. O dicho de otro modo cuando todos los cambios de entropía que resultan en algún proceso natural son sumados algebraicamente juntos, la suma es más grade que cero. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">resultando </del>del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math> \Delta <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">S_i</del>\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total (sistema + ambiente) es mayor que cero <math> \Delta S_{total}\>0 </math> , el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero<math> \Delta S_{total} \ < 0 </math> , el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso. la dirección del cambio espontáneo está siempre determinado por el signo de la variación de entropía total del proceso. </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">(sistema + entorno) resultante </ins>del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math> \Delta <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">S_{total}</ins>\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total (sistema + ambiente) es mayor que cero <math> \Delta S_{total}\>0 </math> , el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero<math> \Delta S_{total} \ < 0 </math> , el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso. la dirección del cambio espontáneo está siempre determinado por el signo de la variación de entropía total del proceso. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En cualquier proceso real espontáneo (incluyendo las reacciones químicas) el desorden del Universo siempre se incrementa. Así en cualquier sistema aislado, en la cual la energía total no cambia, una reacción es espontánea es aquella en la que la entropía ( y el desorden) se incrementa. Ningún proceso que produce orden, i.e. baja la entropía puede ocurrir sin la intervención o ayuda exterior.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En cualquier proceso real espontáneo (incluyendo las reacciones químicas) el desorden del Universo siempre se incrementa. Así en cualquier sistema aislado, en la cual la energía total no cambia, una reacción es espontánea es aquella en la que la entropía ( y el desorden) se incrementa. Ningún proceso que produce orden, i.e. baja la entropía puede ocurrir sin la intervención o ayuda exterior.</div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">[[Imagen:Segunda_Ley_Termodinamica.gif]]</ins></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En química:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En química:</div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17669&oldid=prevChemaseg en 11:22 11 jun 20102010-06-11T11:22:47Z<p></p>
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<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 11:22 11 jun 2010</td>
</tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 136:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 136:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La suma de los cambios entrópicos de un sistema y su exterior nunca puede disminuir:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La suma de los cambios entrópicos de un sistema y su exterior nunca puede disminuir:</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math>\Delta S (Universo)\ </math> = <math> \Sigma\ \Delta S_i\ .... > 0 </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">\Sigma\ </ins>\Delta S (Universo)\ </math> = <math> \Sigma\ \Delta S_i\ .... > 0 </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta desigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math>, negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) o iguales acero (<math>\Delta S_i\ <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </del>= 0 </math> siempre que la suma del cambio de entropía de todos los procesos individuales que ocurran sea siempre más grande cero. O dicho de otro modo <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">cunado </del>todos los cambios de <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">entropí </del>que resultan en algún <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">prcesonatural </del>son <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">añadidos aljebraicamente </del>juntos, la suma es más grade que cero. </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta desigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math>, negativos (<math>\Delta S_i\ < 0 </math>) o iguales acero (<math>\Delta S_i\ <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </ins>= 0 </math> siempre que la suma del cambio de entropía de todos los procesos individuales que ocurran sea siempre más grande cero. O dicho de otro modo <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">cuando </ins>todos los cambios de <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">entropía </ins>que resultan en algún <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">proceso natural </ins>son <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">sumados algebraicamente </ins>juntos, la suma es más grade que cero. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo resultando del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math>\Delta S_i\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total es mayor que cero, el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero, el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso.</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo resultando del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math> \Delta S_i\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">(sistema + ambiente) </ins>es mayor que cero <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math> \Delta S_{total}\>0 </math> </ins>, el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math> \Delta S_{total} \ < 0 </math> </ins>, el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">proceso. la dirección del cambio espontáneo está siempre determinado por el signo de la variación de entropía total del </ins>proceso. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>En cualquier <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">real </del>proceso espontáneo (incluyendo las reacciones químicas) el desorden del Universo siempre se incrementa. Así en cualquier sistema aislado, en la cual la energía total no cambia, una reacción es espontánea es aquella en la que la entropía ( y el desorden) se incrementa. Ningún proceso que produce orden, i.e. baja la entropía puede ocurrir sin la intervención o ayuda exterior.</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>En cualquier proceso <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">real </ins>espontáneo (incluyendo las reacciones químicas) el desorden del Universo siempre se incrementa. Así en cualquier sistema aislado, en la cual la energía total no cambia, una reacción es espontánea es aquella en la que la entropía ( y el desorden) se incrementa. Ningún proceso que produce orden, i.e. baja la entropía puede ocurrir sin la intervención o ayuda exterior.</div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> </div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">En química:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> </div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> ''Todas reacciones químicas proceden de manera espontánea en la dirección que incrementa la entropia del sistema </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> más el ambiente o alrededores.'' </ins></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En términos de probabilidad , las segunda ley de la termodinámica – la cual nos dice que la entropía incrementa en cualquier proceso, se reduce a la afirmación que aquellos procesos que ocurren son los más probables.Dicho de otro modo:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En términos de probabilidad , las segunda ley de la termodinámica – la cual nos dice que la entropía incrementa en cualquier proceso, se reduce a la afirmación que aquellos procesos que ocurren son los más probables.Dicho de otro modo:</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>''Los procesos naturales tienden a moverse hacia un estado de mayor desorden''</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </ins>''Los procesos naturales tienden a moverse hacia un estado de mayor desorden''</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Un importante aspecto de la segunda ley de la termodinámica es que nos dice también que en cualquier proceso natural irreversible alguna energía aparece no disponible para hacer trabajo útil. Así aunque la energía no se pierde como exige el primer pincipio de la termodinámica, pero aunque la energía no se pierde cuantitativamente si pierde cualidad i.e. es menos útil para hacer trabajo. La energía en este sentido se degradada, va de una forma más ordenda útil para hacer trabajo (tal como la mecánica) a otra forma eventualmente menos ordenada, energía interna o energía térmica. Una salida natural de este proceso a lo largo del tiempo sería la '''muerte térmica del Univeso''', toda la energía del Universo se habría degradado en energía térmica, ningún trabajo sería posible de hacer, el Universo se encontraría en un estado de máximo desorden en equilibrio térmico. </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Un importante aspecto de la segunda ley de la termodinámica es que nos dice también que en cualquier proceso natural irreversible alguna energía aparece no disponible para hacer trabajo útil. Así aunque la energía no se pierde como exige el primer pincipio de la termodinámica, pero aunque la energía no se pierde cuantitativamente si pierde cualidad i.e. es menos útil para hacer trabajo. La energía en este sentido se degradada, va de una forma más ordenda útil para hacer trabajo (tal como la mecánica) a otra forma eventualmente menos ordenada, energía interna o energía térmica. Una salida natural de este proceso a lo largo del tiempo sería la '''muerte térmica del Univeso''', toda la energía del Universo se habría degradado en energía térmica, ningún trabajo sería posible de hacer, el Universo se encontraría en un estado de máximo desorden en equilibrio térmico. </div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17668&oldid=prevChemaseg en 10:58 11 jun 20102010-06-11T10:58:19Z<p></p>
