Por fin después de mucho batallar pudimos dar con el arreglo de este atasco que agunos lectores de este sitio presentan. Si tienes algo más que aportar no dejes de compartir tu comentario.
Solución:
Solución 1:
TL; DR: Hacer no ¡simplemente memorice las ecuaciones termodinámicas! Y si tienes un problema con las ecuaciones $ Delta U = 0 $ o $ Delta H = 0 $ para un proceso isotérmico, sigue leyendo …
El primer problema
Dijiste que una reacción exotérmica corresponde a $ Delta U <0 $. Esto no es true. Está definido por $ Delta H <0 $.
Sin embargo, aún deberíamos discutir este tema porque $ H $ es también una función de estado y en algunos casos $ H $ depende solo de la temperatura.
Cómo estudiar termodinámica
Este tipo de problema en termodinámica surge con frecuencia aquí, y es un error muy común entre los estudiantes usar indiscriminadamente las ecuaciones que han aprendido.
Entonces, tienes una ecuación que dice $ Delta U = 0 $ para un proceso isotérmico, es decir, uno a constante $ T $. La pregunta importante aquí es no “¿Cuál es la ecuación” o “cuál es la respuesta”? En cambio, debería preguntarse “cómo obtengo este resultado”, y la respuesta seguirá de forma natural. Esto realmente debería aplicarse a todo lo que hace: ¿cómo puede esperar aplicar una fórmula que en realidad no comprende?
Además, si eres capaz de comprender realmente cómo surge una ecuación, entonces no necesitas memorizar eso – tu puedes derivar eso. Por ejemplo, ¿cuál es el punto de memorizar $ w = -nRT ln (V_2 / V_1) $, junto con las condiciones, si simplemente puede obtener la ecuación a partir de la definición misma de trabajo $ đw = – int p , mathrm d V $ sustituyendo en $ p = nRT / V $ e integrando? Además, el hecho de que haya sustituido en la ley de los gases ideales debería decirle algo sobre las condiciones que acompañan a las ecuaciones; por un lado, solo se aplica a los gases ideales. ¿Qué pasa cuando llegas a la ecuación? $ mathrm d U = T , mathrm d S – p , mathrm d V $ y memorizarlo felizmente, solo para descubrir más tarde que en realidad hay Tres más ecuaciones que se vean exactamente igual? ¿Vas a memorizar los cuatro? No, necesitas saber de dónde vienen.
Energía interna
En general, la energía interna $ U $ de una sustancia es una función de al menos dos variables, por ejemplo $ T $ y $ p $. Sin embargo, se puede demostrar mediante la mecánica estadística que para un gas ideal,
$$ U = n left ( frac 3NRT 2 + U_0 right) $$
Aquí, $ N $ es el número de átomos en una molécula del gas (por ejemplo, $ N = 2 $ por $ ce H2 $, y $ N = 3 $ por $ ce H2O $). $ U_0 $ es la energía interna molar en el cero absoluto (contiene términos como energía electrónica) y, fundamentalmente, depende de la identidad exacta del gas. Este resultado es un ejemplo del teorema de equipartición en acción (aunque el teorema en sí es más poderoso).
No necesitamos preocuparnos ahora por su derivación. El caso es que: esta ecuación solo se puede aplicar a una cantidad fija de un gas ideal fijo a la vez. Por ejemplo: si tengo un lunar de $ ce H2 $ a $ 298 mathrm ~ K $, va a tener un diferente energía interna de un mol de $ ce Ar $ a $ 298 mathrm ~ K $, aunque la cantidad de sustancia y la temperatura son las mismas.
¿Qué significa esto?
En primer lugar, significa que para cualquier cosa que sea no un gas ideal, tu no poder asumir que $ U = U (T) $ y por lo tanto tu no poder asumir que $ Delta T = 0 $ implica $ Delta U = 0 $. Digamos que comprimo $ 10 mathrm ~ g $ de agua aumentando reversiblemente la presión de $ 1 mathrm ~ atm $ para $ 10 mathrm ~ atm $, a una temperatura constante de $ 323 mathrm ~ K $. ¿El cambio en la energía interna es igual a cero? No, porque el agua no es un gas ideal.
En segundo lugar, significa que si la cantidad de gas ideal cambia de alguna manera, $ U $ va a cambiar. Digamos que tengo un globo lleno de $ 1 mathrm ~ mol $ de gas argón, y agrego más $ 2 mathrm ~ mol $ gas argón en el globo, todo a una temperatura fija de $ 298 mathrm ~ K $. ¿El cambio en la energía interna es igual a cero? No, de hecho lo hará triple porque estas cambiando $ n $ de $ 1 mathrm ~ mol $ para $ 3 mathrm ~ mol $!
