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" Gemlnll
Cuadernos de problemas GE
Problemas
de Termodinámica y
Cinética
en Metalurgia
G. S. UPADHYAYA B. Se.• M. Se., Ph. D., F. l. M.
Pepartamento de' Ingeniería Metalúrgica Instituto Indio de Tecnología, Kanpur, India y
R. K. DUBE B. Sc. (Hons), M. SC" Ph. D.
Departamento de Metalurgia y Tecnología de Materiales Colegio Universitario de Swansea, Universidad de Gales, Gran Bretaña.
EDITORIAL GEMINIS S. R. L BUENOS AIRES - MCMLXX
Título de la obra original: PROBLEMS IN METALLURGICAL ANO KINETICS Edición original PERGAMON Oxford,
en lengua
THERMODYNAMICS
inglesa publ icada por:
PRESS New York, Toronto,
Sydney, París, Frankfurt.
Copyright@
G.S. Upadhyaya & R.K. Dube
1977
Library of Congress Cataloging in Publication Data QD 171. U6 1977 669'.9 77-7376 IBSN 0-08-020865-7 rBSN 0-08-020864-9 pbk.
VeM.w1t
CiUl.teU.an.a.
PJto6uOIL TUulIV!.
©.paILa .ea e~ci61t
dei» VIL. WalieJt. J. BaJutn
del. Inó.tduto c~.te1.!an.a.:
Tecltol6g.ieo de BLleno.6 Abtu
EVITORIAL GEMINIS S.R.L., BUENOS AIRES'~
Reservados todos Los dereahos. Ninguna parte de La presente publiaaaión puede ser reproduaida o aZmaaenada en un sistema de informátiaa o transmi·tida de aualquier forma o por auaLquier medio: eleatróniao, meaániao, fotoaopia, grabaaión u otros sin el .previo exPreso permiso por esorito del editor.
Heoho eL depósito que maroa La ley número 11.723 Impreso en l~Argentina - Printed in Argentine.
Dedicado al
Profesor Baldeva Upadhyaya
Contenido xi
PREFACIO LISTA DE SIMBOLOS
y
ABREVIATURAS
1. LA PRIMERA LEY DE LA TERr~ODINAMICA 1.1 Contenido calorífico o entalpía 1.2 Capacidad calorífica 1.3 Termoquímica y su aplicación en la metalurgia 1.4 Ley de Hess 1.5 Cambios de entalpía y su variación con la temperatura 1.6 Temperatura máxima de reacción:temperatura de llama Ejercicios
"
2.
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA:ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE 2.1 Entropía 2.2 Variación de.entropía en un proceso reversible 2.3 Variación de entropía en un proceso irreversible 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9
Variación de entropía en una reacción química Variación de entropía y Su variación con la temperatura Criterios de espontaneidad basados en l~ entropía Energía libre Criterios de espontaneidad basados en la enrgía libre Cálculos de la variación de energía libre
xiii 1
1 2 3 6 7
11 14 24 24 25 25 25 26 28
2.10 Cálculos de óGoa altas temperaturas 2.11 Energía libre de Gibbs y funciones termodinámicas 2.12 Ecuación de Gibbs-He1mho1tz Ejercicios
35 36 36 41 47 48 53
3.
LA TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA 3.1 Enunciado de la ley 3.2 Aplicación Ejercicios
59 59 59 63
4.
LA ECUACION DE CLAUSIUS-CLAPEYRON 4.1 Introducción
65 65
viii
CONTENIDO
4.2
Aplicación de la ecuación de C1ausius-C1ayperon a los cambios de fase 4.2.1 Equilibrio líquido-vapor (vaporización) 4.2.2 Equilibrio sólido-vapor (sub1imación) 4.2.3 Equilibrio sólido-líquido (fusión) 4.2.4 Equilibrio sólido-sólido 4.3 Regla de Trouton Ejercicios
75
5. FUGACIDAD,ACTIVIDAD y CONSTANTE DE EQUILIBRIO 5.1 Fugacidad 5.2 Actividad 5.3 Constante de equilibrio 5.4 Ecuación de Van't Hoff 5.4.1 Integración de la ecuación de Van't Hoff Ejercicios 6. SOLUCIONES: 6.1 1ntroducc ión 6.2 Cantidades mo1ares parciales 6.3~ Ecuación de Gibbs-Duhem 6.4 Determinación de cantidades mo1ares parciales a partir de cantidades mo1ares 6.5 Ley de Raou1t: soluciones ideales 6.6 Soluciones no ideales: concepto de coeficiente de actividad _....--6.7 Ley de Henry: soluciones diluidas ~ Alternativas del estado estándar 6.8.1 Estado estándar dilución infinita, fracción atómica 6.8.2 Estado estándar dilución infinita, en masa por ciento Ejercicios 7. SOLUCIONES: 11 7.1 Ley de Sievert 7.2 Funciones de mezcla 7.3 Funciones d~ exceso 7.4 Soluciones regulares
65 65 68 68 70 70 72
75 75 76 86 87 91 96 96 98 100
~
100 103 109 111 112 112 113 119 125 125 127 129 131
CONTENIDO
ix
Aplicación de la ecuación de Gibbs-Duhem 7.5.1 Determinación de cantidades molares parciales 7.5.2 Determinación de actividad 7.6 Soluciones de multicomponentes Ejercicios
135 135 138 150 156
8.LA TERMODINAMICA DE LAS' PILAS ELECTROQUIMICAS 8.1 Introducción 8.1.1 Convención 8.2 Determinación de cantidades termodinámicas 8.3 Pilas electroquímicas basadas en electrolitos sólidos Ejercicios
163 163 164 164 173 178
9.CINETICA 9.1 Introducción 9.2 Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción 9.2.1 Reacción de primer orden 9.2.2 Reacción de segundo orden 9.3 Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción 9.4 Determinación del orden de reacción 9.4.1 Método de integración 9.4.2 Método del período de vida medio 9.4.3 Método diferencial de Van-t Hoff 9.5 Teorías de las cinéticas de reacción 9.5.1 Teoría de la colisión 9.5.2 Teoría de la velocidad de reacción absoluta 9.6 Velocidad de las reacciones heterogéneas Ejercicios
181 181 181 181 182 185 186 186 189 189 194 194 195 198
APENOICE 1. UNIDADES DEL SISTEMA INTERNACIONAL APENO ICE 2. CONSTANTES Y FACTORES DE CONVERSION APENDICE 3. OPERACIONES MATEMATICAS
208 211 213
BIBLIOGRAFIA
218
RESPUESTA
220
7.5
---
INDICE
A LOS EJERCICIOS
226
Prefacio La termodinámica y la cinética de reacciones constituyen aspectos medulares de la metalurgia que involucran invariablemente cálculos matemát1cos. La manera de encarar estos tópicos en los textos clásicos, es desarrollando exhaustivamente y casi con exclusividad los conceptos teóricos, dejando las aplicaciones prácticas al interés individual. El presente libro tiene por finalidad reducir ese vacío. Los autores pretenden haberlo logrado dotándolo de problemas y ejemplos como los habitualmente hallados, en el campo de la cinética y de la termodinámica aplicad~ a la metalurgia. Se 10 ha dividido en nueve capítulos, cada unode los cuales contiene ejemplos numéricos resueltos-básicos y aplicados-precedidos por una breve introducción teórica. Con relación a ésta, el propósito no ha sido otro sino el de presentarla de un modo escueto, claro e instructivo. Cada capítulo se completa al final, con un conjunto de problemas sin desarrollar pero con las correctas respuestas. Los ejemplos han sido extraídos de un amplio rango de procesos metalGrgicos. Es intención de los autores, que los alumnos acepten a la termodinámica y a la cinética como objetivos fundamentales de este libro y no como un mero agregado académico. Los ejercicios numéricos han sido pensados para qüe sirvan provechosamente a estudiantes y graduados tanto a nivel terciario como de las diversas escuelas pol técnicas. Debido a la amplia variedad de cinéticas de reacción, ha sido necesario limitar las ejercitaciones a 10 que se juzga como más esencial para un texto de este tipo. La elección ha sido hecha examinando en detalle las cinéticas dereacciones químicamente controladas, tratando con brevedad a las reacciones controladas por los fenómenos de transporte. En la preparación de los problemas, se han hecho uso de las numerosas publicaciones que en el campo de la cinética y de la termodinámica en metalurgia, han publicado reconocidos in.vestigadores. La extensa bibliografia consultada no ha podido ser incorporada a este libro, por razones obvias, pero no podemos dejar de mencionar nuestra deuda con ella por la enorme ayuda que nos ha prestado. í
PREFACIO
xii
En estos momentos se está en las primeras etapas del cambio en el uso de las unidades tradicionales hacia el SI (SISTEME INTERN~TIONALE D'UNITE). Los datos y ejemplos numér icos se dan en ambos sistemas, mientras en la resolución de los problemas se hace usando el sistema tradicional. Se sugiere como parte de 1aejercitación la conversión de estos últimos al SI de unidades. De la misma manera ya que las respuestas a los problemas están dadas en unidades tradicionales, ,'esu1tará de evidente interés para el estudiante usar los factores de conversión que se dan en el APENDICE 2 para obtener esas mismas respuestas en unidades del SI. Los autores agradecen al Sr.D.W.Hopkins,M.Sc.,F.I.M. por la lectura y las val tosas sugerencias sobre este manuscrito. LOS AUTORES
\
Lista de Símbolos y Abreviaturas 1. SIMBOLOS Sfmbolo Signtficado A Factor de frecuencia de Arrhenius; Energía libre de Helmholtz a
Actividad
C
Concentración; Capacidad calorífica
Cp
Capacidad calorífica molar a presión constante
Unidades .Tradicionales
Unidade< del SI
cal/mal
J/mol
cal/(grado)(mol)
J/(K)(mol)
(Raoultiana)
óCp Cambio de la capacidad calorífica a presión constante Cv
Capacidad calorífica molar a volumen constante
cal/(grado) (mol) J/(K)(mol)
o
Coeficiente
cm2/s
E
Energía de activación; Fuerza electromotriz
de difusión o difusividad
e~
Parámetro de int~racción de C sobre B, en el cual el coeficiente de actividad se refiere a diluciones infinitas,en el estado estándar,% en masa
F
Constante de Faraday; Función de partición
f
Fugacidad; Coefidente (Henriano)
G
cal/mol V
atm
I 2
cal/mol
I
de actividad
Energía libre molar de Gibbs
1
LISTA DE SIMBOLOS
xiv
y
ABREVIATURAS
6G Cambio de energía libre H
Enta1pía molar o contenido calorífico
ca1/mo1
J/mo1
9
kg
6H Cambio de enta1pía h
Actividad (Henriana); Constante de P1anck
K
Constante de equilibrio; Constante de la ley de Henry
k
Constante de velocidad o velocidad específica de reacción
~
Constante de Bo1tzmann
H
Masa mo1ecu1ar .
N
Número de Avogadro
n
Número de átomos o de moles; Orden de reacción
P
Presión; Probabilidad o factor estérico
atm,l111l Hg
p
Presión parcial
atm,l111l Hg
q
Calor absorbido
cal
R
Constante de los gases ideales
S
Entropía molar
cal/(grado)(mo1) J/(K)(mo1)
6S Cambio de entropía SA Solubi1idad del gas A en un metal T
Temperatura
°C
K
t
Tiempo
seg,min,etc
s
tiempo de semi reacción
seg,min,etc
s
U
Energía interna
V
Volumen
cal/mol cm 3 ,1
J/mol m3
v
Velocidad de una reacci0n.
to,sPeríodo de vida medio o
LISTA DE SIMBOLOS y ABREVIATURAS
w
Trabajo realizado
x
Fracción molar o fracción atómica
Z
Propiedad termodinámica molar extensiva (ej.: H,S,G,etc)
Zi
Propiedad termodinámica molar parcial del componente i
cal
6ZM Propiedad termodinámica
J
molar
integral de mezcla
z~.Propiedad
termodinámica molar parcial de mezcla (o propiedad termodinámica molar relativa parcial) del componente i
ZXS
Propiedad termodinámica molar integral de exceso de una solución.
z~s Propiedad termodinámica molar parcial de exceso del componente z
Valencia electroquímica
zAB Número de colisiones entre A y B
por segundo
ALFABETO GRIEGO' y
Coeficiente
de actividad
(Raoultiano)
yO
Coeficente de actividad a dilución infinita (Raoultiano)
E~
Parámetros de interacción de C sobre B, donde el coeficiente de actividad se refiere a dilución infinita,en el estado estándar,en fracción atómica
K
Coeficiente
u
Potencial químico
1:
Sumatoria
de transmisión cal/mol
I
LISTA DE SIMBOLOS y ABREVIA
xvi
SUPRAINDICES Valores estándar de la propiedad termodinámica ° #
(ej.:Ho,So,Go,etc.)
Propiedad termodinámica asociada con la formación de los complejos activados de una reacción (ej.: 6H# , 6S# , 6G# , etc.)
SUBINDICES A
de A (ej.: xA= fracción molar del componente A)
f
de fusión (ej.: 6Hf= calor de fusión) de sub1imación (ej.: 6Hs= calor de sub1imación) a temperatura T ke1vin (ej.: 6H = cambio estándar de enta1pía a T grados ke1vin)
s
r
T
v
de vaporización
(ej.: 6Hv= calor de vaporización)
MISCELANEA <>
Sólido
{}
Líquido
()
Gaseoso
(X)
X disuelta en la fase de escoria
Ixl metal
X disuelta en la fase metálica, X sustancia pura en su estado estándar
Ixl
X disuelta en la fase metálica, X infinitamente d i lu ide en su estado estándar,solución al 1% en masa de X en el metal especificado
meta1,ms%
2.ABREVIATURAS atmósfera atm ca tor-ta cal centímetro cúbico cm3 grado centígrado °C cu10mbio e diluída di1 f.e.m. fuerza e1ectromotriz gramo g h hora Julio J kí loce lor le kca1 kilogramo kg kiloju1io kJ
K
In x 10g x m min mV N s seg s.e. V
ms%
ke1vin 10garitmo natural de x, 10gex 10garitmo en base 10 de x, log10x metro minuto mil ivoltio newton segundo segundo estado estándar voltio masa en por ciento
1 La Primera Ley de la Termodinámica La primera ley de la termodinámica ha sido expresada de muchas maneras.La mayoría de las definiciones hacen referencia a la energía Y'su conservación;así la ley establece que: " EN UN SISTEMA
DE MASA CONSTANTE,LA
QUE SE TRANSFORMA
ENERGIA
NO SE CREA,NI
SE DESTRUYE,SINO
DE UNA FORMA A OTRA".
Consideremos una masa gaseosa contenida en un cilindro con un pistón ajustado que trabaja sin fricción y llamemos U a la energía interna de este sistema gaseoso. Supongamos que una energía externa,en forma de calor, u otra,a la que llamaremos q, se aplica al sistema,e1 cual mientras absorbe esta nueva energía, desarrolla una cantidad de trabajo w. Luego (1.1)
lIU= q-w ,
donde lIU es el incremento de la energía interna del sistema.La ecuación anterior puede reconocerse como la expresión matemática de la primera ley de la termodinámica. La energía interna es una función de estado o propiedad de estado .Por lo tanto su variación es característica del estado inicial y final del sistema, es independiente del camino" seguido para su producción. 1.1
CONTENIDO CALORIFICO O ENTALPIA
Si el volumen del sistema se mantiene constante,entonces gún trabajo y la ecuación (1. ",1) se transforma en:
éste no efectúa
lIU= q. Para un cambio de estado infinitesimal,la
( . ) ecuación anterior puede se~
dü=sq.
Si la presión P se mantiene constante,la
. -
:~~--.
)
ecuación (1.1) se es - :e.
lIU= q - PlIV
r .-)
y CINETICA
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
2
E
donde óV representa la varlación del volumen en el sistema.Si a los estac s inicial y final del sistema gaseoso mencionado poco antes se los designa' _ B r~spectivamente,la ecuación (1.4) puede escribirse: UB - UA
=
q - P(VB - VA) ,
q
=
(UB + PVB) - (UA + PVA)·
o
El término (U + PV) se conoce como "contenido,calorífico"o
"entalpfa",
(1.5)
H, tal
que
y
Por la ecuación
(1.5)
(UB + PVB)
HB,
(UA + PVA)
HA'
tenemos
. (1 .6)
o Para un cambio de estado infinitesimal,la óq Por las ecuaciones
(1.4)
=
ecuación
(1.6)
se transforma
dH * .
y (1.6)
en (1.7)
tenemos
óH = óU + PóV
(1 .8)
a presión constante. La entalpfa es una propiedad extensiva del sistema que depende de la cantidad de sus tanc tes presentes en el mismo.Si la reacción es exotéqnica óH es ne qat i va , si es endotérmica óH es positiva.Esta designación convenc i ona l se usará en este texto.Del mismo modo que la energía interna,la entalpía es una función
"<.
de es tado .
1.2
CAPACIDAD CALORIFICA
La capacidad calorffica
C de un sistema,puede C -
ser expresada como:
q
-óT ' donde q es la cantidad de calor agregada o quitada al sistema obteniéndose en consecuencia un cambio óT en la temperatura .. Si el cambio de la temperatura es un infinitésimo
* 'd' indica el diférencial de una función de estado, mientras que el elemento diferencial
'ó' indica de una cantidad que no es una función de estado.
3
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
ss dT
C =
A volumen constante,la
(1.9)
ecuación anterior se transforma en C
v
=
{cW}
(1.10) V
(1.3) y (1.10) tenemos
Por las ecuaciones
Cv =
{cW}
(1.11 )
= {~}
V
V
A p:esión constante,la ecuación (1.9) nos da C
p
De las ecuaciones
=
{cW}
(1.12) p
(1.7) y (1.12) tenemos _ 'i9. _ dH Cp - {dT}
- {dT}
p
•
(1 .13)
p
A 1a anteri or se 1a conoce cono ecuaci ón de Kirchhoff .
Debemos diferenciar entre propiedad extensiva del sistema total y por mo1 del sistema.Para un sistema que contenga n f1X)les,elvalor de la propiedad extensiva Z ( tal como H ,C ,etc ) para el sistema total se la designará como Z' y para un mo1 'simplemente como Z. Así y las ecuaciones
Z' = nZ (1.11) y (1.13) pueden escribirse C' V
{dU} dT V
o
C
{dU} dT V
y
C' p
o
C
v
P
(1.14)
dH' = {di} , p
=
{dH} dT p
(1 .15)
La capacidad ca10rífica es también una propiedad extensiva del sistema y depende de la cantidad de sustancia presente en el mismo.Es más conveniente usar la expresión: capacidad ca10rffica molar. 1.3
TERMOQUIMICA
y
SU APLICACION EN METALUR~IA
La termoquímica'estudia los efectos caloríficos que acompañan a las reacciones químicas,la formación de soluciones y los cambios en el estado de a teria tales como fusión o vaporización,además de otros procesos fis'c micos. (1)
CALOR DE REACCION
4
PROBLEMAS DE TERMODINA~'ICAY
CINElICA EN METALURGIA
Es el entregado o absorbido cuando los reactantes reaccionan completamente. para producir un compuesto. Puede ser expresado pormol de reactante o de producto. (2)
CALOR
DE FORMACION
El calor de formación, por mol de un compues to ses el desarrollado o absorbido (por ej. en el cambio ,de entalpía) cuando· un mol del compuesto se forma a partir de sus elementos constitutivos.Su valor depende de la temperatura,de la prestón y del estado químico de los reactantes y de los productos; por esta razón se lo expresa generalmente en términos de "calor de formación estándar". El calor de formación de un compuesto,a partir de sus"elementos en su estado "estándar" se llama calor de formación estándar.El estado estándar*de un elemento es la forma más estable entre las condiciones elegidas de temperatura y presión.Así,el estado estándar más comunmente usado para un sólido,un líquido o un gas a una particular temperatura,está dado por: sólido:la forma más estable a la presión de 1 atm (101.325 N/m2). líquido:la forma más estable a la presión de 1 atm (101.325 N/m2) , gas :a la presión de 1 atm (101.325 N/m2). El calor de formación estándar de los compuestos se tabula general nte a 25°C (298 K).Un compuesto,digamos MO a 25°C (298 K) se lo des'gna ,ili°298,MO' En el caso de un elemento,por ej, M el calor de formación estándar a 25°C, 6Ho298,M puede ser considerado como la entalpía estándar o el contenido calo rífico estándar del elemento M a 25°C, H0298,M' Por convención se'le: asigna el valor cero al contenido calorífico estáridar de un elemento a 25°C. En el caso de un compuesto,por ej. NiO, el calor de formación estándar a 25°C es -57.500 cal/mol¡esto significa que 57.500 cal es la cantidad de calor producida cuando 1 mal de Ni a 25°C y a 1 atm de presión reacciona con 1/2 mol de 02 a 25°C r 1 atm para formar 1 mol de NiO a 25°C y 1 atm,de acuerdo con la siguiente reacción.
+
~02)
= .
(1.16)
El cambio de la entalpía estándar· de la reacción (1.16) puede ser escrita como 6Ho298,(l.16) ya que
= H0298,
H0298, y H0298,(02) 6Ho298,(l.16)
- H0298,
- ~o298,(02);
son iguales a O,tenemos
= H0298,'
* También denominado estado de referencia (N. del T,).
5
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA Ya que la variación de la entalpía de la reacción (1.16) es también igual al calor de formación de un mol de NiO
~HO 298, = HO 298, . Por lo tanto el contenido calorífico de un compuesto o aleación en el estado estándar es igual a su calor de formación estándar. (3)
CALOR DE COMBUSTION
El calor de combustión de una sustancia es la variación de entalpía que se produce cuando un mol de la mi~ma se quema en oxígeno en forma completa. (4)
CALOR DE SOLUCION
i
Cuando una sustancia se disuelve enjotra,se producirá un cambio en la entalpía: es el llamado calor de solución y depende dela concentración de aquélla. EJEMPLO I.A Calcular el calor de reacción estándar a 25°C (298K)
y
1 atm de
3 + 2eAI> = + 3 por mol de Al 0 formado, por 1001 de Fe formado, por 1001 de FeO reactante, por 2 3 y por g de Fe formado, sabiendo que:
mO,1 de Al reactante
~HO 298,
=
-63.3 kcal/mol
(-264.84 kJ/mol).
~Ho, -400,0 kcal/mol 298, 3 masa atómica del Fe = 56. SOLUCION:
(-1673,6 kJ/mol).
(1.A.1)
3 + 2 = + 3.
El calor de reacción estándar de (I.A.l) a 25°C
y
atm,~Ho298,(I.A. l),puede
escribirse: ~HO
298,(1.A.l)
¿HO HO
298,producto
298,
- ¿Ho + 3Ho
298,reactante
298,
- 3Ho
298,
-2Ho298,' Ya que el contenido tenido calorífico
calorífico. estándar de un elemento puro es cero
es tánda r , tenemos ~HO
y
estándar de un compuesto es igual a su calor de for
298, (1.A. 1)
el eo ción
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
6
y
CINETICA EN METALURGIA
-400,0 - (3x - 63,3) -2 1° ,1 kca 1. Por lo tanto,el calor de reacción estándar de (I.A.l) es -210,1 kcal.En otras palabras
,cuando 3 moles de FeO sól ido reaccionan con 2 moles de Al sól ido a
25°C y 1 atm forman 1 mol de Al20 sól ido y 3 moles de Fe,siempre a 25°C y 1 3 atm y el calor de reacción del Al20 formado es de -210,1 kcal.Puesto que se 3 forman 3 moles de Fe,el calor de reacción es -210,1/3 = -70,03 kcal/mol de Fe formado.Simultáneamente,el activo
y
calor de reacción es de -70,03 kcal/mol de FeO re-
-105,05 kcal/mol de Al reactivo.Para
por g de Fe formado,el
vidido por su masa atómica.Es
1.4
calcular el calor de reacción
calor de reacción por mol de Fe formado deberá ser di-
=
decir -70,03/56
-1,255 kcal/g de Fe formado.
LEY DE HESS
Esta ley establece que el cambio calorífico durante una reacción química es el rriismoya sea que tenga lugar en uno o varios pasos, con tal que ,la temperatura y la presión o el volumen permanezcan constantes.E1 siguiente ejemplo ilustra la aplicación de la ley de Hess para calcular el calor de formación estándar del W03. EJEMPLO I.B Calcular el calor de formación estándar del W0
3
y del 02 gaseoso
sól ido a partir del W sól ido
a 25°C (298 K) Y a 1 atm ,si
+ (°2)
3 + (°2) 1
+ z(02)
AHo298
-134 kcal (-560,66 kJ).
; AHo298 3
-131,5 kcal (-550,20 kJ).
3; AHo298 3
- 66,5 kcal (-2]8,24 kJ).
SOLUC10N: el problema consiste en calcular el calor estándar de la siguiente reacción a 25°C
y
1 atm (l. B. 1)
La ecuación
(I.B.l) puede considerarse 3 + 3(°2) 3 +
(°2)
integrada por las siguientes 3,
(l.B.2)
, 3
(l.B.3)
3 , 3
(l.B.4)
1
+ "2(° ) 2 3
y
Sumando
(1.B.2), (I.B.3)
y
reacciones
(I.B.4) obtenemos
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
7 (l. B. 5)
3 + t(02) De acuerdo
a la ley de Hess: lIHo
lIHo
298,(1.B.5)
+ lIHo
298, (1.B.2)
(3x-134,0)
298, (1.B .3)
+ lIHo
298, (1.B .4)
+ (-131,5) + (-66,5)
':600.0 kca l. Dividiendo
el calor de reacción de la ecuación
de reacción de la ecuación
(1.B.5) por 3,obtenemos
el calor
(l.B. 1) .Así
tlH°298, (1.B. 1) = -200, Por lo tanto,el calor de formación
estándar
° kca 1.
del W0
3
en estado sól ido a 25°C Y
1 atm es -200,0 kcal/mol.
1.5
VARIACION DE LOS CAMBIOS DE ENTALPIA CON LA TEMPERATURA
Los cambios de entalpía estándar de una reacción pueden calcularse fácilmente a 25°C con los datos disponibles;en cambio la mayoría de las reacciones cinéticas no se desarrollan con la celeridad suficiente,a esa temperatura,como para que los cambios sean completos en un período mensurable de tiempo.En consecuencia a menudo es necesario averiguar los cambios de entalpía en las reacciones a altas temperaturas.Aplicando la ecuación (1.5) para una reacción química a temperatura constante,tenemos
diMi.2
(1.18)
= tiC •
dT P De la integración de la ecuación' (1.18) entre los valores de Tl Y T2 K, tenemos
lIHo
Tl
Y tlHo a T2
o
o
(1.19)
dT,
o
T2 [
J
Tl
ECp'producto-
rCp,reactante]
dT.
(1.20)
8
PROBLEMAS DE TERMODINAMIeA
y eINEIleA
EN METALURGIA
Así,si es conocido el cambio de entalpía estándar de una reacción a una ~emperatura dada,la ecuación (1.20) puede ser aplicada para calcular el cambio de entalpía estándar a cualquier otra temperatura,como se ilustra en el ejemplo(l.e). Si se produce alguna transformación, ya sea en los reactantes o en los productos, por ej.:fusión,evaporación,etc,esos cambios de entalpía deben ser introducjdos en la ecuación (1.20) como se ilustra en el ejemplo (l.D). EJEMPLO
I.C
Calcule el calor de formación segGn los ~iguientes 6H0298, C C
estándar
del PbO a partir de Pb y O2 a 227°C(500
datos:
= -52,4 kca1/mo1
(-219.24 kJ/mol).
10.6 + 4.0 x 10-3 T ca1/(grado) (mo1) (44,35 + 16,74 x 10-3 T J/(K) (mo1».: 5.63 + 2.33 x 10-3 T ca1/(grado) (mol)(23,56 + 9,75 x 10-3 T J/(K)(mol).
P, P.,
7.16 + 1.0 x 10-3 T - 0,4 x 105 T-2 cal/(grado) (mo l) (29.96 + 4.184 x 10-3 T - 1,67 x lOS T-2 J/(K) (mol)~ SOLUCION:
para la reacción + }(02)
tenemos
6HZ98,(1 .C. 1)= -52.400
U1 izando la ecuación 6Ho
500,(1.C.I)
(1. C. 1)
,
= 6Ho
cal.
(1.20) +
298,(1.C.I)
6HO.
500 J 298
+
298,(1.C.1)
[¡;C.
- ¡;C
p,producto
J50crlp, c
-
p,reactante
C
- -
p,2
] dT
k P,(02) ]
dT
298
-52.400 +
J
500 298
[(10,6 + 4.0 x 10-3 T) - (5.63+2,33x10-3 .
-tll,
16 + 1.0 x 10-3 T - 0.4 x 105 T-2)] dT
T)
K;
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
9
-3 =
-52.400 + 1.39(500 - 298)
+
117
5 1
r. -0,2 x 10 ~OO - ~
x lO
2
(5002 _ 2982)
1)
= -51. 998 ca 1.
El cambio de entalpía estándar de la reacción En otras palabras,el ca 1/ (grado) (mo 1). EJEMPLO
(I.C.l) a 227°C es de -51.998 cal
calor de formación estándar del PbO a 227°C es -51.998
l.D
Calcular el calor de formación estándar del PbO en estado sól ido,a partir de Pb líquido y O2 gaseoso a 527°C (800 K).El punto de fusión del plomo es 327°C (600 K) Y su calor latente de fusión es 1,15 kcal/mol (4,81 kJ/mol).La capacidad :alorífica molar a presión constante del Pb líquido,Cp,{Pb},es 7,75-0,74 x 10-3 T cal/(grado) (mol)(32,43-3, IOxl0-3T J/(K)(mol).Use SOLUCION: el problema básicamente
los datos del ejemplo anterior.
consiste en calcular el cambio de entalpía es-
tándar de la reacción {Pb} + a 527°C
-t
(02)
(1. D. 1)
a partir del cambio de entalpía estándar de la reacción + }(02)
a 25°C
=
=
y con los datos de capacidad
los anteriores
(l. D. 2)
caloríficu.El
presente problema difiere de
por que el Pb está en estado líquido a 527 °C,en contraste a su
estado sól ido a 25°C
y por lo tanto debe tomarse en cuenta la variación
talpía debido a esta transformación.La
de en-
forma de proceder se ejempl ificará.
(1) Calcular. el cambio de entalpía estándar de la reacción (I.D.2) a 25 "C, HZ98,(I.D.2),que
es similar al calor de formación estándar del PbO a 25 "C.
(2) Calcular el cambio de entalpía estándar de la reacción
(I.D.2) a 327 "C,
t.H"500,(1.D.2),con valores de t.H"298,(1.D.2)y t.Cp,(1.D.2),usando
la ecuación (120).
(3) Calcular el cambio de entalpía estándar de la reacción (I.D.I) a 327 "C, H0600, (l.D. I),con la ayuda del t.Hode la reacción {Pb} a 327 °C,considerando
=
el punto de fusión del Pb y el de la reacción
se calculó en el paso (2).
(l. D. 3)
(1.0.2) como
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
10 La adición
y
sustracción
y
CINETICA EN METALURGIA
de las entalpías estándar de las reacciones,sólo
pueden
ser hechas a la misma temperatura. Por lo tanto el ~Hode la reacción (I.D.2) a 327 °e deberá ser agregado al de la reacción
(I.D.3) la cual se produce a 327 °e.
Este hecho exp-l ica la necesidad del paso (2). (4) Calcular ~Hode la reacción (I.D.I) a 527 °e,~H0800, (I.D.I) ,tomando en cuenta los valores de ~H0600,(I.D. 1) y de ~e D 1 ,usando la ecuación (1.20).Se debe ser cuidadoso al considerar el valor e'(~el'l}quido cuando se calcula el valor p
de ~ep, (1 • D. 1) • Así
~HO
800, (I.D.I)
=
~HO
f
+
298, (I.D.2)
600 298
1
~ep, (I.D.2) dT
00
+ ~Ho
600, (1.D.3)
+
600
~ep, (1.D. 1)dT.
(l. D.4)
Ahora: 600
600 (e
J298 ~ep, (I.D.2)dT J298 l p, 600
r (10,6
J 298 '
- e
p,
.k JdT 2 P,(02)
-
+ 4,0 x 10-3T)-(5,63
+ 2,33 x 10-3T)
-~(7,16 + 1,0 x 10-3T - 0,4 x 105T-2)J dT 600 [ 1,39 + 1,17 x 10-3T + 0,2 x 105T-2 ]dT 298 3 2 2 1,39(600 _ 298) + 1,17 x 10- (600 - 298 )
J
2 -0,2
5
10
x
zk)
(~-
612,2. Se sabe que el calor latente de fusión del Pb es de 1.15.0 cal/mol,luego bio de entalpía estándar de la reacción En otras palabras,el ~H0600,(1.D.3)'
=
cambio de entalpía estándar de la reacción (1.0.3) a 327 °e,
es -1150
cal.
Análogamente 800 ~e
J 600
el cam-
{Pb} a 327 °e es 1.150 cal/mol.
dT p, (1. 0.1)
800
J 600
e
~ p,
.-
- e
p,{pb}
r: - -::-c
2 P,(02)]
dT
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
11 3 1(10.6 + 4.0 x 10- T)-(7.75-0.74
800 -
f
l
600
-t
(7.16 + 1.0 x 10-3T - 0.4 x 105 T-Z)] dT
800
f
(-0.73 + 4.Z4 600 -0.73(800
X
10-3T+ O,Z x r05 T-Zj dT
. -3 (8002 _ 6002) - 600) + 4.24 x 10 2
- 0.2 x 105 ( ~ 1 =
Reemplazando
600, (1.0. 1)
-
1 ~ 600J
455.93.
valores en la ecuación ÓHO
3 x 10- T)
(1.0.4) ,tenemos
-52.400 + 612.20
- 1150 + 455.93
-52.482 cal.
1.6
TEMPERATURA MAXIMA DE REACCION: TEMPERATURA DE LLAMA
Es posible considerar una reacción que se produce en condiciones adiabáticas, tal que no entra ni sale calor del sistema.Esto signffica que el cambio de enta1pía será cero,cuando la presión permanece constante. En este tipo de reacción, la temperatura del sistema cambiará,por 10 tanto los productos estarán a diferente temperatura de los reactantes.Si el cambio de enta1pía es positivo,por ej. se absorberá calor y la temperatura del sistema adiabático bajará.En el caso que el cambio de enta1pía sea negativo,la temperatura aumentará durante el curso de la reacción.Conociendo el calor de reacción y la variación de las capacidades ca10ríficas de los reactantes y los productos,es posible calcular la temperatura final del sistema. Cuando se trata de combustib1~s. ,tal tipo de tratamiento es útil para calcular la máxima temperatura de llama durante la combustión.Si se trata de un combustible y suponemos que el proceso de combustión es adiabático,podemos representar10 como: Combustible
Esta reacción
+ Oxidante
(a 298 K)+Productos
de combustión(a
muy alta temperatura,digamos T ).
podría producirse en dos etapas:
(1) Combustible
+ Oxidante
(a 298 K)+Product05
de combustión
(a 298 K).
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
12
(2) Productos de combustión
y
CINETICA EN METALURGIA
(a 298 K)+Productos de combustión (a Tm)·
La reacción enunciada en la etapa (1) será siempre exotérmica.La energía térmica disponible es entonces usada para elevar el calor de los productos de combustión desde 298 K a su temperatura final T . Usando la ecuación (1.13),tenemos m
T =f
q
m ECp,producto dT, 298
donde q es el calor desarrollado en la etapa (1) y valor del cambio de entalpía estándar;EC p,pro d uc to calorífica,a presión constante,de los productos de actual temperatura de llama será algo más baja que (1.21) debido a la pérdida de calor. EJEMPLO
que puede ser hallado por el es la suma de la capacidad combustión.Sin embargo, la la obtenida por la ecuación
I.E
Se provoca
la combustión
del acetileno
(298 K) en un espectrofotómetro
con óxido nitroso como oxidante a 25°C
de Ilama.Calcule
zada si la mejor mezcla corresponde
s~
(1.21)
la temperatura
máxima alcan-
a la reacción
admite que el agua está sin disociar.
Sabiendo
que tlHO
298, (C2H2)
54,23 kcal/mol (226,90 kJ/mol).
tlHo
298, (N
19,70 kcal/mol ( 82,42 kJ/mol).
tlHo
298, (CO)
tlHo Cp,
~
p
O)
2
=-26,42 kcal/mol (-110,54 kJ/mol) .
298, (H O) =-57,80 kcal/mol (-241,84 kJ/mol). 2 6,8 + 1,0 x 10-3 T - 0,11 x 105 T-2 cal/(grado) (mol) (CO) (28.45 + 4,184 x 10-3 T - 0,46 x 105 T-2 J/(K)(mol))
(H '2
= 7 17 + 2 56 x 10-3 T + O , 08 x 105 T-.2 cal/(grado) (mol) (30.0 + 10,71 x 10-3 T + 0.33 x 105 T-2 J/(K)(mol) )
0)"
6,5 + 1.0 x 1~-3 T cal/(grado) (mol) (27.20 + 4,184 x 10-3 T J/(K)(moJ)).
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA SOLUCION: acción
13
la primera etapa es calcular
el cambio de entalpfa
estindar de la re-
(1.E.!) a 25°C.
Por lo tanto
(2 x -26.42) + (-57.80) - (54.23) - (3 x 19,70
= En otras palabras,durante
-223.97 kcal.
la reacción
(I.E.I) se producen 223,97 kcal,que
se
de 2 moles de CO, I mol de H 0 y 3 moles de 2 hasta la temperatura mixima final, es decir Tm' Apl icando la
util izan para elevar la temperatura N2, desde 25°C ecuación (1.21), tenemos
=
Calor producido
o
Tm 1:C p,producto
J 298
m T (2C
J
223970
298
=
dT"
+ C p, (CO) . p, (H 0) 2
ITm ((13.6 + 2,0 x 10-3T - 0,22 x 105T-2) + (7.17 + 2,56 x 298
10-3T + 0.08 x 105T-2)
+ (19.5 + 3.0 x 10-3T)J dT
2 + 0.14 x 105T-1 ] Tm
= [ 40.27 T + 3.78 x 10-3T
298 - 298) + 3,78 x 10-3 (T 2_ 2982).+
40.27 (T
5 [1T
m 0.14 x 10
~
m
- 29~
m
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
14 =
Despreciando
3.78 x lU-3 T 2 + 40,27 T + 0,14 k 105 T -1 - 12383. m m m
el termino T -1 tenemos m
223970 o'
=
3.78 x 10
-3
2 + 40.27 Tm-~ m
12383
T
3.78 x 1~-3 T 2 + 40.27 T - 236353 m m
Resolviendo
V CINETICA EN METALURGIA
la ecuación de arriba para Tm
y
=
o.
despreciando
los valores negativos,
se sigue que
o
Tm
=
4207 K,
Tm
=
(4207 - 273)OC
Por 10 tanto,la máxima temperatura
alcanzada
es 3 934°C;
EJERCICIOS 1.1
Los cambios de entalpía para las siguientes reacciones son: 2B
+
3H2
+
302
+
aq.
= 2H 3BO ~(sol.dil.)
6H0298 = -512.8 kcal(-2,146.6
r
kJ).
6H0298
=
-4.12 kcal (-17.24 kJ).
6H0298
=
-68,73 kcal (-287.57 kJ).
Calcular el calor de formación estándar del B203 por mol y por g de B203. Las masas atómicas del B y del son 10,82 y 16,0 respectivamente.