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<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 10:58 11 jun 2010</td>
</tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 130:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 130:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Esto es matemáticamente:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Esto es matemáticamente:</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math>\Delta S (Universo)\ <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">\geq\ </del>0 </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">\Sigma\ </ins>\Delta S (Universo)\ <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">> </ins>0 </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Esto es, todos los procesos que ocurren en el Universo constituyen un proceso neto adiabático. Considerando explícitamente la posibilidad de múltiples procesos se puede escribir:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Esto es, todos los procesos que ocurren en el Universo constituyen un proceso neto adiabático. Considerando explícitamente la posibilidad de múltiples procesos se puede escribir:</div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 136:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 136:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La suma de los cambios entrópicos de un sistema y su exterior nunca puede disminuir:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La suma de los cambios entrópicos de un sistema y su exterior nunca puede disminuir:</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math>\Delta S <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">/ </del>(Universo)\ </math> = <math> \Sigma\ \Delta S_i\ .... <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">\geq\ </del> 0 </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math>\Delta S (Universo)\ </math> = <math> \Sigma\ \Delta S_i\ .... <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">> </ins> 0 </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">inigualdad </del>indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math> <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">o </del>negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) siempre que la suma del cambio de entropía <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">para </del>todos los <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </del>procesos individuales que ocurran sea más grande cero.</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">desigualdad </ins>indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">, </ins>negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> o iguales acero (<math>\Delta S_i\ = 0 </math> </ins>siempre que la suma del cambio de entropía <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">de </ins>todos los procesos individuales que ocurran sea <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">siempre </ins>más grande <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">cero. O dicho de otro modo cunado todos los cambios de entropí que resultan en algún prcesonatural son añadidos aljebraicamente juntos, la suma es más grade que </ins>cero. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo resultando del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math>\Delta S_i\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total es mayor que cero, el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero, el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo resultando del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math>\Delta S_i\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total es mayor que cero, el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero, el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso.</div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17626&oldid=prevChemaseg en 09:09 8 jun 20102010-06-08T09:09:24Z<p></p>
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<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 09:09 8 jun 2010</td>
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<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 86:</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> S=k ln W </math> [Ecuación de Boltzmann]</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> S=k ln W </math> [Ecuación de Boltzmann]</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>k es la constante Boltzmann una constante universal igual a la constante de los gases R dividida por el número de Avogadro (<math>N_A </math>); <math> K=R/N_A 0 1,38 x 10{-23} J/K) </math> , y <math>W</math> es la ''multiplicidad'' (grados de libertad) del sistema, también llamada '''probabilidad temodinámica''' o ''parámetro de desorden''). Esto es a nivel microscópico <math>W</math> es el número de maneras equivalente en las que las moléculas pueden ser ordenadas para dar un mismo resultado o macroestado observable. Un estado desordenado es más probable que un estado ordenado, debido a que el estado desordenado se puede alcanzar de múltiples maneras. La ecuación de Botzmann nos da una precisa interpretación de la entropía en término de orden y desorden, proporciona una medida cuantitativa del desorden. </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>k<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></math> </ins>es la <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">'''</ins>constante Boltzmann<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">''' </ins>una constante universal igual a la constante de los gases R dividida por el número de Avogadro (<math>N_A </math>); <math> K=R/N_A 0 1,38 x 10<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">^</ins>{-23} J/K) </math> , y <math>W</math> es la ''multiplicidad'' (grados de libertad) del sistema, también llamada '''probabilidad temodinámica''' o ''parámetro de desorden''). Esto es a nivel microscópico <math>W</math> es el número de maneras equivalente en las que las moléculas pueden ser ordenadas para dar un mismo resultado o macroestado observable. Un estado desordenado es más probable que un estado ordenado, debido a que el estado desordenado se puede alcanzar de múltiples maneras. La ecuación de Botzmann nos da una precisa interpretación de la entropía en término de orden y desorden, proporciona una medida cuantitativa del desorden. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Con esta ecuación L. Boltzman hizo la crucial conexión entre entropía termodinámica y desorden. A partir de esta ecuación es claro que un incremento en <math>W</math> resulta en un incremento en S. Un cambio espontáneo en el macroestado de un sistema aislado está siempre acompañado por un incremento en <math>W</math>, por lo que siempre estará acompañado por un incremento de entropía Cuanta más alta es la entropía mayor es el desorden. La entropía es una medida de medida del desorden del sistema (i.e. la dispersión de su materia y energía del sistema)</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Con esta ecuación L. Boltzman hizo la crucial conexión entre entropía termodinámica y desorden. A partir de esta ecuación es claro que un incremento en <math>W</math> resulta en un incremento en S. Un cambio espontáneo en el macroestado de un sistema aislado está siempre acompañado por un incremento en <math>W</math>, por lo que siempre estará acompañado por un incremento de entropía Cuanta más alta es la entropía mayor es el desorden. La entropía es una medida de medida del desorden del sistema (i.e. la dispersión de su materia y energía del sistema)</div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 105:</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^{20} </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^{20} </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= (1,38 x 10{-23} J/K) (20) (ln2) </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= (1,38 x 10<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">^</ins>{-23} J/K) (20) (ln2) </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= 1,91x 10{-22} J/K </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= 1,91x 10<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">^</ins>{-22} J/K </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Si el cristal de <math>CO</math> contiene 1 mol de moléculas de <math>CO </math>, la entropía del estado perfectamente ordenado (<math>6,02 x 10^23 </math> moléculas orientadas hacia arriba) sería cero, pero la entropía de un estado totalmente desordenado podría ser mucho más alta pues un número de avogadro de moléculas (<math>6,02 x 10^23 </math> puede ser organizado en un número enorme de maneras. </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Si el cristal de <math>CO</math> contiene 1 mol de moléculas de <math>CO </math>, la entropía del estado perfectamente ordenado (<math>6,02 x 10^<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">{</ins>23<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">} </ins></math> moléculas orientadas hacia arriba) sería cero, pero la entropía de un estado totalmente desordenado podría ser mucho más alta pues un número de avogadro de moléculas (<math>6,02 x 10^<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">{</ins>23<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">} </ins></math> puede ser organizado en un número enorme de maneras. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^{N_A}= kN_Aln2 </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^{N_A}= kN_Aln2 </math></div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 140:</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta inigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math> o negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) siempre que la suma del cambio de entropía para todos los procesos individuales que ocurran sea más grande cero.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta inigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math> o negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) siempre que la suma del cambio de entropía para todos los procesos individuales que ocurran sea más grande cero.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo resultando del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math>\Delta S_i\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total es mayor que cero, el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero, el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </del>Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso.</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo resultando del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math>\Delta S_i\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total es mayor que cero, el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero, el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </ins>Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En cualquier real proceso espontáneo (incluyendo las reacciones químicas) el desorden del Universo siempre se incrementa. Así en cualquier sistema aislado, en la cual la energía total no cambia, una reacción es espontánea es aquella en la que la entropía ( y el desorden) se incrementa. Ningún proceso que produce orden, i.e. baja la entropía puede ocurrir sin la intervención o ayuda exterior.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>En cualquier real proceso espontáneo (incluyendo las reacciones químicas) el desorden del Universo siempre se incrementa. Así en cualquier sistema aislado, en la cual la energía total no cambia, una reacción es espontánea es aquella en la que la entropía ( y el desorden) se incrementa. Ningún proceso que produce orden, i.e. baja la entropía puede ocurrir sin la intervención o ayuda exterior.</div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17625&oldid=prevChemaseg en 09:00 8 jun 20102010-06-08T09:00:39Z<p></p>
<table style="background-color: white; color:black;">
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<tr>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 09:00 8 jun 2010</td>
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<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 96:</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para entender este resultado y como la ecuación de Boltzmann está relacionada con la probabilidad supongamos que tenemos un caja (mini-universo) de 20 monedas. Si agitamos la caja y observamos el resultado esperamos que el estado perfectamente ordenado (20 caras por ejemplo) es mucho menos probable que un estado desordenado donde las caras y cruces aparecen de manera azarosa. Ello es debido a que la probabilidad de los estados ordenados y desordenados es proporcional al número de maneras en las que el estado es alcanzado. Para alcanzar el estado perfectamente ordenado (20 caras) solo puede ser alcanzado de una manera al consistir en una única configuración. Por otra parte un estado desordenado se puede alanzan de múltiples maneras. Para veinte monedas el número de posible ordenamientos desordenados es <math> 2^{20} </math>. Es por ello que la probabilidad de aparición de un estado desordenado es <math> 2^{20} </math> veces mayor que el estado ordenado.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para entender este resultado y como la ecuación de Boltzmann está relacionada con la probabilidad supongamos que tenemos un caja (mini-universo) de 20 monedas. Si agitamos la caja y observamos el resultado esperamos que el estado perfectamente ordenado (20 caras por ejemplo) es mucho menos probable que un estado desordenado donde las caras y cruces aparecen de manera azarosa. Ello es debido a que la probabilidad de los estados ordenados y desordenados es proporcional al número de maneras en las que el estado es alcanzado. Para alcanzar el estado perfectamente ordenado (20 caras) solo puede ser alcanzado de una manera al consistir en una única configuración. Por otra parte un estado desordenado se puede alanzan de múltiples maneras. Para veinte monedas el número de posible ordenamientos desordenados es <math> 2^{20} </math>. Es por ello que la probabilidad de aparición de un estado desordenado es <math> 2^{20} </math> veces mayor que el estado ordenado.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Supongamos ahora que nuestro mini universo es un cristal conteniendo moléculas de monóxido de carbono <math> CO </math> en las cuales el átomo de oxígeno corresponde a la cabeza de nuestra moneda y el átomo de carbono corresponde a la cruz de nuestra monedas anteriores. Supongamos que las moleculas estan orientadas en su eje mayor verticalmente y a una temperatura de <math> 0 K </math> para mantener las moléculas en una configuración fijada. El ordenamiento de todas las moléculas de <math> CO </math> con los átomos de <math> O </math> orientados hacia arriba puede ser obtenido en una sola vez, mientras que el estado desordenado con las cabezas de <math>O</math> y colas de <math> C </math>orientadas al azar puede ser igual a <math> 2^{20} </math>. Por lo tanto el estado desordenado del cristal es <math> 2^{20} </math> más probable que la estructura perfectamente ordenada. Si aplicamos la ecuación de Boltzamn a estas diferentes situaciones tenemos que:</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Supongamos ahora que nuestro mini universo es un cristal conteniendo moléculas de monóxido de carbono <math> CO </math> en las cuales el átomo de oxígeno corresponde a la cabeza de nuestra moneda y el átomo de carbono corresponde a la cruz de nuestra monedas anteriores. Supongamos que las moleculas estan orientadas en su eje mayor verticalmente y a una temperatura de <math> 0 K </math> para mantener las moléculas en una configuración fijada. El ordenamiento de todas las moléculas de <math> CO </math> con los átomos de <math> O </math> orientados hacia arriba puede ser obtenido en una sola vez, mientras que el estado desordenado con las cabezas de <math> O </math> y colas de <math> C </math>orientadas al azar puede ser igual a <math> 2^{20} </math>. Por lo tanto el estado desordenado del cristal es <math> 2^{20} </math> más probable que la estructura perfectamente ordenada. Si aplicamos la ecuación de Boltzamn a estas diferentes situaciones tenemos que:</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para el estado ordenado con todas las moléculas de <math>CO </math> orientadas en la misma dirección:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para el estado ordenado con todas las moléculas de <math>CO </math> orientadas en la misma dirección:</div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 118:</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S = 5,76 J/K </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S = 5,76 J/K </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Basados en datos experimentales, la entropía de un mol (entropía molar) de monóxido de carbono sólido está cercana a 0K es aproximadamente de 5 J/K, indicando que las moléculas en el mismo adoptan un configuración casi al azar.</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Basados en datos experimentales, la entropía de un mol (<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">'''</ins>entropía molar<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">'''</ins>) de monóxido de carbono sólido está cercana a 0K es aproximadamente de 5 J/K, indicando que las moléculas en el mismo adoptan un configuración casi al azar.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>==Segundo Principio de la Termodinámica== </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>==Segundo Principio de la Termodinámica== </div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 136:</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La suma de los cambios entrópicos de un sistema y su exterior nunca puede disminuir:</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La suma de los cambios entrópicos de un sistema y su exterior nunca puede disminuir:</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math>\Delta S /Universo)\ </math> = <math> \<del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Sigma_i </del>\ <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></math> + <math> </del>\Delta S_i\.... \geq\ 0 </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math>\Delta S / <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">(</ins>Universo)\ </math> = <math> \<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Sigma</ins>\ \Delta S_i\ .... \geq\ 0 </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta inigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math> o negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) siempre que la suma del cambio de entropía para todos los procesos individuales que ocurran sea más grande cero.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta inigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math> o negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) siempre que la suma del cambio de entropía para todos los procesos individuales que ocurran sea más grande cero.</div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17624&oldid=prevChemaseg en 08:54 8 jun 20102010-06-08T08:54:23Z<p></p>
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<tr>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 08:54 8 jun 2010</td>
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<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 96:</td>