Por último, significa que si la composición química cambia de alguna manera, automáticamente no permitido decir eso $ Delta T = 0 $ implica $ Delta U = 0 $. Y este es el caso incluso si todos los reactivos y productos son gases ideales. ¿Por qué no? Veamos esta reacción y supongamos que todo allí se comporta como un gas ideal, y digamos que el recipiente de reacción se mantiene a una temperatura constante de $ 300 mathrm ~ K $.
$$ ce H2 (g) + Cl2 (g) -> 2HCl (g) $$
Escribamos una expresión para la energía interna de los reactivos. En el lado izquierdo tenemos:
$$ U_ mathrm reactivos = left[frac32RT + U_0(ceH2)right] + izquierda[frac32RT + U_0(ceCl2)right]$$
En el lado derecho tenemos:
$$ U_ mathrm productos = 3RT + 2U_0 ( ce HCl) $$
Asi es $ Delta U $ igual a cero? No; aunque los múltiplos de $ RT $ se cancelan entre sí, los valores de $ U_0 $ porque las especies que reaccionan son diferentes, lo que hace
$$ Delta U = 2U_0 ( ce HCl) – U_0 ( ce H2) – U_0 ( ce Cl2) neq 0. $$
Entalpía
Vamos espalda a nuestro sistema (cerrado) donde solo hay un gas ideal y no está experimentando ninguna reacción química. Dentro de este sistema, podemos decir con seguridad que si $ Delta T = 0 $, luego $ Delta U = 0 $. Entonces:
$$ begin align Delta H & = Delta (U + pV) \ & = Delta U + Delta (pV) \ & = Delta (pV) qquad \ & = Delta ( nRT) \ & = nR Delta T \ & = 0 end align $$
No hemos hecho ninguna suposición aquí aparte de la idealidad del gas (el hecho de que $ n $ es constante proviene del hecho de que es un sistema cerrado). Entonces, para un gas ideal, $ Delta T = 0 $ implica $ Delta H = 0 $.
Sin embargo, usamos el hecho de que $ Delta U = 0 $. Por lo tanto, lo que dije sobre los casos anteriores donde $ Delta U neq 0 $ también se aplica aquí.
Respecto a los términos endotérmico y exotérmico, se utilizan para describir reacciones químicas. Y para las reacciones químicas, no hay absolutamente ninguna manera de decir que la temperatura constante implica $ Delta U = 0 $ o $ Delta H = 0 $. Es por eso que en realidad podemos usar los términos endotérmico y exotérmico. Si cada reacción química hubiera $ Delta H = 0 $, ¡la vida sería bastante sencilla!
Solucion 2:
La energía interna es una función de la temperatura solo en los gases ideales, pero para la situación de la vida real es una función de la temperatura e incluso del volumen del sistema termodinámico, por ejemplo, cuando el agua sólida (hielo) se derrite en agua líquida y luego durante el derretimiento la temperatura del El “sistema de agua” es constante pero su energía interna del sistema aumenta, porque toma calor del entorno, por lo que su energía interna aumentará, pero si mantiene un termómetro en contacto con el agua, no verá ningún cambio en la temperatura. Esta energía interna se agrega ahora a la KE de las moléculas de agua y para romper los enlaces de hidrógeno b / w moléculas de agua. (Energía interna del sistema = KE total del sistema + PE total debido a la interacción b / w constituyentes del sistema), mientras que en el gas ideal no hay ningún tipo de interacción b / w partículas de gas, por lo que no hay PE en el gas ideal sino solo KE del ideal. el gas contribuye a su energía interna, y como KE de un gas ideal es una función de la temperatura del gas ideal, por lo tanto, para el gas ideal, la energía interna depende solo de la temperatura.
Para su pregunta, el cambio de entalpía es -ve para las reacciones exotérmicas, no el cambio de energía interna, por lo que en su libro fue un error de imprenta, por cierto, en la reacción química asumimos que el gas evolucionó para ser ideal, entonces solo podemos decir que la temperatura constante da una constante U del sistema , pero sabes que el mundo no siempre es tan ideal (el cambio de estado de la vida real y las consideraciones de cambio de volumen pueden cambiar por completo la imagen ideal, por lo que, por el momento, es mejor no aventurarte allí y obtener primero las definiciones y condiciones básicas para una ecuación correcta).
Solución 3:
Para reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas … a medida que ocurre la reacción, el sistema de reacción genera y absorbe calor, respectivamente. Lo que significa que hay un cambio total en la energía térmica del sistema y el cambio lo sufre la energía interna del sistema. Consideremos el ejemplo: C + O2 —> CO2 … Ahora que ocurre esta reacción, el [externally] la temperatura permanece constante … es decir, no agregamos calor ni tomamos calor a propósito del sistema, pero luego, a medida que avanza la reacción y como es exotérmica, la energía térmica se desarrolla en el sistema, lo cual no es el problema de la temperatura constante que fue preestablecida para el sistema … en cambio, a medida que avanza la reacción, cualquier energía (liberada por la ruptura y creación de nuevos enlaces en el compuesto resultante) es de hecho sumado a la energía interna total del sistema. Por lo tanto, [delta] U puede ser distinto de cero, especialmente cuando los identificadores del sistema experimentan una reacción.
Espero que puedas entender eso …?! Por favor hagamelo saber.
Al final de la post puedes encontrar las críticas de otros creadores, tú además tienes la opción de insertar el tuyo si te apetece.