°
1.2 Se considera al carburo de calcio como un combustible potencial en un convertidor básico de oxígeno.Dependiendo de las condiciones se supone que se quemará transformándose en CaO y CO ó CO2.Si el calor requerido para aumentar la temperatura de la chatarra de acero a 1 600 Q{(1873 K) es de 333 kcal/kg (1 393,27 kJ/~g),calcule cuántos kg de chatarra de acero deberían cargarse por cada 1000 kg de CaC2 cuando
LA PRIMERA
LEY DE LA TERMODINAMICA
15
(i) todo el CaCZ se consume como CO,' (ii) todo el CaC2 se consume como CO2' y (iii) 60% de CaC2 se transforma en CO2 y el resto en CO, Suponga que la reacción se produce a 25°C (298 K). Sabiendo que: (i)
lIH0298,cac2
-14,1 kca 1/mo 1 (-58,99 kJ/mo 1) .
(i i)
lIH0298,CaO
-151,8 kcal/mol (-635,13 kJ/mol).
(i i i )
lIW 298,CO
-26,42 kcal/mol (-110,54 kJ/mol).
(iv)
lIH0298,C02 = -94,05 kcal/mol (-393,50 kJ/mol).
(v)
Las masas atómicos del Ca y el C son 40 y 12 respectivamente.
1.3 El Fe203, PbO y Cu20 presentes en las escorias calcinadas de casiterita, reaccionaron de acuerdo a la siguiente ecuación,durante una lixiviación con HCl 1,11 M (= HCl (50 H20)) a 25°C (298 K) Fe203
+
6HC1(50 H20)
2FeC13(150 H20)
PbO
+
2HC1(50 HZO)
PbC12(100 H20) + H 0, 2
+
3H 0, 2
Cu20 + 2HC1(50 H?O)= 2CuC1(50 H20) + H20. Calcule'el calor del proceso.de lixiviación a 25°C (298 K) por cada 100 kg de casiterita, suponiendo que el Si02 y Sn02 presentes, permenezcan inalterados durante la lixiviación. Sabiendo que: (i)
La composición de la escoria calcinada de casiterita contiene: 10% de Fe203; 5% PbO; 5% Cu20, 15% Si0 y el resto 5n0 , 2 2 (ii) Los calores de formación estándar de: Fe 0 ,Cu 0,PbO,FeC1 2 3 2 3 (150 H20),CuCl(50 H20),PbC12(100 H20),H20,HC1(50 H 0) a 25°C 2 son -196,3; -40,0; -52,4; -92,0; -30,9; -83,2; -68,32 Y -17 4 kcal/mol (-821,3; -167,4; -219,2; -384,9; -129,3; -348,1; -285,8 Y -72,8 kJ/mol) respectivamente.
1.4 La reducción del óxido de hierro en un horno de fundición se desarrolla siguiendo la siguiente reacción:
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
16
y
~H0298
=
-12,7 kcal (-53,1 kJ).
Fe304 + CO
=
3FeO + CO2;
CINETICA EN METALURGIA
~Ho298 = +9,8 kcal (+ 41,0 kJ).
=
FeO + CO ~Ho298
=
Fe + CO ; 2 -4,4 kcal (-18,4 kJ).
Calcule ~Ho298 para la reacción Fe203 + 3CO = 2Fe + 3C02. 1.5
Calcule el calor dereácción
del proceso Hall-Heroult,sabiendo
que
A1203 + 3C . = 3CO + 2Al. a 25°C (298 K) a partir de los siguientes datos: 3
=
2Al +;02
A1203;
= -7 400 cal (-30.962 J) por g Al reactivado.
~H0298 C + !02 ~Ho298
=
CO;
=
-2 250 cal (-9 414 J) por g
C reactivado.
Las masas atómicas del Al y el C son 27 y 12 respectivamente. 1.6 Calcule (a) la entalpía del NiO a 1 707°C (1 980 K); (b) el calor requeri do para aumentar la temperatura de 1 mol de NiO desde 25°C (298 K) hasta 1 707 °C( 1980 K). Sabiendo que
~H0298,NiO Cp,NiO
=
-57,5 kcál/mol (-240,6 kJ/mol).
= 12,91 cal/grado/mol (54,01 J/(K)(mol)).
1.7 Calcular el calor de reacción de la cloruración del óxido de zirconio a 25°C (298 K) Y 777°C (1 050 K) de acuerdo a la siguiente reacciÓn:
= ZrC14 + CO2·
Zr02 + 2C12 + C Sabiendo que para
ZrC14:
~H0298 Cp
=
-234,7 kcal/mo1 (-981,98 kJ/mol). = 31,92 - 2,91 x 105 T-2 cal/(grado)(mol) ( 133,55 - 12,18 x 10 5 T -2 J/(K)(mol)).
LA PRIMERA
LEY DE LA TERMODINAMICA
para
CO2:
~Ho298 Cp
-94,05 kcal/mol (-393§50 kJ/mol) = 10.55 + 2,16 x 10-3 T - 2,05 x 105 T-2 cal/(grado)(mo1) (44,14+9,04xlO -3T - 8,58 x 10 5T ~2 J/(K)(mc1)
para
Zr02:
-259,5 kcal/mo1 (-1 085,75 kJ/mo1).
~W298
16.64 + 1,80 x 10-3 T
Cp
cal/(orado)(mol) (69.62+7,53xlO-3T para
Cp
C12
3,36 x 105 T-2
- 14,06xl05T-2 J/(K) (mol I)
= 8.82 - 0,06 x 10-3 T - 0,68 x 105 t-2 cal/(grado)(mnl) (36,90-0,25xlO-3T
para
Cp
C
- 2,85 x105T-2J/(K)(mol)}
= 4.10 + 1,02 x 10-3 T - 2,10 x 105 T-2 cal/(grado)(mol) (17,15+4,27 xlO-3T - 8,79 xl05T-2
J/IK) Imnl))
1.8 La capacidad calorífica molar media a presión constante del hidrógeno,el oxígeno y el vapor de agua,en el rango de temperaturi'<:de 25°C (298 K) a 100°C (373 K) son: 6,92; 7,04 y'8,03cal/(grado) (mol) (28,95; 29,46 Y 33,60 J/(K) (mal) )res pectivamente.Calcular el calor de formación del vapor de agua a 100°C (373 K) sí ~Ho298 para el agua es de -57,80 kcal/mol (-241,84 kJ/mol). 1.9
En la escoria sinterizada del sulfito de cinc.,ocurre la reacción ~_=3Z!!.0~+_2S_02.
'
Con la ayuda de los siguientes datos,halle el calor de reacción estándar a 25C[ (298 K) Y 827°C para
ZnS
(1100 Kr:
: ~Ho298
=
-48,2 kcal/mol (-201,67 kJ/mol).
Cp = 12,16 + 1,24 x 10 -3 T - 1,36 x la 5 T -2. cal/ ( grado)(mol) (50,88 + 5,19 x 10-3T - 5,69 x 105 T-2 J/(K)(mol)). Cp = 7,16 + 1,0 x 10 (29,96 + 4, 184x
-3
T - 0,4 x 10
5
T
-2
ca~/(9rado}(mol) 10-3T - 1,67 x 105 T-2 J/(K)(mo1».
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
18 para
ZnO
y CINETICA
EN METALURGIA
óK0298 = -83,2 kcal/mol (-348,11 kJ/mol). Cp
11,71 + 1,22 x 10-3 T - 2,18 x 105 T-2 cal/(grado)(mol)
=
(48,99 + 5,10 x 10-3 T - 9,12 x 105 T-2 J/(K)(mol)). para
S02
óHo298 Cp
= =
-70,95 kcal/mol (-296,85 kJ/mol). 10,38 + 2,54 x 10-3 T - 1,42 x 105 T-2 cal/(grado')(mol) (43,43 + 10,63 x 10-3 T - 5,94 x 105 T-2 J/(K)(mol)).
1.10 Encuentre una fórmula general para el calor de reacción, expresada en función de la temperatura, para: ZnO + C Sabiendo que: para
ZnO:
= Zn + CO.
óHo298 = -83,2 kcal/mol (-348,11 kJ/mol). Cp = 11,71 + 1,22 x 10-3 T - 2,18 x 105-T-2 cal/(grado)(mól) . (48,99+5,10xl0-3T-9,12xl05T-2J(K)(mol)).
para
C:
Cp = 4,10 + 1,02 x 10-3 T - 2,10 x 105 T-2 cal/(grado){mol ) (17,15 + 4,27 x 10-3 T - 8,79 x 105 T-2 J/(K)(mol)).
para
Zn:
Cp
= 5,35 + 2,40 x 10-3 T cal/(grado)(mol) (22,38 + 10,04 x 10-3 T J/(K) (mol)).
para
CO:
óHo298 = -26,4 kcal/mol (-110,46 kJ/mol). Cp
= 6.80 + 1.0 x 10-3 T - 0.11 x 105 T-2 'cal/(grado)(mol) (28,45 + 4.184 x 10-3 - 0,46 x 105 T-2 J/(K)(mol)).
1.11 En una investigación de las propiedades fueron determinados los siguientes contenidos
termodinámicas caloríficos:
del ~-manganeso
,
H0700 - H0298 = 2895 cal/átomo 9 (12113 J/átomo g). W 1000- HO 298
=
5450 cal/átomo 9 (22.803 J/átomo g).
Encuentre una ecuación conveniente para (HOT - H0298) Y también para Cp como función de la temperatura de la forma (a + bT).Admita que no hubo ningún cambio
LA PRIMERA
estructural
LEY DE LA TERMODINAMICA
19
dentro de los rangos de temperatura dados.
1.12 Calcule el calor de vaporización de la plata líquida a 1000°C (1273 K)y el calor ~e fusión de la plata sólida a 900°C (1 173 K). Sabiendo que :
Cp, = 5 ca1/(grado)(mo1) Cp,{Ag}'= 7,3 ca1/(grado)(mo1) Cp,(A9) = 5 ca1/(grado)(mo1)
(20,92 J/(K)(mo1)). (30,54 J/(K)(mo1)). (20,92 J/(K)(mo1)).
Calor de fusi6n de la Ag a 961°C (1234 K) = 2,69 kca1/mo1 (11,25 kJ/mol). Calor de vaporización de la Ag a 2loo°c (2473 K) = 60 kca1/mo1 (251 kJ/mol). Puntos de ebullici6n y fusión de la Ag son 2200°C (2473 K) Y 961°C (1234 K) respectivamente. 1.13 El óxido de cinc puro es reducido por una cantidad estequiométrica de carbón,en una crisol,a 25°C (298 K). Los productos dejan el crisol a 907°C (1 180 K). lnO(s,25°C)
+ C(grafito,25°C)
= ln(g,907°C,1 atm) + CO(g,907°C,1 atm)
Calcule la cantidad de calor por kg de cinc producido,e1 cual debe retornar al crisol para completar la reacci6n. Sabiendo que: 1) los calores de formaci6n estándar del lnO y CO a ,25°C (298 K) son-83,2 kca1/ mo1(~348,11 kJ/mo1) y -26,42 kca1/mo1 (-110,54 kJ/mo1) respectivamente. ii ) el calor de fusión del cinc en su punto de fusión (420°C) = 1,74 kca1/mo1 (7,28 kJ/mo1). iii) el calor de evaporación del cinc en su punto de ebu11ici6n (907°C) = 27,3 kca1/mo1 (114,22 k.l/mol). iv) la capacidad ca10rífica molar del cinc a presi6n constante . 3 = 5,35 = 2,40 x 10-3 T ca1/(grado)(mo1) (22,38 + 10,04 x 10- T J/(K)(mo1)) en el rango de temperatura de 25°C a 420°C (298-693 K) y. ~ 7,75 ca1/(grado)(mo1) (32,43 J/(K)(mo1)) en el rango de temperatura de v)
420-927 °C (693-1200 K). la capacidad calorífica molar del CO a presi6n constante
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
20
vi) 1.14
y
CINETICA EN METALURGIA
= 6,8 + 0,98 x 10-3 T - 0,11 x 105 T-2 cal/(grado)(mol). (28,45 + 4,10 x. 10-3 T - 0,46 x 105 T-2J/(K)(mol)en un rango de temperatura de 25 a 2227°C (298 - 2500 K). la masa atómica del cinc = 65,38 Calcule la variación de entalpía de la siguiente reacción a 1097°C (1370 K) {Cu}
+
~(C12)
=
{CuCl}.
Sabiendo que: i) el calor de formación estándar del CuCl a 25°C (298 K) =-32,2 kcal/mol (-134,72 kJ/mol). ii) los calores de.fusión del Cu y del CuCl son 3,1 kcal/mol (12,97 kJ/mol) y 2,45 kcal/mol (10,25 kJ/mol) respectivamente. iii) los puntos de fusión del Cu y del CuCl son 1083°C (1356 K) Y 430°C (703 K) respectivamente iv)
v)
vi)
la capacidad calorífica molar del Cu a presión constante ~ 5,41 + 1,50 x 10-3 T cal/(grado)(mol) (22,64 + 6,28 x 10-3 T J/(K)(mol)) en el' rango de temperatura de 25 °Chasta el punto de fusión y =7,50 cal/(grado)(mol) (31,38 J/(K)(mol) en el rango de temperatura desdeel punto de fusión hasta 1.327°C. la capacidad calorífica molar del CuCl a presi6n constante = 5,87 + 19,20 x 10-3 Tcal/(grado)(mol)(24,56 + 80,33 x 10-3 T J/(K)(mol)) en el rango de temperatura de 25°C hasta el punto·de fusión y =15,80 ca1/(grado)(mol) (66,10 J/(K)(m01)) en el rango de temperatura del punto de fusión hasta1097 °C. la capacidad calorífica molar del C12 a presión constante = 8,82 + 0,06 x 10-3 T - 0,68 x 105 T-2 ca1/(grado)(mol) (36,90 + 0,25 x 10-3 T - 2,85 x 105 T-2 J/(K)(mo1)) en el rango de tempera tura de 25°C a 2727 °C.
//'
/
1.15 Calcular el calor requerido por kg para aumentar la temperatura de chatarra de acero desde 25°C (298 K) hasta 1600°C (1873 K) a partir de los siguientes datos dados para el .hierro: •
i)
transformación
del hierro en estado sólido a 760, 910 Y 1400°C (1033,1138 de 326,215 y 165 ca1/mol (1 364, 900 Y 690 J/mo1 respectivamente. el punto de fusión del hierro es de 1537°C (1810 K) Y el calor de fusión es de 3 ~70'cal/mol (15.355 J/mol).
y 1673 K) con calor de formación
ii)
1
LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA ti
í
)
21
Rango de temperatura
Cp,Fe 3 25 - 760°C 3,0 + 7,58 x 10- T + 0,6 x 105 T-2 cal/(grado)(mol) (298 - 1033 K) (12,55 + 31,71 x 10-3 T + 2,51 x 105 T-2 J/(K)(mol)). 760 - 910°C; 11,13 cal/(grado)(mol) (1033 - 1183 K)(46,57 J/(K)(mol)).
910 - 1400°C 5,80 + 2,0 x 10-3 T cal/(grado)(mol) (1183 - 1673 K)(24,27 + 8,37 x 10-3 T J/(K)(mol)). 1400 - 1537°C 6,74 + 1,64 x 10-3 T cal/(grado)(mol) (1673 - 1910 K)(28,20 + 6,86 x 10-3 T J/(K)(mol)). 1537 - 2700°C 9,77 + 0,40 x 10-3 T cal/(grado) (mal) (1810 - 2973 K)(40,88 + 1,67 x 10-3 T J/{K)(mol)). iv)
la masa atómica del hierro
=
55,85
1.16 Ti (a) se transforma en Ti (S) a 882°C (1155 K) con un ca10r de transformación igual a 830 cal/mal (3473 J/mol). Calcule el calor de reacción cuando Ti (S) es oxidado por oxígeno gaseoso puro convirtiéndolo en Ti02 a 1400°C (1673 K): Sabiendo que: Ti (a) + O2 = Ti02; ~H0298 = -225,5 kcal/mol (-943,49 kJ/mol). C
p,
T'()
1 a
Cp,Ti{S) Cp,Ti0
2
+ 2,4 x 10-3 T cal/{grado)(mol) 3 (22,09 + 10,04 x 10- T J/(K)(mol)).
= 5,28
=
J/(K)(mol)).
= 18,0 + 0,28 x 10-3T- 4,35 x 105 T-2 cal/(grado)(mol) (75,31 + 1,17 x 10-3 T - 18,2 x 105 T-2 J/(K)(mol)).
= 1.17 La transformación
6,91 cal/{grado)(mol)(28,91
7,16 + 1,0 x 10-3 T - 0,4 x 105 T-2 cal/(grado){mol) (29,96 + 4,184 x 10-3 T - 1,67 x 105 T-2 J/{K)(mol)). en el manganeso puede ser representada como: Mn(a) 720°C
Mn(s) 1100°C'
Mn(y) 1136°C
Mn(ó).
22
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y CINETICA EN METALURGIA
Calcule el calor de reacción cuando el Mn (6) es oxidado por oxfgeno puro a MnO a 1 200°C (1 473 K). Sabiendo que: Mn(a) + ~02) ~ MnO; óHo298 = -92.000 ca1/mo1 (-384.928 J/mo1). Mn(a) ~ Mn(s); óHf = 0,48 kca1/mo1 (2,0 kJ/mol). Mn(s) ~ Mn(y); óHf = 0,55 kca1/mo1 (2,30 kJ/mo1). Mn(y) ~ Mn(o); óHf = 0,43 kca1/mo1 (1,80 kJ/mo1). Cp,Mn(a)
= 5,16
+ 3,81 x 10-3 T ca1/(grado)(mo1)
(21,59 + 15,94 x 10-3 TJ/(K)(mol)). Cp,Mn(s)
= 8,33
+ 0,66 x 10-3 T ca1/(grado)(mo1)
(34,85 + 2,76 x 10-3 T J/(K)(mo1)). Cp,Mn(y)
=
10,7 ca1/(grado)(mo1)
(44,77 J/(K)(mo1)).
Cp,Mn(6) = 11,30 ca1/(grado) (mo1) (47;28 J/(K)(mo1)). = 11,1 + 1,94 x 10-3 T - 0,88 x 105 T-2 ca 1/ (grado )(mol) (46~44 + 8,12 x 10-3 T - 3,68 x 105 T-2J/(K)(mo1)).
= 7,16
+ 1,0 x 10-3 T - 0,4 x 105 T-2cal/(grado)(mol)
(29,96 + 4,184 x 10-3 T - 1,67 x 105 T-2J/(K) (mal)). 1.18 Un gas combustible que contiene 40% de CO, 10% de CO2 y el resto N2 (en volumen) es quemado completamente con aire en un horno. Las temperaturas iniciales y finales de los gases, en el horno eran de 500°C (773 K) Y 977°C (1250 K) respectivamente. Calcular: a) la máxima temperatura de llama y b) el calor suministrado al horno por pie cúbico de gas consumido. Sabiendo que: (i) óHo298,CO = -26.400 cal/mo1 (-110.458 J/mo1). (ii)
ÓHo298,C02 =
-94.000 ca1/mo1 (-393.296 J/mo1).
LA PRIMERA (iii)
(iv)
(v)
(vi)
LEY DE LA TERMODINAMICA
Cp,CO
6,8 + 0,95 x 10 -3 T - 0,1 x 10 5 T -2 cal/(grado }} (mol (28,45 + 3,97 x 10-3 T - 0,42 x 105 T-2 J/(K)(mol}}. 10,6 + 2,2 x 10-3 T - 2,0 x 105 T-2 cal/(grado)(mol) (44,35 + 9,20 x 10-3 T.8,37 x 105 T-2 J/(K)(mol)). 7,15 + 0,98 x 10-3 T - 0,4 x 105 T-2 cal/(grado}(mol} (29,92 + 4,10 x 10-3 T - 1,67 x 105 T-2 J/(K)(mol)}. 6,7 + 1,0 x 10-3 T cal/(grado}(mol) (28,03 + 4,184 x 10-3 j/(K)(mol)).
23
2 La Segunda Ley de la Termodinámica: Entropía y Energía Libre La primera ley de la termodinámica no provee un criterio universalmente aplicable para asegurar si una particular reacción ocurrirá o no. Con todo puede dedu:irse de ella que una reacción química es factible a temperatura y presión constantes si la variación de entalpía es negativa. Muchas reacciones espontáneas satisfacen este criterio,pero hay también muchas otras con valores positivos de IH. Por ejemplp,la variación de entalpía de la reacción: blanco,298
K ~ gris,298
K
es -500 cal (-2092 J). De acuerdo a la primer ley de la termodinámica,el estaño gris existiría a 25°C (298 K). Sin embargo,el estaño blanco se halla en forma / estable a esa temperatura ..Por lo tanto es necesario definir otra propiedad termodinámica que pueda proporcionar mayor información con respecto a la espontaneidad de la reacción. Esto está contemplado en la segunda ley de la termodinámica. Hay varios modos de definírla,pero Planck sería:
un enunciado muy útil ,de acuerdo a Kelvin y
"Es imposible construir una máquina que, operando en un ciclo, tome calor . de una fuente de temperatura constante y lo convierta en trabajo sin que se produzcan variaciones en la fuente o en su entorno." 2.1
ENTROPIA
Consideremos un proce~o reversible en el cual el sistema absorbe de una manera reversible una cantidad infinitesimal de calor 6q a la temperatura T. El término 6q/T se llama variación de entropía. A pesar que 6q no es un estado propio,6q/T sí lo es. Así dS = óqrev (2.1) T
La entropía (5) es una propiedad extensiva del sistema y depende además de la masa del mismo,por lo tanto los valores de la entropía ~on aditivos de la misma manera que el contenido calorífico del sistema. Es una propiedad termodinámica que depende sólo del estado del sistema. La unidad de entrapía molar es
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA:
25
ENTROPIA y ENERGIA LIBRt
cal/(grado)(mol) o J/(K)(mol)) la que también se expresa como una unidad de en·tropía (u.e.). En los cálculos de entropía es muy importante distinguir entre el "sistema" y el "entorno". La combinación de un sistema y su entorno constituyen un "sistema aislado". 2.2
VARIACION DE ENTROPIA EN UN PROCESO REVERSIBLE
En un proceso reversible,la entorno es siempre cero:
suma de las variaciones
de entropía del sistema y su
(2.2)
óSsistema + óSentorno = O.
Puesto que la combinación de un sistema y su entorno constituyen un sistema ais' lado,también puede admitirse que la variación de entropía de un proceso reversible en un sistema aislado es siempre cero. 2.3
VARIACION DE ENTROPIA EN UN PROCESO IRREVERSIBLE
En un proceso irreversible,espontáneo,la suma de la~ variaciones sistema y su entorno es una cantidad positiva: óSsistema
+
ASentorno
(2.3)
> ~.
Consecuentemente,un proceso irreversible,en con un aumento de entropía. 2.4
de entropía del
un sistema aislado,procederá
siempre
VA~IAéION DE ENTROPIA EN UNA REACCION QUIMICA
El cambio de entropía que acompaña a una reacción química se define como la diferencia entre la suma de las entrop íes de todos los productos y la suma de las entropías de todos los reactivos. Así,para una reacción: aA + bB + .....
= mM
+ nN +
..... ,
la variación de entropía, óS,estará dada por óS = (m SM + n SN + .....
) - (a SA + b SB + .....
),
donde SM ' SN ,."" son las entropías por mol de las distintas sustancias intervinientes en la reacción. Si los reactivos y los productos de una reacción están en sus estados estándar óS deberá escribirse como óso, o sea la variación de la entropía estándar de la reacción. Así: óSo= (m SM + n Sr¡ + .....
) - (a SA + b Ss + .....
),
donde SM ' Sr¡ ..... se refieren a la entropía estándar por mol de las diversas sustancias. La variación de entropía de una reacción generalmente se valora a
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
26
t.emperatura y presión constantes. conocidas
y
CINETICA EN METALURGIA
Para obtener el bS de una reacción deben ser
las entropías de los reactivos y de los productos a la temperatura
y
presión deseadas. Los valores de la entropía de los elementos y los compuestos se calculan con la ayuda de la 3a. ley de la termodinámica; los valores a 25°C y 1 atm de presión están disponibles en la bibliografía especializada.La entropía de las sustancias y consecuentemente la de las reacciones químicas,a cualquier otra temperatura,puede ser calculada por el método descrito en el parágrafo 2.5. EJEMPLO 2.A Calcular
la
variación
Sabiendo
que SO 298,
ser
la entropía
2°3>
estándar
19,4caV(grado)
para
la
J/(K)
(mo l l )
J/(K)
(mo l ) )
l ,36caV(grado)
(mal )(5,69
SO298,
5,68caV(grado)
(mo l )(23,76
la
(CO)
variación
=
47,3cal/(grado)
de entropía
(mal)(197,90
estándar
reacción:
(rno l )(81,17
SO 298,
S0298,
SOLUCION:
de
para
la
J/(K)
(mo l l )
J/(K)
(mo l l )
reacción
dada
a 25°C
puede
escrita
bS ° Colocando
298
los
bS0298
=
2 SO 298,
valores
=
2.5
.
3 SO - SO 298, (CO) 298, 2 3
- 3 SO 298,
.
correspondientes:
(2 X 5,68) 129,78
,¡.
+ (3 x 47,3)
-
19,4
-
(3 X 1,36)
cal/grado.
CAMBIOS DE ENTROPIA
y
SU VARIACION CON LA TEMPERATURA
Para calcular la variación de entropía que acompaña a los cambios definidos en un s stema , la ecuación (2.1) debe ser integrada entre los límites de temperatura involucrados en el cambio. Se tiene, por lo tanto: í
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA:
t
T2
ST
o
ST
ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
fT2
ds
T
1
2
ST
1
27
6qrev T
1
6qrev -T-
J'
TI donde ST
y ST
son las entropías del sistema a temperaturas
2
1 vamente. Ya que
T2 y TI respecti.-
6qrev
--;rr-- ,
Cp se admi te que ST
2
ST
1
~T dT ,
f2 1
T
o
ST
2
= ST + 1
(2.4)
C
fT 2 -f dT.
(2.5)
1
La ecuación anterior permite el cálculo de la entropía de una sustancia desde un valor a cierta temperatura a otro distinto correspondiente a otra temperatura. Los valores de entropía generalmente se dan a 25°C (298 K), así
(2.6)
Para una sustancia en su estado estándar, la ecuación (2.4) puede ser escrita: T2 C
f -f- dT.
(2.7)
TI En el caso de una reaCClon qUlmlca que involucra reactivos y productos en su estado estándar, deben ser consideradas las variaciones en las entropf as estándar y en las capacidades calorfficas y entonces la ecuación (2.7) se transforma en
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
28
t-So T2
t-So TI
t-So T2
t-So TI
(2
r
y
CINETICA EN METALURGIA
.5?T dT
TI +
2 ~t-C dT
(2.8)
1
La ecuación (2.7 es útil para sustancias en las cuales no hay transformaciones de fase o cambios de estado entre TI y T2. Sin embargo si existe un cambio tal como: fusión, vaporización, etc. a una temperatura T' entre TI y T2 debe entonces introducirse un término adicional que acompañe a la variación de entropía. Así:
T'
STo 1
+
f
T
1
C'
f
fT2
H
dT
+
T~
+
C"
f
dT ,
(2.9)
T'
donde C'p y C"p son las capacidades caloríficas de la sustancia antes y después de la transformación (o cambio de fase) respectivamente y t-Ht es la variación de la entalpía de la mencionada transformación. Si hay más de una transformación, entonces deben ser incluídas las variaciones de entropía de todas las transformaciones. Una ecuación similar puede ser calculada para las reacciones químicas que involucran 1as fases de trans formac ión ya sea de los reacti vos o de los productos o de anbos. 2.6 CRITERIOS DE ESPONTANEIDAD BASADOS EN LA ENTROPIA Para una reacción química que se desarrolla desde el estado inicial A hasta su estado final B, la variación total de entropía, esto es la del sistema y su entorno , puede ser escrita como t-Stotal = SB,total - SA,total' Manteniendo condiciones estrictamente constantes para E y V ó H y P, el siguiente criterio puede ser util izado para asegurar 1a probabil idad de un cambi o espontáneo en el sistema: (i)
Si t-Stotal = O, el sistema está en equilibrio y ningún cambio podrá ocurrir.
(ii) Si t-Stotal>0, la reacción tenderá a ocurrir espontáneamente desde el estado A al B. (iii) Si t-Stotal
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: ENTROPIA J ENERGIA LIBRE
29
Debe recordarse que el enunciado anterior se aplica para la variación total de entropía,es decir la del sistema y su entorno. EJEMPLO 2.B Calcule
la entropía
siguientes
estándar
del cobre sól ido a 1073°C (1346 K) a partir
SO 300,
8,0
cal/(grado) (mol) (33,47 J/(!<)(~6]))
Cp,
5,41 + 1,50 (Ú,63
SOLUCION:
de los
datos:
apl ique la ecuación
o
10-3 T cal/(grado)(mol) + 6,27 x 10-3 T)/(K) (mo ll)
x
(2.7) 1346
f
SO _ SO 1346, 300,
(5,41
3 T JdT,
+ 1 ,~O x 10-
300 o
S~346,
=
8,0 + 5,41 (In 1346 - In 300) + 1,50 x 10-3 (1346 - 300)
=
17,69
cal/(grado)(mol)
EJEMPLO 2.C El cinc funde a 420°C (693 K) Y su entropía
estándar
cák/(grado)(mol)
la entropía
(\1,63 J/(K) (mol). Calcule
750°C (1023 K). Sabiendo
a 25°C es de 9,95 estándar
del cinc a
que:
el calor de fusión del Zn en su punto de fusión, 6H
f
C
=
1,74 kcal/mol
(7,28 kJ/mol).
5,35 + 2,40 x 10-3 T cal/(grado) (mo l)
p,
(22,38 + 10,04 10-3 T J/(K)(mol)) Cp,{Zn} SOLUCION: estándár
z
7,50cal/(grado)(mol)
(31,38 J/(K) (rro l)},
hay un cambio de fase a 420°C y por 10 tanto para calcular del cinc a 720°C, la variación
ser considerado
de entropía
a 420°C. Apl icando la ecuación
o
(2.9)
693 SO 1023,{Zn}
SO . 298,
+
f
298
la entropía
de e ste cambio de fase debe
1023 Cp, .+ T dT
J 693
C
P,{Zn}dT T
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
30
Sust~tuyendo
por los correspondientes
SO
7
1023,{Zn}
y
CINETICA EN METALURGIA
valores
(,5,35 + 2 40 x 10-3)dT + 1.740 T' 693
9,95
1023
f
+
7.¡-50dT
693
'\
= 9,95 + 5,35
( In 693 - In 298) + 2,40 x 10-3
(693 - 298) + 2,51 + 7,50 ( In 1023 - In 693) = 20,85 cal/(grado)
EJEMPLO
(mo l),
2.0
La transformación
de fase en el hierro puro pued.e representarse:
~1033K ~1183K '1673K ~ ~1812K {Fe}. Calcule
la entropía
estándar
del hierro puroa
1627°
C(1900 K) si su entrapía
estándar
a 25°C (298 K) es de 6,50 cal/(grado) (mal) (27,20 J/(K) (mal)).
Sabienda
que: Cp,
=
4,18 + 5,92 x 10-3 T cal/(grada) (mal) (17,49 + 24,77 x 10-3 T J/(K) (mol)).
C
=
9,0 cal/(grado) (mal)
p,
(37,66 J/(K) (mo ll I 1,84 + 4,66 x 10-3 T cal/(grada) (mol) (7.,70 + 19,50 x 10-3 T J/(K) (mo.l ) ) •
Cp,
Cp, , C . p, {Fe}
10,50 cal/(grado) (mo l) (43,93 J/(K)
(mo
ll).
10,0 cal /(grado) (mo l) (41,84 J/(K) (mo l)),
-+
lIH~033 = 660 cal/mal
-+
lIH~183
=
215 cal/mal
(2761,4 J/mal). (899,6 J/mal).
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
SOLUCION:
~
<ó-Fe> ~
{Fe}
165 cal/mel
(690,4 J/mol).
3670 cal/mol
en el presente ejempl0,se
el hierro entre 25 y 1627°C,por pía de éstas para calcular
producen
31
(15.355 J/mol).
varias transformaciones
10 tanto debe considerarse
de fases
la variación
1033 SO 1900,{Fe}
50 298,
+
f 298
C
~, dT + T
llHo 1033, (a+S) 1033
~, dT + T
llHo 1183, (S+y)· 1183
~, dT + T
llHo 1673,(y+ó) 1673
1183
f
+
C
1033 1673
f
+
C
1183 1812
f
+
C
1673
o ~,<ó-Fe> dT + llH1812,{ó+l (guido) T 1812
1900 +
Sustituyendo
f 1812
con los correspondientes
C
~,{ Fe} dT. T
valores,tenemos
1033 50 1900,{Fe}
de entro-
la entropía estánda r de 1 hierro a 1627°C. Así:
f
298
( 4,18 T
+ 5,92 x 10-3)dT + ~
1.033
1183 +
f
1033
1673 ~dT T
+
215
nm-
+
f
(~+
1183
1812 +
165
T:b73
+
f
I673
1900 +
f
1812
10,0 dT T
10,5 dT + 3.670 T· ""í":m2
T
4 66 '
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
32
CINETICA EN METALURGIA
y
In 1033 - In 298) + 5,92 x 10-3 (1033-298)
6,5+4,18
+ 0,63 + 9 ( In 1183 - In 1033) + 0,18 + 1,84 (In 1673 - In U83) + 4,66 x 10-3 (1673 - 1183) + 0,10 + 10,5 ( In 1812 - In 1673) + 2,02 + 10,0 ( In 1900 - In 1812) 24,41 cal/(grado)(mol). EJEMPLO 2.E Durante la sol idificación del oro fundido, se observaron quido aun cuando la temperatura al punto de sol idificadión.¿Cuál dificación
descendía
pequeñas gotas de oro lí
230°C por debajo de la correspodiente
es la variación
de entropía asociada con la sol i
isotérmica de 1 átomo 9 de este oro sobrefundido.
¿Cuái es la'varia-
ción de entropía del entorno si se admite que iste se encuentra ratura que la del oro sobrefundido?
Además calcule
la
a la misma tempe-
variación
total de entro-
pía. Sabiendo que: C
'5,0 p,t
Cp',{Au}
=
mol/(grado)
(rno
l) (20,92 J/(K)(mol)).
7,0 mol/(grado)(moJ)
(29,29) J/(K)(mol)).
Punto de fusión del oro = 1063°C (1336 K) . Calor de fusión del oro,
6Hf = 3 050 cal/mol irreversible.
SOlUC10N: este es un ejemplo de proceso
del sistema puede ser calculada considerando partir del orq sobrefundido
a 1063-230
(1) el oro líquido sobrefundido
=
(12.761 J/mol).
la variación de entropía
una serie de pasos reversibles
a
833°C, Una de tales serie puede ser:
se transforma
reversiblemente
desde 833°C a
1063°C (punto de fusión del oro). {Au} a 833°C -+fAúlr a 1063°C; 6SI· (2) a 1063°C,el oro líquido se transforma
reversiblemente
a oro sól ido.
{Au} a 1063°C -+ a 1063°C; 6S2. (3) el oro sól ido es llevado desde los 1063°C a 833°C, a 1063°C -+ a 833°C; 6S , 3 De acuerdo a (1), (2) Y (3) obtenemos {Au} a 83rC
la reacción requerida:
-+ a 833°C;
(2, E, 1)
33
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE 1336 Ó51
C
f 1106
p ,{Au} dT T
1336
L!2.
f
dT
T
1106
1,32 cal/grado.
Variación
de
la reacción
(2)
-(calor de fusión del oro) 1 336
-3 050
1336 -2,28 cal/grado. 1106 C
f 1336
p, dT T
1106
f
1336
~dT T
-0,94 cal/grado.
1,32 - 2,28 - 0,94
= Ahora cons'ideremos calor reversiblemente
el entorno. a
El proceso
la fuente
la misma que la del oro sobrefundido
óS
-1,90 cal/grado. irreversible
isotérmica.
La temperatura
del entorno es
es decir 833°C. Calor absorbido
entorno
es capaz de transferir
Temperatura
por el entor o .
del entorno
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
34 El calor total producido
por el ~sistema
=
y
CINETICA EN METALURGIA
~HI + ~H2 + ~H3' donde 6HI,~H2 y ~H3
'son °105 ca lo res de reacción de (1),(2) y (3) y se calculan: 1336
J
Cp,{Au}dT
1106 1336
f
7,0 dT
1106
1 610 cal. -3 050 cal. 1106
f
e p,
1336
dT
1106
J
5,0 dT
1336 -1 ISO cal.
:.EI
calor total produci~o
por el sistema
a
1 610 - 3 050-
1 ISO
-2 590 cal. En consecuencia,el
•
••
calor absorbido
~s
entorno
por el entorno es igual a 2 590 cal.
= =
La variación
2 590
1Tó6 2,34 cal/grado.
total de entropla de I~ reacción 6Ssistema
(2.E.I) + ~Sentorno
-1,90 + 2,34 0,44 cal/grado.
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: 2.7
35
ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
ENERGIA LIBRE
Las reacciones químicas son rara vez estudiadas en condiciones de energía constantes y por lo tanto el criterio de espontaneidad basado en la variación de entropía no tiene mucho uso práctico. La mayorla de las reacciones químicas y las de interés metalúrgico se realizan a presión y temperatura constantes. A veces también se estudian las de volumen y temperatura constantes. Los sistemas en estas condiciones,es decir: P y T o V y T constantes,se los denominan"sistemas cerrados" y se caracterizan porque no puede haber transferencia de masa en el límite del sistema pero si transferencia de energía. Es importante por lo tanto,obtener un criterio de espontaneidad basado en la función termodinámica aplicable a las condiciones arriba mencionadas.· Tal criterio puede ser establecidopor el uso de las funciones de "energía libre" de Gibbs y ~elmholtz. La energía libre de Gibbs, G, y la energía libre de Helmholtz, ma,se definen como:
y
A, de un siste-
G
= H - TS
(2.10)
A
= U -
(2.11 )
TS
respectivamente. La variación de energía libre para una reacción es la diferencia entre la suma de. las energías libres de los productos y los reactantes. Así para una reacción a temperatura T,la variación de energía libre de Gibbs, 6G, está dada por: EGproducto
= [EH
EGreactante
-
producto
=6H - T 6 S, donde 6H Y 6S son las variaciones temperat4ra T. Más exactamente,la
EH reactante )-T[ES producto -ES reactante ) (2.12)
de entalpía y entropía de la reacción a la ecuación anterior debería ser escrita:
pero con frecuencia,el subíndice no se escribe y generalmente se admite que 6G, 6H Y 6S se refi ereri a 1a temperatura T. Simil armente ,la vari aci ón de energía libre de. Helmholtz,6A, puede ser escrita como:
36
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA
6.A = 6.U - T 6.S. 2.8
CRITERIOS
DE ESPONTANEIDAD
(2.13)
BASADOS EN LA ENERGIA LIBRE
Para una reacción a volumen y temperatura ben ser establecidos:
constantes,los
i)
si 6.A es cero,el sistema está en equil ibrio
ii)
si ¡;A es negativo,la
siguientes
reacción tiende a producirse
criterios
de-
espontáneamente
iii) si 6.A es positivo, la reacción ocurrirá espontáneamente
en la dirección
opuesta. Similarmente,para una reacción a preslon y temperatura criterios deben ser establecidos:
constantes,los
i) si 6.G es cero,el sistéma está en equil ibri o ii) si 6.G es negativo,la reacción tiende a producirse
siguientes
espontáneamente
iii) si 6.G es positivo, la reacción ocurrirá espontáneamente
en la dirección
opuesta. Si los reactivos y los productos están presentes en su estado estándar,6.G será reemplazada por 6.Go o variación de energía libre estándar de Gibbs. Debe hacerse notar que en el enunciado anterior la variación de energía libre es, la correspondiente al sistema y por lo tanto,el entorno no necesita ser incluido; Al mismo tiempo cabe destacar que la mayoría de las reacciones químicas de interés metalúrgico se desarrollan en condiciones de presión y temperatura constantes,por lo tanto los siguientes parágrafos tratarán sólo de la energía libre de Gibbs y se la llamará simplemente energía libre. 2.9
CALCULO DE LA VARIACION
Para determinar
DE ENERGIA LIBRE
si una reacción que se desarrolla
a presión y temperatura
cons-
tantes, tenderá a ser espontánea o de otro modo, es necesari o conocer 1a vari aci ón de su energía libre; por simplicidad, las variaciones de energla libre de las reacciones se calculan cuando los reactantes y los productos están en su estado estándar y de este modo se expresan como variaciones de la energía libre estándar, 6.Go. Sin embargo si los reactantes y l~s productos no están en ese estado,deben realizarse correcciones para tener en cuenta este hecho (este aspecto se tratará en el Capítulo 5). As í , para 1a reacci ón
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: a A
+
37
ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
b B ~
c C
+
d D,
la ·variación de energía libre estándar ~Go a 25°C (298 K) está dada por ¿ GO
298,producto
o
= c G298,C
+
_
¿ GO
298,reactante
o o o d G298,D - a G298,A - b G298,B.