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<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para entender este resultado y como la ecuación de Boltzmann está relacionada con la probabilidad supongamos que tenemos un caja (mini-universo) de 20 monedas. Si agitamos la caja y observamos el resultado esperamos que el estado perfectamente ordenado (20 caras por ejemplo) es mucho menos probable que un estado desordenado donde las caras y cruces aparecen de manera azarosa. Ello es debido a que la probabilidad de los estados ordenados y desordenados es proporcional al número de maneras en las que el estado es alcanzado. Para alcanzar el estado perfectamente ordenado (20 caras) solo puede ser alcanzado de una manera al consistir en una única configuración. Por otra parte un estado desordenado se puede alanzan de múltiples maneras. Para veinte monedas el número de posible ordenamientos desordenados es <math> 2^{20} </math>. Es por ello que la probabilidad de aparición de un estado desordenado es <math> 2^{20} </math> veces mayor que el estado ordenado.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para entender este resultado y como la ecuación de Boltzmann está relacionada con la probabilidad supongamos que tenemos un caja (mini-universo) de 20 monedas. Si agitamos la caja y observamos el resultado esperamos que el estado perfectamente ordenado (20 caras por ejemplo) es mucho menos probable que un estado desordenado donde las caras y cruces aparecen de manera azarosa. Ello es debido a que la probabilidad de los estados ordenados y desordenados es proporcional al número de maneras en las que el estado es alcanzado. Para alcanzar el estado perfectamente ordenado (20 caras) solo puede ser alcanzado de una manera al consistir en una única configuración. Por otra parte un estado desordenado se puede alanzan de múltiples maneras. Para veinte monedas el número de posible ordenamientos desordenados es <math> 2^{20} </math>. Es por ello que la probabilidad de aparición de un estado desordenado es <math> 2^{20} </math> veces mayor que el estado ordenado.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Supongamos ahora que nuestro mini universo es un cristal conteniendo moléculas de monóxido de carbono <math>CO </math> en las cuales el átomo de oxígeno corresponde a la cabeza de nuestra moneda y el átomo de carbono corresponde a la cruz de nuestra monedas anteriores. Supongamos que las moleculas estan orientadas en su eje mayor verticalmente y a una temperatura de <math> 0 K </math> para mantener las moléculas en una configuración fijada. El ordenamiento de todas las moléculas de <math> CO </math> con los átomos de <math> O </math> orientados hacia arriba puede ser obtenido en una sola vez, mientras que el estado desordenado con las cabezas de <math>O</math> y colas de <math>C </math>orientadas al azar puede ser igual a <math> 2^{20} </math>. Por lo tanto el estado desordenado del cristal es <math> 2^{20} </math> más probable que la estructura perfectamente ordenada. Si aplicamos la ecuación de Boltzamn a estas diferentes situaciones tenemos que:</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Supongamos ahora que nuestro mini universo es un cristal conteniendo moléculas de monóxido de carbono <math> CO </math> en las cuales el átomo de oxígeno corresponde a la cabeza de nuestra moneda y el átomo de carbono corresponde a la cruz de nuestra monedas anteriores. Supongamos que las moleculas estan orientadas en su eje mayor verticalmente y a una temperatura de <math> 0 K </math> para mantener las moléculas en una configuración fijada. El ordenamiento de todas las moléculas de <math> CO </math> con los átomos de <math> O </math> orientados hacia arriba puede ser obtenido en una sola vez, mientras que el estado desordenado con las cabezas de <math>O</math> y colas de <math> C </math>orientadas al azar puede ser igual a <math> 2^{20} </math>. Por lo tanto el estado desordenado del cristal es <math> 2^{20} </math> más probable que la estructura perfectamente ordenada. Si aplicamos la ecuación de Boltzamn a estas diferentes situaciones tenemos que:</div></td></tr>
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<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 104:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 104:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para el estado desordenado (las moléculas de CO orientadas al azar)</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Para el estado desordenado (las moléculas de CO orientadas al azar)</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^20 </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">{</ins>20<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">} </ins></math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= (1,38 x 10{-23} J/K) (20) (ln2) </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= (1,38 x 10{-23} J/K) (20) (ln2) </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= 1,91x 10{-22} J/K </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= 1,91x 10{-22} J/K </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Si el cristal de CO contiene 1 mol de moléculas de CO, la entropía del estado perfectamente ordenado (<math>6,02 x 10^23 </math> moléculas orientadas hacia arriba) sería cero, pero la entropía de un estado totalmente desordenado podría ser mucho más alta pues un número de avogadro de moléculas (<math>6,02 x 10^23 </math> puede ser organizado en un número enorme de maneras. </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Si el cristal de <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math></ins>CO<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></math> </ins>contiene 1 mol de moléculas de <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math></ins>CO <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></math></ins>, la entropía del estado perfectamente ordenado (<math>6,02 x 10^23 </math> moléculas orientadas hacia arriba) sería cero, pero la entropía de un estado totalmente desordenado podría ser mucho más alta pues un número de avogadro de moléculas (<math>6,02 x 10^23 </math> puede ser organizado en un número enorme de maneras. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^N_A= kN_Aln2 </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S=k lnW=kln2^<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">{</ins>N_A<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">}</ins>= kN_Aln2 </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Debido a que <math> k=R/N_A </math> </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Debido a que <math> k=R/N_A </math> </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div><math>= Rln2 = (8,14 J/K) (0,693) </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><math> <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">S</ins>= Rln2 = (8,14 J/K) (0,693) </math></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S = 5,76 J/K </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div><math> S = 5,76 J/K </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 121:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 122:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>==Segundo Principio de la Termodinámica== </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>==Segundo Principio de la Termodinámica== </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">El primer principio de la termodinámica relaciona las diferentes formas de energía que intervienen en un proceso (e.g. una reacción química), pero no puede dar cuenta de la espontaneidad de un proceso, o la forma de producirse la misma, sin ayuda exterior. Se necesita algo que complete el primer principio, que nos informe sobre que procesos pueden ocurrir y cuales son imposibles. Este algo es el segundo principio de la termodinámica que afirma que: </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">''La entropía total de cualquier sistema más la de su entorno (universo) se incrementa como resultado de cualquier proceso natural'', o dicho de otra manera</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">''La entropía del Universo se incrementa en el curso de cualquier cambio espontáneo que ocurre en él''</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Esto es matemáticamente:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math>\Delta S (Universo)\ \geq\ 0 </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Esto es, todos los procesos que ocurren en el Universo constituyen un proceso neto adiabático. Considerando explícitamente la posibilidad de múltiples procesos se puede escribir:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">La suma de los cambios entrópicos de un sistema y su exterior nunca puede disminuir:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math>\Delta S /Universo)\ </math> = <math> \Sigma_i \ </math> + <math> \Delta S_i\.... \geq\ 0 </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Donde <math>\Delta S_i\ </math> representa el cambio de entropía de un proceso individual. Esta inigualdad indica que los cambios de entropía asociados con un proceso individual <math>\Delta S_i\ </math> pueden ser positivos (<math>\Delta S_i\ >0</math> o negativos (<math>\Delta S_i\ <0 </math>) siempre que la suma del cambio de entropía para todos los procesos individuales que ocurran sea más grande cero.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Esta ecuación proporciona una manera para determinar si un proceso es reversible, irreversible y permitido o irreversible y no permitido. Uno debe simplemente sumar todos los cambios de entropía en el Universo resultando del proceso. Cuando el cambio neto de entropía es cero <math>\Delta S_i\ = 0 </math> el proceso es reversible, y entonces se dice que el sistema está en equilibrio. Si el cambio de entropía total es mayor que cero, el proceso puede ocurrir, diciéndose entonces que es un proceso espontáneo o natural. Si la entropía neta es menor que cero, el proceso no es espontáneo o no natural y no puede ocurrir. Así la segunda ley de la termodinámica proporciona un método importante para predecir la espontaneidad o reversibilidad de un proceso.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">En cualquier real proceso espontáneo (incluyendo las reacciones químicas) el desorden del Universo siempre se incrementa. Así en cualquier sistema aislado, en la cual la energía total no cambia, una reacción es espontánea es aquella en la que la entropía ( y el desorden) se incrementa. Ningún proceso que produce orden, i.e. baja la entropía puede ocurrir sin la intervención o ayuda exterior.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">En términos de probabilidad , las segunda ley de la termodinámica – la cual nos dice que la entropía incrementa en cualquier proceso, se reduce a la afirmación que aquellos procesos que ocurren son los más probables.Dicho de otro modo:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">''Los procesos naturales tienden a moverse hacia un estado de mayor desorden''</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Un importante aspecto de la segunda ley de la termodinámica es que nos dice también que en cualquier proceso natural irreversible alguna energía aparece no disponible para hacer trabajo útil. Así aunque la energía no se pierde como exige el primer pincipio de la termodinámica, pero aunque la energía no se pierde cuantitativamente si pierde cualidad i.e. es menos útil para hacer trabajo. La energía en este sentido se degradada, va de una forma más ordenda útil para hacer trabajo (tal como la mecánica) a otra forma eventualmente menos ordenada, energía interna o energía térmica. Una salida natural de este proceso a lo largo del tiempo sería la '''muerte térmica del Univeso''', toda la energía del Universo se habría degradado en energía térmica, ningún trabajo sería posible de hacer, el Universo se encontraría en un estado de máximo desorden en equilibrio térmico. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">==References==</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">.- Peter Atkins. '''Four Law'''. Oxford University Press. 2007.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">.- Douglas C. Giancoli. '''Physics for Scientists and Engenineers with Modern Physics'''. Prentice Hall.1989.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">.- Dilip Kondepudi an Ilya Progonine. '''Modern Thermodynamics. From Engines to Dissipative Structures'''. John Wiley & Son. 1998.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">.- J. Bean Ott and Juliana Boerio-Goates. '''Chemical Thermodynamics. Principles and Applications'''. Elsevier Academic Press. 2000. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">.- McMurry Fay. '''Chemistry'''.Pearson Education, Inc. 2004. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">==Enlaces externos==</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Entropy: [http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/hframe.html]</ins></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>[[Categoría: Química]]</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>[[Categoría: Química]]</div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17623&oldid=prevChemaseg en 08:08 8 jun 20102010-06-08T08:08:44Z<p></p>
<table style="background-color: white; color:black;">
<col class='diff-marker' />
<col class='diff-content' />
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<col class='diff-content' />
<tr>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 08:08 8 jun 2010</td>
</tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 79:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 79:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>El incremento de entropía es más grande a más baja temperatura. la entropía es una [[propiedad extensiva]]. La Entropía molar es una [[propiedad intensiva]] con unidades de <math> JK^-1 mol^-1 </math>. </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>El incremento de entropía es más grande a más baja temperatura. la entropía es una [[propiedad extensiva]]. La Entropía molar es una [[propiedad intensiva]] con unidades de <math> JK^-1 mol^-1 </math>. </div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">==Entropía, orden, desorden y probabilidad==</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">En 1896 el físico austríaco Ludwing Boltzmann (1844-1906) sugirió que la entropía (S) de un sistema está relacionada con el número de diferentes estados microscópicos (microestados) en el que puede estar. Los '''microestados''' de un sistema corresponden a una particular configuración (descrita en términos de velocidad posición de los constituyentes individuales-átomos, moléculas- ) de obtener una situación macroscópica estable y definida (microestado) del sistema. Así, un macroestado describe la situación del sistema desde un punto de vista macroscópico usando variables macroscópicas como la presión, la densidad, y la temperatura. Si el número de maneras equivalentes de construir una situación es <math>W</math>, entonces la entropía es proporcional a [[logaritmo neperiano]] de <math>W</math> matemáticamente: </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math> S=k ln W </math> [Ecuación de Boltzmann]</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Donde <math>k es la constante Boltzmann una constante universal igual a la constante de los gases R dividida por el número de Avogadro (<math>N_A </math>); <math> K=R/N_A 0 1,38 x 10{-23} J/K) </math> , y <math>W</math> es la ''multiplicidad'' (grados de libertad) del sistema, también llamada '''probabilidad temodinámica''' o ''parámetro de desorden''). Esto es a nivel microscópico <math>W</math> es el número de maneras equivalente en las que las moléculas pueden ser ordenadas para dar un mismo resultado o macroestado observable. Un estado desordenado es más probable que un estado ordenado, debido a que el estado desordenado se puede alcanzar de múltiples maneras. La ecuación de Botzmann nos da una precisa interpretación de la entropía en término de orden y desorden, proporciona una medida cuantitativa del desorden. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Con esta ecuación L. Boltzman hizo la crucial conexión entre entropía termodinámica y desorden. A partir de esta ecuación es claro que un incremento en <math>W</math> resulta en un incremento en S. Un cambio espontáneo en el macroestado de un sistema aislado está siempre acompañado por un incremento en <math>W</math>, por lo que siempre estará acompañado por un incremento de entropía Cuanta más alta es la entropía mayor es el desorden. La entropía es una medida de medida del desorden del sistema (i.e. la dispersión de su materia y energía del sistema)</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">La diferencia de entropía entre dos estados microscópicos depende de la razón del número de posibles es estados microscópicos:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math>\Delta S\ = S_f- S_i =klnW_f- klnW_i= kln W_f/W_i </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Para entender este resultado y como la ecuación de Boltzmann está relacionada con la probabilidad supongamos que tenemos un caja (mini-universo) de 20 monedas. Si agitamos la caja y observamos el resultado esperamos que el estado perfectamente ordenado (20 caras por ejemplo) es mucho menos probable que un estado desordenado donde las caras y cruces aparecen de manera azarosa. Ello es debido a que la probabilidad de los estados ordenados y desordenados es proporcional al número de maneras en las que el estado es alcanzado. Para alcanzar el estado perfectamente ordenado (20 caras) solo puede ser alcanzado de una manera al consistir en una única configuración. Por otra parte un estado desordenado se puede alanzan de múltiples maneras. Para veinte monedas el número de posible ordenamientos desordenados es <math> 2^{20} </math>. Es por ello que la probabilidad de aparición de un estado desordenado es <math> 2^{20} </math> veces mayor que el estado ordenado.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Supongamos ahora que nuestro mini universo es un cristal conteniendo moléculas de monóxido de carbono <math>CO </math> en las cuales el átomo de oxígeno corresponde a la cabeza de nuestra moneda y el átomo de carbono corresponde a la cruz de nuestra monedas anteriores. Supongamos que las moleculas estan orientadas en su eje mayor verticalmente y a una temperatura de <math> 0 K </math> para mantener las moléculas en una configuración fijada. El ordenamiento de todas las moléculas de <math> CO </math> con los átomos de <math> O </math> orientados hacia arriba puede ser obtenido en una sola vez, mientras que el estado desordenado con las cabezas de <math>O</math> y colas de <math>C </math>orientadas al azar puede ser igual a <math> 2^{20} </math>. Por lo tanto el estado desordenado del cristal es <math> 2^{20} </math> más probable que la estructura perfectamente ordenada. Si aplicamos la ecuación de Boltzamn a estas diferentes situaciones tenemos que:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Para el estado ordenado con todas las moléculas de <math>CO </math> orientadas en la misma dirección:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math> S=k lnW=kln1=0 </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Para el estado desordenado (las moléculas de CO orientadas al azar)</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math> S=k lnW=kln2^20 </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math>= (1,38 x 10{-23} J/K) (20) (ln2) </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math>= 1,91x 10{-22} J/K </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Si el cristal de CO contiene 1 mol de moléculas de CO, la entropía del estado perfectamente ordenado (<math>6,02 x 10^23 </math> moléculas orientadas hacia arriba) sería cero, pero la entropía de un estado totalmente desordenado podría ser mucho más alta pues un número de avogadro de moléculas (<math>6,02 x 10^23 </math> puede ser organizado en un número enorme de maneras. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math> S=k lnW=kln2^N_A= kN_Aln2 </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Debido a que <math> k=R/N_A </math> </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math>= Rln2 = (8,14 J/K) (0,693) </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"><math> S = 5,76 J/K </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Basados en datos experimentales, la entropía de un mol (entropía molar) de monóxido de carbono sólido está cercana a 0K es aproximadamente de 5 J/K, indicando que las moléculas en el mismo adoptan un configuración casi al azar.</ins></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>==Segundo Principio de la Termodinámica== </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>==Segundo Principio de la Termodinámica== </div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17610&oldid=prevChemaseg en 11:41 7 jun 20102010-06-07T11:41:09Z<p></p>