Para calcular la variación de energía libre estándar de una reacción,deben conocerse las energías libres estándar de los reactantes y de los productos. Sin embargo,como en. el caso de la entalpía,los valores absolutos de las energías libres de las sustancias son desconocidas y sólo mediante diferencias se las puede individualizar. Con todo, las energías libres tipo entalpía tienen algún punto de referencia en función del cuál los valores actuales de numerosas sustancias pueden calcularse. Por lo tanto aceptemos que: "Las energías libres de las formas estables de los elementos a 25°C y 1 atm de presión tienen asignadas,arbitrariamente,un valor cero". Las energías libres de formación de los compuestos se calculan en base a lo antes mencionado y ese valor se describe como la energía libre estándar de reacción o energía libre estándar de formación. La energía libre estándar de formación de un compuesto es la variación de energía libre que acompaña a la reacción por la cuál se forma a partir de sus elementos cuando todos los reactantes y los productos están en su estado estándar y se expresan como cal/mal (J/mol). Esta cantidad generalmente se refiere a 25°C y para un compuesto,digamos ·MO, debería ser escrito c~mo ~G~98,MO. Así por ej. la energía libre estándar de formación del sólldo NiO a 25°C es -50.786 cal/mol. Por lo tanto la variación de la energía libre estándar de la reacción:
+ H02) a 25°C es -50.786 cal (-212.489 J).
De la misma manera que el cambio de entalpía,la variación de la energía de un sistema depende de los estados inicial y final del mismo y no de tos sucedidos hasta llegar al cambio. Además,es una propiedad extensiva tema,dependiente de la cantidad de sustancia presente. Las variaciones energía libre de las reacciones pueden sumarse o restarse. Por ej. las
libre los evendel sisde la variacio-
nes de la energía libre ~e dos reacciones a 25°C,serían: =
+
~(02)'
(2.14 )
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
38
o ~G298,(2. 14)
y CINETICA
EN METALURGIA
50.786 cal (2.15)
o ~G298,(2.15)
54.996 cal.
Cuando (2.15) se resta de la (2.14) se obtiene la siguiente ecuación + (H ) 2
=
(2.16 )
+ (H20).'
La variación de la energía libre de la reacción anterior puede ser obtenida por s~stracción d, la variación de la energía libre de la reacción (2.15) ,y de la (2.14), es decir o ~G298,(2.16)
o = ~G298,(2.14)
o - ~G298,(2.15)
50.786 - 54.996 -210 cal. Sin embargo,se debe recordar que la variación de la energía libre de una reacción puede ser sumada o restada de la otra reacción sólo cuando los datos de anlbas energías libres se dan, en las mismas condiciones de temperatura y presión. La energía libre estándar de formación del compuesto MO a 25°C, ~G~98,MO y la energía libre estándar del compuesto MO a 25°C~ G~98,MO' a veces pueden parecer expresiones confusas,pero vistas como se escriben más abajo,ellas son iguales.
M ~Go
+ ~02
(2.17)
= MO =
298,(2.17)
GO
298,MO
_
GO
298,M
_
~Go
298,02.
Desde que la energía libre estándar de los elementos a 25°C y 1 atm de presióp es cero, tenemos o ~G298,(2.17)
=
o G298,MO·
De acuerdo a la definición de la energía libre estándar de formación,la variación de la energía libre estándar de la reacción (2.17) es iguala la energía libre estándar de formación de MO y por lo tanto o o = G298,MO· ~G298,MO
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: ENTROPIA Y ENERGIÁ LIBRE
39
Los siguientes ejemplos ilustran el cálculo de las variaciones de la energía libre de las reacciones y la predicción de su espontaneidad. EJEMPLO 2.F Calcule
la variación
de la energía
1 ibre estándar
de la reacción
a 727°C (1000 K) Y 1 atm a partir de los siguientes toGo 1000, 3
-120.000 cal/mol
o
-45.500 cal/mol
toGlbOO, (H 0) 2 Además,comente
3
o
de los datos de toG1000,
variación
de energía
libre estándar
(-502.080 J/mol). (-190.372 J/mol).
la posibil idad de reducir Mo0
SOLUC10N:
datos:
por H2 a 727°C y I atm.
-120.000 cal/mol,se
desprende
que la
de la reacción (2. F. J)
a 727°C (1.000 K) gía libre estándar
Y l atm es -120.000
cal. Similarmente,la
variación
de la ener-
de la reacción (2.F.2)
a 727°C y I atm es -45.500 cal
y
toGo 1000, (2.F.I)
-120.000 cal,
toGo 1000, (2.F.2)
-45.500 cal.
Desde que la variación
de la energía
1 ibre es una propiedad
extensiva,
para la
reacción
3(H20), toGo 1000, (2.F.3)
(2. F.3
3 x toG~000,(2.F.2) 3 x (-45.500) -136.500 cal.
Sustrayendo
la (2.F.1) de la (2.F.3), tenemos (2.F.4)
40 como
PROBLEMAS la variación
de la energía
DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA,
1 ibre de la reacción puede ser sumada o resta-
da,tenemos ÓGo 1000, (2.F.4)
óGo 1000(2.F.3)
- ÓGo , 1000, (2.F.l)
-136.500 - (-120.000) -16.500 cal. Puesto que la variación
de la energía ,1ibre estándar de (2.F.4) es negativa
727°C y 1 atm, se concluye que es posible reducir el Mo0
a
por H2 a esa tempera-
3
tura y pres ión. EJEMPLO 2.G Contando con los siguientes dad de oxidarse +
datos,determine
qué metal tiene la mayor probabil i-
por vapor de H20 a 827°C (1100 K) y 1 atm. 2)
(H
=
+
20); ÓGo
(H
=
-550 - 10,18
T
cal
(-2 301 - 42,59 T J). 1
3 3
+ (H )
2
=
t +
20); ÓGo
(H
=
30.250 - 7,33
T
cal
(126.566 - 30,67 T J). + (H2)
=
+ (H20).
(2.G. 1)
{ + (H2)
=
f + (H20).
(2.G.2)
SOLUCION:
(2. G. 3)
(2. G. 4)
Por observación.
°
óG (2.G.3)
°
- óG (2.G.l) 550 + 10,18 T cal.
a 82rC
(1 100 K), óGo
1100, (2.G.3)
550 + 10,18 x 1 100 11.748 ca l.
Análogamente
°
óG (2.G.4)
•.
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA:
ENTROPIA
3 x (-30.250
Y ENERGIA LIBRE
7,33 T)
+
-90.750 + 21,99 T cal. a 82]"C
IJ.Go
-90.750 + 21,99 x 1 100
1100, (2.G.4)
-66.561 cal. Puesto que IJ.G~IOO,(2.G.3) es positivo,se cederá en la supuesta dirección níquel en esas condiciones gativa,por
admite que la reacción
a 827°C,es decir,el
experimentales.
lo tanto la reacción
(2.G.3) no pro-
niquel no formará óxido de
Por otra parte, IJ.G~100,(2.G.4) es ne-
(2.G.4) procederá
en la forma y dirección
postu-
lada a 827°C,es decir que el cromo formará óxido de cromo en una atmósfera
de
vapor de H20 a 827°C. En otras palabras,el níquel no se oxidará y sr el cromo en una atmósfera de vapor a 827°C. Sin embargo debido a las características fisico-químicas
de la pel rcula formada sobre la superficie
del cromo, la reacción
cesará en muy poco tiempo.
2.10
CALCULO DE IJ.GoA ALTAS TEMPERATURAS
Ya que las entalpías estándar de formación y las entropías estándar de los compuestos usualmente figuran en la bibliografía a 25°C,la entalpía estándar y la variación de entropía y por lo tanto la variación de la energía libre estándar, de una reacción a 25°C,puede ser fácilmente'calculada. Sin embargo, los metalurgistas están interesados en calcular el IJ.Go y el IJ.Gde una reacci6n a más altas temperaturas. Es posible calcular el IJ.Gode una reacción partir del IJ.Hoy IJ.Soa 25°C,de la siguiente manera: La ecuación
a alta temperatura
a
de la energía libre puede ser escrita así: IJ.Go = IJ.Ho
T
T
T IJ.So . T
Los valores de IJ.Ho y IJ.so pueden ser obtenidos
T
T
en términos de los valores del
IJ.H~98y del IJ.S~98provenientes de las ecuaciones (1.20) y (2.8) respectivamente, admitiendo que es conocido el IJ.Cpde la reacción.
[
T IJ.S~98+
+ l·
T IJ.C
J
28/
'
dT
(2.18)
Esta ecuación hace posible calcular IJ.Gopara una' reacción a cualquier temperatura T desde IJ.H ,IJ.S y IJ.Cpcomo se ilustra en el ejemplo 2.H. Sin embargo 298 298
°
°
'
PROBLEMAS DE TERMOD1NAM1CA
42
y
C1NETICA EN METALURGIA
debe recordarse que si ca1quier transformación,por ej.:fusión,modificación a10trópic~etc. se produce en los reactantes y/o productos entre 25°C y T,debe introducirse un término apropiado de corrección en la ecuación (2.18) mientras se calcula 6HoT y 6SoT, como se observa en el ejemplo (2.1). EJEMPLO 2.H. Calcule
la variación
de la energía
1 ibre estándar
+ ¿(02) a 327"C (600 K} sabiendo
=
de la reacción
q~e:
6H~98,
=
-57.500 cal/mol
(-240.580 J/mel).
S~98,
= 7,12
cal/(grado)(mol)
SO 298, (02)
= 49,02
S~98,
= 9,10 cal/(grado)(mol)
(29,79 J/(K)(mel))
cal/(grado) (mo l) (205,09 J/(K) (mo l))
(38,07 J/(K)(mel)).
=
6,03 + 10,44 x 10-6T2 - 2,5 x 10-3T cal/(grado) (mel) (25,23 + 43,68 x 10-6T2 - 10,46 x 10-3 T J/(K) (mo ll)
=
7,T6 + 1,0 x 10-3 T - 0,4 x 105 T-2 cal/(grado){mol) (29,96 + 4,18 x 10-3 T - 1,67 x 105 T-2 J/(K) (mel)) 12,91 cal/(grado)(mol)
Cp,
(54,01 J/(K)(mol)).
SOLUCION: + ¿(02)
=
6Ho 298,(2.H.I)
=
ÓHo 298, -57.500 ea 1.
6S0 298, (2.H.I)
=
9,10 - 7,12 - 24,51
=
-22,53 cal/grado.
(2. H. 1)
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMDDINAMICA: ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
=
óC
43
12,91 - (6,03 + 10,44 x 10-6 T2 - 2,50 x 10-3 T)
P
-~(7,16 + 1,0 x 10-3 T - 0,4 x 105 T-2) (3,30 - 10,44 x 10-6 T2 + 2,0 x 10-3 T + 0,2 x 105 T-2) cal/grado. El esquema de cálculo es el siguiente: (1) Calcule ÓH~00,(2.H.I)
a partir de ÓH~98,(2.H.I)
y ÓCp,(2.H.l)·
(2) Calcul~ óS~00,(2.H.I)
a partir de ÓS~98,(2.H.I)
y ÓCp,(2.H.1)·
(3) Calcule ÓG~00,(2.H.I)
a partir de (J)
y (2) usando la ecuaci6n
(2.12).
600
f
o lIHo = ÓH + 600, (2.H.I) 298, (2.H.I) 298
se
p,
(2.H.l)
dT
600
f
-57.500 +
298
(3,30 - 10,44 x 10-6T2 + 2,0 x 10-3 T 2
+ 0,2 x 105 T- )dT
-57.500 + 3,30(600 - 298) + 2,0 x lO 2
-3
10,44 x 10-6(6003
3
- 2983)
5
(6002 _ 2982)' _ 0,2 x 10 1
1
-
1
6OO"2§"E"
= -56.858 cal.
Análogamente: óSo 600,(2.H.l)
600 óC = LISO
+
298, (2.H.1)
f
p,(2.H.I) dT T
298 600
f
-22,53 +
298
(3,30 T-1 - 10,44 x 10-6 T + 2,0 x 10-3 + 0,2 x 105 T-3)dT
6 -22,53 + 3,30 ( In 600 - In 298) _ 10,44 x 102
(6002 - 2982) + 2,0 x 103 (600 - 298) 5 0,2
X210
[60~2 - 29~2 )
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
44
CINETICA EN METALURGIA
y
; -20,96 cal/grado. Colocando
los correspondientes o
6G
valores en la ecuación
o
6G
o T ; 6H T
T 65
o
r:
- 56.858 + 600 x 20,96
600
-44.282 cal. EJEMPLO 2.1 Calcule
la variación {Pb}
+
de la energía ~ (02)
;
1 ibre estándar
a 527°C (800 K) a partir de los siguientes o
6H
298,
de la reacción
-52.400 cal/mol
datos:
(-219.242 J/mol).
SO 298,
16,20 cal/(grado) (me l) (67,78 J/(K)(mol)).
50
15,50 cal/(grado) (mo l) (64,85 J/(K) Imo l)) .
298,
49,02 cal/(grado) (mo l) (205,09 J/(K) (mo l)}.
C
C
C
p,
p,
p,{Pb}
10,60 + 4,0 x 10-3T cal/(grado) (mo l) (44,35 + 16,74 x 10-3T J/(K) (mo l))
5,63 + 2,33 x 10-3T cal/(grado) Imo l) (23,55 + 9,75 x 10-3T J/(K) (mo ll) .
7,75-0,74xlO
7,16+1,Ox10
-3Tcal/(grado) -3T-0,4x10T
(rno
l) (32,43-3,09x10
-3TJ/(K)(mol)).
5 -2 cal/(grado)(mol)
(29,96 + 4,184 x 10-3 T - 1,67 x 105 T-2 J/(K)(mol)). Punto de fusión del Pb,Tm ; 327°C (600 K). Calor latente de fusión del Pb,Lf; SOLUC10N:
el problema
gía 1 ibre estándar
básicamente
de la reacción
1150 cal/mol consiste
(4812 J/mol).
en calcular
la variación
de la ener-
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
45
(2.1. 1)
{Pb} + ~(02) = a 527"C a parti,r:. de los valores de: l\Ho ,
+ ~(02)
l\So
y
(2.1.2)
=
a 25°C. Este problema es similar al anterior,con de transformación,el
la excepción
punto de fusión de uno de los reactantes
en ella. En efecto,al se el apropiado
l\Cp de la reacción
considerar
de que un factor se ha introducido
el punto de fusión del Pb a 327°C,debe
término de corrección.
El esquema del cálculo
incluir
sería:
(1) Ca 1cu 1e l\H~OO,(2. 1. 1) . (2) Calcule l\S~OO,(2.1. 1)· (3)
Ca
lcu le l\G~00,(2.1.1) a partir de (1)
o ( l\H800, 2.1. 1 ) puede ser calculado
(2) usando
y
la ecuación
(2.12).
de un modo similar al ilustrado en el ejemplo
(2.H) . 600 l\Ho 800, (2.1. 1)
o
l\H298,(2.1.2) +
-L
f
+
J
298
l\C
p , (2.1.2)
dT (2.1.3")
8~0l\C ( ) dT 600 p, 2.1.1 .
Ahora,
n -
n
(5,63 + 2.33 x 10-3
l\Cp,(2.1.2) = (10,60 + 4,0 x 10-3
- ~(], 16 + 1,0 x 10-3T - 0,4 x 105 T-2) (1,39 + 1,17 x 10-3 T + 0,2 x 1051-2)
y
l\C p,(2.1.1)
= (10,60 + 4,0 x 10-3 T)
-
cal/grado,
(7,75 - 0,74 x 10-3
n
- ~(7,16 + 1,0 x 10-3 T - 0,4 x 105 T-2) 2 (-0,73 + 4,24 x 10-3 T + 0,2 x 105 T- ) cal/grado. Reemplazando
con los apropiados
l\Ho 800, (2.1. 1)
-52.400 +
valores en la ecuación 600
J 298
(2.1.3),
(1,39 + 1,17 x 10-3 T + 0,2 x 105 T-2)dT
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
46
y
CINETICA EN METALURGIA
800
J
-1.150 +
i
(-0,73 + 4,24 x 10-3
+ 0,2 x 105 T-2) dT
600
- 0,2 x 105( _1_ - -1-1 . 600 298J
-
1.150 - 0,73(800 .
+ 4,24 x 10 -3 (800 2 - 600 2 ) - 0,2 x 10 5( ~ 1
- 600)
-
1) bOa
2 .=
~nálogamente,
-52.482 cal.
6So puede ser calculado, 800, (2.1. 1) 600
°
6So 800, (2.1. 1)
J
+
6S298,(2.1.2)
J
800 6C p,(2.I.2)dT
298
L . _...!.
T
6C p,(2.1.I)dT.
Tm 600 -
T (2.1.4)
\hora, 6So29 8 , (2.1.2)
16,2 - 15,5 - ~(49,02) -23,81 cal/grado.
Reemplazando
los valores apropiados
-23,81 +
1::. SO
800,(2.1.1)
en la ecuación
(2.1.4),
1
00(1,39 T-1 + 1,17 x 10-3 + 0,2 x lOS T-3)dT
6
29 -800
+
- 6~00
J
(-0,73 T-1 + 4,24 x 10-3 + 0,2 x 105T-3)dT
600
=
-23,81 + 1,39 ( ln 600 - ln 298) + 1,17 x 10-3 (600 - 298)
- 0,2 x lOS (_1_ 2
Ó002
1150 29~2)
boO
- 0,73 ( In 800 - In 600) + 4;24 x 10-3(800 - 600)
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: ENTROPIA - 0,2 x 105(_1
Reemplazando
los valores
o
de
6H800,(2.I.I)
O
o
y 65800,(2.1.1)
en la ecuacr6n
(2.12),
-52.482 - 800 x (-23,671
BOO, (2. 1.1)
=
-33.546 cal.
LA ENERGIA LIBRE DE GIBBS
o
47
-23,67 cal/grado.
6C
2.11
ENERGIA LIBRE
1_) 6002
8002
=
y
y
LAS FUNCIONES TERMODINAMICAS
G
H - T S,
G
(U
Diferenciando,
dG
dU
ya que
dU
óq -
y
dS = ~
+
PV) - T S.
+
PdV
+
VdP - TdS - SdT.
PdV,
(2.19) (2.20)
para una variación reversible,la ecuación T
(2.l9) puede ser escrita como dU
= TdS - PdV.
Sustituyendo el valor de dU en la ecuación (2.l9) dG = VdP - SdT.
(2.2l)
A presión constante y temperatura variable, la (2.2l) da
[ ;~ ) =
-S.
(2.22)
P
A temperatura constante y presión variable, la (2.21) da
( ~~ J =
(2.23) V.
-+T
En forma.similar, para cada reacción,
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
48
y CINETICA
EN METALURGIA (2.24)
y
(2.25)
La ecuación (2.24) sugiere'que la pendiente de la representación gráfica de ~G versus T da una variación de entropía ~S con el signo cambiado. Las ecuaciones (2.24) y (2.25) son ademá's vál idas para ~Go suponiendo que las otras propiedades termodinámicas estén referidas al estado estándar. Por ej., (2.26)
2.12
LA ECUACION DE GIBBS-HELMHOLTZ
~G = ~H - T ~S. Sustituyendo
la ecuación
(2.24) en la ecuación anterior,obtenemos (2.27)
Esta ecuación se conoce con el nombre de Gibbs-Helmholtz como:
o
(a(~G/T) aT
)p
lIH , = - T2
( a(~G/T) a(l/T)
)
~H.
y puede ser escrita
(2.28)
(2.29)
P La ecuación de Gibbs-Helmholtz permite el cálculo de ~Go para reacciones a cualquier temperatura,partiendo desde la de su iniciación. Ecuaciones similares pueden ser escritas para ~Go. Por ej" (2.30)
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA:
t
a
La aplicación y (2.K).
('tlGO
at
ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
/T)} _- - -.:2 I\Ho P
' etc.
49 (2.31)
T
de la ecuación de Gibbs-Helmholtz
se ilustra en los ejemplos(2.J)
EJEMPLO 2.J Calcule la entalpía estándar y la variaclón de entropía a 2SoC (298 K) para la reacción
6GO
=
-40.500 - 3,92 T 10g T + 29,5 T cal (-169.452
SOLUCION:
o
6GO
=
-40.500 - 3,92 x 0,4343 T In T + 29,5 T
=
-40.500 - 1,702 T In T + 29,5 T,
o
6G --r
- 16,40 T 10g T + 123,43 T J).
40.500
= - --T- - 1,702 In T + 29,5
Derivando o a(6G IT)
De la ecuación
40.500
-T-
(2.31), 6Ho
40.500
-7=~--To
1,702
=~-
al
6Ho
=
1,702
-40.500 + 1,702 T.
A 25°C, -40.500 + 1,702 x 298 -39.993 cal
=
-39,99 kcal
(2.J. 1)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
50 Derivando
y
CINETICA EN METALURGIA
(2.J.l), o
aLlG ar--
De la
ecuación
= -1,702
-
1,702
ln
T + 29,5
27,798
-
1,702
ln
T.
- LISo
27,798
-
1,702
ln
T.
LlS~98
-27,798
+ 1.
-18,10
cal/grado.
(2.26),
_ ln
298
EJEMPLO 2. K LIGo
para
la
reacción
+ ~(02) a 25°C
(298
de
siguientes
los
K) es
o LlH298,
-50.786
cal
= -57.500
J).
cal/mol
CalCule
7,16
x 10-6
x 10-3
+ 1,0
LIGo a 327°C
(600
K) a partir
+ 4,184
T-
x 10-3
J/mo!)
- 2,50 T2 -
ecuación
J/(K)
x 10-3
10,46
x 105 T-2
T -
1,67
(rno l l ).
de Gibbs-Helmholtz,
T cal/(grado)
x 10-3
0,4
cal/(grado)(mol)
(54,01 la
x 10~6 T
+ 43,68
(29,96
12,91
(-240.580 2
+ 10,44
(25,23
apl icando-
(-212.489
datos:
6,03
SOLUC10N:
=
(mo l )
T J/(K)(mol)).
cal/(grado) 2
x 105 T-
J/(K)
(mol) (mo l ) )
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA: ENTROPIA
f
= - T
o
o llH 2 T
y
ENERGIA LIBRE
51
ar .
(2. K. 1)
Pero
=
J(
C
J
12,91 - (6,03 + 10,44 x 10-6T2 - 2,50 x 10-3T)
p,
- C
dT p , - ~Cp, (0 )) 2
10-3 T - 0,4 x 105 T-2) dT
-~(7,16+1,Ox
J
(3,30 - 10,44 x 10-6T2 + 2,0 x 10-3T + 0,2 x 105T-2)dT
3,30 T -
10,44xl0-6T3 3
+
2,Oxl0-3T2 2
5 1 - O,2xl0 T- + óHo' (2. K. 2)
donde óH
o
estándar
es una constante
de integración.
de la reacción es -57.500 cal/mol. -57.500
=
A 25°t la variaci6n Colocando
de la entalpra
este valor en (2.K.2) 3
3,30 x 298 - 10,44 x 1~-6 x 298
+ 1,0 x 10-3 x 2982
- 0,2 x 105 298 + ÓHo 913 + óHo' óH
o
o
-57.500 - 913
-58.413.
Colocando
el valor de óH
o
ÓHo -2
=
3,30 T
o
-1·
en (2.K.2)
- 3,48xl0
-6
T+l,Oxl0
-3
e
-
- 0,2 x 10~'r
3
-58.413 T
T
ÓHo Sust ituyendo· el valor de -2 en (2. K.l) T
ÓGo
- TJ(3,30 T-1 - 3,48xl0-6T+l,OxlD-3_0,2xl05T-3_58.413T-2)dT
-2
.
52
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA ,
-6
Tl3,30
In T - 3,48 ~ 10
+ 58 '1413 T -1 + 1
,= [-
3,30T
donde
CINETICA EN METALURGIA
T2 + 1,0 x 10-3 T + 0,2 ~ 10
5
T-2
1
lnT + 1,74xl0-6
- 58. 4 13 • 1 T
y
T3-1,Oxl0-3
T2-0,lxl05
T-1
J'
(2. K. 3)
1 es una constante de integración.
estándar
de la reacción
ecuación
anterior,
A 25"C la variación de la energía 1 ibre
tratada es -50.786 cal. Sustituyendo
este valor en la
-50.786 0,1 x 10 5 _ 58.413 _ 298 1 298
o
298 1
- 64.091,85
- 298 1,
- 64.091,85
+ 50.786
- 13.305,85, o
1
Colocando
= -
el valor de
44,65. en (2.K.3) resulta,
- 58.413 + 44,65 T - 58.413 + 1,74 x 10-6 T3 - 1,0 x 10-3 T2 - 3,30 T In T + 44,65 T - 0,1 x 105 T-1 o
6G600
- 58.413 + 1,74 x 10-6 x 6003 - 1,0 x 10-3 x 6002 - 3,30 x 600 5 ~ In 600 + 44,6,5 600 _ 0,1 x 10 x 600
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMDDINAMICA: -44.290
ENTRDPIA Y ENERGIA LIBRE
53
cal.
EJERCICIOS 2.1 La transformación reversible del estaño gris en estaño blanco ocurre a 13°C (286 K) Y 1 atm ,el calor de transformación es de 500 ca1/mo1 (2092 J/mo1). Calcule la variación de entropía. 2.2 Calcule la variación de contenido calorífico y de entropía asociado con la reducción del 5xido de hierro por el aluminio a 25°C, de acuErdo a las siguienres .reacct ones:
A1203 + 3C
2A1 + 3CO.
Comente los resultados. 'Dando
1- 02
2Fe +
Fe203;
~H~98 2A 1
-200.000 cal (-836.800 J). .¡
1- 02
o ~H298 C(grafito) + ~02 ~H~98
=
Al 203;
= -404.000 cal (-1.690.336 J). CO;
= -25.000 cal (-104.600 J).
Las entropías del CO, Al, Fe, AIZ03' Fe203,y C(grafito) a 25°C son: 47,3; 6,7; '6,5; 12,8; 21,5 Y 1,39 cal/(grado)(mo1) 197,9; 28,0; 21,2; 53,6; 89,9 Y 5,80 J/(K)(mol) respectivamente. 2.3 La capacidad calorífica del magnesio sólido a 1 atm en el rango de temperaturas de O a 560°C (273-833 K) están dadas por la expresión C
p
= 6,20
+ 1,33 x 10-3 T + 6,78 x 104 T-2cal/(grado)(mo1)
(25,94 + 5,56 x 10-3 T + 28,37 x 104 T-2 J/(K)(mol)). Determine el aumento de entropía por mol al aumentar la temperatura °C (300-800 K) a 1 atm (101.325 N/m2).
de 27 a 527
54
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA
2.4 Dos 1ingotes de cobre idénticos,uno a 500°C (773 K) Y el otro a 300°C (573 K) se ubicaron en un recinto aislado. El flujo calorífico fluye del lingote caliente al frío hasta que se homogeinizan ambos 1ingotes a 400°C de temperatura. Calcule la variación total de entropía que acompaña a este proceso,suponiendo que la transferencia de calor desde los 1ingotes al material de construcción del recinto es despreciable. Señale si el proceso es espontáneo o no. Sabiendo que : 5,41 + 1,50 x 10-3 T ca1/(grado)(mo1) 3 (22,64 + 6,28 x 10- T J/(K)(mo1)).
Cp,
2.5 Calcule la variación de entropía estándar de la siguie~le reacción a 727°C (1000 K) 2A1 +
3 ¿Ü
2
o ~S298
= A1203;
=
-74,87 ca1/(grado)(mo1)(-313,26
J/(K)(mo1)).
Sabiendo que: Punto de fusión del Al = 659°C (932 K). Calor de fusión del Al en su punto de fusión: 2 500 ca1/mo1 (10.460 J/mol). C
25,14 ca1/(grado)(mol)
p,
e P,(02)
(105,19 J/(K)(mol)).
i ,57 ca1/(grado)(mol)
(31,67 J(K)(mol)).
6,76 ca1/(grado)(mo1)
(28,28 J/(K)(mo1)).
Cp,
=
Cp,{Al}
= 7,00 ca1/(grado)(mol)
(29,29 J/(K)(mol)).
2.6 Calcular el cambio de entropía de un sistema y su entorno para la solidif~cación isotérmica de un mo1 de Cu líquido sobrefundido a 900°C (1173 K) cuando) el entorno se halla a la misma temperatura. Admita que el CI' para el Cu líquido también se supone aceptable para el Cu líquido sobrefundido. Sabiendo que: Punto de fusión del Cu = 1 083°C (1 356 K) Calor de fusión del Cu en su punto de fusión
3 100 cal/mo1
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA:
55
ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
(12.970 .l/mol }. 5,41 + 1,50 x 10-3 T cal/(grado)(mol) (22,64 + 6,28 x 10-3 T- J/(K) (mol) Cp,{Cu} 2.7
7,50 cal/grado/mol
(31,38 J/(K)(mol)
Calcule las variaciones de entropía del sistema y su entorno para el caso
-de la sol idificación isotérmica de un mol de Ag líquida sobrefundida cuando su entorno se halla a la misma temperatura.
a 850°C,
Sabi endo que:' Punto de fusión de la Ag
=
961°C (1 234 K)
Calor de fusión de la Ag en su punto de fusión
2 690 cal/mol
(11.255 J/mol). 5,09 + 2,04 x 10-3 T cal/(grado)(mol) (21 ,30+8,54xlO-3T J/(K) (mol)). 7 ,30 cal/(grado)(mol) (30,54 J/(K) (mol)). 2.8 Calcule la variación de energfa libre estándar por mol de metal a 727°C (lUOO K) para la reducción.del óxido molíbdico y del óxido crómico por el hidró qeno, usando los siguien~es valores: toGo 1000,
-205,5 kcal/mol (-859,8 k.l/mol).
toGo
-120,0 kcal/mol (-502,0 kJ/mol).
toG~000,(H20)
~45,5 kcal/mol (-190,4 kJ/mol).
1000,
Comente los resultados . .../
2.9
Determine la temperatura
por encima y por debajo de la cual la reducción
del MnO por el carbón deviene termodinámicamente (101. 325 N/m2).
factible a 1 atm de presión
Sabiendo que:
= toGo
2 (CO);
= -53.400 - 41,9 T cal (-223.426 - 175,3 T J).
56
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
2 + (02) = 2; ~Go = -190.800 + 39,25 T cal (-798.307 + 164,2 T J). 2.10 El calor de formación estándar del HgO sólido a 25°C (298 K) es de -21,56 kcal/mol (-90,20 kJ/mol). Las entropías estándar del HgO sólido;del Hg líquido y del O a ~5°C son de 17,5; 18,5 Y 49 cal/(grado)(mol) (73,22; 77,40 y 205,01 2 J/(K)(mol) respectivamente. Admí t i endo que ~Ho y .'>Soson independientes de la temperatura, calcule la temperatura líquido y O . 2
a la cual el HgO sólido se disociará en Hg
2.11 Hay dos formas alotrópicas del estaño: el gris y el blanco. La variación de entalpía a 25°C (298 K) para la reacción: Sn (gris ~
Sn (blanco)
es de 0,5 kcal (2,09 kJ). La variación de entropía es 1,745 cal/g (7,30 J/K). Usando para el estado de equilibrio,el criterio de energía libre y admitiendo que ~Ho y ~So son independientes de la temperatura,calcule la temperatura de transición,es decir,ia temperatura a la cual el estaño gris y el blanco co-existarven equ il ibri o. ,/2.12 Determine la temperatura por encima y por debajo de la cual la reducción del MgO por el Al deviene termodinámicamente factible a 1 atm (101.325 N/m2). Sabiendo que: 3
2{Al} + Z(02) ~Go
= ;
-401.500 + 76,91 T cal (-1.679.876 + 321,79 T J).
= ;
(Mg)
+
~(02)
~Go
=
-174.750 + 49,09 T cal (-731.154 + 205,39 T J).
2.13 El cromo y el carbono presentes en el acero inoxidable forman carburo de cromo a 600°C (873 K). Demuestre por cálculo termodinámico cuál entre los siguientes metales: Si, Ti Y V podría alearse al acero inoxidable para prevenir la formación de carburo de cromo. Sabiendo
que:
LA SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA:
ENTROPIA Y ENERGIA LIBRE
57
f!.Go = -20.800 - 4,0 T cal (-87.027 - 16,74 T J).
Si + C = SiC ; f!.Go
v
=
-12.770
+ C
+
1,66 T cal (-53.430
+
1,6 T cal (-83.680
+
6,95 T J).
= VC ;
f!.Go = -20.000
+
6,69 T J).
Ti + e = TiC ; f!.Go
~ -45.000
+ 2,8 T cal (-188.280 + 11,71 T J).
2.14 Determine si es posible la descomposición presión y 1 500°C (1773 K).
del NbC por el Nb20 a 1 atm de 5
Sabiendo que: f!.Go
-269,0 kcal/mol (-1 125,5 kJ/mol).
f!.G~773,
-30,8 kcal/mol (-128,87 kJ/mo1).
f!.G~773,(CO)
-64,0 kca1/mol (-267,77 kJ/mol).
1773,
2.15 Determine cuáles de los siguientes metales pueden ser producidos por la reducción del sulfuro metálico con óxido metálico a 1000°C (1273 K) Y 1 atm de presión (101.325 N/m2). Sabiendo que: Cu2S + 2Cu20 = 6Cu + S02; f!.Go = 28.530 + 14,06 T 10g T - 70,43 T cal
(119,370
2PbO = 3Pb
PbS
+
f!.Go
= 98.440
f!.Go
+
4NiO
58,83 T 10g T - 294,68 T J). +
S02 ;
+ 16,1 T 10g T - 121,14 T cal
(411.873 Ni3S2
+
=
+
67,36 T 10g
7Ni
+
r - 506,85 T
J).
2S02 ;
= 139.800 - ~8,59 T cal (584.923-
2.16 Es espontánea la reacción + 3(H~) = 2 a 25°C (298 K) Y 1 atm de presión (101.325 N/m) ?
412,5 T J). +
3(H20)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
58 Sabiendo
CINETICA EN METALURGIA
y
que:
o
lIH298,(H 0) 2 o lIH 298, 2 3
= -57.789
S~98,(H20)
=
45,10
50 298,
=
6,49
50 298, (H ) 2
= 31,21
cal/(grado)(mol)
SO 298, 2 3
= 21,50
ca L'{qr-ado ) (mo l ) (89,95
cal/mol
-196.500
cal/mol
cal/(grado)(mol) cal/(grado)(mol)
(-24l.789
J/mol).
(-822.156
J/mol).
(188,7 (27,15 (130,58
J/(K)(mol)). J/(K)(mol)). J/(K)(mol)). J/(K)
(mol)).
3 La Tercera Ley de la Termodinámica 3.1
ENUNCIADO DE LA LEY
La tercera ley de la termodinámica dice: "La entropía de un sólido puro,perfecto cero" .
y crista1ino,en
el cero absoluto,es
Un modo más general de enunciarla sería: La entropía de un sistema,en el cero absoluto y en un estado de equilibrio termodinámico,es cero.
3.2
APLICACION
Una importante aplicación de esta ley la constituye el determinar el valor absoluto de la entropía, S, a cualquier temperatura,suponiendo conocida la capacidad calorífica en un rango de temperaturas dado y sabiendo que la sustancia es cristalina,en el cero absoluto. Ya que dS = Integrando esta ecuación
dT.
desde ,e1 cero absol uto hasta 1a temperatura
r
dS
r
ST - So
T
c-..E.dT,
r o
T C ~ dT. o T
J
(3.1)
T
donde ST y So son las entropías del sistema a T.Y O K respectivamente. de acuerdo con 1a tercera 1ey So es cero, tenemos: ST =
T,
c -..E.dT,
o
o
o
--fC
Ya que
(3.2)
PROBLEMAS
60
DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA
Siguiendo la idea de Einstein. Debye demostró que a bajas temperaturas.cerca de los -258°C ( -15 K) la capacidad calorífica de un sólido puede expresarse como; Cp
= aT3
(3.3)
•
donde a es una constante. La ecuación (3.3) se conoce como ecuación de Debye. Desdoblando la integral en la ecuación (3.2) en dos partes.de O a T' y de T' a T. donde T' es una temperatura intermedia entre O y T K, tenemos,
ST
=
J
T'
O Si T' es igualo
C
1
J
dT + T
T
C
1
T'
T
está por debajo de 15 K,entonces T'
fO
ST
T
3 ~dT T
T'
J
de acuerdo a la ecuación
(3.3)
C 1dT T
r
+
(3.4)
dT.
T C
) -f
aT2 dT +
dT
O
=
1 (3f' 3" aT O
C J T ..:.2. dT
+
T' _ 1 ,3 - 3" aT
- 1 p,(T )+ -3"C '
T
C 1dT T
T
C 1dT, T
+r J T'
T
(3.5:
donde Cp,(T') es la capacidad ca10rífica a presión constante a T' K. El valor de la integral en la ecuación (3.5) está dada por el área debajo de la curva entre Cp/T y T entre los valores de T = T' Y T = T. Alternativamente, el valor de la integral está dado también por el área debajo de la curva de Cp versus el ln T entre los valores de 1n T correspondientes a T = T' Y T = T. Con todo.a1 deducir la ecuación (3.5) se ha admitido que no existe variación de fase entre las temperaturas O y T K. Si existiese cualquier transformación,digamos a la temperatura Tt intermedia entre T' y T,entonces tendr
LA TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA
61
T 1
3Cp,(T')
+
I
t
J T'
Cp
T
L dT + ~
T
+
Tt
J
11
C ..:..E.dT,
(3.6)
T
T
t
donde: C~
capacidad ca10rffica a presión constante entre T' y Tt
Lt
calor latente de transformación.