<table style="background-color: white; color:black;">
<col class='diff-marker' />
<col class='diff-content' />
<col class='diff-marker' />
<col class='diff-content' />
<tr>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 11:41 7 jun 2010</td>
</tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 44:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 44:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> \Delta S = S_B - S_A = \int_A^B \frac {\delta Q_{rev}} {T} </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> \Delta S = S_B - S_A = \int_A^B \frac {\delta Q_{rev}} {T} </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>En esta ecuación se usa <math> <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">'</del>\<del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Delta </del>Q_{rev}\ </math> (una diferencial <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">exacta</del>) en lugar de <math>dQ </math> (una ''diferencial exacta''), debido a que la tranferencia del calor [[calor]] <math> Q </math> no es una función de estado (depende del camino en la misma). Por ello se utiliza matemáticamente <math>T </math> como un '''denominador de integración''' que sirve para convertir el ''elemento diferencial inexacto'' del calor <math> <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">'</del>\<del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Delta </del>Q_{rev}\ </math> en el diferencial exacto de la función de estado S. Siendo <math> T </math>, la [[temperatura absoluta]] en la frontera del sistema donde el calor es transferido entre el sistema y su entorno y es por ello siempre positivo. El signo de ''la transferencia de entropía'' es el mismo que el signo de la transferencia de calor: positivo si se hace hacia el sistema y negativo si se hace hacia los alrededores.</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>En esta ecuación se usa <math> \<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">delta </ins>Q_{rev}\ </math> (una <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">''</ins>diferencial <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">inexacta''</ins>) en lugar de <math>dQ </math> (una ''diferencial exacta''), debido a que la tranferencia del calor [[calor]] <math> Q </math> no es una función de estado (depende del camino en la misma). Por ello se utiliza matemáticamente <math>T </math> como un '''denominador de integración''' que sirve para convertir el ''elemento diferencial inexacto'' del calor <math> \<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">delta </ins>Q_{rev}\ </math> en el diferencial exacto de la función de estado S. Siendo <math> T </math>, la [[temperatura absoluta]] en la frontera del sistema donde el calor es transferido entre el sistema y su entorno y es por ello siempre positivo. El signo de ''la transferencia de entropía'' es el mismo que el signo de la transferencia de calor: positivo si se hace hacia el sistema y negativo si se hace hacia los alrededores.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional (SI), son el J/K (o Clausius) definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe el calor de 1 Julio (unidad) a la temperatura de 1 Kelvin.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional (SI), son el J/K (o Clausius) definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe el calor de 1 Julio (unidad) a la temperatura de 1 Kelvin.</div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 50:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 50:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Hay tres puntos de la ecuación <math> [1] </math> que son necesarios destacar :</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Hay tres puntos de la ecuación <math> [1] </math> que son necesarios destacar :</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>a) El significado del término reversible en <math> Q_{rev} </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>a) El significado del término reversible <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">(abreviadamente: rev) </ins>en <math> Q_{rev} </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>b) Por qué el calor (<math>Q</math>) y no el trabajo (<math>W</math>) aparece en el numerador?</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>b) Por qué el calor (<math>Q</math>) y no el trabajo (<math>W</math>) aparece en el numerador?</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>c) Por qué la temperatura aparece en el denominador?</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>c) Por qué la temperatura aparece en el denominador?</div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 60:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 60:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>'''Procesos irreversibles:''' son aquellos que manifiestan una tendencia a producirse en un determinado sentido de manera espontánea. En ellos no existe equilibrio entre el sistema y el entorno y el sistema evoluciona de forma espontánea hasta alcanzarlo. No es posible detenerlo e invertir el proceso por el mismo camino. El paso de energía interna de un cuerpo caliente a otro más frío, el paso de un gas del recinto de mayor presión a otro, o la disolución de un colorante de una gota de tinta en el agua. La producción de calor por rozamiento es un proceso irreversible, pues no se puede invertir el proceso ya que se liberaría más energía en forma de calor, por rozamiento. En termodinámica la irreversibilidad se refiere generalmente al rápido calentamiento y o a la súbita realización de trabajo (por ejemplo el proceso de comprensión súbita de un gas es un proceso irreversible). Prácticamente todos los procesos naturales son irreversibles.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>'''Procesos irreversibles:''' son aquellos que manifiestan una tendencia a producirse en un determinado sentido de manera espontánea. En ellos no existe equilibrio entre el sistema y el entorno y el sistema evoluciona de forma espontánea hasta alcanzarlo. No es posible detenerlo e invertir el proceso por el mismo camino. El paso de energía interna de un cuerpo caliente a otro más frío, el paso de un gas del recinto de mayor presión a otro, o la disolución de un colorante de una gota de tinta en el agua. La producción de calor por rozamiento es un proceso irreversible, pues no se puede invertir el proceso ya que se liberaría más energía en forma de calor, por rozamiento. En termodinámica la irreversibilidad se refiere generalmente al rápido calentamiento y o a la súbita realización de trabajo (por ejemplo el proceso de comprensión súbita de un gas es un proceso irreversible). Prácticamente todos los procesos naturales son irreversibles.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>b) La [[primera ley de la termodinámica ]] no hace distinción entre transferencia de energía como calor (<math> Q </math> o como trabajo </math> W </math>, ambos eran considerados como ''iguales''. La distinción entre <math>Q </math> y <math> W </math> es realizada con la introducción de la entropía como función de estado. </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>b) La [[primera ley de la termodinámica ]] no hace distinción entre transferencia de energía como calor (<math> Q </math><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">) </ins>o como trabajo </math> W </math>, ambos eran considerados como ''iguales''. La distinción entre <math>Q </math> y <math> W </math> es realizada con la introducción de la entropía como función de estado. </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Una interacción energética la cual es acompañada por ''transferencia de entropía'' es una transferencia de calor, mientras que una interacción energética que no es acompañada con transferencia de entropía es el trabajo. Esto es, no se intercambia entropía durante una interacción entre un sistema y su entorno que involucra transferencia de energía en modo de trabajo. Así solo energía es intercambiada durante una interacción de trabajo, mientras que ambos energía y entropía son intercambiadas durante la transferencia de calor. </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Una interacción energética la cual es acompañada por ''transferencia de entropía'' es una transferencia de calor, mientras que una interacción energética que no es acompañada con transferencia de entropía es el trabajo. Esto es, no se intercambia entropía durante una interacción entre un sistema y su entorno que involucra transferencia de energía en modo de trabajo. Así solo energía es intercambiada durante una interacción de trabajo, mientras que ambos energía y entropía son intercambiadas durante la transferencia de calor. </div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 67:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 67:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>c) La presencia de T en el denominador tiene en cuenta la cantidad de desorden de movimiento que ya hay presente. Si una cantidad dada de energía es transferida como calor a un objeto caliente, la variación de entropía será menor que si la misma cantidad de energía calorífica es transferida a un objeto frío. </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>c) La presencia de T en el denominador tiene en cuenta la cantidad de desorden de movimiento que ya hay presente. Si una cantidad dada de energía es transferida como calor a un objeto caliente, la variación de entropía será menor que si la misma cantidad de energía calorífica es transferida a un objeto frío. </div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Por ejemplo:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">La transferencia de <math>100 kJ </math> como calor <math> Q </math> a una gran masa de agua (para asegurarnos que la temperatura del agua no cambie) a <math>0ºC (273 K) </math> resulta en un cambio de entropía de:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math> \Delta S\ = Q_{rev} /T = 100 x 10^3 J/273 K = + 366 J/K o J K^{-1}</math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Por otra parte la misma transferencia de energía como calor a 100 ºC (373 k resulta en un cambio de:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math> \Delta S\ = Q_{rev} /T = 100 x 10^3 J/373 K = + 268 J/K o J K^{-1} </math> </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">El incremento de entropía es más grande a más baja temperatura. la entropía es una [[propiedad extensiva]]. La Entropía molar es una [[propiedad intensiva]] con unidades de <math> JK^-1 mol^-1 </math>. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">==Segundo Principio de la Termodinámica== </ins></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>[[Categoría: Química]]</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>[[Categoría: Química]]</div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17609&oldid=prevChemaseg en 11:18 7 jun 20102010-06-07T11:18:46Z<p></p>
<table style="background-color: white; color:black;">
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<col class='diff-content' />
<tr>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 11:18 7 jun 2010</td>
</tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 25:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 25:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Ya que algunas reacciones espontáneas son exotérmicas y otras endotérmicas la [[entalpía]] sola no puede dar cuenta para la dirección del cambio espontáneo, un segundo factor debe estar involucrado. Ese factor es la '''entropía''', que relacionada adecuadamente con la entalpía, nos permite encontrar un criterio adecuado para estudiar la espontaneidad de un proceso o una reacción química.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Ya que algunas reacciones espontáneas son exotérmicas y otras endotérmicas la [[entalpía]] sola no puede dar cuenta para la dirección del cambio espontáneo, un segundo factor debe estar involucrado. Ese factor es la '''entropía''', que relacionada adecuadamente con la entalpía, nos permite encontrar un criterio adecuado para estudiar la espontaneidad de un proceso o una reacción química.</div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">==Entropía==</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">El concepto de '''entropía''' (de la raíz griega ἐντροπία, el acto de cambio de dirección o vuelta y de (τροπη) transformación o cambio) es una cantidad termodinámica denotada con la letra S que fue introducido en 1865 en termodinámica por el científico alemán Rudolf J. E. Clausius (1822-1888) como en el análisis de la eficiencia de máquinas térmicas implicando la idea de ''reversibilidad'' .</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">La entropía <math> S </math> es una [[función de estado]] que nos indica el grado de desorden de un sistema. Así, como todas las demás funciones de estado que aparecen en termodinámica, la entropía es una medida en el actual estado de la dispersión de la materia y energía en el sistema, pero como el cambio fue alcanzado no es de importancia para el estado actual. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Matemáticamente, la ''variación de entropía'' <math> \Delta S\ </math>entre los estados A y B en un sistema termodinámico es igual al calor intercambiado (<math> Q_{rev} </math> cuando se pasa de estado A a otro B mediante un proceso ''reversible'' dividido entre la temperatura absoluta: </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math> \Delta S\ = Q_{rev}/T </math> <math> [1] </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Si la variación es infinitesimal: </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math> \Delta S\ = \frac{\delta Q_{rev}}{T}</math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Entonces el cambio de entropía se calcula como:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> <math> \Delta S = S_B - S_A = \int_A^B \frac {\delta Q_{rev}} {T} </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">En esta ecuación se usa <math> '\Delta Q_{rev}\ </math> (una diferencial exacta) en lugar de <math>dQ </math> (una ''diferencial exacta''), debido a que la tranferencia del calor [[calor]] <math> Q </math> no es una función de estado (depende del camino en la misma). Por ello se utiliza matemáticamente <math>T </math> como un '''denominador de integración''' que sirve para convertir el ''elemento diferencial inexacto'' del calor <math> '\Delta Q_{rev}\ </math> en el diferencial exacto de la función de estado S. Siendo <math> T </math>, la [[temperatura absoluta]] en la frontera del sistema donde el calor es transferido entre el sistema y su entorno y es por ello siempre positivo. El signo de ''la transferencia de entropía'' es el mismo que el signo de la transferencia de calor: positivo si se hace hacia el sistema y negativo si se hace hacia los alrededores.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Las unidades de la entropía, en el Sistema Internacional (SI), son el J/K (o Clausius) definido como la variación de entropía que experimenta un sistema cuando absorbe el calor de 1 Julio (unidad) a la temperatura de 1 Kelvin.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Hay tres puntos de la ecuación <math> [1] </math> que son necesarios destacar :</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">a) El significado del término reversible en <math> Q_{rev} </math></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">b) Por qué el calor (<math>Q</math>) y no el trabajo (<math>W</math>) aparece en el numerador?</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">c) Por qué la temperatura aparece en el denominador?</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">a) Debido a que el calor <math> Q </math> no es una función de estado, su valor dependerá del camino seguido para ir de A a B. En termodinámica se distinguen dos tipos de procesos termodinámicos:</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">'''Procesos reversibles:''' son aquellos en el que el sistema permanece constantemente en equilibrio con el entorno. El camino del estado A al B se produce de forma infinitamente lenta; modificando ligeramente (idealmente de manera infinitesimal) las condiciones es posible revertir el proceso y regresar por el mismo camino de B al A; es por ello un proceso ideal. Dicho de otro modo, la reversibilidad se refiere a la habilidad de un cambio infinitesimal en una variable para cambiar la dirección de un proceso. Por ejemplo ''reversibilidad mecánica'' se refiere a la igualdad de la presión que actúa en cualquier lado de una parad móvil (e.g. un pistón). Reversibilidad térmica, se refiere a la igualdad de temperatura en cualquiera de los lados de una pared conductora del calor. El proceso es reversible porque al invertir el orden de las manipulaciones sobre el sistema termodinámico éste recorre, también de forma inversa un sucesión de estados de equilibrio termodinámico. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">'''Procesos irreversibles:''' son aquellos que manifiestan una tendencia a producirse en un determinado sentido de manera espontánea. En ellos no existe equilibrio entre el sistema y el entorno y el sistema evoluciona de forma espontánea hasta alcanzarlo. No es posible detenerlo e invertir el proceso por el mismo camino. El paso de energía interna de un cuerpo caliente a otro más frío, el paso de un gas del recinto de mayor presión a otro, o la disolución de un colorante de una gota de tinta en el agua. La producción de calor por rozamiento es un proceso irreversible, pues no se puede invertir el proceso ya que se liberaría más energía en forma de calor, por rozamiento. En termodinámica la irreversibilidad se refiere generalmente al rápido calentamiento y o a la súbita realización de trabajo (por ejemplo el proceso de comprensión súbita de un gas es un proceso irreversible). Prácticamente todos los procesos naturales son irreversibles.</ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">b) La [[primera ley de la termodinámica ]] no hace distinción entre transferencia de energía como calor (<math> Q </math> o como trabajo </math> W </math>, ambos eran considerados como ''iguales''. La distinción entre <math>Q </math> y <math> W </math> es realizada con la introducción de la entropía como función de estado. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">Una interacción energética la cual es acompañada por ''transferencia de entropía'' es una transferencia de calor, mientras que una interacción energética que no es acompañada con transferencia de entropía es el trabajo. Esto es, no se intercambia entropía durante una interacción entre un sistema y su entorno que involucra transferencia de energía en modo de trabajo. Así solo energía es intercambiada durante una interacción de trabajo, mientras que ambos energía y entropía son intercambiadas durante la transferencia de calor. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">En términos moleculares (microscópicos) la transferencia de energía como calor se realiza con el movimiento desordenado de moléculas, mientras que la transferencia de la energía como trabajo, esta se realiza con movimientos moleculares ordenados. Por ello es posible que el cambio de entropía –el cambio en la dispersión de energía y de materia es proporcional a la energía transferencia que tiene lugar por el movimiento desordenado de moléculas más bien que movimientos ordenados. Esto es es el trabajo esta libre de generación de entropía </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">c) La presencia de T en el denominador tiene en cuenta la cantidad de desorden de movimiento que ya hay presente. Si una cantidad dada de energía es transferida como calor a un objeto caliente, la variación de entropía será menor que si la misma cantidad de energía calorífica es transferida a un objeto frío. </ins></div></td></tr>