11
cp =
capacidad calorffica a presión constante entre Tt y T.
En el siguiente ejemplo se ilustra la aplicación de esta tercera ley para calcular el valor absoluto de la entropfa de un metal. EJEMPLO 3.A La capacidad
calorífica
temperaturas
entre -258°c y 27°C (15-300 K) se enuncian
°c
Temp.
Cp~ca1/(grado)(mol) (Temp., K
molar a presión constante,de
-223
-203
-183
-123
0,16 0,40
1,14
2,78
3,90
4,56
5,48 5,90 6,10
30
50
70
90
15
20
0,67
Calcule
estándar
la entropía
a continuación:
-258 -253 -243
e , J/(K)(mol) p
la plata, en el rango de
ley de la termodinámica,
1,67 4,77
que la capacidad
calorífica
molar, a. tempera-
de Debye.
molar por deha j o de -258°c (15 K) está de la plata a 25°C (298 K)' de
regulada por la ecuac ién de Debye, la entropía
(3.5) está dada, por
t
98
o
300
de la plata a 25°C (298 K) de acuerdo a la tercera
admitiendo
50LUCION: Ya que la capacidad calorífica
5298
250
27
11,63 16,32 19,08 22,93 24,69 25,52)
turas por debajo de -258°c (15 K) sigue la ecuación
acuerdo con la ecuación
150
-23
le 3
p,
(15
K) +
15
298 l(O.16) 3
+
= 0,053
+
e
..E.dT
J15 298
J15
e ~dT T
T
e
~
dT. T
(3.A.l)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
62 La integral de la ecuación jo la curva de
e
(3.A.l) puede ser calculada
y
CINETICA EN METALURGIA
por medición
del área ba
y el In T entre los valores del In T que corresponden
P Y T= 298 K. En la figura 3.1 se muestra el trazado de la curva entre partir de los siguientes T,
K
15
ep
a T=15 K y In T a
datos:
20
30
50
70
90
150
250
300
1n T -
2,708
2,995 3,401 3,912
4,248
4,499
5,010 5,520
5,705
ep
0,160
0,400 1,140 2,780
3,900
4,560
5,480 5,900
6,100
Al usar la regla de los trapecios,
en la figura 3.1, el área rayada debajo de
la curva entre los límites de T = 15 K (es decir: ln T = 2,708) y T = 298 (es decir: ln T = 5,697 K) adquiere el valor de 10,195 cal/(grado)
298
Area rayado:::
Cp
fT d T
15
:::10,195 cal/lgrodollmoll o E
'O 'O
o L
el' <,
o
U
n, U
o F ig. 3.1 Sustituyendo
Variación
de
e
con el In T (Ejemplo 3.A).
p
el valor en la ecuación o 298
5
(3.A.1), 0,053 + 10,195 10,248 cal/(grado) (11101)
(mo
l}.
K
63
LA TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA As.í,
la
entropía
estándar
de
la
plata
a 25°C
es
10,25
ce l z'{q r ado l Imo l ),
EJERCICIOS i
i
3.1
Las capacidades caloríficas molares del aluminio a diferentes temperaturas
son: Tempo, °c
-258
-240,6
-237,9
-190
-184,7
-136
-38
+58
Cp,cal/(grado)(mol)
0,03
0,25
0,32
2,36
2,57
4,10
5,34
5,78
235
331
(Tempo, K C , J/(K)(mol) p
15
32,4
35,1
83
88,3
137
0,13
1,05
1,34
9,87
10,75
17,15 22,34
:alcule la entropía estándar del aluminio a 25°C (298 ley de la termodinámica y a la ecuación de Debyeo
K)
24,18) o
de acuerdo a la tercera
302 A partir de los siguientes datos de capacidades caloríficas molares del níquel y de la ecuación de Debye, calcule gráficamente la entropía estándar del níquel a 25°C (298 K). -248
-226
-206
-191
-139,5
-69
Cp,caJ/(grado)(mol ):0,046 0,14
0,85
1,82
2,41
4,27
5,43
133,5
Temp., °c
: -258
(Temp., K Cp' Ji(K)(mol)
15
25
47
67
82
0,19
0,59
3,56
7,61
10,08
-16,5 +10 5,93 6,23
204 256,5
283
+27 6,30 300
17,87 22,72 24,81 26,07 26,36).
303 Las capacidades caloríficas molares del plomo, a presión constante y para un cierto rango de temperaturas son: Temp , , "C
-258
-243
-233
-203
-123
27
'. C ,ca1/ (grado )(mo1): p .
2,01
3,92
4,72
5,56
5,98
6,30
15
30
40
70
150
300
8,41
16,40
19,75
23,26
25,02
(Temp., K CP' J/(K) (mol)
26,36) .
Calcule la entropía estándar del plomo a 25°C (298 K) a partir de la tercera ley de la termodin~mic~o Admita que la contribución de la entropía por debajo de los -258°C (15 K) sigue la ecuación de Debyeo 304 El azufre rómbico se transforma en monoclínico a 95,5°C (368,5 K) con una variación de entalpía de 96 cal/mol (401,7 J/mol). Compruebe la validez de la
PROBLEMASDE TERMODINAMICA y CINETICA EN METALURGIA
64 ~ercera tes
ley de la termodinámica
para
esta
transición,
a partir
de los
siguien-
datos: (i) (i i )
Cp del azufre El valor
rómbico a -258°C
(iii)
(1,26 J/(K)6no1 )).
del área
bajo la curva C / versus T para el azufre rómbico enP (15 K) Y T=95,5°C d68K) es de8,71ca1/(grado)(mol)
entreT=-258°C (36,4~
(15 K) = 0,3 ca1/(grado)(mo1)
J/(K)(mo1)).
Para el azufre J/(K)(mon
monoclínico:
donde 5368,5
5368,5-50
y So son las
=9,07caJ/(grado)(mo1) entropías
a 95,5°C
del azufre
r6mbico
(368,5
(37,95 K) Y -273:'C
respectivamente. Suponga que la contribución -258°C
(15 K) sigue
de la entropía
la ecuación
de Debye.
por debajo
de
4 La Ecuación de Clausius - Clapeyron 4.1
INTRODUCCION
La ecuación de Clausius-Clapeyron es muy importante para calcular el efecto de la variación de la presión (P) sobre la temperatura de equilibrio de transformación (T) de una sustancia pura y puede representarse como dP dT
lIH
(4.1 )
= TlIV '
donde lIH es el calor de transformación y lIV es la variación de volumen asociada con esa transformación. En este caso, deben seleccionarse cuidadosamente las unidades de la ecuación (4.1). Si lIH Y lIV se expresan en cal y centímetros cúbicos, respectivamente, entonces el valor de dP/dT obtenido se expresard en: cal/(cm3)(grado). Para convertir el valor dP/dT desde estas unidades a otras más convenientes como atm/grado, deberá usarse el siguiente factor:
= 41 ,293 (cm3j(atm).
cal 4.2
APLICACION
DE LA ECUACION DE CLAUSIUS-CLAPEYRON
A LOS CAMBIOS DE FASES
La ecuación de Clausius-Clapeyron >es aplicable a cualquier cambio de fase fusión, vaporización, sublimación, transformación afotrópica, etc. 4.2.1 Aplicando
EQUILIBRIO
LIQUIDO-VAPOR
la ecuación
(VAPORIZACION)
(4.1) a un estado de equilibrio
líquido-vapor
tenemos (4.2)
donde lIHv es el calor de vaporización molar o calor latente de evaporación, V es el volumen molar de vapor y V".q es el volumen molar del líquido. Ya que "p el volumen molar del vapor es mucho mayor que ~l volumen molar del líquido, VliQ 'es d_espreciable cuando se lo compara a Vvap I por lo tanto >
dP lIHv. dT ••T V vap
(4.3)
66
. PROBLEMAS DE TERMODINAMIeA y eINETIeA EN METALURGIA
Suponiendo que el vapor se comporta como un gas ideal, el volumen V puede esvap cribirse V
Sustituyendo
RT P'
vap
(4.4)
el valor de Vvap en la ecuación (4.3) resulta, PóH
dP dT
(4.5)
v'
RT2
Esta ecuación puede también expresarse
por:
d( 1 n P)
(4.6)
dT Si se supone', como una aproximación,
ce constante,
que en el intervalo considerado, óHv permaentonces la integración de la ecuación (4.6) nos da: óH v - R'f
1n p, o
lag P
=
+
- óH v 2,303 RT
e' ,
+ e ,
donde e' y e son constantes de integración. Se evidencia en la ecuación (4.7b) que si el 10g P correspondiente metal líquido, se grafica en' función l/T, el trazado corresponderá La pendiente (m) de la misma estará dada por m
=
(4.7a) (4.7b)
a cualquier a una recta.
-óH
_---'v_
2,303 R y el punto de intersección de la recta con el eje de las Y dará el valor de la constante C. El calor de vaporización del metal líquido puede ser calculado a partir de la pendiente de la curva.Sin embarqo, el valor así obtenido dará un valor medio por encima del valor correspondiente al intervalo de temperatura previamente establecido. La ecuación (4.6) puede también integrarse entre los límites de Pl y P2 que corresponden a las temperaturas de Tl y T respectivamente. Suponiendo que el ran2 go de temperaturas sea lo suficientemente pequeño como para queóHv sea independiente de ella, la integración de la ecuación (4.6) resultará d(ln P)
ECUAC10N
DE CLAUS1US-CLAPEYRON
67
[1
-óHv
o
2,303 R
1 ).
T2 -
(4.8)
T]
La ecuación (4.8) puede utilizarse para calcular la presión de vapor a cualquier temperatura si se conocen la presión de vapor a una temperatura dada y el calor medio de vaporización en dicho rango de temperaturas. El ejemplo siguiente ilustra la aplicación para el equilibrio líquido-vapor.
de la ecuación
de Clausius-Clapeyron
EJEMPLO 4.A La presión de vapor del titanio lfquido a 2 227°C (2 500 K) es de 1 503 mm Hg (200 N/m2). El calor de vaporización en el punto normal de ebull ición es de 104 kcal/mol SOLUCION:
(435,14 kJ/mol). Calcule su punto de ebull ición normal. Supongamos
que el punto normal de ebul1 ición del titanio
como lb' A esa temperatura, Sustituyendo
lo designamos
la presión de vapor es igual a 1 atm o 760 mm Hg.
los valores correspondientes
-1 04.000 ( 1
760
1091,503
en la ecuación
4,575
=
lb
1)
- 2500
(4.8) tendremos:
;
y simpl ificando
Por lo tanto el punto de ebull ición normal del titanio es de 3 285°C.
Por otra parte, una integración más precisa de la ecuación (4.6) puede llevarse a cabo si se toma en cuenta la variación del calor de vaporización con la temperatura. Usando la ecuación de Kirchoff a presión constante
[
dóHv ) = dT
P
óCp'
(4.9)
o
Donde 1 es una constante 1 ción (4.6)
de integración.
Colocando
el valor de óH en la ecua-
68
PROBLEMAS
DE TERMODINAMICA ftlC dT p 2 RT
d(ln P) dT
y CINETICA
EN METALURGIA
1
+
(4.10)
-----z-1. •
RT
e integrando (4.11)
donde 12 es otra constante de integración. tura, la ecuación (4.11) se reduce a
se
= ~
1n P
R 4.2.2
EQUILIBRIO SOLIDO-VAPOR
Si Cp es independiente
de la tempera-
11 1n T - -- + 12. RT
(4.12)
(SUBLIMACION)
Basándose en una suposición análoga a aquélla hecha para el equilibrio líquidovapor, puede escribirse una ecuación similar a la (4.6) para el equilibrio sólido-vapor: dOn P)
(4.13)
dT donde tlHs es el calor de sub1imación. 4.2.3
EQUILIBRIO SOLIDO-LIQUIDO
Aplicando mos
o
la ecuacfón
(FUSION)
de C1ausius-C1apeyron
a un equilibrio
sólido-líquido
tlH
dP dT
T(V1iq.-
dT dP
T (V1ig. - V so 1id) tlHf
f
(4.14 ) VS01id)
(4.15)
donde tI.Hfes el calor .mo1ar de fusión, V1iq. y Vsó1idO son los volúmenes res del líquido y del sólido respectivamente. La ecuación
(4.15) puede aplicarse
tene~
al cálculo de las variaciones
mo1a-
del punto de
69
ECUACION DE CLAUSIUS-CLAPEYRON
fusión de un metal cuando se produce también un cambio de presión, como se ilustra en el siguiente ejemplo. EJEMPLO
4.8 N/m2). Las denson de 5,885 y 6,08 g/cm3 (5,885 x
El punto de fusi6n del gal io es de 30DC
(303 K) a 1 atm (101.325
sidades del gal io en estado 561 ido y líquido 103 kg/m3 y 6,08 x 103 kg/m3) respectivamente. El calor' de fusi6n del gal io es de 18,5 cal/g (77,40 x 103 J/kg). Calcule la variaci6n del punto de fusi6n del gal io cuando se produce un aumento de presi6n de 1 atm (101.325 N/m2). SOLUCION:
volumen
molar
v
donde x significa
del gal io en estado
_ masa at6mica del galio liq. - densidad del gal io líquido
la masa at6mica
De la misma manera,
líquido
el volumen
del gal io
molar del gal io 561 ido será cm3
v so 1 id. = S,'S8s" x
El valor del calor de fusi6n del galio se expresa lor en términos
de cal/mol,
en la eeuaei6n
Para expresar
se debe múltipl icar por su masa at6mica.
calor de fusi6n molar reemplazando
en cal/g.
=
Así:
18,5 x cal/mol ~
(4.14) 1105 valores
apropidados:
dP dT
Expresando
los valores 1 ea 1
en atm/grado =
se deberá
usar la eonversi6n
41,293 Cem3)(átm) • J
así dP dT
__ 1:..:8:..!,..::5~x_4.:...1:...!,,-=2:.:¡:9..::3_ a tm/ 9 r ado 1
303 (6,08""
1 s.m-)
este va-
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
70
y CINETICA
EN METALURGIA
-462,7 atm/grado o
dP
dT
-2,16 x 10-3 grado/atm. ,
dP
I atm,
dT
-2,16 x 10-3 grado.
Por lo tanto el punto de fusi6n del gal io disminuir§
4.2.4
EQUILIBRIO
en 2,16 x 10-3 grado ..
SOLIDO-SOLIDO
La velocidad de variación de la temperatura de transición en la cuál las dos formas cristalinas de un sólido están en equilibrio con la presión está dada por una ecuación similar a la enunciada anteriormente. Si a es la forma estable por encima de la temperatura de transición y S es la forma estable por debajo de la misma.T entonces de acuerdo a la ecuación (4.1), dP dT
o
dT dP
óH
tr
T(Va - V ) S T(Va - V
s
óH
tr
donde óHtr es el calor molar de transición, Va y V son los volúmenes molares s de las formas indicadas, todos medidos a la temperatura T. 4.3
REGLA DE TROUTON
La regla de Trouton establece que la relación o razón del calor latente de evaporación a la temperatura normal de ebullición Tb es constante para todos los líquidos. Este valor es aproximadamente de 21 cal/(grado)(mol), es decir
21 cal/(grado)(mol)
Esta regla es sólo una aproximación y no se cumple para todos los metales líquidos. Con todo puede ser usada para obtener un. valor aproximado del calor latente de evaporación.
ECUACION DE CLAUSIUS-CLAPEYRON
71
EJEMPLO 4.C
90rc
El punto normal de ebull iciÓn del cinc es de de vapor a 800°C SOLUCION:
(1073 K) suponiendo
de acuerdo con la ecuación
puede expresarse
(1180 K). Calcule su presiÓn
que el cinc cumple
la regla de Trouton.
(4.7b) la presión de vapor del cinc líquido
como -llH lag P
Puesto que el cinc cumple
v
2,303 RT
(4.
+ C.
la regla de Trouton,
el calor de vaporización
c. 1)
molar
está dado por llH
21 Tb
v
21 x 1180 24.780 ca l/me I . sustituyendo
el valor de llH lag P
v
en la ecuación
(4.C. 1)
-24.780 + C 4,575 T .
El valor de C puede ser obtenido
mediante
(4.C .2)
las condiciones
límites.
La presión
de vapor en el punto normal de ebul I ición 907°C (1180 K) es de I atm y por lo tanto tenemos lag I
o
C
-24.780 + 4,575 x 1180 4,59.
Sust ituyendo el valor de C en la ecuación lag P
donde P está expresado
A partir
c,
(4.C.2),
-24.780 + 4 59 4,575 T '
(4.C.3)
en atm.
de la ecuación
(4.C.3) la presión de vapor del cinc líquido a 800°C
(1073 K) está dada por lag P
-24.780 4,575 x 1073
+ 4,59
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
72
y CINETICA EN METALURGIA
-0,4580 , p
o
0,3483 atm 264,7 mm Hg.
Así ,la presión de vapor del cinc a 800°C es de'264,7 mm de Hg.
EJERCICIOS '4.1 Calcule el calor de vaporización medio del paladio a partir de los siguientes datos de presión de vapor: Temp.,oC V.P., mm Hg. (Temp., K V.P., N/m 2
1314
1351
7,516 x 10-7
1,614 x 10-6 1624
1587 1,002 x 10-7
215 x 10-6
1568 5,625 x 10 -5 1841 750 x 10-5).
4.2 Las presiones de vapor del tetrayoduro de torio líquida a 800°C (1073 K) Y a 825°C '(1098 K) son de 468 mm Hg (62.395 N/m2) y 660 mm H9 (87.993 N/m2) respectivamente. Calcule su calor medio de vaporización. 4.3 El calor de vaporización del cobre en su punto normal de ebullición es de 74,5 ~cal/mol (311,71 kJ/mol). La presión de vapor del cobre a 1500°C (1773 K) es de 0,256 mm H9 (34 N/m2). Calcule el punto de ebullición del cobre. 4 4 t.a presión de vapor del cinc líquida como una función de la temperatura está dada por lag P (mm Hg)
= - 6 620
-T-
- 1,255 lag T
+ ,12,34.
Calcule el calor de vaporizaciQn del cinc en su punto de ebullición a 907°C (1180 K). 4.5 Las densidades del bismuto líquidO o sólido son de 10,0 g/cm3 (10 x 103 3 kg/m ) y 9,673 g/cm3 (9,673 x 103 kg/m3) respectivamente en el punto normal de fusión a 270.oC (543 K). El calor de fusión es de 2,633 kcal/mol (11 ,02 kJ/mol). Calcule ~l punto de fusión del bismuto sometido a una presión de 100'atm {101.325 x 102 N/m1. La masa atómica del bismuto es de 209.
73
ECUACION DE CLAUSIUS-CLAPEYRON 4.6 El punto de fusión del cadmio a 1 atm (101.325 N/m2) es 3 Y su calor de fusión es de 13,66 ca',/g (57,15 x 10 J/kg). El del cadmio en su punto de fusión es de +0,0064 cm3/g (+0,0064 Calcule el punto de fusión del cadmio: (a) a una presión de 2 y (b) en el vacío.
de 321°C (594 K) cambio de volumen x 10-3 m3/kg). atm (202.650 N/m2)
'4.7 El mercurio funde a -38,87°C (234,13 K) a 1 atm (101.325 N/m2). Las densidades del mercurio líquido y sólido son de 13,69 g/cm3 (13,69 x 103 kg/m3) y 14,19 g/cm3 (14,19 x 103 kg/m3) respectivamente, en el punto normal de fusión. Su calor de fusión es de 2,33 ca1/g (9,75 x 103 J/kg). Calcule la variación en el punto de fusión del Hg por cada latm de presión, de variación. 4.8 por
La presión de vapor
lag P
P
=
(medida en mm Hg) del arsénico líquido está dada
2 460
- -T-
+ 6,69,
y la del arsénico sólido por lag P Calcule la temperatura sión de vapor.
i
- 6 47
+ 10,8.
a la cual las dos formas de arsénico tendrán la misma pre-
4.9 Las ~ensidades del hielo y el agua líquida a 1 atm (101.325 N/m2) y O°C (273 K) son de 0,917 g/¿m3 (0,917 x 103 kg/m3) y 0,9998 g/cm3 (0,998 x 103 J/kg) respectivamente. El calor de fusión del agua es de 80 ca1/g (334,72 x 103 J/kg). Calcule el punto de fusión del hielo a 0,5 atm (50.662,5 N/m2) y a 101 atm 2 ll02.338 x 102 N/m ). 4.10
La cantidad de calor producida en la reacción Sn (gris)
= So (blanco)
es de 500 cal/mal (2 092 J/mo1) a la temperatura de transición de 13°C (286 K). a masa atómica del estaño es de 118,7 y las densidades del estaño gris y blanco son de 5,75 g/cm3 (575 x 103 kg/m3) y 7,28 g/cm3 (7,28 x 103 kg/m3) respectivante. Calcule la variación en la temperatura de transición si la presión sobre a fase gris del estaño se aumenta en 100 atm (101.325 x 102 N/m2).
74
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA
4.11 El mercurio líquido hierve a 357°C (630 K) a 1 atm (101.325 N/m2).Calcule su presión de vapor aproximado a 100°C (373 K) suponiendo que cumple con la regla de Trouton.
•
5 fugacidad, Actividad y Constante de Equilibrio 5. 1
FUGAC !DAD
El enunciado combinádo de la primera y segunda ley de la termodinámica para un sistema que efectúa un trabajo sometido a presión puede expresarse como: dG A temperatura
constante la ecuación dG
= VdP
- SdT.
(5.1)
(5.1) se reduce a
= VdP.
(5.2)
Para un mal de un gas ideal, la ecuación anterior se transforma: dG
=
RT d ln P.
(5.3)
Si el gas no es ideal esta última ecuación adopta la forma dG
=
RT d ln f,
(5.4)
donde la función "f" es llamada"fugacidad" del gas. Para un gas ideal la fugacidad es numéricamente igual a la presión del sistema para todos los valores de presión. Los gases no ideales (o reales) se aproximan a un comportamiento ideal a medida que la presión se hace menor,es~ecir:si P ~ 0, f ~ P. Por lo tanto para un gas no ideal, la fugacidad y la presión serán numéricamente iguales al llegar a las bajas presiones. La fugacidad puede ser reconocida como una medida idealizada de la presión de un gas. 5.2
ACTIVIDAD
Puede definirse la actividad de una sustancia como la razón existente entre su fugacidad y la fugacidad en su estado estándar. Matemáticamente: a
=
f
o' f
(5.5)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
76
y CINETICA
EN METALURGIA
donde a es la actividad, f es la fugacidad en cualquier estado, arbitrariamente, y fO es la fugacidad en el estado estándar. Colocando los valores de fugacidad de la ecuación (5.5) en la (5.4) dG
=
ya que fO es constante a temperatura dG Integrando bitrari
RT d 1n (fo.a), también constante
=
RT d 1n a.
la ecuación anterior desde el estado estándar a cualquier estado ar-
° G - GO
=
RT 1n a - RT 1n aO,
donde aO 'es la actividad en el estado estándar. G - GO
CONSTANTE
Consideremos
Cuando aO vale uno
= RT 1n a.
En los capítulos que tratan de las soluciones, 11ado de la actividad:' 5.3
(5.6)
(5.7)
se hará un tratamiento más deta-
DE EQUILIBRIO
una reacción química: aA + bB + ... = rR + sS + ...
(5.8)
donde, a presión y temperatura constantes, A, B, .... son los reactantes, R, S. .. son los· productos y los prefijos son el número de átomos-gramos o mo1écu1asgramos de las correspondientes especies químicas. La variación
de la energía libre de la reacción t.G
EG'
producto
-
EG
(5.8) puede escribirse como:
reactante
(rGR + sGS + ....) - (aGA + bGB + ....).
(5.9)
Si los reactantes y los productos se presentan en sus estados estándar, entonces la variación de la energía libre, t.Go puede escribirse como, t.G
=
(OrG
) R + sG o S + ....) - (oaG A + bOG B + .....
(5.10)
FUGACIDAD,ACTIVIDAD
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
y
77
Restando las dos ecuaciones anteriores t.G- t.Go = (r(GR - GO R) + s(GS - GOs) + •... ) (a(GA - GOA) + b(GB - GOB) +
""J.
Sustituyendo los valores de (G - GO) de la ecuación (5.7), t.G - t:.Go= [r(RT ln aR) + s(RT ln aS) + ...• (a(RT ln aA) + b(RT ln aB) +
J-
""J,
° t:.G
o
(5.11)
Si los reactivos y los productos están en equilibrio unos con otros, la variación de energía libre t:.Ges cero y por lo tanto _Go
=
u
-RT
1n
r s a R·a S····
r
b
a
a
A·a B
s
El término [aaR·abs" ") se lo conoce como "constante de equilibrio termodináa A·a B""
mico" o "constante de equilibrio", designándolo simbólicamente por K. Luego,en el equil ibrio t:.Go= -RT ln K.
(5.12)
En el caso de las unidades tradicionales, óGo se expresa en cal y el valor de R es de 1,987 cal/(grado)(mo1) . Reemplazando el valor de R y cambiando por Ioqadecimal, la ecuación (5.12) se transforma en óGo
=
-4,575 T log K.
(5.13)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
78
y CINETICA
EN METALURGIA
En el caso del SI de unidades, ~Go se expresa en Julios y el valor de R es de 8,314 J/(K)(mol)). El equivalente de la ecuación (5.13) en el SI de unidades"es óGo = -19,147 T log K. Es evidente por la ecuación (5.12) que la constante de equilibrio de una reacción puede calcularse conociendo la variación de la energía libre estándar de la misma . La aplicación de la constante de equilibrio para predecir la estabilidad de un determinado óxido refractario sometido a una especificada presión atmosférica, se ilustra en el ejemplo S.A. El ejemplo 5.B demuestra cómo el valor de la constante de equilibrio ayuda a decidir la conveniencia de una mezcla gaseosa cuando se debe realizar el pulido de una hoja metálica sometida a un tratamiento térmico, mientras que el cálculo de la composición de equilibrio de una mezcla gaseosa ha sido ilustrado en el ejemplo 5.C. EJEMPLO 5.A Calcule
fa costante
de equil ibrio y la presión parcial de equil ibrio d~1 oxígeno
para la reacciÓn
óGo
259.940
+ 4,33 T log T - 59,12 T cal
(1.087.589 a 1727°C (2000 K). Además pronostique
+ 18,12 T log T - 247,36
T J),
la posibil idad de desconposic~ón
a Zirco-
nio puro en el crisol si la Presión es de 10-5 mm Hg (133 x 10-5 N/m2) y la temperatura es la citada anteriormente. SOLUCION:
La variaciÓn
de la energía
1 ibre estándar
para la reacción
(S.A.I) a 1727°C (2000 K) está dada por o
óG 2000
259.940 + 4,33 x 2000 x log 2000 - 59,12 x 2000 170.330 cal.
La constante ecuaciÓn
de equil ibrio de la reacciÓn
(5.A.I) puede calcularse
(5.13) Y así el valor de K a 1727°C está dada por,
util izando l,
FUGACIDAD,ACTIVIDAD
y
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
79
170.330 4,575 x 2000
log K
-18,61. .a 1cu 1ando el ant i1oga ritmo, K
.a constante
de equil ibrio de la reacción K
aZr·a02
(5.A.l) es
,
-z r O 2
donde aZr' a y a son las actividades del Zr, O2 y Zr02 respectivamente. Zr02 02 Suponga que los gases se comporten idealmente y que por lo tanto la actividad del
oxígeno
pueda ser reemplazada
por su presión parcial, es decir
K
dónde P02 es la presión parcial del oxígeno en equil ibrio con el Zr y el Zr02 . La presión mencionada en la ecuación de K es la relación entre la'presión par:ial d~ gas (expresada en atm) y
la presión estándar
tanto no tiene unidad. En consecuencia cionada expresión
la magnitud
por ejemplo
1 atm, por lo
del término presión en la men-
es igual a la ~resión parcial del gas expresada
en atm.
Desde que tanto el Zr como el Zr02 son puros y por 10 tanto sus actividades 1en ser tomados como la unidad, se supone que
(5.A.2)
K
c.c
Iocando el v.alor de
K
pue
en la ecuación
(·5.A.2)
2,455 x 10-19 atm
Po 2
760 x 2,455 x 10-19 mm Hg 1,865 x 10 :-esió E
;
,
-16
mm Hg.
parcial del oxígeno en equilibrio con el Zr y el Zr02 a 1727°C es -16 mm Hg. En otras palabras, si la presión parcial dei oxígeno en
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
80
y
CINETICA EN METALURGIA
el sistema está por debajo de este valor a 1727°C, entonces el Zr se descompondrá. En el problema presente, el vacío es del orden de 10-5 de mm Hg 10 que es equivalente a una presión parcial de 'oxígeno de 0,21 x 10-5 mm Hg (suponiendo que el aire contiene en volGmen un 21% de oxígeno) presión parcial
y este valor es mayor que la
de equil ibrio del oxígeno en contacto
con el Zr y el Zr02 a 1727 la descomposición del Zr
°c. Por 10 tanto, no hay posibil idad de que se produzca en el e r iso 1. EJEMPLO 5.B Calcule la constante
de equil ibrio para la reacción
a 750°C (1.023 K) a partir de los siguientes + ~(02)
=
; 6Go
=
datos
-58.450 + 23,55 T cal (-244.555 + 98,53 T J).
(H2)+ ~(02)'~
(H 0);
2
6Go
=
-58.900 + 13,1 T cal (-246.438 + 54,81 T J).
¿Puede una lámina de níquel puro ser pulida a 750°C (1 023 K) en una atmósfera que contenga 95% de vapor de H 0 y 5% de H2 en volumen sin oxidarse? 2 6Go
=
-58.900 + 13,1 T cal.
; 6Go
=
-58.450 + 23,55 T cal.
(H 0);
2
restando . + (H20); 6Go
f1Go 1023, (5.B.1)
-450 - 10,45 x 1023 -11 •140 cal.
De la ecuación
(5.13) se,deduce log K
-450 - 10,45·T cal.
= -
que 6Go 4,575 T .
(5.B.l)
y CONSTANTE
FUGACIDAD,ACTIVIDAD colocando
los correspondientes
81
DE EQUILIBRIO valores en la ecuación
anterior
11.140 log K = 4,575. x 1023 2,38; sacando antilogaritmo
K
Ya que
K
y
aNi
y
240. PH20.aNi PH ' aNiO' 2
aNiO tienen el valor de l~ unidad
K
Colocando
=
PH 2
°
el valor de K en la ecuación
(5.B.2)
(5.B.2)
240.
Así,la relación de equil ibrio
reacción
(5.B.l) a 750°C es de 240.
Consideremos
ahora un sistema cerrado en el cual el níquel y el óxido de níquel
se mantienen
a 750°C en una atmósfera
de H2-H20. Si la relación atmosférica de PH O/PH es menor que el valor de equil ibrio calculado, entonces podría ocurrir 2 2 l,lnareacción anticipada, es decir el óxido de níquel será reducido a Ni y H20 hasta que la relación la relación PH20/PH2
pH20/pH2
iguale al valor de equil ibrio. Inversamente,
es mayor que el valor de equil ibrio, ocurrirá
inversa, es decir el níquel se oxidará
hasta que alcance
p
equ i 1 i b r io . !Jternativamente,
supuesto .
e
resente ejemplo,
~=r sición
constante,
un valor constante
para PH O/PH 2
H20/PH2
si
una reacción su valor
mantenido,
de·
como en
2
por el pasaje de una rápida corriente
de. mezcla H2-H20 de por encima del níquel y del óxido de níquel a 750°C. Si
: -e ación Pk O/PH de la mezcla en estado gaseoso es menor que el valor de 2 2
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
82 equil ibrio, la reacci6n
y CINETICA EN METALURGIA
se de5plazará a la derecha, es decir el 6xido de niquel esto la relaci6n de PH O/PH de la corriente
se reducirá a niquel.Ocurriendo
2
gaseosa no cambia significativamente De un modo similar, ci6n se desplazará estable
y el estado estable
2
será el del níquel puro.
si el PH O/PH es mayor que ~I valor del equil ibrio la reac2 2 a la izquierda, es decir el niquel se oxidará y así el estado
será el del 6xido de niquel.
~n el ejemplo
presente,
la atm6sfera
95% de H20 y 5% de H2, es menor al valor de equil ibrio de
gaseosa contiene
decir que la relaci6n PH O/P es de 19. que es H ·22 240 a 750°C, por lo tanto se producirá la reducci6n una lámina de niquel es calentada dr& ser pul ida sin oxidarse. bre la superficie
del NiO. En consecuencia,
a 750°C, en la anterior
Adicionalmente
cualquier
atm6sfera
si
gaseosa,
po'
capa de 6xido presente
so'
de la lámina se reducirá.
EJEMPLO 5.C Una mezcla gaseosa de la siguiente
en t ra como al imentaci6n
composici6n
a un horno de fundici6n
en volumen
a 927°C (1200 K).
Calcule .l a cors-
posici6n de equil ibrio de la mezcla gaseosa suponiendo que la presi6n total en el horno es de I atm (101.325 N/m2) a partír de los siguiente. datos: -26.700 - 21,0 T cal (-111.713 - 87,86 T J) (C0 ); 2 (H 0); 2
t:.Go
-94.200
t:.Go
-58.900 + 13,0 T cal (-246.438 + 54.39 T J)
Suponga que todos los gases se comportan SOLUCION:
- 0,2 T cal (-394.133 - 0,84 T J).
idealmente.
Cuando la mezcla gaseosa que contiene
al imenta al horno, los gases tenderán a reaccionar
CO, CO2 y H2,el N2es inerte unos con otros hasta estable
cer el equil ibrio de la reacci6n (5. C.1)
Por lo tanto la composici6n
de la mezcla gaseosa en el equilibrio
será algo di-
FUGACIDAD,ACTIVIDAD
y
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
ferente de la original. estará presente energía
Como es evidente
presión parcial de los gases,
(S.C.l) el H20 también el cambio de
se reduce a encontrar
(S.C.I) y calcular
de la reacción
te de equil ibrio. Puesto que la constante
cilmente
de la reacción
en el equil ibrio. El problema
1 ibre estándar
83
el valor de la constan-
de equil ibrio está relacionada
la composición
con la
de la mezcla gaseosa puede ser fá-
calculada. (S.C.2) (S.C.3) (S.c.4)
Las expresiones
(S.C.2)-(S.C.3)-(S.c.4)
dan la reacción
requerida (S.C.S)
y la variación
~Go
de energía
=
(-94.200 - 0,2 T) - (-26.700 - 21,0 T) - (-S8.900 + 13,0 T) -8 600
La variación
libre está dada por
+
7,8 T cal.
de la energía
o ~G 1200,(S.C.S)
(S.C.6)
I ibroe de la reacción
(S.C.S) a 92rC
o
=
-8 600 + 7,8 x 1200
= 760 cal.
El valor de la constante
de equil ibrio a 927"C es K
=
antilog
= antilog
=
-760 ( 4,S7S x 1200 ( -O,138S )
0,7269.
Puesto que todos los gases se comportan
idealmente
tendremos
(1200 K) es
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
84 Colocando
el valor de K en la ecuación
y
CINETICA EN METALURGIA
anterior
rs. c. 7l
0,7269.
Esta igualdad tiene 4 incógnitas.
Para hallar el valor de ellas se necesitan
·tablecer por lo menos otras tres igualdades. (i)
La presión
es-
Estas se pueden deducir como sigue: es de 1 atm y la mezcla gaseo-
total en el horno de fundición
sa cont iene SO% de N2, por lo tanto, PH
(i i)
+ PCO + PCO
2
El sistéma gaseoso está compuesto las especies
(S.c.8)
O,S atm.
+ PH O
2
2
por carbono, hidrógeno
y
y oxígeno
moleculares
en equil ibrio son el CO, e02, H2 y H20. La cantidad total ya sea de carbono, hidrógeno u oxígeno permanece constante y es independiente cir tres expresiones hidrógeno
de la constitución
y el oxígeno,
sus presiones
molecular.
para la conservación
Luego, se pueden dedu-
de las masas del carbono,
las que pueden ser expresadas
en términos
el
de
parciales.
Si el número de átomos gramos o moléculas
de cada uno se representan
por ni' ten-
- dremos nC
neO + neO I
2n
no
nCO + 2neO
2
2
2
I
donde
las cantidades
representadas
(S.c.9) 2
= 2
2
neO + 2neO
2
cla a 927°C. Ya que el anál isis se hace en volumen porcional
al número de moles, es conveniente
rresponde
a 1 mol de la muestra
en equil ibrio de la mez-
por ciento,
considerar
10 cual es pro-
una masa total que co-
a anal izar. El número de moles de cada constitu-
yente es igual al volumen en porciento, hidrógeno
(S.C. 11)
+ nH O' 2
por la letra prima se refieren a la mezcla
gaseosa como se la anal iza y las demás a la composición
gramos de carbono,
(s.c. io)
+ 2n~ 0= 2n + 2n O' H H
nH
H
neo + nCO
2
y oxígeno
dividido
por 100. El número de átomos
se conserva
y por 10 tanto,
FUGACIDAD,ACTIVIDAD
y
85
CONSTANTE DE EQUILIBRIO ne
+
neo 30
"'j"'Q()
neo
2
10
+
"'j"'Q()
+
2nH O 2
+
O
+
2neO
0,4. o
2nH
o
2
20
100 0,2.
o
nO
neo 30
+
T50
20
T50
+
nH O 2
2 +
O
0,5. los valores de ne, nH y nO en las ecuaci ones
Colocando
(5. c. 9) ; (5.C.10)
y
(5.e.I1), +
neo
neo
ne 2 0,4.
2nH
+
2
2nH O 2
nH 0,2.
neo
+
2neo
+
2
nH o 2
no El,5.
:a-
¡ando las anteriores
ecuaciones
en términos de presión parcial con la ayuda
ee la ecuación n.
I
Pi
x:::e
es la presión total, tenemos:
ntotal
. P
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
86
+
Pea 2PH +
Pea
0,4. 0,2, y
2
+
2
Por lo tanto hay cinco ecuaciones PH O de la siguiente
CINETICA EN METALURGIA
2
+ 2PH o
2
2Peo
Pea
y
=
PH o 2
simultáneas
0,5. que relacionan
Pea'
manera:
2
+ .Peo
Pea Pea
PH
2 +
Peo 2PH
+
2
Peo
0,4,
2PH O 2
+
2Peo
0,2, Y +
2
A partir de las cinco ecuaciones
'PH
O
=
0,5.
2
anteriores
0,024 y
= 0,5,
PH o 2
2
+
2
+
2
0;7269 Peo' PH O' 2
2
Peo
PH
se pueden calcular
0,076
loS valores
de
0,324
= 0,076.
Pea 2
En términos
de yolumen
por ciento,
la composición
de equil ibrio de la mezcla ga-
seosa es:
7,6%,
eo
32,4%,
50%.
5.4
ECUACION DE VAN'T HOFF
La ecuación de Gibbs-Helmholtz
a presión constante d(ÓGO/T~ d(l/T
óHo.
se la representa
como
FUGACIDAD,ACTIVIDAD Sustituyendo
y
87
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
el valor de ~Go de la ecuación
(5.12)
(5.14)
o
d(ln K)
(5.15)
dT Esta última ecuación es llamada comunmente 5.4.1
de Van't Hoff.