<tr><td colspan="2"> </td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div><ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></ins></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>[[Categoría: Química]]</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>[[Categoría: Química]]</div></td></tr>
</table>Chemaseghttp://wikillerato.org/index.php?title=Reversibilidad_de_las_reacciones_qu%C3%ADmicas._Segundo_principio_de_la_Termodin%C3%A1mica&diff=17608&oldid=prevChemaseg en 09:49 7 jun 20102010-06-07T09:49:16Z<p></p>
<table style="background-color: white; color:black;">
<col class='diff-marker' />
<col class='diff-content' />
<col class='diff-marker' />
<col class='diff-content' />
<tr>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">← Revisión anterior</td>
<td colspan='2' style="background-color: white; color:black;">Revisión de 09:49 7 jun 2010</td>
</tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 5:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 5:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>'''Espontáneo''': un cambio que tiene tendencia a ocurrir sin que sea necesaria la intervención exterior (en forma de trabajo).</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>'''Espontáneo''': un cambio que tiene tendencia a ocurrir sin que sea necesaria la intervención exterior (en forma de trabajo).</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>Por ejemplo la combinación de hidrógeno en presencia de platino como [[catalizador]]</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>Por ejemplo la combinación de hidrógeno en presencia de platino como [[catalizador]]<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">:</ins></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> 2 H_2 (g) + O_2 (g) ---> 2 H_2º (l) </math></div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> 2 H_2 (g) + O_2 (g) ---> 2 H_2º (l) </math></div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 11:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 11:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La reacción en sentido directo ocurre espontáneamente, pero la reacción inversa, la descomposición del agua en sus elementos no ocurre espontáneamente independientemente del tiempo que esperemos para que ello ocurra.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La reacción en sentido directo ocurre espontáneamente, pero la reacción inversa, la descomposición del agua en sus elementos no ocurre espontáneamente independientemente del tiempo que esperemos para que ello ocurra.</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div>'''No espontáneo''': aquel que se realiza solo si es “instigado” haciendo trabajo desde el exterior. Por ejemplo un gas puede ser comprimido por un pistón obligándolo a que ocupe menos volumen. Un objeto frío puede ser calentado por un calentador eléctrico. El agua puede ser descompuesta en hidrógeno y oxígeno por el pasaje de una corriente eléctrica (electrolisis).</div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div>'''No espontáneo''': aquel que se realiza solo si es “instigado” <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">o "dirigida" </ins>haciendo trabajo desde el exterior. Por ejemplo un gas puede ser comprimido por un pistón obligándolo a que ocupe menos volumen. Un objeto frío puede ser calentado por un calentador eléctrico. El agua puede ser descompuesta en hidrógeno y oxígeno por el pasaje de una corriente eléctrica (electrolisis).</div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div> </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La termodinámica trata con la tendencia al cambio, pero no dice nada de la tasa o velocidad en la cual esa tendencia es realizada. Así, algunos cambios espontáneos son muy rápidos tales como la reacción de precipitación que ocurre cuando soluciones de sal común <math>NaCl</math> y nitrato de plata (<math>AgNO_3</math>) son mezcladas. Sin embargo, algunos cambios espontáneos son tan lentos que no hay un cambio observable después de millones de años. Por ejemplo aunque la descomposición del benceno en carbón e hidrógeno es espontánea, no ocurre en una tasa medible bajo condiciones normales.</div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>La termodinámica trata con la tendencia al cambio, pero no dice nada de la tasa o velocidad en la cual esa tendencia es realizada. Así, algunos cambios espontáneos son muy rápidos tales como la reacción de precipitación que ocurre cuando soluciones de sal común <math>NaCl</math> y nitrato de plata (<math>AgNO_3</math>) son mezcladas. Sin embargo, algunos cambios espontáneos son tan lentos que no hay un cambio observable después de millones de años. Por ejemplo aunque la descomposición del benceno en carbón e hidrógeno es espontánea, no ocurre en una tasa medible bajo condiciones normales.</div></td></tr>
<tr><td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 17:</td>
<td colspan="2" class="diff-lineno">Línea 17:</td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Una reacción exotérmica ( <math> \Delta H\ <0 </math> ) puede producirse espontáneamente por encontrar una situación más estable. Pero existen reacciones exotérmicas que no están de acuerdo con este criterio y otras endotérmicas que se producen de forma espontánea aunque sean endotérmicas, tal es el caso de la disolución de la sal común en agua. El hielo por ejemplo puede absorber espontáneamente calor del entorno y descongerlarse a temperaturas por encima del ºC. El gas <math>N_2O_4 </math> absorbe calor se descompone a <math>NO_2 </math> a 400 K . </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Una reacción exotérmica ( <math> \Delta H\ <0 </math> ) puede producirse espontáneamente por encontrar una situación más estable. Pero existen reacciones exotérmicas que no están de acuerdo con este criterio y otras endotérmicas que se producen de forma espontánea aunque sean endotérmicas, tal es el caso de la disolución de la sal común en agua. El hielo por ejemplo puede absorber espontáneamente calor del entorno y descongerlarse a temperaturas por encima del ºC. El gas <math>N_2O_4 </math> absorbe calor se descompone a <math>NO_2 </math> a 400 K . </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> H_2O(s) -->H_2º (l) <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </math> </ins><math> \Delta <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">H_{fusion}</ins>\ = +6, 01 kJ</math> </div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> H_2O(s) -->H_2º (l) <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"> </del><math>\Delta <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">H_fusion</del>\ = +6, 01 kJ</math> </div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> H_2O(l) -->H_2º (g) <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;"></math> </ins> <math> \Delta <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">H_{vap}</ins>\ = + 47,7 kJ</math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> H_2O(l) -->H_2º (g) <math>\Delta <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">H_vap</del>\ = + 47,7 kJ</math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> N_2O_4 (g) <ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">--</ins>>2NO_2 (g) </math> <math> \Delta H^o\ = +57,1 kJ </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> N_2O_4 (g) <del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">—</del>>2NO_2 (g) </math> <<del style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">/</del>math> \Delta H^o\ = +57,1 kJ </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> NaCl (s)--> Na^+ (aq) + Cl^- </<ins style="color: red; font-weight: bold; text-decoration: none;">math> <</ins>math> \Delta H^o\ = +3,88 kJ </math></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'>-</td><td style="background: #ffa; color:black; font-size: smaller;"><div> <math> NaCl (s)--> Na^+ (aq) + Cl^- </math> \Delta H^o\ = +3,88 kJ </math></div></td><td class='diff-marker'>+</td><td style="background: #cfc; color:black; font-size: smaller;"><div></div></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"></td></tr>
<tr><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Todos estos procesos son endotérmicos, aunque todos son espontáneos. En todos los casos, el sistema se mueve espontáneamente a un estado de “más alta” energía potencial absorbiendo calor de sus alrededores. </div></td><td class='diff-marker'> </td><td style="background: #eee; color:black; font-size: smaller;"><div>Todos estos procesos son endotérmicos, aunque todos son espontáneos. En todos los casos, el sistema se mueve espontáneamente a un estado de “más alta” energía potencial absorbiendo calor de sus alrededores. </div></td></tr>
</table>Chemaseg