INTEGRACION DE LA ECUACION DE VAN'T HOFF ,
A partir de la ecuación
(5.14)
se deduce que (5.16)
~Ho no es independiente de la .temperatura, por lo tanto para integrar la ecuación anterior, ésta debe convertirse a una forma en la cual no haya ningún término dependiente Puesto que Suponiendo
de la temperatura.
( o~H) aT
p
= ~C.
p
que Cp se expresa como
Cp
= a
+
bT - cT-2 ,
se tiene.
[~~HJP d~H
o
=
(~a +
~bT - ~cT-2)dT.
~aT +
~bT2 2
llevando esto al estado estándar
tegrando resulta: AHo
u
GE _
o es una constante
=
de integración.
+
~cT
+
~Ho'
(5.17)
88
PROBLEMAS
DE TERMCDINAMICA
Colocando el valor de ~Ho ~n la ecuación -R d(ln K) = MT
= -~},
ya que d(+)
EN METALURGIA
(5.16)
d[+) + ~b¿2 d[+) + ~~ d(+) + ~Ho d[+).
tenemos
-R d(ln K)
=
integrando
" CINETICA
2
_MT dT T2
_ ~bT
.-~a dT
_ ~b dT 2
7
T
dT
+ ~Ho d [+-)
- ~dT T.T2
- ~c dT3 T
+
~H
o d
[+).
la ecuación -R ln K
= - ~a ln T - ~b T + ~ 2
+
~THo +
I,
2T2
,
donde I es una constante de integración. Redistribuyendo
los términos
-R 1n K
+
M
1n T
+ ~b T 2
-
~ e
(5.18)
2T2
,los términos agrupados del lado izquierdo de la ecuación se los designa habitualmente como ¡; o "función sigma". Así
¡;
=
-R 1 n K +
M 1n T +
~b T 2
~ e - 2T2 .
(5.19)
Resulta evidente de la ecuación (5.18) que la constante de equilibrio de una reacción a cualquier temperatura puede calcularse a partir de los valores de las capacidades caloríficas de los reactantes y de los productos, admitiendo que se conoce el valor de la constante de equi librio para dos temperaturas diferentes,según se ilustra en el siguiente ejemplo. EJEMPLO 5.0 La
constante
de equil ibrio p~ra la descomposición
del óxido de níquel
FUGACIDAD,ACTIVIDAD son 1,514 x lO
-11
y
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
y_2,355 x 10
-8
a 527 y 727°C (800 y 1000 K) respectivamente.
Calcule el valor de la constante siguientes
89
de equil ibrio a 627°C (900 K) a partir de los
datos: 11,1B
(46,7B+8,45xlO-3
+ 2,02 x 10-3T cal/{grado)(mol)
J{K)(mol)).
en el rango 292° - 1527°C. 7,10 + 1,0 X 10-3T - 2,23 x 105 T-2cal/{grado)(mol)
Cp,Ni
4,1B4
(29,71 +
x 10:3 T - 9,33 x 105 T-2 J/(K) (mol)),en el rango 357°C-P.F.
7,16 + 1,0 x 10-3T - 0,4 x lOS T-2 cal/{grado)(mol)
(29,96 +
4,184 x 10-3 T - 1,67 x 105 T-2 J-'(K)(mo lj ) , en el rango 20 -272rC. 0
SOLUCION:
La variación
de la capacidad NiO
se expresa como-
=
t>C
p
Reemplazando
calorífica
Ni
+
para la reacción
~02
ECp,producto
- LCp,reactivo
por los valores apropiados
t>C
(7,10+
p
1,0 x 10-3T - 2,23 x 105 T-2) + }(7,16 + 1,0 x 10-3 T -
0,4 x lOS T-2) - (II,IB + 2,02 x 10-3 T) -0,5 - 0,52 x 10-3T - 2,43 x lOS T-2• -0,5.
Así Sustituyendo
t>b =
-0,52 x 10-3
y t>c = 2,43 x 105.
los valores de t>a, t>b y t>c en la ecuación
(5. lB) y pasando a 10ga-
ritmo decimal, 3 -4,575 log K - 2,303 x 0,5 log T- 0,52 ~ 10-
T
t>H
T
(5. 0.1)
+ l,
-4,575 log K - 1,151 10g T - 0,26 x 10-3T _ 1,251 ~ 105
T
=
t>Ho + l.
T
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
90 Colocando
los valores de K a 257°C
y
CINETICA EN METALURGIA
(800 K) en la ecuación
(5.0.1) 5
-4,575
10g(l,514 x 10 -11 ) - 1,151 log 800 - 0,26 x 10-3 x 800- l,215xI0 800x800 lIH o 800
+ 1.
Simpl ificando lIH
Igualmente,
colocando
(5.0.2)
45,7611.
el valor de K a 720°C (1000 K) ~n la ecuación lIH o 1000
De las ecuaciones
=
+ I
~
(5.0.1)
(5.0.3)
+ I = 31,0655
(5.0.2) y (5. o. 3) lIH
o
lIH
"800
o
o 1000
lIH
800 x 1000 x 14,6956 200
o
=
14,6956,
58.800. Sustituyendo
el valor de lIHo en la ecuación 58,80
I
+
=
-58,80
o
(5.0.3)
31,0655, 31,0655
+
-27,734. Sustituyendo
el valor de lIH -4,575
o
10g K - 1,151 10g T - 0,26 x 10 58.800
-To
(5.0.1)
e I en la ecuación
4,575 10g K
=
-
-3
T-
1,215 x 105 T2
27,734,
1,215 x 105 -1,151 10g T - 0,26 x 10-3T T2
-
5a800
-T-
+
27,734.
91
FUGACIDAD,ACTIVIDADY CONSTANTE DE EQUILIBRIO Para T
= 62rC
(900 K)"Y simpl ificando log K
-9,046.
Tomando el ant ilogaritmo, K El valor de la constante de equil ibrio a 627°C es de 8,995 x 10-10.
?RCICIOS ~ \. 5.1
La constante de equilibrio para la reacción
en el rango de 1563°C (1836 K) a 1750°C (2023 K) está log K Enuncie la expresión para tre /::,Go para la reacción
dadta
por
7 050 -T - - 3,17.
=
o como una función de la temperatura. También encuen-
/::,G
a 1600°C (1873 K) a partir de los siguientes datos
o
/::,G
5.2
=
-60.180 + 13,93 T cal (-251.793 + 58,28 T J).
Las constantes de equilibrio
+
para las reacciones
(CO)
+
(C02); K1
~ a~'as temperaturas son: ~!!!IIIIQ:..
e
600
700
800
900
1000
-.etrn:..
"
873
973
1073
1173·
1273)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
92
y
CINETICA EN METALURGIA
0,900
0,673
0,535
0,453
0,396
0,332
0,422
0,499
0,594
0,668
Calcule la constante de equilibrio de la reacción
a las temperaturas señaladas más arriba. Calcule además, el calor de reacción que se produce por el hidrógeno a partir del monóxido de carbono y del vapor" de agua, suponiendo que la reacción es independiente de la temperatura. La reducción completa del aW03 se cumple en cuatro etapas sucesivas, de lcuerdo a la siguiente secuencia:
5.3
10 W02,9 -3 792
-T-
50
+ +
H20; K1.
4,8268.
+ H2
=
50 9 W02,n + H20; K2·
10g K2
=
-1 442,5 T
50 36 W02,72 + H 2
=
50 36 W02
+ H20; K3'
10g K3
=
-T-
-801,7
+ 0,8615.
-2 '219
+
9 W02,9
10g K4 = -,.-
+
1,684.
1,5809.
F.ncuentre:unaexpresión para la variación de la energía libre estándar para la reducción completa del aW03, es decir
como una función de la temperatUra y por lo tanto, calcule su valor a 800°C (1073 K).
~GACIDAD,ACTIVIDAD ~5.4
y CONSTANTE
DE EQUILIBRIO
93
Calcule el vacío necesario para obtener molibdeno metálico de acuerdo a la reacción
a 800°C (1073 K) Y 1000°C (1273 K). Sabiendo que:
MoS2
+
2H2
+ 2 H2S ; K . 1
Mo
2H2S
= 2H2 + S2
remp., °C
800
1000
(Temp., K
1073
1273)
K2·
7,311 x 10-6
1,439 x 10-3
2,2 x 10-4
5,6 x 10-3
5.5 Calcule la relación CO/C02 en equilibrio con el carbono a 727°C (1000 K) suponiendo que la presión total es de 2 atm (202~650 N/m2). Sabiendo que:
2 C C
+
O2
o
= 2 CO; ~G 1000
+ O2 ..=
CO2;
-95,3 kcal (-398,7 kJ). -94,0 kcal (-393,3 kJl.
~Go1000
. ~.6 Calcule la presión parcial de equilibrio de los vapores de Zn y CO a l200°C (1473 K) de acuerdo a la siguiente reacción:
+
88.720
= (Zn)
+
(CO);
10,35 T 10gT
103,33 T cal
(371.204 + 43,30 T logT
- 432,33 T J).
+
Suponga qúe la reacción se produce en un recipiente cerrado, que no contiene aire. 5.7
Evalue la presión parcial de los vapores de Mg a 1200°C (1473 K) para la
siguiente reacción: 2 + 2 +
=
2(Mg) + <2 Ca 0.Si02>.
v
PRORLEMAS DE TERMODINAMICA
94 Sabiendo que: 2
+
y
CINETICA F:NMETALURGIA
6GO
152.600 (638.478
+
11,37 T'log T - 99,18 T cal
+
47,57 T log T - 414,97 T J).
2 +t= <2 Cao 5i02>; 6Go = -30.200 - 1,2 T cal (-126.357 - 5,02 T J). 5.8 En un convertidor de cobre se supone que ocurre la siguiente reacci6n en las últimas etapas: {Cu2S} + 2{Cu20} = 6{Cu} + (S02); 6Go = -87 - 5,13 T cal (-364 - 21,46 T J). Calcule la presi6n parcial de equilibrio del S02 a 1250°C (1523 K). Admita que ,ambos CU2Sy Cu20 coexisten como metales puros. 5.9 ¿Se descompondrá la magnesia contenida en un crisol sometido a 1000°C (1273 K) Y con ,un vacío de 0,01 atm (1013 N/m2)? Sabemos que:
= {Mg}
+
~(02);
6Go = 145.350 + 0,24 T log T - 26,95 T cal (608.144
+
1,0 T log T - 112,75 T
J).
5.10 ¿Se reducirá la wustita (FeO) a 727°C (1000 K) si el análisis de los gases del horno de fundición arroja valores de 28% de CO, 13% de CO2 y 59% de N2? Se sabe que:
+
H02) 6Go
(CO)
+
H02) 6Go
; -62.050
+
14,95 T cal (-259.617
+
62,55 T J).
+
20,75 T cal (-282.420
+
86,82 T J).
(C02); -67.500
~ 5.11 Calcule la constante de equilibriQ a 727°C (1000 K) para la reacción:
+
(CO) = '+ (C02)
FUGACIDAD,ACTIVIDAD
y CONSTANTE
DE EQUILIBRIO
95
a partir de los siguientes datos:
3 150 - 1,85 T cal (13.189 - 7,74 T J).
8 600 - 7,8 T cal (35.982 - 32,63 T J). Se formará FeO si se pule una lámina de Fe a 727°C (1000 K) en una atmósfera que contenga 10% de COi 2% de COi y 88% de N2? _ 5.12 Una de ~as etapas de un proceso industrial comprende el secado de carbonato de plata húmedo, por una corriente de aire cal iente a nooe (383 K) sin que se "produzca descomposición y de acuerdo con la siguiente reacción:
o óG 383
3,512 kcal (14,69 kJ).
:alcule la presión parcial mínima delC02 que deberá introducirse en la corriente de aire a usar.
<: ~
_-o
e han pulido placas de cromo a 72?OC (1000 K) en una atmósfera de hidrógeno húmedo. La presión del hidrógen6 húmedo es de 1 atm (101.325 N/m2). (i) Calcule el contenido de vapor de agua permitido en el hidrógeno para que no haya oxidación a 727°C (1000 K)~ (ii) Las placas de cromo pulidas se oxidarán cuando se enfrían a 227°C (500 K) en la atmósfera del horno', como se calculó en (i)? Desprecie la posibilidad de que se disuelva el hidrógeno en el cromo. Sabiendo que:
2 + 3(H 0)= + (H2); 2 3 o óG = -91.050 + 22,80 T cal (-380.953 + 95,4 T J).
6 Soluciones: I 6.1
INTRODUCClqN
Puede definirse una solución, ya sea sólida, líquida o gaseosa, como una fase homogénea compuesta de diferentes sustancias químicas, cuya concentración puede ser cambiada sin que se produzca la precipitación de una nueva fase. La composición de la solución puede expresarse de diversas maneras. En metalurgia es lo habitual hacer referencia a "masa por ciento" o a "átomo por ciento". Por ej: cons idere una sol uci ón que contenga n componentes. Supongamos que ms I' ms ; .... msi; .... mSn representan la masa de cada componente y nI; n2, .... ni' 2 .... nn es el número de átomos gramo de cada componente en la solución. Entonces la ,masa por ciento, del componente i, ms% i, puede expresarse como: ms% i
Similarmente,
mS + mS2 + .... mSi + .... I
el átomo por ciento del componente
mSn x 100.
i, átomo % i, se expresa como: x 100.
átomo%
Luego, en estas dos formas de expresión, las proporciones de cada componente es· tán relacionadas entre sí. En el caso de una solución binaria, A - B, la propor· ción será: ms% A
átomo% A
átomo% A x ms de A átomo% A x ms. de A + átomo% B x ms de B x 100. (6.1) ms% A iñSA ms% A + ms% B x 100. ms A ms B
,Otro modo de expresar la composición
(6.2)
es mediante la "fracción molar o atómica".
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
97
Fracción molar o átomica se define como el número de moles gramo o átomos gramo de la sustancia dividida por el número total de moles gramo o átomos gramo de todas las sustancias que componen la solución. Así en una solución de multicomponentes: nI; n2; .... ni; .... nn donde 1; 2; .... i; ....n son los moles gramos de los componentes, la fracción molar del componente i, xi' se expresa como: ni
(6.3)
X. 1
Sin embargo, es evidente que la suma de la fracción molar de todos los componen tes debe ser siempre igual a uno, es decir: (6.4)
~lgunas veces la composición de las escorias se expresa en términos de"fracción iónica". La fracción iónica del ion i puede ser definido como la relación entre el número de iones gramo del ion i y el número total de iones gramo de ambos signos. EJEMPLO 6.A Un bronce contiene el 70% en masa (ms%) de Cu y el resto es Zn. Calcule la compos ición de l bronce en átomos por ciento. Además, calcule la fracción atómica de Cu y ln en el mismo; las masas atómi cas son 63,54 y 65,38 respectivamente. ,OLUCION:
Apl icando la ecuación
átomo% Cu
(6.2)
70/63,54 70 + 30
63,5lI
65,38
100 x
70,62. átomo% Zn
(100 - 70,62) 29.38.
~licando
la ecuación
(6.3)
fracción atómica
del Cu 0,7062.
SOLUCIONES:
98 Así
fracciqn atómica del Zn
I
(1 -0,7062) 0,2938.
6.2
CANTIDADES MO~ARESIPAgCIALES
, El valor total de cual quter función de estado extensiva Z (es decir: V, H, S, G, etc.) de una soll:lciónqll~,contiene ni; n2; ....ni; .... moles gramo de componentes 1~ 2, .•..j, •••• respectivamente, puede considerarse como una función de la temperatura, de la presión y de la cantidad (número de moles gramo) de los diferentes componentes , es decir;' , Z = fH, P, ni' n2, ....ni' ....). El diferencial tot~l p'lede expresarse como
az '
(
+ [~~')T,nl,n2'"''
(~{)p,nl,n2""
t [~~')
. 2 T,P,n1,n3, ....
+ ••••
+ Zi + •...
+ ....
+ [~~JT.p,n2'"''
+
],
(6.5)
"
donde, en gen~ral
i. . 1
az' ) ( an')T P 1 , ,n1,n2,····ni_1' ni+1' .•..
l.1 se refiere a la propiedad· molar parcial del componente i en la solución y pue, de ser definida como el grado de variación de la propiedad extensiva Z cuando una cantidad infinitesimal del componente i se agrega al sistema, conservando la temperatura, la presión y las cantidades de todos los otros componentes constantes.
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
99
Las propiedaJes molares parciales son propiedades intensivas.Para un sistema a temperatura y presión constantes el valor total de la propiedad extensiva Z está dada por I
I
Z
y
¿ n • Z. 1
(6.6)
1,
el valor de la propiedad extensiva por mo1 del sistema Z está dado por (6.7)
donde xi es la fracci6n molar del componente i. Puesto que Z puede ser cualquier propiedad extensiva, podemos establecer la siguientere1aci6n: V
xlVI +
xi2
+
xiVi + .... ,
H
xIHI
xii2
+
xiHi +
S
xISI + x2S2 +
xiSi +
G
xIGI + x2G2 +
xiGi + .. ":-'
+
.... ,
donde V, H, S Y G representan: el volumen molar, la enta1pía, la entropía y la energía 1tbre respectivamente. La energía libre molar parcial también.se la conoce como potencial químico y se la designa por- u. Las variadas cantidades mo1ares parciales se vinculan unas con otras por las re~ laciones previamente mencionadas para un sistema de composici6n fija. Escribamo~ algunas de ellas: Gi
r
Gi oT ) P
r
¡¡(G;/T) J l o(l/T} P
Hi - Si'
Hi
TSi
(6.8) (6.9)
(6.10)
SOLUCIONES:
100
aG,) [~
_
(6.11)
T = Vi'
En el cap{tulo anterior se había determinado dG
6.3
que
= RT d In a,
luego, para el componente dGi
= RT
i en una solución, (6.12)
d In ai.
ECUACION DE GISSS-DUHEM
La ecuación de Gibbs-Duhem para cualquier función de estado extensiva peratura y presión constantes se la puede expresar como: 1: xi
(6.13) y presión constantes,
Xa·dZA + xs.dZs
= O.
(6.14)
Puesto que Z puede representar cualquier función de estado extensiva, de las formas de la ecuaciór de Gibbs-Duhem sérían:
La aplicación
Z a tem-
dZi =0.
Para un sistema binario A-S, a temperatura
6.4
1
algunas
xA·dVA
+
xS·dVS
O.
(6.15)
xA·dHA
+
xS·dHs
O.
(6.16)
xA·dSA
+
xS·dsS
O.
(6.17)
xA.d13A + xs.dGB
= O.
de la ecuación de Gibbs-Duhem
se desarrollará
(6.18)
más adelante.
DETERMINACION DE CANTIDADES MOLARES PARCIALES A PARTIR DE CANTIDADES MOLARES.
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
101
En una solución binaria A-B las cantidades molares parciales lA y lB pueden relacionarse con la cantidad molar Z como
l + (1 - xA) [~~At
ZA
(6.19)
' B
Y
L + (1 - xB) [~~Bt
ZB
(6.20)
.
- A Con la ayuda de las ecuaciones (6.19) y (6.20) ZA y ZB pueden hallarse conocien do l, ya sea en forma analítica o gráfica. Analíticamente puede observarse que si l se expresa en forma empírica, entonces una expresión para ZA y ZB resultará de estas ecuaciones. Los valores de lA y lB también pueden hallarse gráficamente si la cantidad molar l es conocida por encima del rango de su composición El método consiste en tr-azar un gráfico que representa el valor de la cantidad molar l y la concentración expresada en fracción molar de cualquiera de los com ponentes. Se traza 1uego 1a tangente a 1a curva en e1 punto que corresponde al valor de la concentración relacionada con el de la cantidad molar parcial (diga nos a M). Ver la figura 6.1. Los valores de lA y lB se obtienen de la intersección de la tangente con los ejes a xA = 1 Y x = 1 respectivamente. 'El cálculo de las cantidades molares B parciales se ilustran en el ejemplo siguiente. EJEMPLO 6.8 Las entalpías
de una mezcla-aleación
de Cd-Sn a 500°C (773 K) son:
O
0,1
0,3
0,5
0,7
0,9
1,0
M, cal/mal
O
298,2
652,4
800,0
6 205,0
251,5
O
M, J/mol
O
1 247.7
2 729,6
3 347,2
25.962,0
1 052,3
~Cd 6H
(6H
Calcule el valor de las entalpías una aleación
molares parciales de una mezcla de Cd
similar que contiene 60 átomos % de Cd.
O) •
y
Sn en
SOLUCIONES:
102
I
r
z
r
l'
KA
Fig. 6.1
Método gráfico
para calcular
tir de las cantidades
SOLUCION:
Para hallar -M
las cantidades
molares
parciales
los valores
de las entalpías
molares
-'M
parciales
cla de Cd, HCd' y de Sn, HSn' se diseña un gráfico como se muestra 6.2, donde se registran
a par-
molares.
~HM y xCd y se traza la tangente
de la mez-
en la figura
que para xCd da el va-
lor de 0,6. M y -M de -HCd H están dados por l" as Intersecciones Sn ejes en xCd= 1 y xSn= 1 (es decir xCd= O) respectivamente.
Los valores
d e 1a t~ngente con los
I
PROBLEMAS
DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA
320 eal/mol
103
1 360 e¡¡l/mol.
1600.-------------------------------------,
F i g.
6.2
De r e rm! nae ión gráf cla
6.5
de,Cd
LEY DE RAOULT:
1as enta 1 pías
i ea de
mo 1ares
parci
a 1es
de una mez-
y Sn.
SOLUCIONES
IDEALES
Una de las formas de la ley de Raoult enuncia que el descenso relativo de la pre sión de- un solvente debido a la adición de un soluto es igual a la fracción mo~ lar del soluto en la solución. Considere dos sustancias A y B que forman una solución. Admita que PA y PB son las presiones parciales de A y B para cualquier compos~ción particular y P~ y P~ son las presiones de vapor ejercidas sustancias puras A y B. Por- lo tanto. de acuerdo a la ley de Raoult:
P~
- PA o PA
Y
P~
o PB
PB
por las
SOLUCIONES:
104
donde xA y xB son las fracciones molar~5 de A y B respectivamente. (xA + xB) = 1, la relación anterior puede escribirse
En general
PA po A
xA'
Pi o Pi
xi'
y
PB o PB
1
Puesto que
xB·
(6.21)
Suponiendo que el vapor se comporte idealmente, (5.5) tenemos la
en combinación
con la ecuación
(6.22) Se evidencia por la ecuación (6.21) que la presión de vapor de cualquier componente de una solución es directamente proporcional a la fracción molar de ese componente en la misma, siempre que se acepte que la solución cumple la ley de Raoult. Además, si esto se verifica, la actividad de cualquier componente es igual a la fracción molar de ese componente presente en la solución. La solución que cumple la ley de Raoult se la designa como "SOLUCION IDEAL". Se ha observado que en las soluciones comunes la actividad de un componente es directamente proporcional a su fracción molar. Su valor puede ser mayor o menor que el valor esperado a partir de la solución, si ella cumple la ley de Raoult, según se observa en la figura 6.3. También se ha encontrado que la ley de Raoult es aplicable a un buen número de sistemas con altas concentraciones de solvente como se demuestra en la figura anterior. EJEMPLO 6.C Durante un proceso básico en crisol abierto, óxido de Fe (FeO) de las escorias equil ibrío verdadero.
se comporta
El acero contiene
másico de la escoria da:·
la reacción del manganeso en condiciones
con el
muy aproximadas
0,065 átomos % de manganeso
al
y el anál isis
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
CINETICA EN METALURGIA
y
105
FeO - 76,94% MgO -
3,74%
SiOZ
- 1,06%
y
CaO - 0,25%.
"O
o
"O
•.. u
«
Fro ccicn molar
Fig. 6.3
Calcule
Relación entre la actividad y la concentración de un componente en una solución,mostrando desviaciones positivas y negativas de la ley Raoult. el valor de la constante
bre estándar
de equil ibrio y la variación
cori~ y el sistema Fe-Mn se compartan el efecto de otros metaloides Sabiendo
idealmente a esa temperatura.
presentes en el acero.
que: Masa molecular
del FeO: 71,85, Fe20 : 159,85, 3
MnO: 70,94, MgO: 40,32, Si02: 60,09 SOLUCION:
de la energía
para la reacción anterior a 1655°C (1928 K) suponiendo
La reacción que ocurre puede expresarse
(FeO)escoria
y
CaO: 56,08.
como:
+ [Mn)metal = (MnO)escoria
+ [Fe)metal'
1 i-
que la esDesprecie
SOLUCIONES
106 La constante
de equil ibrio puede escribirse
K
Ya que la. escoria tividades
(aF O) . e total
Y el sistema
(aMnJ
idealmente
en sus respectivas
presentes
a 1655°C,
fracciones
en el acero. es despreciable
por c tento del Mn es un valor pequeño, puedetsuponerse
como:
Fe-Mn se comportan
pueden ser transformadas
efecto de otros metaloides
por 10 tanto la fracción
las ac-
molares.
El
y los átomos
mo.lar del Fe
igual a 1. Asi:
K
El anál isis de la escoria
(x
) FeO total
se da en por ciento de la masa. La fracción molar de
FeO, Fe20 y MnO se calculan 3
como sigue:
mol-gramo (c = ~)
masa en % (a)
masa en moles (b)
FeO
76,94
71,85
1,0710
Fe20 3 MnO
4,15
159,85
0,0259
13,86
70,94
0,1954
3,74
40,32
0,0927
Si02
1,06
60,09
0,0176
CaO
0,25
56,08
0,0044
Componentes de la ·escoria
MgO
En la escoria,
:1
están presentes en la forma de Fe20 . Por 3 molar del Fe20 deberá convertirse en FeO para obtener el 3 valor total de xFeO. Puesto que la reacción para producir FeO se efectua según la ecuación: 10 tanto
el hierro y el oxigeno
la fracción
se. admite que 1 mol de Fe20 dará 2 moles de FeO. 3
PROBLEMAS
DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN t~ETALURGIA
107
Por 10 tanto: Total de moles gramo de FeO
=
moles gramo de FeO + 2 x moles gramo de Fe20 3
1,0710
+
2
x
0,0259
1,1228. Total de moles gramo de los constituyentesde
la escoria
1,1228 + 0,1954 + 0,0927 + 0,0176 + 0,0044 1,4329.
Fracción molar del FeO total en la escoria,
(x)
FeO tota I
_ 1,1228 - ~1, 329
I • '1~.":l
= 0,7835. Fracción
molar del MnO en
la escoria,
_ 0,1954
(XMnO)
- T;1i329 = 0,1363.
Fracción
molar del Mn
_ 0,065
- --¡-oo
metál ico, (XMnJ
= 0,065 Colocando
los valores
apropiados
K
x
10-2.
en la relación
para K,
0,1363 0,7835 x (0,065 x 10-2) 267,6.
óGo
-4,575 T log K -4,575 x 1928 x log 267,6 -21.410 cal.
SOLUCIONES: I
108 EJEMPLO 6.0
Se hace pasar
gas cloro a 390°C (663 K) por un recipiente
residual, no extrayéndose
de Pb que contiene
ninguna otra impureza y produciéndose
la
Zn
siguiente
reacción:
(zn'Jpb_zn + (PbCl \ = I'PbJ'PbZ + (ZnCI2) 2 escorl'a' - n ' . escoria La variación
de energía
1 ibre estándar
cal (-63.137 J) Y la escoria a 0,983. La actividad
de esta reacción a 390°C es de -15.090
final de Cl tiene una fracción molar de ZnC12 igual para una
del Zn en el Pb a la temperatura ,ya mencionada
solución muy diluida de Zn en Pb se da como
Calcular suponiendo
masa %)
el nivel en el cual la remoción de Zn (en que el sistema PbClí-ZnC12
se comporta
idealmente.
pueda efectuarse, Las masas atómicas
del Pb y el Zn son de 207,2 y 65,38 respectivamente. SOLUCION:
Por la reacción
puede escribirse
que o
ÓG
-RT
In K
-4,575 T
1 -
1 - 0,983
=
0,017.
PROBLEMAS La actividad
EN METALURGIA
109
del Pb puede tomarse como 1, suponiendo
que el ln está presente en
muy pequeRa cantidad. D. 1)
y CINETICA
DE TERMODINAMICA
Colocando
los valores apropiados
a 390~C, la ecuaci6n
(6.
se esc r ibe -4,575 x 663 x log
-15.090
1 x 0,983 [29xln xO, 017
J
y simpl ificando 2,I17xl0,
es decir que los átomos por ciento del ln Expresando
la concentración
=
(2,117xl0-3)
que 2,117 x 10-3 es extremadamente
ms%
2,117 x 10-3,
del ln en masa % con la ayuda de la ecuaci6n ~. 1)
ms~; de ln
fa
-5
de ln
x 65,38 x 100
pequeRo,
0,1385 (0,1385 + 20720) x 100 6,68 x 10
-4 .
Por 10 tanto el contenido en ln del Pb puede ser disminuido
hasta
6,68 x 10-4
ms%
6.6
SOLUCIONES
una solución
NO IDEALES: CONCEPTO
DEL COEFICIENTE
DE ACTIVIDAD.
no ideal o real es aqu~l1a en la cual la ecuación
(6.22) no
se
cumple por lo menos para uno de sus componentes. Un factor de conección Yi conocido como coeficiente de actividad raoultiano del componente; , se introduce en la ecuación (6.22) de tal modo que pueda aplicarse a las soluciones no ideales.
Así:
El coeficiente
de actividad
depende de la temperatura,
de la presión y de la
SOLUCIONES:
110
I
composición de la solución. Obviamente. para una solución ideal 1.
(6.24)
EJEMPLO 6.E
Las actividades
del aluminio a diferentes
concentraciones-
en soluciones
de Al-
Cu, a 1100·C (1373 K) son:
X
A1
0,90
0,75
0,63
0,53
0,45
0,38
0,30
0,20
0,10
0,89
0,&9
0,50
0,31
0,20
0,10
0,03
0,005
0,008
Calcule el coeficiente
de actividad
del Al en una sol~ci6n que contiene 49 ¡to-
mos por ciento de Al. 50LUCION: Para encontrar el valor de aA1 y por 10 tanto el YA1' para xA1 = 0,49, se traza un .gr¡fico entre xAI y aAI, según se observa en la figura 6.4.
Fig. 6.4
GrHico aleaci6n
que relaciona de Al-Cu.
la actividad
y la fracci6n molar del Al en una
~
PROBLEMAS DE.TERMODINAMICA YCINETICA De acuerdo
EN METALURGIA
a este gráfico, el valor de aA1 para xA1
=
111 0,49 es 0;25. Por 10 tanto
_ 0,25 YAl - 0;49
= Así, el coeficiente
6.1
de actividad
0,5102.
del Al para XA1
0,49 es de 0,5102.
LEY DE ·HENRY: SOLUCIONES DILUIDAS
La ley de Henry establece Que la presión parcial de vapor de un soluto en una solución diluida es proporcional a su fracción molar. Ver la figura 6.5.
'"
••
"O
"C
o
~
o:. u
'"
Fraccion
Fig. 6.5
molar de A,
xA
La actividad del soluto A versus su fracción mo1ar.(Para una desviación negativa de la ley de Raou1t la curva se aproxima a una línea recta a bajas concentraciones, cumpliendo de este modo la ley de Henry) .
Si en una solución A-B, al soluto se 10 designa A, de acuerdo con la ley de Hen ry
SOLUC 1ONES: 1
112 P
donde KA es constante o
A
(6".25)
=
para una temperatura
dada. Dividiendo
esa expresión
por
PA '
aA
= constante.
(6.26)
xA.
La constante en la ecuación anterior es igual a la pendiente de la curva actividad-composición a dilución infinita, o a la pendiente de la curva a concentración O d~ A Y se la designa por y~. Recalquemos que Y~ es el coeficiente de actividad a dilución infinita. La 1ey de Henry se ap 1ica, igua 1 que 1a. de Raou 1t, a un amp 1io rango de concentraciones, que varían de un sistema a otro, pero su validez es plena sólo para bajas concentraciones. 6.8
ALTERNATIVA
DE LOS ESTADOS ESTANDAR.
Para soluciones no ideales, a veces es más conveniente usar magnitudes termodinámicas como: las variaciones de energía libre estándar, la actividad, el coeficiente de actividad, etc., relacionadas al estado estándar más bien que al de sustancias puras. La ley de Henry ofrece dos estados estándar alternativos: "d lluc ón infinita, fracción atómica" y "dilución infinita, masa por ciento". í
en masa". 6.8.1.
ESTADO ESTANDAR
DILUCION
INFINITA, FRACCION ATONICA
Este estado estándar se define como aquél en que la actividad ma a la fracción atómica a dilución infinita, es decir: hA
x A cuando xA
->-
henriana se aproxi-
O,
donde hA significa actividad henriana de A. En otras palabras, en la gama de concentraciones en la que se cumple la ley de Henry, la fracción atómica es igual a la actividad. Por fuera de esta gama de concentraciones, la actividad se relaciona a la fracción atómica por la ecuación h
A
=
(6.27)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
113"
CINETICA EN METALURGIA, ,
,
donde fA es el coeficiente de actividad henriano de A_relativo al estado estándar de dilución infinita', fracción atómica. La relación entre la actividad de A relativa al estado estándar de la sustancia pura y la actividad de A relativa al estado estándar de dilución infinita, fracción atómica está dada por:
l'
act.de A relativa al esto estándar de la susto pura 0J act.de A relativa al esto estándar de di1.inf.,f.rac.at6mical'=YA xA=cons (6.28)
tante
o donde YA'es el coeficiente de ~ctividad raoultiano de A a dilución infinita.
La variación de energía libre que acompaña la transferencia de un molde A desde la forma pura de A como estado estándar al de dilución infin~a, fracción ató mica, como estado estándar, es decir: A(estado estándar de .la sust.pura)-+A(estado estándar dilución infinita, fraccjón atómica) está dada por, ~Go
O = GAO (estado estándar sustancia pura) - GA(estado estándar fracción
atómica diluida) act.de A relativa al est.estándar de ,la,sust.pura 1 RT In (activ.de A relativa est.estándar dil.infinita, frac.atómicaJ
= RT In y~. 6.8.2.
(6.29)
ESTADO ESTANDAR DILUCION INFINITA, MASA POR CIENTO
Este estado estándar es ampliamente usado en metalurgia, especialmente en 10 referente a la composición de aceros; puede definirse como aquél en que la actividad henriana se aproxima a la masa por ciento a dilución infinita, es decir hA = ms% A cuando ms% A ..•. O. Suponiendo que la solución cumpla con la ley de Henry hasta el 1 ms% de A, en-
SOLUC IQNES: 1
114
tonces hA representa la unidad pdra esa concentración y por 10 tanto el estado' estándar es el 1 ms% de la solución. Las desviaciones de esta igualdad de actividad y masa porcentual se miden en términos del coeficiente de actividad henriano relativo al estado está~dar de dilución infinita, masa por ciento es decir: (6.30) Si bien en ambas ecuaciones (6.27)y (6.30) hA Y fA han sido usadas para designar la actividad henriana y el coeficiente de actividad de A, respectivamente, en la ecuación
(6.27) ellas se relacionan al estado estándar de dilución infinita,
fracción atómica, mientras que en la (6.30) 10 hacen con el estado estándar ma sa por ciento, de dilución infinita, Igual que en el caso anterior, pero para la masa % se tiene: r~ctiV. de A estado estándar sustancia pura = o lactiv. de A estado estandar ms% diluido YA'
XA
I
ms% A)x =constante A
(6.31) La variación de energía libre que acompaña la transferencia de un mal de A desde la·forma pura de A como estado estándar al de dilución infinita, masa por cie~ to como estado estándar, es decir: A(estado estándar sust.pura)
+
A estado estándar,dilución
infinita, ms%.
está dada por t:,.Go
GO
A (est.estándar
di1.infinita,
ms%)-
GO
A(est.estándar
sust.pura)
RT ln(activ
de A relativa estado estándar sustancia pura ] activo de A relativa estado estándar dilución infinita ms %.
o RT In YA'
xA
ms% A .
Para bajas concentraciones que
(6.32)
del soluto A en la solución A-B, puede demostrarse
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
donde MA Y MB son las masas moleculares ción (6.32) puede escribirse como:
115
de A y B respectivamente.
Luego la ecua-
RT 1n(y~ RT In
Y~
+ RT In (10~BM ) A
(6.33)
Cuando se usan los estados estándar la expresión 6GO =_
RT 1n K
RT 1n (Producto de 1as acti vi dades de los productoS) l!roducto de las actividades
de los reactantes
es válida, pero el valor numérico actual de 6Go y K dependerá del estado estándar usado. La aplicación de la alternativa plos siguientes.
del estado estándar se desarrolla
en los ejem-
EJEMPLO 6.F
Una colada de acero contiene 0,002 ms% de oxígeno. Se agrega una porción de vanadio a 1557°C (1830 K) para preparar un producto que contenga qué proporción
Ims% de vanadio. En
debe disminuirse- el oxígeno de la colada para impedir la pérdida
de vanadio?
Sabiendo que:
6GO
=
-186.520 + 64,0 T cal (-780.400 + 267,8 T J).
SOLUCIONES:
116 SOLUC:,I ON:
La variación
de energía
1 ibre estándar
para la reacción
I
dada a 1557
°c (1830 K) está dada por
-186.520
+ 64,0 x 1830
-69.400 cal.
la constante
de equil ibrio de la reacción
log K
a 1557°C está dada por 69.400 4,575 x 1830
4,575 x 1830
8,289.
usando antilogaritmos
Ya que los estados en la reacción, rectamente
K
estándar
corresponden
ser sustituídas
1,945xl0.
del vanadio
8
y el oxígeno,
a diluidos,
como se los representa
masas por ciento,
por las ,actividades.
las mismas
pueden di-
Así:
K
( ms% la actividad
del V20 es unitaria, 3
por-que
se presenta
al estado
puro y por 10
tanto: ,1
K
Colocando
los valores
de K en la relación
anterior:
1,945 x 108 5,140 x 10-9
la expresión
escrita
1 ibrio con el vanadio
arriba muestra en el acero.
que hay una cantidad La cantidad
de oxígeno
fija de oxígeno
en equi-
en equil ibrio con
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
117
1 ms% 'de V es tá dada po r lx (ms% o
0]3
(ms% .O)
Por lo tanto:
0,001726
ms%
5,140 x 10-9,
1,726 x 10
-3 .
de oxígeno está en equilibrio
con el 1 ms%
de
vanadio. Si hay más oxígeno que este en el acero, como en el caso presente(O,002 ms% ) se formará V20 . Por 10 tanto, para prevenir este hecho el contenido 3 oxígeno del acero deberá bajar de 0,002 ms% a 0,001726 ms%.
de
EJEMPLO 6.G
El coeficiente
de actividad
del cromo en dilución
infinita en hierro relativo a
la del cromo sól ido puro en su estado estándar se 10 toma como unidad. Calcule la variación
de energía
forma infinitamente
libre cuando el cromo sól ido se disuelve en hierro en una diluida.
Considere
la solución en masa por ciento de cromo en
en hierro líquido a 1800°C (2073 K) a partir de los siguientes Calor de fusión del cromo
5 000 cal/mol
datos:
(20.920 J/moJ)
Punto de fusión del cromo Masa atómica del Fe y
SOLUCION:
.La disolución
tamente diluida, en ms%
e-
55,85 y 52,0 respectivamente.
del cromo puro líquido en el hierro, en forma infinide solución de cromo en hierro líquido puede represen-
ta rse: {Cr}
la variación
est.est.sust.pura
[c-] Fe,
ms%
de energía 1 ibre de acuerdo a la ecuación
(6.33) est; dada por:
donde MFe y MCr son las masas atómicas del hierro y el cromo respectivamente
y
SOLUC IONES:
118
1
o
YCr es el coeficiente Colocando
de actividad
los valores apropiados
6G~073
raoultiano
infinita.
para 1800 .c , 0
4,575 x 2073 x lag 1 + 4,575 x 2073 x lag [1~~,~552] = -18.670
cal.
Ese cálculo se apl ica a la variación °C. Sin embargo,
del cromo a dilución
en la ecuación anterior
de la energía
se requiere encontrar
1 ibre del cromo
la variación
mo sól ido a 1800°C y por lo tanto la variación
de energía
de energía
líquido a 1800
1 ibre para el cro-
1 ibre que acompaña
a la
fusión del cromo, es decir
estado
estándar
sustancia
pura
{Cr}estado
estándar
sustancia
pura. (6. G.l)
debe ser tomado en cuenta.
La entropía
de fusión del cromo, Sf' en su punto de fusión
Calor de fusión Punto de fus ión . 5000 (1830 + 273) = 2,378 cal/(grado)
Suponiendo
que la entropía
dientes de la temperatura,
de fusión, Sf la variación
y
el calor de fusión, Hf sean indepen-
de energía
1 ibre de la reacción
(6.G.l)
a 1800°C esta dada por
5000 - 2073 x 2,378 71 cal.
Por 10 tanto
{Cr}estado
estándar,sustancia
pura
(mal).
-18.670 ea 1 .
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
CINETICA EN METALURGIA
y
119
; !J.Go= 71 cal.
Por lo tanto, la variación mo puro sól ido a
de energía
dilución
1 ibre que acompaña
infinita, en ms%
la disolución
de solución
del cro-
de cromo en hierro
es de -18.599 cal/mol.
EJERCICIOS 6.1 Una aleación de aluminio-magnesio contiene 91,5 % de átomos de aluminio. Calcule la composición de la aleación en ms%. Las masas atómicos del Al y el Mg son 26,98 y 24,32 respectivamente. 6.2 De -acuerdo a la teoría iónica, una escoria básica que tiene la siguientelcomposición: CaO
48,9 %, MgO
6,7 %, MnO
=
1,6 %, FeO
=
g,O %,
2+ 2+ 2+ - 2+ 3+ 4332 consiste de Ca , Mg , Mn _ , Fe , Fe , Si0 ' P04 ' A103 e iones O-libres. 4 Calcule la fracción iónica de cada ion presente en la escoria. Los valores de las masas moleculares son: CaO = 56,1; MgO = 40,3; MnO = 70,9; FeO = 71,8; Fe203 = 159,70; Si02 = 60; P205 142,0 Y A1203 = 101,90. 6.3 Al:
La tabla siguiente muestra los valores de la densidad de aleaciones
ms% Al
°
9,57 19,40 25,37
Fracción atómica del Zn
1,0000 0,7957
N°de átomosgramos en 100g de aleción 1,530 1,738
Densidad a 25 C, g/cm
Volumen -de 100g d~_alea3 clon,cm
7,143 6,131 5,345 4,953
14,00 16,31
3
de Zn-
Volumen por átomo gramo d~_alea3 Clon,cm 9,15 9,38
120
SOLUCIONES:
1
Complete la tabla calculando la fracción atómica del Zn, el número de átomo~9ramos en 100 9 de aleación, el volumen de 100 9 de la aleación y el volumen ocupado por 1 átomo gramo de la aleación. Además, encuentre el volumen molar parcial (atómico) del Zn y el Al a 25°C en una aleación que contiene 0,75 de fracción atómica de Zn. Las masas atómicas del Zn y el Al son 65,38 y 26,96 respectivamente. 6.4
El calor molar de formación del bronce líquido, de acuerdo a la reacción: (1 - x){Cu}
+
x{Zn} = {Cu-Zn}
está dado por: 6HM
=
-7100.x (1 - x) cal (-29.706.x
(1 - x) J)
donde x es la fracción atómica del Zn. Determine las expresiones que relacionan " los calores molares parciales de formación del Cu y el Zn en el bronce líquido c(JI11acomposición de la aleación. 6.5 Calcule el calor molar parcial de la mezcla de Zn y Cd en una aleación de Zn-Cd que contiene 0,6 de fracción atómica de Zn, partiendo de los siguientes datos a 700°C (973 K): "x
Zn
Calor integral de mezcla, cal/mal ( Ca lar integral de mezcla, J/mol)
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
180
317
413
468
491
478
424
329
188
753
1 326
1 728
2 054
2"000
1 774
1377
787)
1958
6.6 Las energías libres integrales de mezcla (1653 K) son las siguientes:
GM, de una aleación de CrTi a 1380°C
xCr 6GM, cal/mol (6GM,
0,19
0,27
0,37
0,47
0,62
0,78
0,89
-811
-1238
-1432
-1569
-1650
-1632
-1417
-970
-3393
-5180
-5991
-6565
-6904
-6828
-5929 -4058)
0,09
J/mol
/'
\
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
Y
CINETICA EN METALURGIA
121
Calcule la energfa libr~ molar parcial de una mezcla de Cr y Ti en una solución que contiene un 0,47 de fracción molar de Cr a 1380°C (1653 K). 6.7 Calcule la composición de equilibrio de una aleación de Cu-Ni (en ms% ) capaz de permanecer en equilibrio con Cu20 y NiO a 727°C (1000 K) a partir de los siguientes datos: -18.230 cal/mol (-76.274 J/mol), y
=
~G~iO
-30.150 cal/mol (-126.148 J/mol).
Las masas atómicas del Cu y del Ni son 63,54 y 58,7 respectivamente. 6.8 Las soluciones líquidas de MnO en FeO y de Mn en Fe son virtualmente .ideales a 1600°C (1873 K). Calcule la concentración de Mn.en Fe en wt % que se halla en equilibrio con una escoria que tiene 40 % de Mno y 6D % de FeO a esta temperatura. Sabiendo que:
(FeO) + (Mn) escoria JFe-Mn
= (MnO\
.+ (Fe) ; escorla Fe-Mn
~Go = -29:080 + 3,67 T cal (-121;671 + 15,35 T J). 55,85 Y 54,94 respectivamente.
Las masas atómicas del Fe y el Mn son 6.9 La descomposición tarse como: ZrZn14
peritéctica
=
ZrZn6
del ZrZn14 a 545°C (818 K) puede represen-
+
8lZnlzn_Zr aleación.
La aleación a la temperatura peritéctica contiene 99,2 átomos % de Zn. Calcule el coeficiente.de actividad del Zn presente en la aleación. Sabiendo que: a 545°C (818 K),
(~GozrZn 14
/ 6.10
- ~Gozrzn) 6
=
678 cal (-2837 J).
El hierro líquido contiene 0,2 % de Al y 0,05 % de N en masa a l620°C
(1893 K). Determine la posibilidad
que se produzca un precipitado
de alum;nio, A1N, por cálculo termodinámico.
de nitruro
SOLUCIONES:
122 Sabiendo que: AIN
K1893
=
6 x 10
-3
•
~11 Demuestre termodinámicamente que con una cantidad dada de hierro- silicio, la desoxidación del acero mejora cuando se desciende la temperatura, conservando constantes las otra~ variables. Base sus cálculos en los siguientes datos: 2101Fe, ms% ;
Si02
ISi IFe• ms% +
6Go
129.440 - 48,44 T cal (541.577 - 202,67 T J).
/ 6.12 El aluminio se separa del acero después de sufrir una desoxidación y puede ser extraido por un tratamiento al vacío a una temperatura de ~ (1873 ~ en un crisol, ya sea con siJice, mágnesia o alúmina, de acuerdo con las siguientes reacciones:
+ \2IA1IFe~mS%
21A11Fe, ms%
+
(Siil) + (A120)
(A120) +
(Mg)
Si la presión minima obtenida por la bomba de vacío es de 10-4 atm (10,1 N/m2); (a) cuál o cuáles de los crisoles deben ser usados para obtener un acero libre de aluminio? Sabiendo que:
(a)
A 1600°C (1873 K) o
6G Si0
-130,44 kcal/mol (-545,76 kJ/mol),
6G SiO
o
-57;70 kcal/mol (-241,42 kJ/mol),
~
o
-71 ,60 kca 1/mol (-299,57 kJ/mol),
~
2
6G Al O 2
o
y
6G MgO
-82,70 kcal/mol (-346,02 kJ/mol),
o
-256,04 kcal/mol (-1071,3 kJ/mol).
6G Al O
2 3
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA (b)
y CINETICA EN METALURGIA
123
6G para la transferencia de un átomo de Al desde el estado líquido puro a uno infinitamente diluido, en wt % de solución de aluminio en hierro líquido a 1600°C (1873 K) es de -13kcav mol (-54,39 kJ/mol).
(c) El Al remanente
después de la
desoxidación
es
= 0,2 ms %.
(6.13 El punto de fusión del cobalto es de 148DoC (1753 K). Calcule la variación . de energía libre que se produce por la transferencia de 1 átomo gramo de cobalto desde la forma de líquido puro a una solución .al 1 ms% en hierro líquido a 1500 °C (1773 K). Suponga que el cobalto se comporta idealmente en el hierro a esa temperatura. Las masas atómicas del Co y del Fe son: 58,9 y 55,85 respectivamente. /6.14 El' vanadio funde a 1720°C (1993 K). El coeficiente de actividad raoultiano del vanadio a dilución infinita en hierro líquido a 1620°C (1893 K) es de 0,068. Calcule la variación de energía libre que acompaña la transferencia del estado estándar desde la forma de vanadio sólido puro a la de infinitamente diluido, en solución ms % de vanadio en el hierro puro a 1620°C. Sabiendo que: (a) Calor de fusión del vanadio: 4 500 cal/mol (18.828 J/mol). (b) Masas atómicas del V y el Fe: 50,95 y 55,85 respectivamente. ~ 6.15 El coeficiente de actividad del Cu en el Fe a dilución infinita, rela tiva al Cu puro como estado estándar, es de 8,5 a 1600°C (1873 K). Calcule la variación de la energía libre para la reacción: {Cu} = (Cu)Fe, ms% a 1600°C. Admita que los pesos atómicos del Cu y del Fe son pectivamente.
63,5 Y 55,85 res
i 6.16 Calcule la variación de energía libre cuando el estado estándar-delmanga neso se transfiere desde su estado 1íquido puro a uno infinitamente diluido, en solución ms% de manganeso en hierro a 1627°C (1900 K). -
1r
/'In-' \ '2..'15 O( I
fA. fe - ~S.~S/
AI4i?
=. s'f, 9~ /
Ft-I'I.
S/"
I~
124
SOLUCIONES:
Sabiendo que: (al Punto de fusión del manganeso
= 12~5°C (1518 Kl.
(bl Masas atómicas del Mn y el Fe = 54,94 Y 55,85 respectivamente. (el El sistema Fe-Mn puede ser considerado
como una solución ideal.
7 Soluciones: 11 7.1
LEY DE SIEVERT
Los gases diatómicos, por ej., H2; 02; N2; etc. generalmente se disocian cuando se disuelven en los metales. En estos casos, la ley de Henry toma la forma de ,
n
(7.1)
constante. xA '
donde n es el número de átomos por molécula. Esta relación que se cumple bien para la solubilidad,'S, de los gases diatómicos en muchos metales, se la conoce como ley de Sievert. Puesto que xA es proporcional a SA' la ley de Sievert también puede escribirse:
1P'j\,
K
{7.2)
jonde K es una constante. En el caso en que un gas no sea enteramente diatómico, la ecuación (7.2) todavía es válida si PA se expresa como presión parcial de la especie gaseosa diatómica. :JEMPLO 7.A _a solubil idad del oxtgeno la tabla
inferior,
en plata It~uida a 1075"C
para el siguiente
Presión
parcial del ox lqeno (N/m2)
cm3/100
128
(17.065)
81,5
488
(65.061)
760
(101.325) (160.386)
parciales
dei oxígeno:
Solubil idad del oxígeno
mm Hg
1203
(1348 K) está senalada
rango de presiones
I ,
! l
9 Ag
(m3/kg Ag) (81,5 x 10
-5
)
193,6
(156,9 x 10-5) (193,6 x 10-5)
254,8
(254,8 x 10-5)
156,9
en
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
126 Demuestre calcule
que la solubilidad la cantidad
y
CINETICA EN METALURGIA
del oxígeno en la plata cumple la ley de 5ievert y
de oxígeno disuelto en 100 g de plata líquida a 1075°C, a
partir del aire atmosférico,
suponiendo
que éste contiene
21 % de oxígeno en vo-,
rl urien ,
50LUCION:
Apl icando la ecuación
(7.2) la solubil idad del oxígeno en la plata
a 1075°C
, K
(7.A.1)
~ 2
donde 50 Ag; PO
es la solubil idad del oxígeno en la plata expresado en cm3/100 g de 2 , es la'presión parcial del oxígeno expresada en mm de Hg y K es una cons-
,
2
tanteo El valor de K
para diferentes
valores de
Po '
se calcula a partir de la
2
ecuación
(7.A.l) de acuerdo a los siguientes
PD
(mm Hg) 2
~
(cm3/100 gAg)
50 2
datos. -
, K
(=
So /~
2
2
128
11,313
81,5
7,206
488
22,090
156,9
7,104
760
27,568
193,6
7,026
1203
34,680
254,8
7,347
2
, De la observación talment~ constante, cumple
de esta tabla resulta evidente
que el valor de K
es fundamen-
por lo tanto la solubi1 idad del oxígeno en la plata a 1075°C
la ley de Sievert.
El aire contiene '21 % de oxígeno en volumen, es decir que la presión parc ie Lde ' oxígeno
es
Po
0,21 atm 2
0,21 x 760 mm Hg 159,6 mm Hg.
SOLUCIONES: 11
127
I
El valor de K
a 128 mm Hg es 7,206. Puede suponerse
mm Hg es también de 7,206, porque
la diferencia
que el valor de K
en los valores
a 159,6
de POZ es muy pe-
queña. Por lo tanto, la solubil idad del oxígeno a 159,6 mm Hg, de acuerdo a la ecuación
(7.A.') esta dada por"
So
7,206 ~ 2
Alternativamente
este problema
So
en función de ~. 2 2 de Sievert.
puede resolverse
en forma gráfica, representando
Si resulta una recta, entonces
el sistema cumple
la ley
I
La pendiente
de la recta da el valor medio de K
la solubil idad del oxígeno El valor de S02 obtenido
para una presión
por este método
y a partir de ésta se calcula
parcial del "oxígeno de 159,6 mm Hg.
puede ser ligeramente
diferente
del cal-
culado en forma numérica.
7.2
FUNCIONES DE MEZCLA
Cuando los componentes A y B se mezclan y forman la solución A-B A
+
B
= A-B
hay variaciones en las propiedades termodinámicas de la energía libre, la entro· pía, la entalpía, etc. Tomando como ejemplo a la energía libre, su variación se la designa como: "enerqfa libre de formación de la solución" ; "energía libre de mezcla" o la "energía libre integral de mezcla" y su valor por mol de solución se lo denomina t,GM. Se"la puede definir como la diferencia entre la energía libre de la solución y la suma de las energías libres de los componentes puros a la misma temperatura y presión. Así, para la solución"A-B t,GM
=
Gsol.real
- (suma de las energías libres de A y B)
(7.3)
128·
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
donde, en general, G.1 y G~1 son las energías libre~ molares del componente i en . la solución y en el estado estándar eleg,idO, respectivamente. La expresión (G.-G°i) se conoce como la "energía libre molar parcial de mezcla" o "energía libre molar p~rcial relativa" del componente i; habitualmente se la designa G~.Por lo tanto, la ecuación (7.3) toma la forma (7.4)
Análogamente, otras funciones de mezcla deben definirse como por ejemplo, la entro~ pía yla ente lpra molar integral. Así: (7.5) y
(7.6)
Las diversas funciones de mezcla se relacionan entre sí a través de las ex'presiones definidas en los primeros capítulos. Por ej.
L [lIGMl
sr
T
JP
lIHM
=--2- ,
etc ..
T
De la ecuación (5.7) se,concluye que
-M Gi
= ·RT In ·ai
(7.7)
'
y por lo tanto, para la solución antes considerada (7.8)
Deri~ando esta ecuación
"
129
SOLUC IONES: II
o
(7.9)
Puesto que 6GM = 6HM _ t6SM, de las ecuaciones (7.8) 6HM
=-Rr2(xA(
l:/A)
+ xBr
p,x
A
l:raB)
y
(7.9) se tiene,
).
p,x
(7.10)
B
Para una solución ideal, la actividad es igual a su fracci6n molar y por 10 tan to independiente de la temperatura. Las siguientes funciones de mezcla pueden ser obtenidas a partir de la soluci6n ideal A-B: (7.11) (7.12) M
6Hideal
(7.13)
= O.
Además de 10 anotado anteriormente, cabe recordar que el volumen de para una solución ideal tiene un valor cero. 7.3
mezcla
FUNCIONES DE EXCESO
La función termodinámica de exceso puede definirse como la diferencia entre la fu!!. ción termodinámica de una solución real y la funci6n termodinámica para la mis~a solución supuesta ideal. Así Zxs = Zsol.real
- Zsol.ideal
PROBLEMAS
130
DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
donde Z representa las funciones termodinámicas como H, S, G, etc. y ZXS es la correspondiente función de exceso. Si consideramos una solución binaria A-B, la función de exceso de la energía libre molar integra] de una solución, GXs, está dada por: M
M
ilGsol.real
t.Gsol.ideal
M Colocando los valores de t.GMsol.real y t.Gsol .ideal a partir de las ecuaciones (7.8) Y (7.11) respectivamente, G xs Análogamente, las funciones solución, pueden escribirse sxs
=
=
RT ( xA In YA + xB In YB ) .
de exceso integrales como:
(7.14)
de la entropía y entalpía
In YA) -R(xA In YA + xB In YB) -RT xA (a--:-=--'-'[ aT p,x
+
A
(a
x
B
1
In YB)
·aT
p,x
de una
(7.15)
B (7.16 )
Estas consideraciones de la función de exceso pueden extenderse también a las cantidades molares parciales. Así, para el compon~nte i, la función de exceso de la energía molar parcial, G~s, puede escribirse: _xs Gi
(7.17)
RT Ir¡ Yi
y para una solución binaria A-B (7.18)
Las relaciones fiesto así:
entre las distintas
expresiones
ya enunciadas
se ponen de mani-
SOLUCIONES: II
131 XS
XS
_0
aT
7.4
(G
T
H -? ' etc.
)
p
SOLUCIONES REGULARES
·Una solución regular puede definirse como aquellá solución cuya entalpía de mezcla es diferente de cero, pero la entropía de mezcla corresponde a la misma solución considerada como ideal. Las diversas funciones de mezcla de una solución binaria regular serían: RT(xA In aA + xB In aB)· 6GM (7.19) 6SM
-R(xA In xA
+
xB In xB)·
(7.20)
6HM = RT(xA In YA
+
xB In YB)·
(7.21)
Además, para una solución regular,
-M
6Hi
G~s 1
Y
RT In Yi'
(7.22)
RT In Yi'
(7.23)
6HM = GXs
(7.24)
una simple prueba de "regularidad" de una solución binaria A-B es que (7.25) y
RT In YB
=
(7.26)
donde a es una constante independiente de la composición y tiene el mismo valor para todos los componentes del sistema. EJEMPLO 7.8 A partir de las mediciones guientes cadmio:
valores
de la f.e.m. a
del coeficiente
527°C (800 K)
de actividad
se han obtenido
del cadmio,
en soluciones
los side cinc-
132
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA 0,2
0,3
(i)
Determine
0,4
1,8i7
2,153
si la solución de cinc~cadmio
'(ii) talcule los valores correspondientes
y
1,544
CINETICA EN METALURGIA 0,5
1,}52
se comporta como regular.
a: calor molar parcial de mezcla
del cinc y del cadmio; ca lor molar integral de mezcla; molar integral de mezcla; del cadmio y la energía ludón
equiatómica
la ent rop Ia
la energía libre molar parcial de mezcla
libre molar integral de mezcla para una so-
de cinc-cadmio,
admitiendo
que se comporta como
regular a 527°C (800 K).
SOLUC ION:
(i)
Si la solución Zn-Cd es regular, de acuerdo a la ecuación se cumple la relación:
In YCd -2--=a, xZn
donde a es una constante
(7.25)
(7. B.1)
independiente
de la,composición.
Esta última ecuación
puede también escribirse
constante.
En la tabla siguiente de x : Cd
xCd
se hallan los valores de
(l-xCd)
log YCd
2
expresados
como función
(l-xCd)
2
YCd
log YCd
log YC/(I-xCd)
0,2
0,64
2,153
0,3330
0,3
0,49
1,817
0,2593
0,5291
0,4
0,36
1,544
0,1886
0,5240
0,5
0,25
1,352
0,1309
0,5236
0,5202
:2
SOLUC IONES:
11
133
De lo anterior
se desprende
que
lag Yed
2 es virtualmente una constante, inde) Cd de la solución, por lo tanto es lícito suponer que (1-x
pendiente
de la composición
la solución exhibe un comportamiento
(¡
n
Ya que se ha demostrado
regular.
que la solución es regular,luego:
Pa ra xZn lag 1,352
(0,5)2
YZn De acuerdo a la ecuación expresado
lag YZn
(0,5)2 ' 1,352.
(7.22) el calor molar parcial de
mezc 1 a de 1 Zn estó
como:
¡ti Zn
RT 1n Y
Zn
4,575 x 800 x lag 1,352 479 cal/mal. Análogamente,
el calor molar parcial de la mezcla del Cd:
~d
4,575 x 800 x lag 1,352 479 cal/mal.
Así, el calor molar' integral de mezcla se expresa como:
como:
M M xZnHZn + XCdHCd
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
134
y
CINETICA EN METALURGIA
0,5 x 479 + 0,5 x 479
479 cal/mol. ,De acuerdo a "laecuación
(7.20) la entropía
~SM
molar
integral de mezcla es:
-4,575(0,5
log 0,5 + 0,5 log 0,5)
1,377 cal/(grado) (mol)
La energía
1 ibre molar
parcial de
mezcla es
4,575 x 800 x log(I,352 x 0,5)
-622,4 ea 1 /mo 1 • Análogamente
para el cadmio, -622,4 cal/mol.
Por lo tanto la energía
1 ibre molar
integral de mezcla es: M
M
xZn GZn + xCdGCd -0,5 x 622,4 - 0,5 x 622,4
-622,4 cal/mol.
EJEMPLO 7.C
Usando los datos del ejemplo anterior,
calcule el valor de la energía
lar parcial de exceso del Zn y del Cd, la energía de la solución y la entropía solución equiatómica
1 ibre molar
1 ibre mo-
integral de
exceso
molar integral de exceso a 527°C (800 K) para una
de Zn-Cd.
SOLUCIONES: II
135
SOLUCION:
se
Se demostró en el ejemplo anterior que las soluciones de Zn-Cd
comportaban regularmente y que para xZn = 0,5 el valor de YZn es de 1,352. De acuerdo a la ecuación (7.23) la energía 1 ibre molar parcial de exceso del Zn se expresa como --X s
GZn
RT In YZn
4,575 x 800 x log 1,352 479 cal/mol. Análogamente,
el valor de la energía
libre molar parcial de exceso del Cd es xs GCd
=
479 cal/mol.
Así, la energía 1ibre molar integral de exceso de la solución es xs Xs xZn GZn + xCdGCd
0,5
x
479
+
0,5
x
479
479 cal/mol.
Ya que la solución de Zn-Cd es regular, la entropía molar integral de exceso de la solució~ es cero.
7.5
APLICACIONES DE LA ECUACION DE GIBBS-DUHEM
7.5.1 Determinación de 1a,cantidad molar parcial de un componente en una solución binaria cuando se conoce las variaciones de la cantidad molar parc ial del otro en función de la concentración. Para esta determinación se usa la ecuación de Gibbs-Duhem. Considérese que en una solución binaria A-B, la cantidad molar parcial ZB como función de la fracción molar de B, xB' es conocida, y se requiere calcular la cantidad molar parcial ZA' a la composición deseada (digamos a xA = xA). De la ecuación (6.14)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
136
y
CINETICA EN METALURGIA
Expresando la ecuación anterior en términos de una integral indefinida:
Los límites de integración pueden elegirse como se deseen. El límite superior obviamente, será el que corresponda a xA = xA. El inferior deberá ser aquél en el que se conoce el valor de lA. sinembargo, el límite inferior más conveniente corresponderá a xA = 1, es decir XA =
xA
xA
JdZA
= -
(LA)
xA
x
_ dZB,
xB
fx
A= 1
xA= 1
o
=
A
(-ZA ) x =
xA = x A
A
1
xA= xA x dZ . ..l. x B J xA= 1 A
(7.27)
la integral de la ecuación anterior puede resolverse gráficamente, luego el valor de lA se calcula como se ilustra en el ejemplo siguiente. EJEMPLO 7.0 Calcule el calor molar pare ia1 de mezcla del Zn en una aleación
sól ida de Cd-
20 átomos % de Zn a 530°C (803 K) a partir de los siguientes
Zn que contiene datos: xCd
1,0
0,9
0,8
0,7
0,6
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
°
30
90
190
300
440
630
870
1170
1710
O
126
377
795
1255
1841
2636
3640
4895
7155) .
M
HCd,cal/mol M
(HCd' J/mol
137
SOLUCIONES:
11
SOLUCION:
Por la ecuación
de Gibbs-Duhem
(6.16) una forma apropiada
para la aleación
de escribir
la ecuación
de Cd-Zn sería:
°, XCd J\ - dH xZn Cd
j1
dH . Zn
o
J\
El valor de HZn puede calcularse integral definida. inferior,
expresando
El límite superior
por s imp 1 ie idad, se tomará
0,2
0,2 j1.
XZnj x
Zn
=
la ecuación
_ XZnj
dHZn 1,0
anterior
será el correspondiente igual a 1. Así:
x
Zn
=
xCd J\ x dHCd Zn
en forma de una
a xZn = 0,2. El
,
0,1
o
0,2
=
Ya que para xZn
[
1,0
J\
1,0; HZn
x
J Zn x
H J\
0, tenemos
Zn=
0,2
Zn
= ••.
=
1,0
f
x
Cd j1 x dHCd Zn
(7.0.1)
Zn= 0,2
X
Para resolver
esta integral,
como se muestra
se representa
en la figura 7.1, obtenida
._ XCd M la relaclon-en función de HCd' xZn de los siguientes datos ca lcul ados r
xCd
0,9
0,8
0,7
0,6
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
xZn
0,1
0,2.
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
xCd
9,00
4,00
2,33
1,50
1,00
0,66
0,42
0,25
0,11
30
90
190
300
440
630
870
1170
1710
xZn j1
HCd,cal/mol.
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA YCINETICA
138
EN MtTALURGIA
IO'n---------------------------------------, ,
,
Area rayado 8
= 1.113 cal/mol
6 c: N
~ ."
U
><
800 -M ~ Cd'
Fig. 7.1.
Soluci6n
1200
2000
1600
collmol
gr¡fica de la integral de la ecuaci6n
(7.0.1). M
El ¡rea 1 imitada por la curv~ y el eje de las abscisas, entre los valores HCd x _ . x correspondientes a xZn = 0,2 (es decir - Cd = 4, O) Y Xz - 1,O ( esdec I r - Cd = O) x n xZn Zn M da el valor de H Zn para Zn = 0,2. El ¡rea puedeMser calculada por la regla de los trapecios
tomando el ancho de la cuerda de HCd
la figura, el ¡rea rayada es equivalente molar parcial de mezcla 1113 cal/mol. es
7.5.2
bastante
del Zn en la aleaci6n
Sin embargo,
la integraci6n
instisfactoria
=
100 cal/mol.
a 1113 cal/mol,
De acuerdo
a
por lo tanto el calor
Cd - 20% de ¡tomos de Zn es de
gráfica de la ecuaci6n
debido a la naturaleza
asint6tica
de Gibbs-Duhem de la curva.
DETERMINACION DE LA ACTIVIDAD DE UN COMPONENTE EN UNA SOLUCION BINARIA CUANDO LA ACTIVIDAD DEL OTRO ES CONOCIDA.
Muy frecuemtemente resulta difícil medir la actividad de los dos componentes de una solución binaria.Consideremos una solución binaria A-B y conocidas laactividad
139
SOLUC 1ONES: II
deB,aB,como función de la fracción molar xB ..La actividad de A, aA, puede calcularse a la composición deseada (digamos a xA = xA) con la ayuda de la ecuación de Gibbs-Duhem. A partir de la ecuación (6.18) se puede obtener la siguiente expresión:
Sustituyendo
los valores de dGA y de GB '
o
xA,d In aA + xB.d In aB = O,
o
.xA·d log aA + xB.d log aB = O,
o
(7.28)
xB d log aA = - - d log aB' xA
(7.29)
En principio, la ecuación anterior permite el cálculo de una actividad, do de la otra. Así, si la expresamos como una integral indefinida
partien-
(7.30)
Los límites de integración se eligen en modo tal que el superior xA= xl\,' El límite inferior debe ser aquél en el que el valor de Puesto que aA= 1 para xA =1 , el límite inferior más conveniente la sustancia pura A, es decir: xA = 1. Así,
corresponda a aA es conocido. corresponda a
XA=XA
f
d log aA = -
xA=l
o
XB d log a , B xA
o
(7.31)
-140
PROSLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN'METALURGIA
La' integral anteriorxpuede resolverse gráficamente. Para evaluar esta integral, se trazará la curva ~ en función de (- log aS)' El área limitada por la curva xA y el eje de 1a~ abscisa~, entre los valores de (-log aS) correspondientes a xA = xA (es decir Xs = -XA) y xA = 1 (es decir xs = O) dará el valor de (-log aA) xA xA xA para xA = xA' pudiendo por 10 tanto calcularse el valor de aA. Sin embargo, la integración es dificultosa debido a-que el área bajo la curva tiende .a infinito cuando xA deviene pequeño (e~ decir =) y el log aS se aproxima a - infinito cuando xA tiende a 1. Por lo tanto , el valor de la actividad obtenido por este método no es muy preciso.
~! ~
Un valor de la actividad más exacto se determina con la aplicación de una relación similar a la ecuación (7.28) expresada en función de los coeficientes de actividad. Puesto que Diferenciando Multiplicando el primer término por xA/xA y el segundo por xS/xB'
(7.32)
o
Restando la ecuación anterior de la ecuación (7.28)
(7.33)
o o
d 10g YA
Xs = - -x A
(7.34)
d log Y S .
Integrando la ecuación (7.34 entre los límites xA
=
xA y xA
=
1,
SOLUCIONES:
141
II
Puesto que para xA
=
1, YA
= 1 (7.35)
La integral anterior puede resolverse gráficamente de un modo similar al descrito previamente y así el valor de YA Yo por 10 tanto el de aA pOdrán calcularse . sin dificultad. Así mismo, para tener una mayor exactitud en el valor de la a~ tividad de A, a la compOSición deseada, las actividades de B deberán ser cam. biadas por los correspondientes valores de sus coeficientes de actividad, luego el valor del coeficiente de actividad de A, YA' a la composición deseada, se calculará con' la ayuda de la ecuación (7.35). El ejemplo 7.E ilustra la fo~ ma de determinar
el valor del coeficiente
de actividad
por este método.
Puesto que YB es siempre finito, la evaluación gráfica de la integral en laecuación (7.35) no presenta dificultades enla vecindad de xA =1, como era el caso en la integración gráfica de la ecuación (7.31). Pero en cambio 'se hace difícil cuando xA es pequeño, debido a que xB/xAnuevamente
tiende a
infinito.
Sin embargo la mencionada dificultad para calcular ia actividad (o.su coeficiente) del componente A en una solución donde xA es pequeño cuando se lo compara con xB' puede superarse si la integración se hace de un modo diferente, es decir, como se describe a continuación. Dividiendo
la ecuación
(7.33) por dxB,
d log yA xA
o
+
dXB
d log YA
=
xB xA
xB
d 10g YB dXB
O ,
d 10g YB . dXB . dXB
142
PROBLEMAS DE TERMDDINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
Integrando dentro de los límites de xA = xA y xA =1 ,
log YA .= -
Integrando por partes (7.36)
.La integral en la ecuación (7.36) puede resolverse gráficamente trazando una curva log Ya en función de "e: El valor de la integral estará dado por el 2
xA
átea bajo la curva y el eje de las abscisas entre los límites xA=xA y xA=l. La curva no será asintótica en los ejes. Así, el valor del coeficiente de actividad y por lo tanto la actividad, podrá calcularse, como se ilustra en el ejemplo 7.F. EJEMPLO
7.E
Se han obtenido
para soluciones
de Cr-Ti a 1250°C (1523 K) los siguientes
X
Cr
0,09
0,19
0,27
0,37
0,47
0,67
0,78
0,89
aCr
0,302
0,532
0,660
0,778
0,820
0,863
0,863
~,906
Calcule
la actividad
dato~:
del Ti en una solución de Cr-Ti que contiene 60 átomos% de
Ti. SOLUCION:
Para ~a solución de Cr-Ti la ecuación
(7.30) puede expresarse:
Integrando
entre los límites de xTi= 0,6 y xTi= 1,0
SOLUCIONES:
143.
II XTi": 0,6
J
d log aT i
xTi= 1,0
(7. E.l)
Para hallar el valor de esta integral,
gráfico como el que se llus+
se traza'un
tra en la figura 7.2 a partir de los datos que aparecen
xCr
xCr
en la tabla:
aCr
(-log aCr)
0,09
xTi 0,0989
0,302
0,520
0,19
0,2346
0,532
0,274
0,27
0,3699
0,660
0,180
0,37
0,5873
0,778
0,109
0,47
0,8867
0,820
0,086
0,67
2,0310
0,863
0,064
0,78
3,5460
0,863
0,064
0,89
8,0910
0,906
0,043
4,0
Area rayada
=
0,09465
¡:: ><
"-
u
><
3
° Figura
7.2
-Soluci6n
-log
gráfica
4
6
5
aCr
de la integral de la ecuaci6n
(7.E.1).
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
144
y
CINETlCA EN METALURGIA
El área 1 imitada por la curva y el eje de las abscisas
(~og aCr ) entre los valores correspondientes a xTi= 0,6 (es decir xc: = 666) y xTi= 1,0 ( es decir: Xc xTI ' --...!:..O) se calcula por la' regla de los trapecios, tomando un ancho de cuerda de
°
xTj
0,05. Esta área da el valor de (-log aTi). Es claramente observable figura 7.2 que el área a medir bajo la curva tiende a infinito, por 10 tanto no habrá pr~ cisión en su determinación.
De acuerdo al mismo, el área rayada es 0,09465,
por
10 tanto
0,8041.
o
Luego la.actividad
del Ti en la solución
Un valor de actividad
de Cr-Ti especificada
más exacto se logra con la ecuación
es 0,8041.
(7.35), es decir:·
(7.E.2)
log YCr'
(log YT·) =0 6 I xTi '
el valor de esta integral, graficamos la relación xCr/xTi en fun a partir de los datos contenidos en la siguiente tabla: Cr
.Para calcular ción del 10g·Y
xCr
xCr xTi
aCr
YCr
log YCr
0,09
0,0989
0,302
3,356
0,5258
0,19
0,2346
0,532
2,800
0,4.472
0,27
0,3699
0,660
2,444
0,3881
0,37
0,5873
0,]]8
2,103
0,3228
0,47
0,8867
0,820
1,745
0,2417
0,67
2,0310
0,863
1,288
0,1100
0,78
3,5460
0,863
1,106
0,0437
0,906
1,018
0,0076
0,89
8,0910
SOLUC IONES:
II
145
4p~----------------------------~--------------------' Area rayado
><
=
0,08765
i=
"-
u ><
0,4
° Fig. 7.3.
Solución gráfica de la integral de la ecuación
El área 1imitada por la curva
y
(7.E.2).
el eje de las abscisas entre los valores de
lag YCr correspondientes a xTi = 0,6 (es decir xCr/xTi= 0,666) y x = 1,0 (es Ti decir xCr/xTi = O) se calcula por la regla de los trapecios, tomando un ancho de cuerda de 0,05, lo cual da el valor del lag YTi para xTi = 0,6. El área ray~ da tiene el valor de 0,08765.
Luego
o
Puesto que
1,224 x 0,6
0,7344.
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
146 El valor qe la actividad 0,7344.
Como se observa
del Ti en la solución este valor es más
y
CINETICAEN
METALURGIA
de Cr-Ti antes especificada
prec iso que el obtenido
es de
por el primer
método.
EJEMPLO 7.F Las actividades
del Cu en una aleación
en la siguiente
tabla:
aCu
del Al-Cu a 1100°C
(1373 K) se ilustran
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,86
0,61
0,34
0,18
0,08
0,045 0,02
0,7
0, 8 O,OJ
Calcule la actividad del Al en dicha aleación y a esa temperatura en la misma el contenido atómico del Al es del 5 %.
SOLUCION:
De acuerdo
ción de Gibbs-Duhem, t ante
satisfactoria
componente
a lo ejempl ificado previamente, expresada
cuando
de actividad
es baja, la tendencia es te caso es mejor
en términos
la solución
desconocida. asintótica
determinar
que
la apl icación de la ecua- .
del coeficiente
contiene
sabiendo
de activi~ad,
una apreciable
es bas-
cent Idad de dicho
Si, como en el caso presente,
la cantidad
de la curva hará impreciso el valor hallado. En
la actividad
usando
la ecuación
(7.36). Apl icándola,
.obtendremos : __ XC u_ log (x
A1
El valor de la integral de esta ecuación
está dada por el área debajo de lacur-
log YCu/x!l en función de xCu entre los valores de xA1 = 0,05 (es decir: 0,95)' y xA1 = 1,0 (es decir: xCu = O), Y el eje de las abscisas. La cur CLj va se traza a partir de los datos de la tabla siguiente que se da en la figura
va x
7.4. Según la figu~a 7.4 la zona rayada mide -2,4075 de los trapecios, (7.F ..1) necesita por extrapolación
con un ancho de cuerda el valor del log Y
=
(calculada
util izando la regla
0,05). El otro término en la ecuación
para xA1 = 0,05, el cual puede obtenerse Cu de la curva de la figura 7.4. Por 10 tanto
SOLUC ION ES :
rr
147 xA1
xCu
aCu
YCu
log YCu 2 xA1
0,1
0,9
0,860
0,9557
- 1,970
0,2
0,8
0,610
0,7625
- 2,'945
0,3
0,7
0,340
0,4857
- 3,484
0,4
0,6
0,180
0,3000
- 3,268
0,5
0,5
0,080
0,16'00
- 3,184
0,6
0,4
0,045
0,1125
- 2,636
0,7
0,3
0,020
0,0666
- 2,400
0,8
0,2
,0,010
0,0500
- 2,032
-4,0
Area rayado = - 2,4075
Fig. 7.4
Solución gráfica de la integral de la ecuación
(7.F. 1).
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
148 para
y
por
tanto log
10
Colocando
y
CINETICA EN METALURGIA
log YCu xAl = 0,5, 2 = -l,5B, x Al Cu = 0,00395.
Y
los valores correspondientes
I ( og y Al J
•
en la ecuación
(0,95 xAl=O,05 = - 0,05 x (-0,00395)
1
(¿.F.l)
+ (-2,4075)
= 0,0750 - 2,4075
-2,3325. y sacando
antilogaritmo
0,00465.
Por
10
tanto
(a ) Al
0,00465 x 0,05 xAl= 0,05 0,0002325.
La actividad
Algunas empírica.
del Al en la solución de Al-Cu especificada
veces los valores "termodinámicos Por ejemplo el coeficiente
se expresan
de actividad
es de 0,0002325.
en forma de una ecuación
de un componente
en una so-
lución se expresa a menudo como una función de la composición
en términos de una
ecuación
puede resolverse
empírica.
En tales casos,
la ecuación
analíticamente
en vez que en forma gráfica.
de integración
analítica
EJEMPLO
de Gibbs-Duhem
Seguidamente
ilustraremos
de la citada ecuación.
7.G
Una aleación
de Al-Zn
cumple
la siguiente
RT In YZn
=
relación a 477°C
1750 (l-xZn)
2
(750 K)
un caso
SOLUCIONES:
149
II en cal/(grado) (mel) y K, respectivamente.
donde R Y T se expresan
Calcule
la actividad
tiene 40
SOLUCION:
átomes%de
del Al a 477°C
(750 K) en una aleación
de Al-Zn que con-
Zn.
El coeficiente
de actividad
del Zn a 447°C
4,575 x 750 x log YZn
(750 K) está dado por: 2
=
1750 (l-xZn) ,
o
Diferenciando
d log YZn (7.G.l)
De la ecuación
(7.34) x
d log YAI
Colocando
Zn =-x AI
d log YZn .
el valor de d log YZn de la ecuación
(7.G.I) en la anterior:
log Y Al
d
(].G.2)
El valor de YA1 a xZn = 0,4 puede obtenerse de la ecuación (7.G.2) en términos de una integral definida. El límite superior de integración será el valor de xZn
=
0,4 (es decir: xA1
mes al correspondiente
=
0,6)" El límite inferior,
a xZn
=
O (es decir xA1
=
por simplicidad,
1,0). Así
10 tomare
150
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y CINETICA EN METALURGIA
' -2-1,0198
o
1,
r.
x2 Zn / x
=0 Zn
Resolviendo
0,5099 (O, 16 -
°J
= 0,0815. Tomando
el ant ilogar itmo,
h, Al)
xA1
=0 6 '
= 1,206,
1,206 x 0,6
o
= 0,7236. Por lo tanto,
la actividad
especificadas
es de 0,7236.
7.6
SOLUCIONES
del Al en la solución
a la temperatura
y condicione~
DE MULTICOMPONENTES
El coeficiente de aotividad de un soluto en una solución binaria puede obtener~ sé siguiendo la relación: coeficiente
de actividad
actividad
= fraccion molar
si se conocen la act ividad y la concentración. Sin embargo. el valor numérico del coeficiente de actividad será diferente para los diferentes estados estándar elegidos. La relación anterior no se cumple para una solución de más de dos componentes. Los solutos. aunque presentes en muy pequeñas cantidades. ejercen sus influencias sobre el solvente y aun entre sí. Cuando un metal A. actúa como solvente y contiene B.C.D •.... metales como solutos. el coeficiente de actividad henriano de uno de ellos (digamos fB) puede expresarse como un pr.oducto de factores que representan el efecto de uno de los solutos sobre los otros. Así,
151
SOLUCIONES:' 11 en una solución de fracción molar, xB' xC' xD' ....
(7.37)
donde f~ es el coeficiente de actividad de B en una solución binaria A-B, con una fracción molar de B igual a xB' siend¿ f~ , el "coeficiente de interacción", que es una medida del efecto de.C sobre el coeficiente de actividad de B. Análogamente, se pueden definir otros coeficientes de interacción. Sin embargo, la ecuación (7.37) no toma en consideración ninguna interacción entre los solutos C, D, ..... Y por lo tanto es sólo aproximada e~ lo que se refiere a seruti1izada cuando entran en juego más de tres componentes. Wágner (10) ·ha deducido la siguiente expresión para el coeficiente de un soluto en un sistema de mu1ticomponentes:
.' ... ) +
de actividad
(i. (7.38)
donde las derivadas· se toman para el· caso lfmite de concentración cero. de todos los solutos. Si todos los términos excepto los de primer orden, se despre¿ cian, la expresión para el log del coeficiente de actividad deviene lineal con respecto a la fracción molar del soluto presente en la solución diluida de la aleación. Por 10 tanto:
(7.39)
.
Las derivadas en la ecuación anterior están representadas E~
•.• ,.
definidas como:
por el sfmbolo
B
B;
E
C
B;
E
y CINETICA
PROBLEMAS DE TERMOOINAMICA
152
EN METALURGIA
In f BJ oXB
0 [
In f BJ ' etc., oXC
O [
y se la conoce también como "parámetros
de interacción"
. Luego la ecuación
(7.39) deviene (7.40)
A dilución Luego:
infinita, el término In f~ es cero haciendo fB - l.
In fB( . xB,xC,xD"" Si bien las derivadas mite de soluciones
)
representadas
a dilución
digamos
ción infinita es constante ciones.
para un
fácilmente,
C
D
(7.41)
+ xCEB + XDEB +
por E~, E~, ... se tomaron para el caso lí-
infinita, se ha encontrado
el valor de las derivadas,
Puede demostrarse
B
= XBEB
en muchos sistemas que
o In fB deducida para una solución a diluaxC finito y a veces grande rango de concentra
a traves de la ecuación de Gibbs-Duhem
que (7.42)
Deberá recordarse
que el coeficiente
de actividad expresado
en la ecuación (7.41)
se refiere a un estado estándar de dilución infinita, fracción atómica. Por co~ veniencia, se usan los logaritmos comunes y las concentraciones se expresan en masa%. Así la ecuación (7.41) se transforma en la B
= ms% B.eB
log fB(%B, %C, %0, ... )
donde
lag f BJ. a ms% B '
O [
C
O
+ ms% C.eB + ms% O.eB + ....
C eB
lag f BJ o ms%C etc. ,
O [
~ (7.43)
SOLUCIONES:
153
II
y las derivadas se toman para el caso límite de la concentración cero de todos los solutos. El coeficiente de actividad expresado más arriba se refiere al estado estándar correspondiente a dilución infinita, masa por ciento.· La relación recíproca para este parámetro es: (7.44)
donde MB Y MC son las masas moleculares de B y C respectivamente. Las fómulas anteriores son estrictamente aplicables sólo a diluciones infin{tas, pero en la región donde se cumple la ley de Henry, también se las suele utilizar con fines de cálculo aproximado. EJEMPLO
7.H
El coeficiente
de actividad
en su estado estándar
del Zn es de 3,974 en una solución
de dilución
i'nfinita, fracción
atómica,
binaria deBi-Zn que cont iene
0,015 fracción molar de Zn a 450°C (723 K). Los parámetros de interacción en Bi Pb A' €Zn y €z~ son: 1,3 y-2,5 respectivamente. Calcule el coeficiente de actividad del Zn en una solución
de Bi-Zn-Pb-Ag
que contiene
fracciones
molares
de Zn, Pb
y Ag igual a 0,015 a 450°C .
..
SOLUCION:
De la ecuación
(7.37) se tiene
In fZn
Colocando
los valores apropiados
en la ecuación
anterior
,';!..
In fZn
(2,303 loq 3,974) 1,362,
o
Tomando
log fZn el antilogaritmo:
f
Zn=
0,5913.
3,902.
+ (0,015 x 1,3)+(0,015x-2,51
,PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
154 Por lo tanto
el coeficiente
y
CINETICA EN METALURGTA
de ac t i v l dad.ide l Zn en las condiciones
especificada'
es de 3,902. EJEMPLO 7.1 Una aleación con,una
líquida
de Fe-P conteniendo
mezcla de H20-H2 en la cual
La aleaci6n
equil ibrada ,contiene
fO ,o del oxígeno
relativo
de una aleación
binaria
Calcule
el parámetro
al estado
0,65%
ms%
PH2~p es igual H2
u2. dilución
0,0116 ms% de estárÍdar
de Fe-O a 1600°C, está
de fósforo,
a 0,0494 a 1600°C (1873 K). El coeficiente infinita,
representada
de i nt e r accl ón e~ a 1600°C si
se equil ibra
de actividad
masa por ciento por:
la constante
de equilibriode
la reacc ión
a 1600°C ~s de 3,855.
SOLUCION: Suponiendo de equÍl ibrio
para
puede ser escrita
que el comportamiento
de los gases
sea ideal,
la constante
la reacción:
como
K
donde
fÜ
es el coeficiente
Fe-P-O. Colocando
de actividad
los valores
del oxígeno
de PH ~ 2/p
en la aleación
ternária
en masa %, y K, H
2
0,0494 3,855 x 0,0116 1,105.
(7.1.1)
SOLUCIONES:11
155 (7.37)
De acuerdo a la ecuación
(7.1.2)
f~ x f~
donde f~ es el coeficiente que contiene
de activid~d, del~o~fgeno
la misma concentración
en la aleación
de o,:
binaria
de Fe-P-O
Fe-O
y
fP O
Jt:'
es el efecto del fósforo sobre este coeficiente
de actividad.
Usando
logaritmos
en ambos miembros
Colocando
el valor de f~
-0,2 (ms%o] + log f~ ,
Poniendo
log fP O
o
lO
antilogaritmo
El parámetro
de interacción
.:..
asf el valor de la masa %,
-0,2 x 0,0116 + log fP O
log 1,105
Buscandoel
(7.1.1)como
el valor de fO de la ecuación
0,0456.
1,110.
e~ puede escribirse
como
P d log fo) [ ams%P
Suponiendo
que el log f~ es una función
por 10 menos el 0,65 en- masa%
"o
1 ineal del contenido
(es decir el contenido
.t a :
P
J'
P log f O ms% P
de fósforo hasta
de P de la aleación
resul
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
156
y CINETICA
EN METALURGIA
o
=
0,0698.
Por lo tanto, el valor del parámetro
de interacción
P
eO es de 0,0698.
EJERCICIOS 7.1 100 9 (0,1 kg) de plata a 1077°C (1350 K) Y 1 atm (101325 N/m2) disuelve 3 194 cm (194 x 10-6 m3) de oxígeno, medido a temperatura y presión normales. Calcule la solubilidad del oxígeno en la plata admitiendo una presión parcial de 130 mm Hg (17332 N/m2) a la misma temperatura. ¿Cuánto oxígeno absorben 100g (0,1 kg) de plata a lO77°C (1350 K) del aire atmosférico?' Suponga que el aire contiene 21 % de oxígeno en volumen. 7.2 La solubilidad del hidrógeno en una aleación de AI-10%Si a 720°C (993 K) es de 0,7 cm3 por 100 9 (7 x 10-6 m3 por kg), de aleación cuando está en equili brio con hidrógeno a la presión de 700 mm Hg (93.325 N/m2). Calcule la presión límite a la que debe estar sometida esta aleación para tener disueltos 0,1 cm3 cJ~ hidrógeno
por 100 9 (1 x 10-6 m3 de hidrógeno porkg)
de aleación.
7.3 La solubilidad del hidrógeno en hierro líquido a la presión parcial de hidrógeno de 1 atm (101.325 N/m2) obedece a la siguiente ecuación: 1670
- -T- -
1,68,
donde la solubil idad 5Hz. se expresa en masa;X. Puede el hidrógeno ser extraído hasta 1 alcanzar ppm (10-4 masa %) reduciendo la presión en una cámara de vacío a 1 ~m Hg (0,133322 N/m¿) a 1600°C (1873 K) ? 7.4 A 1 atm (101.325 N/m2) y 1500°C (1773 K) una plancha de acero al carbono 6 3 de 150g (0,15 kg) que contiene 0,1 ms% de carbono disuelve 40 cm3 (40 x 10- m ) de hidrógeno medido a temperatura 'i presión normales. En las mismas condiciones, 150 g (0,15 kg) del acero anterior disuelve 40 cm3 (40x 10-6 m3) de nitrógeno. ¿Cuánto gas se disolverá en 150 g del mismo acero a 1500°C y 1 atm de presión?
SOLUCIONES:
11
presión? Si el nisDo está en una ~mósfera gaseosa cuya composición en: volumen es: i)'40% N2 Y 60% H2; ii) 40% N2 Y 60% argón; 'iii) 30% N2, 40%.H2 Y 30% argón? Suponga que el argón es insoluble en el acero. 7.5
A l540°C (1813 K) el
hierro fundido disuelve:
0,039 masa % de nitrógeno 2 al estar en equilibrio con una atmósfera de nitrógeno a 1 atm (101.325 N/m ) y 0,0025 masa % de hidrógeno al estar en equilibrio con una atmósfera de hidróg~ no a 1 atm (101.325 N/m2). Se hi zo pasar una corriente de amoníaco gaseoso sobre el hierro a una temperatura tal que la velocidad fue regulada hasta alcanzar el equilibrio de una co~pleta disociación del amoníaco, a una presió~ neta de 1 atm. Calcule el contenido de hidrógeno y nitrógeno de la colada. 7.6 El Fe contenido en una aleación de Fe-Ni con un 85,4% de átomos de Fe se oxida más fácilmente que el Ni cuando se halla en equilibrio con una mezcla ga seosa formado por 57,5% de H2 y 42,5% de H20 en volumen a 1 atm (101.325 N/m3) de presión y 840°C (1113 K): ¡Fe¡ /:;Go =
.J" (H20) = aleaClon
+ (H2) ;
-3150 + 1,85 T cal (-13180 + 7,74 T J).
Calcule la energía libre molar parcial de exceso del Fe en la ale~ción, ~iendo que el FeO formado es insoluble en el Fe.
supo-
7.7 La presión de vapor del Cu de una aleación de Cu-Fe a 1550°C (18l3 K) co mo función de la composición, está dada por:
PCu (mm Hg) 2 (PCu (N/m )
1,0
0,792
0,476
0,217
0,547
0,486
0,449
0,399
72,93
64,79
59,86
53,20).
Calcule la actividad del Fe cuando xCu= 0,217, suponiendo que alfa es el mismo para el Fe y el Cu a esa concentración y a 1550°C (1823 K). 7.8
Una
aleación sólida de
Au-Cu
es regular
desde
el
punto
de
vista
· 158
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
de su comportami ento termodi námico. La entalpía integral de mezcl a t:. HM, a 447°C (720 k) se da más abajo en función de la composición.
~HM, cal/mol (t.HM, J/mol
0,2
0,3
0,4
-585
-850
-1075
-1220
-2448
-3556
-4498
-5104).
.0,5
Calcule la energía libre molar integral de mezcla de la solución anterior para xCu = 0,3 Y xCu = 0,5. 7.9 Los coeficientesde actividad del Cu en una aleación de Cu-Zn a 1027°C (1300 K) son: 0,9 : 0,981
0,8
0,7
0,6
0,922
0,837
0,728
Calcule la energía libre molar de mezcla y la energía libre molar. integral de ex.ceso de solución para una aleación que contiene 80 átomos % de.Cu, suponiendo que la aleación Cu-Zn es una solución regular. 7.10 La entropía molar parcial (de mezcla del oro 'o en una aleación sólida de Au-Cu, determinada a 500°C (773 K) Y por encima del rango completo de solución, se tabula·así: 0,1
0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0;7 0,8 0,9
j1
SAu't~~~do)(mol): 4,56 2,87 2,20 1,84 1,42 1.04 0,72 0,44 0,21 M
(SAu' J/(K)(mol) :19,08 12,08 9,20
7,lO
5,94 4,35 3,01 1,84 0,88 )
Calcule la entropía molar párcial de mezcla del Cu y la entropía molar integral de mezcla de una solución que contenga 40 átomos % de cobre.
SOttJc-tONES: 11
159
7.11 La energ,a libre molar parcial de exceso del Fe a 1600°C (1873 K) en solu- . ciones de Fe-Ni a diferentes composiciones se da seguidamente: xNi
0,1
0,2
0,3
0,4
O
-15
-40
-90
O
-63
-167
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
xs
GFe, cal/mol JS
(GFe, J/mol
-2730
Calcule la energía libre molar parcial de exceso del niquel en una soluciónequiatómica. 7.12 Calcule la actividad del Bi en una aleación de Bi-Zn que contiene 70 átomos% de Zn a 600°C (873 K) a partir de los siguientes datos obtenidos midiendo su pr~ sión de vapor:
YZn
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
2,591
2,303
2,098
1,898
1,721
1,551
1,384
1,219
0,9
1,089.
7.13 Calcule la act~vidad del esta~o en una aleación de AI-Sn que contiene 40 átomo·s % de Sn a 727°C (1000 K) a partir de los siguientes datos:
YAl
0,9
0,8
0,7
0,6
0,5
0,4
0,3
1,041
1,106
1,199
1,292
1,415
1,557
1,722
0,2
0,1
1,933 .2,148 J
7.14
La energía libre molar parcial de exceso del Zn en una alea~ión
l'quida a 1027°C (1300 K) puede ser representada xs
GZn
(cal/mol)
=
como:
-1
qe Cu-Zn /
. 2 -5150 (1.- xZn) •
Calcule la actividad del cobre a 1027°C (1300 K) en una solución equiatómica. 7.15
Observe la siguiente relación referiQa al bronce fundido:
160
y CINETICA
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA RT In YZn
=
EN METALURGICA
2
-5000 xCu'
dónde R Y T están expresados en cal/(grado)(mol) y K respectivamente. de vapor, en mm de Hg, del Cu y del Zn puros, están dados como: log PCu= y
log•
Pzn =
La presión
- 17.~20 - 1,21 log T + 13,21, 6850 --T--
0,755 log T + 11,24.
Calcule (t ) la presión de vapor del cobre en un bronce que contiene_ 40 átomos % de Zn a 1227°C (1500 K) Y (í i ) la presión de vapor del cinc del mencionado bronce a la misma temperatura. 7.16 El coeficiente sentarse por:
de actividad del cinc en una aleación de Mg-Zn puede repre-
Calcule el coeficiente de actividad y la actividad del magnesio en una aleación de Mg-Zn que contiene una fracción atómica de magnesio 0,32 a 727°C (1000 K). 7.17
En un crisol de alúmina se halla en equilibrio
hierro fundido que contienE
0,0105 masa % de aluminio a una temperatura de 1727°C (2000 K). El equilibrio está representado por A1203 = 21A11 Fe,ms% + 3101 Fe , m s % ;
K2000 = 3,162 x 10 -12 Calcule el oxígeno residual en la fundición si se sabe que: (a) el coeficiente
de actividad del oxígeno en una aleación binaria de Fe-O
es igual a la unidad, (b) el coeficiente de a~tividad del aluminio en una aleación binaria de Pe-Al es igual a la unidad. Al (c ) "o = -3,15.
SOLUCIONES:
II
161
(d) Las masas atómicas del Al y del O son 27 y 16 respectivamente. 7.18
Una aleación de Fe-Cr llega al equilibrio con una mezcla de H2-H20 en la cual PH20/PH2 = 0,00353, en un crisol de alúmina pura a 1700°C (1973 K). El equilibrio está representada
por
La aleación en equilibrio
contiene en masa: Cr: 1,90%; Al: 0,031% y 0:0,0032%.
Los valores de los diversos parámetros de interacción e~
= 0, e~r
=
-0,058, Y
e~l
=
son:
-3,15.
Calcule la variación de la energía libre de la reacción anterior a 1700°C (1973 ~). 7.19 Durante la soldadura de arco con dióxido de carbono, el carbono y el oxígeno del CO2 entra en solución en el Fe a 1600°C (1873 K) de acuerdo a ~C02) 6GO
+ 2[OJFe, ms%;
(che,ms%
= 43.855 - 11,4
T cal (183.489-47,70 T J).
El contenido final de oxígeno de la soldadura esta representado . (
109 ms%O
)
por
6320 + 2,734.
= - -T-
Calcule el contenido de carbono en equilibrio de la soldadura, si la presión par cial del CO2 es de 1 atm (101325 N/m2). Suponga los siguientes valores para los parámetros de interacción: -0,13, y
7.20
C
eC
°
"e
-0,1,
°
"o
-0,2,
= 0,22.
Calcule el contenido de nitrógeno en el hierro fundido al final de una co-
lada .de acero al carbono que contiene
1 ms%
de C y 0,05
ms% de P.
La tem-
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
162
peratura al final del calentamiento geno es 1 atm (101.325'N/m2). Sabiendo qll.~: ¿(N2) . N _
=
,e¡~- O,
(Nl Fe,ms%' C
o
y
CINETICA EN METALURGIA
es de 1600°C (1873 K) Y la presión del nitró-
¡.,Go = 860+5,71 Tcal 2
eN = 13 x 010- , y
P
(3598+23,89TJ).
eN = 5,1 x 10
-2
8 La Termodinámica de las pilas electroquímicas 8.1
INTRODUCCION
Una pila electroquímica transfonna 1a energía 1iberada por una variac ón química o física en energía eléctrica. Una pila electroquímica es reversible sólo si satisface las siguientes condiciones:. í
(i) hay equilibrio estable cuando ninguna corriente pasa a través de la pila (ii)todos los procesos que ocurren en la pila son reversibles cuando el senti do de una corriente infinitesimal pasando a través de ella es reversible. Las pilas electroquímicas son de dos tipos: las galvánicas y las de concentra ción. En las primeras los electrodos son de diferentes metales, mientras que en las segundas éstos son del mismo metal. Un ejemplo típico de una pila galvánica es la Daniell, que consiste en ,un electrodo positivo de cobre sumergido en una soluci6n acuosa de sulfato de cobre y en un electrodo negativo de cinc sumergido en una sol~ci6n de $_ulfato de cinc. Las soluciones están en contacto .elétrico. Cuando los electrodos de.cobre y Cinc se conectan externamente por un conductor metálico, fluye una corriente debida a la energía liberada por la siguie~ te reacción: Zn
+
CUS04
= Cu
+
ZnS04
Un ejemplo típico de una pfla de concentración es .aquélla que contiene dos solucionesde sulfato de cobre de diferentes concentraciones (es decir de diferetes acti vidades de Cu ++) separadas por una pared porosa. Los electrodos de cobre están sumergidos cada uno en una solución de sulfato de cobre. La tendencia del cobre a ionizarse y pasar a la soluci6n es mayor en la solución de baja actividad. Así, cuando la reacción en una pila procede en direcci6n espontánea, esta consiste en la disolución del cobre desde el electrodo hacia la solución más débil, clepositándose'ese cobre sobre el electrodo de la solución más fuer-te .
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
164
y CINETICA
EN METALURGIA
En otras palabras, la reacción global es equivalente a la transferencia fato de cobre desde la solución más fuerte a la más débil. 8.1.1
de su1-
CONVENCION
Habitualmente
la pila
de Daniell se representa
de la siguiente manera:
en la cual las líneas verticales representan el límite de la fase. La convención usada para representar la pila de la manera escrita más arriba es que el electrodo negativo se escribe del lado izquierdo, mientras que el electrodo positivo se escribe del lado derecho; a la fuerza electromotriz (f.e.m.) se le asigna un valor positivo. Por 10 tanto la reacción espontánea asociada con una f.e.n positiva involucra el p~saje de iones positivos a través de la pila de izquierda a derecha. De acuerdo a está convención, puede representarse como
,si la concentración
C
1
la; pila
de concentraci6n
mencionada
al, principio
es menor que la C2, el electrodo de cobre de la izquier-
da es negativo. 8.2
DETERMINACIONES ELECTROQUIMICAS
DE VALORES TERMODINAMICOS REVERSIBLES
USANDO
En una pila electroquimica operando en condiciones energía libre de la reacción está dada por fiG
=
- zFE
PILAS
reversibles,
la variación
de
(8.1)
donde z es el número de el,ectrones transferidos, F es un Faraday (96.487 culombios/equivalente gramo) y E es la f.e.m. reversible de la pila. Si el valor G se expresa en calorías y E se mide en voltios , el Faraday deberá convertirse de
LA TERMODINAMICA DE LAS PILAS ELECTROQUIMICAS culombios/equivalente
gramo a cal/(voltio)(equivalente
165
gramo). En el SI de uni-
dades G se expresa en julios y por 10 tanto el Faraday deberá ser convertido de culombios/equivalente gramo a julios ¡(voltio)(equivalente gramo). El valor del Faraday (F) es 23.061 cal/(V)(equivalente
gramo),(96.487
J/(V)(equivalente
gramo))
Las variaciones en otras propiedades termodinámicas de las .reacciones en la pi la pueden determinarse con la ayuda de la f.e.m. reversible de una pila electroquímica. Puesto que
se sigue que =
LIS
zF (~~)
(8.2)
, P
donde el término
(:~)p se llama coeficiente
ecuación de Gibbs-Helmholtz
de temperatura
de la f.e.m •. Por la
se sabe que
lIH
=
-zF (E
- T (~)aT P )
(8.3)
Por lo tanto la variación de la entropía y la entalpía en la reacción de la pi . la pueden calcularse conociendo la f.e.m. reversible y su coeficiente de temperatura. El valor de (~~) a la temperatura deseada puede encontrarse trazando P
un gráfi eo del valor de E en funci ón de T. La tangente a 1 a curva tura deseada. da el valor (~~) . La variación o
de la capacidad
reacción en· la pila.a presión constante, lICp' puede obtenerse de la ecuación (8.3) con respecto a la temperatura.
(~~H)
se sigue que lIC
p
a 1 a tempera
calorífica
de la
por derivación
= lICp'
2 . zFT (~) aT2 p
(8.4)
166
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
la actividad de un componente A en una aleación puede determinarse midiendo la f.e.m. reversible de la siguiente pila Metal puro Alelectrolitos conteniendo ioneslmetal A en , del metal A(valencia zA) una aleación. ya que 1 átomo gramo del metal A se transfiere de izquierda a derecha, la reacción en la pila puede representarse como: A(metal puro) =.A(en la ateación). La variación de energía libre de la reacción anterior está dada por o
aA
óG + RT In T
(8.5) (8.6)
donde aA señala la actividad de A en la aleación. En el caso específico en que ambos electrodos son de la sustancia pura A (estado estándar) no se desarrollará f.e.m. (es decir EO = O) Y por lo tanto la variación de la energía libre estándar, óGo, será cero. Luego (8.7) combinando la ecuación (8.7) con la ecuación {8.1)
o
(8.8)
Debe recordarse que F en la ecuación anterior se expresa en cal/(V)(equivalente gram~. La cantidad.molar parcial puede también calcularse conociendo la f.e.m .. Así,
LA TERMODINAMICA DE LAS PILAS ELECTROQUIMICAS -zlE M SA
167 (8.9)
•
((lE), zl aT
(8.10)
p
M y
-ZAFIE-T(~~) I
HA
(8.1l)
P Análogamente la cantidad termodinámica de exceso puede también relacionarse con la f.e.m. reversible. Así
(8.12)
[z F(aE)
y
A
ar
p
+ R In xAI.
(8.13)
Los siguientes ejemplos ilustran cómo el valor de la f.e.m. reversible puede usarse en calcular varias de las magnitudes termodlnámicas.
EJEMPLO 8.A Las f.e.m. reversible de las pilasPb s) IPbCI2(S) ,KC1,AgCl (s) IA9(S) í
y
a 25°C (298 K) son 0,4902 y 0,2111 V respectivamente. Los coeficientes de tem" -6 -6 peratura de la f.e.m. de las pilas anteriores son -186 x 10 y -127 x 10 V/grado (V/K) respectivamente. Calcule los valores de ~Go y ~Ho para la reacción
a 25°C (298 K).
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
168
y
CINETICA EN METALURGIA
Si las entalpías estándar del PbI2, AgCl y PbC12 a 25°C (298 K) son -41,9 kcal/mol (-175,3 kJ/mol); -30,3 kcal/mol (-126,8 kJ/mol) y -85,8 kcal/mol (-359,0 kJ/mol) respectivamente, SOLUCION:
calcule la entalpía estándar del AgI a 25°C (298 K).
Los reactantes y productos de ambas pilas
están presentes en sus
respectivos estados estándar y por lo tanto la variación de energía 1 ibre estándar, t:.Go y la f.e.m. observado es la Le.m. de la pi la en condiciones estándar, es decir
(8.A.!)
Ahora, para la pi la
Pb Is) !PbCI2(S) ,KC1,AgCl (s) lAg el electrodo pontánea
de plomo es el negativo y el de plata el positivo. La reacción es-
involucra la disolución del electrodo de plomo y la conversi~n
nea de los iones plata a plata metálica.
simultá
Por lo tanto, la reacción neta espont~
nea de la pila puede representarse: + 2 En otras palabras, el pasaje de 2 causa la disolución
=
+ 2. 2
Faraday de electricidad
de un átomo gramo de plomo
y
(8.A.2) a través de la pila
la deposición de 2 átomo gramo
de plata. Análogamente,
para la p ila Pb s) IPbI2(s),KI,AgI(s) IAg(s) í
La reacción en la pila
puede representarse
como:
+ 2
Apl icando la ecuación
(8.A.3)
(8.A.l) O
t:, G 298, (8.A.2)
-2 x 23p61 x 0,4902
LA TERMODINAMICA
DE LAS
PILAS
ELECTROQUIMICAS -22.610
s im i larmente
flGo
298, (8.A.3)
169 cal.
-2 x 23..061x 0,2111 -9 736 ca l.
Sustrayendo
la reacción
(8.A.3) de la reacción
+ 2
y la variación
de energía
=
(8.A.2)
+ 2,
(8.A.4)
libre está dada por
flGo
298, (8.A.4)
-22.610
- (-9 736)
-12.874
cal
-12 ,87 kca l.
Así, la variación -12,87 kcal. De la ecuación
de energía
libre estándar
de la reacción
requerida
a 25°C es
(8.3)
Así
-25.160
Análogamente
flHo
29B, (B.A.3)
-2 x 23P61(0,2111 -11 .4Bo
La variación
de entalpía
cal.
de la reacción
+
29B
ca 1 .
(B.A.4) está dada por
flHo - LlHo 298, (8.A.4) 29B,(8.A.2)
- t,Ho
6
x 127 x 10- )
29B,(B.A.3)
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
170
y CINETICA EN METALURGIA
-25.160
- (-11.480)
-13.680
cal
= -1 3 ,68 kca 1 .
Así, la variaclon -13 ,68 kca 1 •
La variación
de la entalpía
de entalpía
estándar
de la reacción
de la
reacción
requerida
a 25°C es
(8.A.4) a 25°C puede representarse:
ÓHo 298, (8.A.4)
Colocando
los va lores apropiados
-13,68
-85,8 + (2 x ÓH~gI)
o
o
2ÓH298,Agl
o
ÓH298,AgI
o
Por 10 tanto
EJEMPLO
85,8 - 41,9 - 60,6.-
=
-15,19
la entalpía
13,68,
kcal/mol.
estándar
del lAg a 25°C es
15,19 kcal/mol.
8.8
La f.e.m. de la pila
Zn(l,puro)
reversible
KC1-NaCl-LiCl-ZnCI2'
era de 85,80 x 10-3 V a 800°C aleación;
Zn(en aleac.
(1073 K). Calcule
(ii) el valor de la energía
la entalpía
de mezcla
de temperatura
SOLUCION:
+ 41,9 + (2 x 30,3),
1 ibre molar
Cd-l0,3
átomo%
(i) la actividad parcial,
Zn)
del cinc en la
de la entropía
del cinc
y
de
en la aleación, suponiendo que el coeficiente de la f.e.m~· es 0,111 x 10-3 V/grado (V/K)·.
La reacc ión de 1a p i le puede
representa rse como
LA TERMODINAMICA DE LAS PILAS ELECTROQUIMICAS Zn(l.puro)
Aplicando
la ecuación
171
.Zn (en aleac.
=
Cd-l0.3 átomo%
Zn.)
(8.8) 2 x 23061 x 85.80 x· 10-3 4.575 x 1073 -0.8061.
Tomando el antilogaritmo
aZn
La energía
1 ibre molar
parcial
calcularse
de la ecuación
0.1562.
de mezcla del cinc
en la aleación
Cd-Zn puede
(8.9) y está dada por M
GZn.
RT In a
Zn
4.575 x 1073 x log 0.1562
= La entropía molar parcial cularse de la ecuación
-3957 cal/mol.
de mezcla del cinc
en la aleación
(8.10) y está dada por
2 x 23061 x 0.111 x 10-3
= 5.119 cal/(grado) (mo l}, M
M
M
Puesto que
M
Por 10 tanto
HZn
-3957 + 1073 x 5.119 =
1.535 cal/mol.
Cd-Zn puede cal-
172
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA y CINETICA EN METALURGIA
EJEMPLO
8.c
La f.e.m.
reversible
entre el magnesio
puro y una aleación
de Mg-Zn contenien-
do 63,5 de átomos % de Mg en un electrol ito fundido de KC1-LiCl-MgC12, representarse por
E
donde E Y T se expresan vidad
y
aleación
la energra anterior
SOLUCION
puede
16,08 x 10-3 + 1,02 x 10-5 T,
en V y K respectivamente.
Calcule el coeficiente
de actl
1 ibre molar parcial de exceso de la mezcla del magnesio a 700°C
en la
(1000 K).
La reduce ión en 1a p i1a
Mg)puro)
puede representa rse como
~ Mg'(en la aleac.).
A 727°C (1000 K) el valor de E está dado por E
16,08 x 10-3 + 1,02 x 10-5 x 103 26,28 x 10-3 V.
La actividad
del magnesio
en la aleación
puede obtenerse
Por 10 tanto 2 x 23061 x 26,28 x 10-3 4,575 x 1000
Tomando el antilogaritmo aMg El coeficiente
de actividad
0,5433. del magnesio
0,5433 ·0,6350
está dado por
de la ecuación
(8.8).
lA TERMODINAMICA DE lAS PILAS ElECTROOUIMICAS
173
0,8555. La energía calculada eCuación
1 ibre molar parcial de exceso de la mezcla a partír del valor del coeficiente
del magnesio
de actividad
puede ser
con la ayuda de la
siguiente:
xs Por 10 tanto a 727°C
GMg
4,575 x 1000 x log 0,8555
= -310
cal/mol.
xs Alternativamente
el valor de
GMg
puede también obtenerse
a la ecuación
(8.12)
Y por 10 tanto
- (2 x 23,061x 26,28 x 10-3 + 4,575 x 1000 x log 0,635) -310 cal/mol.
8.3
PILAS ElECTROQUIMICAS BASADAS EN ElECTROlITOS SOlIDOS
Wagner (1) en 1943 propuso que ciertas soluciones sólidas de óxidos tales como Zr02-CaO que contienen ubicaciones vacantes de iones oxígeno podían ser usadas como electrolitos sólidos para el transporte de iones oxígeno. Kingery y colaboradores (2) calcularon las movilidades del ion oxígeno para este electrolito y concluyeron que la conductividad es totalmente iónica y el número de transferencia está cerc.a de la unidad para el ion oxígeno. Si bien el electrolito exhibe una virtual conducción iónica exclusiva a altas temperaturas, ha sido demostrado (3) que la conducción electrónica es un factor significativo por debajo de po? 10-18 atm (101.325 x 10-18 N/m2) a lOOO°C (1273 K) . Otros electrol itos s61 idos fonna-
=
dos por óxido de torio de ea, 6xidos de itrio o de lantano fueron encontrados ser conductores iónicos a presiones de 6xigeno por debajo de aquellas apl icables a electrol itos basados en óxido de circonio. Tales electrol itos son importantes en el campo de la metalurgia y han sido usados para determinar las propiedades tennodinámicas de los
PROBLEMAS
174
de los 6xidos metálicos,
DE TERMODINAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA
de los oxi-compuestos, de las presiones tarcta les del oxígeno
en el vacio y otras atm6sferas, de las propiedades del oxígeno disuelto en metales y aleaciones, de la determinaci6n de actividad, etc. (4,5). La energía libre de formaci6n de un 6xido puede determinarse desarrollada por una pila del tipo A,AOle1ectro1ito
conociendo
la f.e.m.
s61idolB,BO
tal que el ion oxígeno se transfiere desde el lado derecho hacia el lado izquierdo (AO y BO son 6xidos de los metales A y B respectivamente). En el equilibrio, la f.e.m. desarrollada puede relacionarse a
(8.14 )
E
D6nde \.102 Y \.102 son los potenciales
qUlmlcos
oxígeno del lado derecho e izquierdo trones invo1ucrados en la reacci6n y gía libre de formaci6n de uno de los cu1arse como se ilustra en el ejemplo EJEMPLO
(energfa libre molar parcial) del
respectivamente, z es el número de elecF es la constante de Faraday. Si la ener6xidos es conocida, la del otro puede ca.!. siguiente.
8:0
La f.e.m. de la pi la Mo, Mo021 (Zr02)
A 900°C (1173 K) se encontro formación estándar
(CaO)O 15INi,NiO '
que era de 284,7 mV. Calcule
estándar
del Mo02 a 900°C (1173 K) del NiO está dada por
lIG~iO
S1>LUCION:
0,85
-56.000 + 20,3Tcal/mol
Puesto que los iones del oxígeno
NiO) al electrodo
la energía
si la energía
1 ibre de <
1 ibre
(-234.300+84,94TJ/mol).
se transfieren
desde el electrodo
de (Mo, Mo02) la relación global puede representarse
como
(Ni,
LA TERMODINAMICADE
LAS
PILAS
ELECTROQUIMICAS
175
2NiO + Mo
Mo02 + 2Ni.
(8. D. 1)
El número de electron~s 1 ibrio, la variación
involucrados
de energía
los valores
es 4. En el equi-
apropiados
-zFE.
en la ecuación
liGO (8 ) 1173, .0.1
=
llGo 1173, (8.0.1)
°
anterior
-4 x 21061 x 284,7 x 10-3 cal -26.260
pero
anterior
1 ibre está dada por
o llG(8.D.1) Colocando
en la reacción
cal,
liGO 1173,Mo02
2llGo 1173,NiO'
-
.llG01173, (8 .0.1 ) + 2AGoI173,NI·0·
~olocando
los valores
de
llG~8:D.l) y llG:iO'
-26.260
+ 2(-56.000
-90.640
cal/mel
+ 20,3 x 1173)
-.90,64 kca 1/mo l.
Así, la energía
1 ibre de formación
del Mo02 es -90,64
kcal/mol
a 900·C.
Una apl Í'Cación interesante
de un electrol ito sól ido es ·Ia determinación
del oxígeno
fundidos.
en los metales
Si una pila
directa
del tipo
----~--------~--------------~-~ (
esta funcionando, presión.
Suponiendo
oxígeno
los iones oxígeno que el potencial
menor que el del estado .representarse
como
en metal
fundido!electrol
fluirán
ito sólido!A,AO
in la dirección
químico .del oxígeno
puro AO, la reacción
química
-
de la caída de la
en el metal
fundido
para la pila anterior
es puede
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
176
La variaci6n
(8.1.5)
libre de la reacción anterior,
AG, puede relacionar-
E mediante
(8.16)
-zFE ,
AG
siempre que el estado s61 ido puro A y AO se tomen como estados (8.16) AGo es la variaci6n de la energía libre estándar
ecuaci6n
(8.15); aO es la actividad del oxígeno tado de referencin del oxígeno gaseoso número
de electrones
si el potencial
en la reacci6n.
químico
cie pura AO, mientras ta a la escrita
EN t~ETALURGIA
+ lolmetal,fundido
de la energía
se con la f.e.m.
y CINETICA
del oxígeno
E será negativo
para la pila
en el metal fundido es mayor que en la espeespontánea
El siguiente
trol ito s61 ido para la determinaci6n
En la
de la reacci6n
en el metal fundido con respecto al espuro a una atm (101J25 N/m2) y z es el
Sin embargo,
que la reacci6n
anteriormente.
estándar.
ocurrirá
ejemplo
de la actividad
en la direcci6n
opues-
ilustra el uso de un elecdel oxígeno
en un metal
fundido.
EJEMPLO
8. E
La reacci6n
'
para la pila Oxígeno
puede representarse
electroquímica
disuelto
en Cu fundidol (Zr02)
La f.e.m.
GS
del oxígeno ferencia SOLUCION:
138 mV a 1200°C
=
Ni + lolcu,fundido
(1473 K). La energía
(1473 K) es -23,76 kcal/mol
libre de formación
(-99,41 kJ/mol).
en el cobre fundido a 1200°C
del oxígeno
(CaO)O 15INi,NiO '
como
NiO
NiO a 1200°C
0,85
Calcule
estándardel
la actividad
(1473 K) con respecto al estado como gas puro a 1 atm (101.325 N/m2).
NiO
+
Ni + lolcu,fundido
de re-
(8. E. 1)
LA TERMODINAMICA DE LAS PILAS ELECTROQUIMICAS Suponga que el Ni y el NiO están presentes la variación
de energía
177
en sus respectivos
1 ibre de (8.E.1) a la temperatura
estados estándar,
T puede representarse
como o
Dónde lIG~,(8.E.1) es la variación
de energía
(es decir negativo para la energía temperatura
ción de energía
1 ibre estándar
1 ibre de formación
T y aO es la actividad
al estado de referencia
(8.E.2)
lIGT,(8.E.1) + RT 1n aO.
lIGT, (8.E.1)
del oxígeno
del oxígeno
de la reacción (8.E.1)
estándar
del NiO) a la
en el cobre fundido con respecto
como gas puro a 1 atm. Sin embargo
la varia-
1 ibre lIGT,(8.E.l) se relaciona con la f.e.m. E de acuerdo a -zFE,
lIGT, (8.E.1)
(8. E. 3)
dónde z es igual a 2.
De las ecuaciones
(8.E.2) y (8.E.3) se sigue que
+
o
-zFE,
-zFE;
+
sustituyendo
los valores
para T
-(-23.760)
1200°C (1473 K) en la anterior
4,575x1473x
log aO= -2x23.061
y simpl ificando
Así, la actividad
del oxígeno
,
-.p X
l"'-JS11o
en el cobre fundido a 1200°C es 3,388 x 10-5 con
respecto al estado de referencia
del oxígeno
gaseoso
BIBLIOGRAFIA: Wagner,C.,
-3
~
3,388 x 10-5.
1.
x 138xl0
Naturwissenschaften,
~,
265 (1943).
puro a 1 atm de presión.
178 2.
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
y
CINETICA EN METALURGIA
Kingery,W.D., Pappis,J., Doty,M.E., y Hill,D.C., J.Am.Chem.Soc., ~,394 (1959) .
3.
Kubaschewski,O.,
Evans,E.L., y AI~ock,C.B., Metallurgical Thermochemistry,
Pergamon Press, London, 1967,151. 4.
Kiukkola,K., y Wagner,C., J..Electro.Soc., ~,
5.
Fitterer,G.R., J.Metals,~,
379 (1957).
961 (1966).
EJERCICIOS 8.1
La reacción en la pila de cadmio-calomel está representada por: Cd
+
Hg2C12
Cd++
=
+
2C1 -
+
2Hg
donde todos los componentes están presentes en sus estados estándar. La f.e.m. reversible (en V) de la pila anterior varía con la temperatura (en K) de acuerdo a la siguiente expresión: EO
=
0,67 - 1,02 x 10-4 (T - 298) - 2,4 x 10-6 {T - 298)2.
Calcule los valores de AGo, ASO Y AHo para la reacción anterior a 40°C (313 K). 8.2
La f.e.m. de una pila que tiene la siguiente reacción: Zn + 2AgC1
=
ZnC12 + 2Ag
a presión atmosférica es 1,005 V a 25°C (298 K) Y 1,015 V a O°C (273 K). Suponga que el coeficiente de temperatura de la f.e.m. es constante, calcule la variación de entalpía para la reacción a 25°C (298 K). 8.3
Para la reacción: 2Ca + Th0
2
=
2eaO + Th
se obtuvieron los siguientes valores en una pila electroquímica reversible a 1 atm (101325 N/m2) de presión:
LA TERMODINAMICA :
Temp.,
o
DE LAS PILAS ELECTROQUIMICAS
C
1002
1102
1202
(Temp., K
1275
1375
1475).
0,0738
0,0542
179
0,0345.
Calcule los valores de.~Go, ~So y ~Ho para la reacción en la pila a 1102°C (1375 K).. Además calcule la temperatura máxima en la que el calcio reducirá al 2 dióxido de torio a 1 atm (101.325 N/m ).
8.4 La siguiente pila se pone en funcionamiento del cinc en una aleación Zn-Sn-Cd-Pb: Zn(puro)lliC1-KC1-ZnC12IZn(en
para determinar la actividad
la aleación).
La f.e.m. reversible será: Temp,
°c
(tenip., K E,mV
441
484
532
569
604
714
757
805
842
877)
12,76
16,30
20,26
23,32
26,20.
Calcule la actividad del Zn en la aleación anterior a esas temperaturas. 8.5
Una pila electrolítica
tiene cadmio líquido puro como uno de los electrodos
siendo el otro una aleación líquida de cadmio-plomo, consistiendo el electrolito en una mezcla salina fundida de iones cadmio (Cd++). Cuando la fracción atómica del" cadmio en el electrodo de la aleación es 0,4, la f.e.m. reversible de la celda es de 14,35 x 10-3 V a 500o~ (773 K). Calcule la actividad, el coeficientede actividad y la energía libre molar parcial del Cd en el electrodo de aleación referidas a la del cadmio puro en su estado estándar. 8.6
La f.e.m. reversible de la siguiente pila Cd(puro)ILiC1-KC1-CdC12ICd(en
se.ha1ló que es de 28,48 mV a 500°C (773 K).
electroquímica:
aleación Cd-SbJ
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
180
y
CINETICA EN METALURGIA
Calcule la actividad del cadmio puro en su estado estándar y la energía libre molar parcial, la entropía y la entalpía de mezcla del cadmio en una aleación de Cd-Sb que contiene 60,2 átomos % de Cd. Suponga que el coeficiente de tem peratura de la f.e.m. a 500°C (773 K) es de 33,63 ~V/grado (VV/K). 8.7
La f.e.m. reversible de la pila U(sólido puro) IKC1-LiCI-UC13 eutécticolU(en
a 398°C (671
k)
aleación Cd-U
es de 49,76 mV. El coeficiente de temperatura
de-Ta
f.e.m. es
-41,0 ~V/grado (~V/K). Calcule la energía libre molar parcial de exceso, la entropía y la entalpía del U en una aleación Cd-U conteniendo 1,6 x 10-3 fracción molar de U a 398°C (671 K). 8.8
La f.e.m. de las pilas
y
a 800°C (1073 K) son de 17,80 y 284,0 mV respectivamente. de la energía libre estándar de la reacción. FeO
+
Ni
NiO + Fe.
Calcule la variación
9 Cinética 9.1
INTRODUCCION
Una reacción química o metalúrgica es termodinámicamente posible sólo cuando hay disminución de energía libre. Todas las ecuaciones que se usan en el tratamiento termodinámico de las reacciones metalúrgicas se refieren a condiciones de equilibrio. Una reacción puede ser termodinámicamente posible, pero en la práctica la reacción puede ser incompleta durante un determinado período de tiempo. En otras palabras, el tratamiento termodinámico no ofrece información acerca de la velocidad de la reacción. Por ello otro enfoque teórico - "la cinªtica"- ha sido usado para estudiar
la velocidad de reacción.
La velocidad de una reacción química puede definirse como la velocidad con que disminuye la concentración de un reactante o como la velocidad con que aumenta la concentración del producto de una reacción. Si un reactante de concentración inicial C tiene una concentración C al tiempo t, la velocidad se expresa como o (-dC/dt). Si la concentración del producto es x al tiempo t, la velocidad se puede expresar como (dx/dt).
9.2
EFECTO DE LA CONCENTRACION
SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION
La velocidad de una reacción química es proporcional
a la concentración
de las
sustancias reaccionantes. La suma de las potencias (exponenentes) a las cuales las concentraciones de los átomos o molªculas reaccionantes deben ser elevadas para determinar la velocidad de reacción, se conoce co.mo el "orden (cinét tco ) de reacción". El orden de reacción no guarda ninguna relación con la molecularidad de la misma. Las expresiones para las velocidades de reacciones de diferentes órdenes pueden evaluarse de la~ siguientes maneras. 9.2.1
REACCION
DE PRIMER
ORDEN
PROBLEMAS DE TERMODTNAMICA
182
CINETICA EN METALURGIA
y
En una reacción de primer orden, por ejemplo X + Y,
A'
la velocidad de reacción está dada por dC
kC .-
dt ~onde C es la concentración c lda
como "constante
de A a cualquier
de velocidad"
=
t y
k es. una constante
o "velocidad específica
cono
de reacc lón'". De la
(9.1) dentro de los límites e = to a t = O Y C = C
integración de la ecuación oara t
tiempo
t 2,303 1
k
donde x es la cantidad
-t-
C o og C -x o
(9.2) .
de A que reaccionó al tiempo t. Es evidente
de la ecua-
ción (9.2) que para una reacción de primer orden la representación gráfica del Co log -C-- (sobre el eje de la y) y de t (sobre el eje de la x] resultará una 1 ío-x nea recta. La incl inación de la misma será igual a k 2,303 El tiempo necesario
para que se complete en un 50 % una reacc íón de primerorder
es decir su período de vida medio (tO,5) puede calcularse ción (9.2). Así
a partír de la ecua-
2,303 log 2
)9.3)
k
9.2.2
REACCION DE SEGUNDO ORDEN
Si la velocidad
de reacción
A
+
depende de la concentración Cb son las concentraciones ~uede expresarse
como
B
X
+ y
de A y B, la reacción es de segundo orden. de A y B respectivamente
Si Ca y al tiempo t, la reacción
.sa.
CINETICA
(9.4)
si la cantidad de cada uno (A y S) después del tiempo t es x, la
Similarmente, ecuación
(9.4) también puede escribirse d(CA - x}
d(CS - x)
dt
dt
dx
o
dl:
=
k(C.i\- x) (CS - x)
,
son las concentraciones iniciales de A y B respectivamente. Intes grando la ecuación (9.5) dentro de los límites de x = O para r = O Y x = x para
donde C
A
y C
t = t,
log
k
CS(C A CA(CS
C, de la integración de la ecuación
k
::;:
- x)
(9.6)
x)
(9.5)· se obtiene
x
-
C(C - x)
t
El período de vida medio, to,5' para una reacción de segundo orden, donde ambos reactantes tienen la misma concentración (9.
n.
inicial, puede deducirse de la ecuación
Así: 1
(9.8)
kC
Las constantes
de velocidad
de reacciones de orden elevado deben calcularse
de
la misma manera.
EJEMPLO
9.A
La desintegración
radiactiva del uranio 238 es una reacción de primer orden y 4,51 x 109 años (1,42 x 1017s). Calcule la veloci-
su período de vida medio.es dad específica
de reacción-
dad dada de uranio?
¿En cuántos días desaparecerá
el 75 % de una canfi-
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
184 SOLUCION:
Usando la ecuación
(9.3) y colocando
4,51 x 109
CINETICA EN METALURGIA
los valores correspondientes
2,303 log 2 k
1,532 x 10-10 año
k
o
y
Por lo tanto, la velocidad especifica
-1
de la desintegración
radiactiva
del uranio
238 es 1,532 x 10-10 año!l El tiempo en el cual desaparecerá
el 75 %, tO,75' puede calcularse
con la ecua-
ción (9.2): 2,303 1,532 x 10-10
años log _1,-,0-,-0_ 100 - 75
2,303 x 365 1,532 x 10-10
log 4 dias
330,4 x 10 10 días.
Luego, el tiempo requerido será de 330,4 x 10 10 días.
EJEMPLO
9.8
Una reacción de segundo orden tiene una concentración inicial de los reactantes de 0,4 mol/l itro (0,4 mol/dm3). La reacción se completa en un 30 % en 80 min~os (4.800 s). Calcule la constante de velocidad y el tiempo que tomaria la reacción para llegar a ser compieta en un 80 %. SOLUCION:
Usando la ecuación
k
80
x
60
(9.7) y sustituyendo
con los valores apropiadós:
0,30 x 0,4 , 1 it roZ Imol) (segundo). O, 40 ( O, 4 - 0,3 x O, 4
2,232 x 10-4 1 t roz Imol) (segundo). í
Luego, la constante de velocidad de la reacción es 2,232xl0-41itro/ímol)(segundo).
CINETICA
185
El tiempo requerido para que se complete
la reacci6n en un 80 %,
puede
t
0,80 calcularse
tambr¡n por la ecuaci6n
2,232
(9.71 .
x 10-4 = _1_ tO,8
. 0,4(0,4
_______
0,80 x 0,4 - 0,80 x O,Ü'
~0~¡~8~0~x~0~,~4
__r
0,4 x (0,4 - 0,32) x 2,232 x 10-4
segundo
4,48 x 104 segundo. Por 10 tanto, el 80 % de la reacci6n se habrá completado
9.3
EFECTO DE LA TEMPERATURA
en 4,48 x 104 segundo.
SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION
La dependencia de la constante-de velocidad, k, con respecto a la temperatura, T, está regulada por la siguiente expresión, que es comunmente llamada ecuación de Arrhenius: -E/RT k
=
A e
(9.9)
donde A es una constante conocida como "factor de frecuencia" y E es la energía de activación de la reacción. Aplicando logatitmos en ambos miembros de la ecua· ción (9.9) log k
E (1) 1og A _ 0,4342 R T .
(9.10)
La ley de Arrhenius puede probarse representando gráficamente el log k Y la recíproca de la te~eratura absoluta. De acuerdo a la ecuación (9.10) resultará una línea recta cuya pendiente es i qua l a (- O,4~42 E) expresión a partir de la cual podrá ser calculada la energía de activación. El ejemplo siguiente ilustra el uso dé la ecuación (9.10) para calcular la energía dea-ctivac;ón de una reacción.
EJEMPLO
9.C
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
186 La constante
de velocidad
(k) para la disolución
y
CINETIGA EN METALURGIA
de la galena en un,medio
so que contiene acetato de amonio bajo presión de oxígeno y a diferentes
acuo-' t empe+
raturas se consigna más abajo:
log k
1.
x
-10,9
-11,1
-11,2
-11,5
-12,1
-12,6
2,30
2,35
2,38
2,45
2,61
2,75
103
T
donde k Y T se expresan en moI2/(cm4) (minuto) y K respectivamente. energía de activación
SOLUCION:
Calcule
la
del proceso.
Para obtener el valor de la energía de activación,
el log de k en
función de (I/T) fue representado gráficamente. El resultado', una línea recta, 342 I dI' . 1 a (0,4 E) se o b serva en 1a f lIgura 9 .1 • La pen d lente e a misma que es Igua - --R-' es de -3,82 x 103~
Ast
-3,82
x
0,4342 E
103
R
0,4342 E 1,987 3,82 x 103 x 1,987 0,4342
E
o
17.480 ca l/me 1. Por 10 tanto la energía de activación
del proceso de disolución
especificado
es
de 17.480 cal/mol.
9.4
DETERMINACION DEL ORDEN DE
REACCION
Se enunciarán a continuación algunos de los métodos más importantes minar el orden de una reacción.
9.4.1
para deter~
METODO DE INTECRACION
Eneste mé todo , los datos experimentales
se sustituyen en1asecuaciones
matemáticas
,
CINETICA
187
correspondientes a los diferentes órdenes de reacción hasta que se encuentra ecuación que satisface todos los datos. Por ejemplo, si una reacción; nA
-+
la
Productos
es de enésimo orden e tnvo lucra sustancias que inicialmente
tienen una concen-
tración Co' la velocidad, a su vez, está dada por d(Co-X) dt
= dx = k(C _x)n o
dt
'
donde x es la cantidad de A que desaparecio en el tiempo t. Las ecuaciones ocinéticas integradas para diversos valores del orden de reacción, se dan en la Ta bla 9.1.
-10,8.------:---------------,
Pendiente:-
3, 82 x 103
-12,82,30
2,80 (liT)
Figura
9.1
Representación de
la
disolu~ión
gráfica de
del la
x 1000
10g k en °función
galena.
de lIT
para
el
proceso
PROBLEMAS DE TERt10DINAMICA
188
Una forma más simple consiste en presentar ma tal de obtener una representación
y
CINETICA EN METALURGIA
la ecuación cinética
gráfica. Por ejemplo,
integrada
en fo!
en Ce1 caso de una
reacción de primer orden, la representación gráfica del 10g -C o (en el eje de - x las y) en función de t (en el eje de la x) determinará una líRea recta que pasan do' por el origen de los ejes de coo~denadas y tendrá una pendiente igual a k/ 2,303. Una desviación de la 1inealidad indicará que la reacción no es de primer orden. Gráficos
similares
pueden obtenerse
para reacciones
de otros órdenes.
Tabla 9.1
RESUMEN DE LAS ECUACIONES CINETICAS PARA REACCIONES DE DIFERENTES ORDENES
E c u a c i ó n
c i n é t i c a
Unidad de constante de velocidad. si las unidades de concentración y el tiempo son
Forma Integra 1
mo1/litro y mol/dm3 y segundo segundo, respe~ respectivamente tivamente
Orden Forma diferencial
O
dx _ dt - k
I
k=
tx
Imol/(l) (s)
dx _ dt - k(C o -x)1
k.2[C t{C _'11]1
1
dx dt = k(Co':'x)
k=2,30310g
3/2
dx _ k(C _x)3/2 dt o
2 [1(Co-x)f k= t
2
dx _ dt. - k(Co-x)
~
3
t
2
3 dx _ dt - k(Co-x)
k=
o
r
i(c
o
o
(mol ~/(l~)(S)
l/s
(Ca-x)
,-i'
1
(mo 1
3¡
2) /
(dm 2J( s )
I
Co
1 ] (1 ~)/mo1i}(s)' 9
(c:-X)]
k=2~ Coa~~
I
mo1/(dm3)(s)
l/(mol) (s )
1
2
2
1 /(mo1 }(s)
l/s
%
1;
(dm )/(mo11(s)
dm3/(mol) (s ) 6
2'
dm /(mal )(s)
CINETICA 9.4.2
189 METODO'DEL PERIODO DE VIDA MEDIO
Si las concentraciones tO,5'
de los reactantes
de vida med i o ,
para una reacción global de orden n está dada por:
tO,5'"
donde
son iguales, el período
eo
lnd Ica
C (n-l) , o
la concentración
inicial. Apl icando loqar ltmos a la ecuación
(9.11) , log tO,5
=
constante
- (n-l)log
Si se conoce el perfodo de vida medio para diferentes se puede usar la ecuación
9.4.3
eo
(9.12)
concentraciones
iniciales,
(9.12) para calcular el orden de la reacción. La pen-
diente de la línea recta obtenida ción del lag
eo.
al representar
da el valor de -(n-l)
y
gráficamente
el log tO,5 en fun-
por 10 tanto el de n.
METO DO DIFERENCIAL DE VAN'T HOFF
De acuerdo a este método la velocidad de reacción v para una reacción isotérmica puede relacionarse con la concentración de un reactante C por la siguiente ecua~ ción: (9.13) donde n es el orden de la reacción. Aplicando a la ecuación en,ambos miembros, log v
log k + n log C.
(9.13) logaritmos
(9.14)
Si se conoce la velocidad v de reacción para diversos valores de concentración del reactante, un gráfico del lbg v en función del 10g,C resultará una l'nea ecta y la pendiente de la misma da el valor del orden de reacción con respe~ to a la sustancia cuya concentración ha sido variada.
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
190
y CINETICA
EN MI:TAlURGIA
Dos métodos diferentes pueden usarse para calcular las velocidades de reacción a diferentes concentraciones dereactantes. Uno consiste en representar gráficamente la concentración del reactante en gativas) para diferentes concentraciones, para las respectivas concentraciones de logrado sobre la base de las velocidades respecto al tiempo", nt' El otro método centración del reactante en función del
función del t-í empo . Las pendientes (ne,dan, 10s,va10res,de las velocidades los reactantes,.iEl orden de 'la reacción antes mencionadas 'se·llama "orden con invo1ucra .trazar. un gráfico de la contiempo para difer.en:tes'valores de la
concentración inicial del reactante. Las tangentes se trazan a~ comenzar la reac', ción (es decir: en el tiempo t = O). la velocidad correspondiente a una concentración inicial particular de un reactante está dada por eJ respectivo valor de la pendiente cambiado de signo. Cuando se usa este valor de velocidad inicial para diferentes valores de concentración inicial de un reactante, para calcular el orden de la reacción, de acuerdo a la ecuación (9.i4), este orden así obtenido, se 10 denomina "orden con respecto a la concentración" u "orden verdadero", nc' En el caso en que la reacción implique a más de un reactante, las experiencias se realizan con la concentración inicial de uno de ellos, diferentes de las otra; concentraciones que se mantienen constantes para los otros reactantes. Así se determina el orden de reacción con respecto al primer reactante. El orden total se obtiene por la adición de todos los demás obtenidos de un modo similar al' primero. EJEfoIPLO 9.0
Para la reacción A + B
e
e,
se tienen los siguientes
o n c e n t r a c i ó n
Experimento
datos:
I n i c i a 1
Período de vida
B
"
A
N~
medio me 111 it ro mol/dm3
. ¡
2,0
2,0
mol/l
itro mol/dm,3
2,0
I
hora
s
J 2,0
2,5
9000 1
2
5,0
5,0
5,0
5,0
1,0
3600
CINETICA Calcule
T91 el orden de la reacción
SOLUCION:
SI dos experimentos
y la ve loc i dad
específica
de reacción.
~e real izan a las concentraciones
iniciales (C ) 0
1
y (CO)2 y si sus períodos
entonces
de acuerdo
de· vida medio son (tO,5)1 y (tO,5)2 respectivamente,
a la ecuación
(9.12), log(to
n
,
5)
2
(9.0.1)
10g(C ) o 1
Colocando
los valores
apropiados
n
en la reacción
(9.0.1),
l...,log 2,5 - log 1 log 5 - log 2 _ log 2,5 log 2,5
2.
Por 10 tanto la reacción
La velocidad
específica
ambos reactantes (9.8),
es de .segundo orden.
de reacción para una reacción
están a la-misma
concentración
de segundo orden cuando
puede calcularse
por la ecuación
así,
k
C,to,5
2 x 2,5 0,2 1 itro/(mol) (hora).
Por 10 tanto la velocidad es 0.2 litro/(mol)(hora).
específica
de reacción
de·la
reacción
considerada
192
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
EJEMPLO
y
CINETICA EN METALURGIA
9.E
Los siguientes datos se obtienen de la cinitica de reducción djl Fea por el car bono en las escorias, en un 1ingote de hierro fundido a cierta temperatura:
Concentración del Fea en las escorias, en masa%
20,00
11,50
Tiempo, en minuto
O
{Tiempo, en segundo
O
9,35
7,10
4,40
1,0
1,5
2,0
3,0
60
90
120
180) .
Calcule el orden de la reacción con respecto al Fea por el mitodo diferencial de Van t Hoff Además calcule la constante de velocidad. I
SOLUCION:
La concentración
del Fea en la escoria se representa gráficamente
en función del tiempo, como se ve en la figura 9.2. Las tangentes se trazan en los puntos co rrespond ien t as a 18, 16, 10.y 6 en
masa % del ,Fea. 'Las pendien-
tes de estas cuatro tangentes se miden para obtener las velocidades de reducción del Fea correspondiente se muestra seguidamente:
Pendiente N2
Concentración del Fea en las escor ias, en masa % (C)
1
18
2 3
a los 4 valores de la concentración del FeO como
.-
4
log C Pendiente de Velocidad de la tangente reducci ón de 1 log v FeO,FeO%/min v
1,2553
-11,88
16
1,2041
- 8,94
10
1,0000
- 4,63
6
0,7782
- 3,13/
/ /
/
11,88
1,0749
8,94
0,9513
4,63
0,6656
3,13
0,4955
,
Nuevamente
representando el log v en función del log C, obtiinese una línea re~
ta, segGn se muestra e~ la figura 9.3. La pendiente es 1,09 y la reacción puede reconocerse como de primer orden.
CINETICA
193
~
24
o
O
"'
o' E
Pendientedelatangente Pendiente de la tangente Pendiente dela tangente Pendiente dela tangente
.; o
1 = -11,88' 2 = - 8,94 3 = - 4,63 4 = - 3, 13
L.
.,"' ~ ., ., ..,., o
U
en
c:
O LL.
c: "o u o L.
e., u e o
o
4,5
.Tiempo,
U
Figura
9.2
Variación del
de la concentración
minutos
del
FeO en las escorias
en función
tiempo.
Pendiente
>
=
1,09
2P Figura
9.3
Velocidades ción
de reducción
del mismo en las
gQn sus. valores
del
escorias
logarrtm.cos.
FeO (v) en función (e),
representadas
de la concentra" gráficamente
se"
194
PROBLEMAS
Además
la intersección
DE TERMODINAMICA
y CINETICA
de la recta con el eje de lás y (log e)
= o
origen es igual a -0,34, por 10 tanto y de acue~do a la ecuación log k
al
. -1
0,4571 mln
. -1
de reacción es igual a 0,4571 mln
Por 10 tanto,
la velocidad
9.5
DE LA CINETICA· DE REACCION
TEORIAS
específica
ordenada
(9.14):
-0,34
k
o
EN METALURGIA
Hay dos importantes teorías de la cinética de reacción: la teoría de l~ colisión y la teoría de la velocidad absoluta de reacción. Con la ayuda de estas teorías
se puede calcular
9.5.1
TEORJA DE lA eOllSJON
Considere
una reacción
la velocidad
de reacción.
btmo lecul ar homogénea
De acuerdo .a esta teoría, berán entrar en colisión.
v
entre dos moléculas
gaseosas
para que la reacción ocurra, las moléculas La velocidad de reacción está dada por
=
zAB e-E/RT
moléculas/(cm3)(segundo)
Ay B.
A y B de
(9.15)
donde zAB es el número de colisiones por segundo entre A y B en 1 cm3 de gas, E es la energía de activación, R es la constante de los gases, T es la temperatura en grados K. De acuerdo a la teoría cinética , el valor de zAB esta dada por (9.16)
,donde nA y n~ son las concentraciones de las moléculas A y B respectivamente en .moléculas/cm ; mA y mB son las masas moleculares de A Y B;. d es el diámetro AB medio de colisión de A y B Y k es la constante de Boltzmann. Colocando el valor· de zAB en la ecuación (9.15),
195
CINETICA
En muchos. casos, la velocidad observada no está de acuerdo.con el valor calculado sobre la base de la ecuación (9.17). Para eliminar la desviación de la teoría de la colisión, se puede modificar la ecuación (9.15): v
= P.zAS ..e -E/RT mo 1-eculas/ (3)( cm segundo)
(9.18)
donde P significa probabilidad o factor estérico. 9.5.2
TEORIA DE LA VELOCIDAD DE
REACCION ABSOLUTA
Consideremos la reacción química A + S
-+-
C + D.
. (9.19)
Esta teoría supone que antes que se produzca la reacción química, las moléculas A y S han entrado en colisión y formado un complejo activado que en un segundo tiempo se descompone dando los productos finales. Luego la reacción (9.19) pu~ de ser escrita nuevamente como: A + S
-+-
A ...S
-+-
C + D,
dondeA ...S representa el complejo activado. Los dos principios básicos de esta teor a son: í
(i)
El complejo activado puede ser tratado como cualquier otra especie química y está en equilibrio con los reactantes. Tiene un periodo de vida corto.
(ii) La velocidad especifica de reacción de descomposición del complejo activado en sus productos constitutivos es una velocidad de reacción universal; independiente de la naturaleza de los reactantes y de la ~structura del complejo acti~ado.
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
196
y
CINETICA EN METALURGIA
La velqcidad de la reacción global (9.19) la que es igual a la velocidad a la cual el complejo activado A ... B se descompone para formar los productos, esta dada por: v
RT C + = Nh
+
kT C h
(9.20)
'
donde C + es la concentración del complejo activado, mann y h es la constante de Planck. La constante
de equilibrio
K +'para
k es la constante
de Boltz-
la reacción:
A + B ~ A ••• B '
está dada por
K
C
+
+ (9.21)
aA·aB '
, donde a +" aA y aB son las actividades del complejo activado, mente. Suponiendo un comportamiento ideal
K
+ =
donde C representa la concentración. (9~22) en la ecuación (9.20),
v
ya que
se sigue que
K
+ (9.22)
CA,CB Colocando
=
+ v
C
el valor de C+ de la ecuación
(9.23)
e -LlG
=
A y B respectiva-
+ /RT ,
197
CINETICA
f + CA· CB· kT ..e-6H IRT .e 65 IR ,
(9.24)
h
donde 6G
+,
6H
+Y
pía respectivamente
65
+ son
las variaciones
de: energía
cuando se forma el complejo
libre, enta1pía
y entro-
activado.
Para la mayoria de las reacciones se ha encontrado que todos los cJmplejos activados formados por sus reactantes se disocian en productos. Sin embargo, en algunas reacciones ha sido posible notar que esto no ocurre y ·por 10 tanto se ha introducido el término "coeficiente de transmisión" en la ecuación cinética correspondiente a esta situación. Luego, la ecuación (9.24) se transforma en
(9.25)
donde
~-
K
es el coeficiente
Sin embargo,
de transmisión.
debe natarse que 6G
l,
6H
t
y 65
t
se refieren
a la energía
libre,.
enta1pía y entropía de activación cuando tanto los reactantescomo el complejo activado están en su estado estáriÓar. La elección del estado estándar se determina automáticamente por la unidad elegida al expresar la concentración de los reactantes. Por ejemplo. si la concentración se expresa en moles/cm3, el ·estado estándar es 1 mol/cm3. Por otra parte, si la concentración se expresa en forma de presión en atm, el estado estándar es el de un gas a 1 atm de presión. La ecuación (9.25) también puede expresarse en forma tal que tome en cuenta la energía de activación, 6H Por ejemplo, para una reaCción bimolecu1ar, la ve-
t.
locidad de reacción
puede expresarse
v
La velocidad
de reacción,
forma de funciones
=
como
(9.26)
v, de la reacción (9.19) también. puede expresarse en
de partición: (9.27)
198
PROBLEMASDE TERMODINAMICA y CINETICA EN METALURGIA
donde
FA Y FB son las funciones de partición de partición del complejo activado
·función ·ción
de vibración
por mol entre
menos que una molécula
el complejo
activado
de A y B respectivamente; que tiene normal
e~ general
y E es la diferencia
es la
en el punto
bu-
de energía
o
reactantés
y los
+
F
una contri cero
(cero
ab-
soluto). VELOCIDAD.DE LAS REACCIONESHETEROGENEASChe;; +- 0lU
9.6
'( -: ~(( e )
La mayoría
de las
meta les, tales, tes
etc. eltán
reacciones
son de carácter en diferentes
cranlas
metalúrgicas,
por 'ejemplo,
ón de óxi dos metál icos por reductores
reducci
siguientes
heterogéneo.
fases. etapas
En todas
En general,
las
.I.ransporte
de los
reactantes
. vés de la capa límite) (i1)
Reacción
vari as etapas (iii)
Transporte rior
Es evidente 1ares
al
núcleo
la velocidad La etapa
mica que se mencionaron peratura
de acuerdo
reactaninvolu-
' (¡~~YI-oLfv'c.
" j
c::--, ;y
es decir la cual
productos
de la reacción
de cualquiera
global
desde
de las
'de la reacción.
(ii)
responde
anteriormente
puede producirse
la interfaz
3 etapas
en
al inte-'
leyes
será
enunciadas í
gobernadas
en cambio a las y por lo tanto
arriba
(i.J y (f t) son simi-
Las etapas estarán
de Arrhenius:
es muy improbable
que resulte
Luego es aparente
que la velocidad
serán
(a ,tr~
a la interfaz.
por las
En numerosos
la control.ante
en muchos procesos
dadas
de la velocidad
de transporte
como ejemplos
de las
metalúrgicos.
con ~l propósito
leyes
de la cinética
dependiente
quí-
de la tem-
procesos
metalúr-
gicos, las temperaturas son 'muy elevadas y la velocidad de la reacción mite dEl 1a fase (i nterfaz) es tambi én muy alta. Por 1o tanto, 1a etapa
importantes
~
o volumen de la fase ..
a la ecuación
s.iderab l e importancia
1- '
q
l.l
o volumen de la fase
o interfaz,
de dtfus íén y sus veloCidades
proceso
de la difusión.
el núcleo
de la reacción,
de la fase
que la lentificación
determinará
)
los
heterogéneas A "\~,
de
i ndi vi dua 1es.
de los
del
desde
al lugar
en el límite
~
1:'
_
•.•...
de escoria
oxidaci ón de me-
reacciones,
reacciones •
.
. (i)
estas
'"'fJ' _ f(c
fundamentales:
reacciones gaseosos,
en el lí(i i )
de reacción.
sustancias Unas pocas de calcular
es de conreacciones sus velo-
c idades . La velocidad to está
de descarburación
controlada
del
por la difusión
acero
en un proceso
del oxígeno
a través
bási·co
en crisol
de una delgada
abi er., pel ícula
199
· HICA
metálica, desde la escoria oxidante, por una reacción con carbono ,(1). Aplicando la teoría de la difusión, la velocidad de carburación - ~~c] está dada por
_ d( e ) . = dt donde
J sat
( O
( O )
,1I1
D
sa t
- (
o)
L1I1
I -J'
12% per sec ,
16
(9.28)
del oxígeno en la interfaz, en masa %
concentración del oxígeno en el baño pr+nc pa l , en masa % í
profundidad
t
y
concentración
r (O)
t
o
del baño, en cm
espesor de la capa matálica escoria, en cm difusividad
rica en oxígeno en contacto con la
del oxígeno, en cm2/s.
La velocidad de oxidación del metal está generalmente controlada por la difusión ya sea del ,metal o del ion oxígeno a través de la película de óxido. La ve10ci,dad de oxidación de la mayoría de los metales en un rango intermedio de temperaturas sigue la ley de la velocidad parabó1ica (2), es decir:
k'
~
dt
donde y
y k' t
Integrando
2 k' t,+ A'
(9.30)
espesor, de la capa de óxido
la ecuación
(9.29),
donde Al es una constante
al espesor
(9.29)
'constante - tiempo.
=
y2
Suponiendo
y'
de integración.
que el aumento de masa debido 'a la oxidación
llm, sea proporcional
y, se sigue que 2
M
2 kt + A,
(9.31)
200
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
donde k es la constante de EJEMPLO
y
CINETICA EN ~ETALURGIA
velocidad parabólica y A es una constante.
9.F
Calcule la velocidad
en % por hora de un baño de acero de
de descarburación
40 cm (0,4 m) de profundidad,
en un horno abierto, a partír de los siguientes
datos: (i)
Oiferencia
entre el contehido de oxígeno, en la interfaz de la escori2
metál ica y el baño principal (ii)
=
0,04 %.
El espesor de la película metálica
( .,.,.,) O,. f usividad
SOLUCION:
=
del oxígeno
Usando la ecuación
(9.28)
..
-d ( C )
dt
rica en oxígeno = 0,004 cm (O,04mm)
2 x 10 -4 cm 2/ s (2 x 10'-8 m 2/)s.
y
colocando
los valores apropiados:
-4 2 x 1O . x 0,04 x 12 .40 x 0,004 x 16
0,375 x 10-4 % por segundo 0,375 x 10
-4 x 60 x 60 % por hora
-4 1350 x 10· % por hora
= Así, la velocidad
EJEMPLO
0,135 % por hora
de descarburación es 0,135 % por hora.
9.G
Los siguientes ~atos se obtuvieron
para la oxidación
del niobio en una atmósfera
de oxíg~no puro a 200·C (473 K): Tiempo, mili (T iempo, s
20
60
1200
3600
·100 6.000
12Q 7200
180 10.800)
CINETICA Aumento
201 de masa 2
Aumento mg/m
Calcule
de masa 2
26,45 x 10
la constante
SOLUCION:
(aumento de masa)
2
4
de velocidad
! De acuerdo
cuya pendiente
45,82
26,45
mg/cm
. 45,82xlO
59,16 4 59.,16x la
80,00
65,00 4
65,00 x la
4
4 80,00 x 10)
paraból ica.
a la ecuación
(9.31) si representamos
2
, bm , en función del tiempo,
será igual a 2k. En el ejemplo
zado con los datos antes enunciados,
t, se obtendrá
presente,
se muestra
gráfi.camente el una línea recta
un gráfico
similar,
tra-
en la figura 9.4. La pendiente
de la recta es 35,71 y por lo tanto la constante 17,85 mg2/(cm4) (min).
de velocidad
paraból ica es
70oor---------------------------~
~E u <, (\j
O'
E (\j
o '" o E
••
"O
•..o e
••E ;;)
o
200 Tiempo.
Figura 9.4
Representación
minutos
gráfica que muestra
ción del tiempo, en la oxidación
el (aumento de masa)2 en fun-
del niobio.
202
y CINETICA
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
EN METALURGIA
REFERENCIAS
l.
Darken.L.S.,
Kinetics I
to O~en'Hearth"
2.
of Metallurgical I
Reactions
.
in -The Physical
John Wiley,
New. York, 1958.
Evans,U.R.,
An Introduction
to Metallic
with Particular •
Chemistry
Corrosion,
Reference
1
of Steel Making
, Ed.J.F.Elliott,
Edward Arnold,
London,
1963.
EJERCICIOS 9.1 La constante de velocidad de una reacción de primer orden es 4,8 x 10-5 3 s -1. La concentración iQicial del reactante es 0,2 mol/l (0,2 mOl/dm ). Calcule la velocidad inicial en mol/(cm3)(min). 9.2 El período de vida medio para la descomposición del radio es de 1600 años (5,04 x 1010 s). Calcule la constante de velocidad en min-1 y seg-1, suponga que la reacción es de primer orden. ¿En cuántos años desaparecerá
el 90 % del .radio?
;9.3 La reacción entre el FeO de una escoria y el carbono en un lingote de hierro puede admitirse que es de primer orden y además, a cierta temperatura, la reacción llega al 50 % del valor final al cabo de 90 min: (5400 s). En cuantos minutos se llegará al 90 % de la reacción a esa temperatura? Calcule la constante de velocidad.
9.4 En una reacción de primer orden, calcule la relación de tiempos para completar el 75 % Y el 50 % de la misma.
19.5
Dos/'-ingotes similares de h+er-ro fundido, saturados de carbón, contienen:
0,8 % de S uno y 0,8 % de S - 1,46 % de Si el otro- Ambos están en contacto con escoria libre de S y a una temperatura de 1500°C (1773 K) para su desulfurización. La concentración
de S en el metal en diferentes
intervalos de tiempo es el si-
guiente: Demuestre
gráficamente ,que el silicón no afecta la éinética de primer orden de
la desu1furización
Y Lalcu1e
la constante de velocidad en ambos casos.
203
CI~TICA Azufre en el metal, en masa %
Tiempo, en minutos
O
%
1',46% de Si en el hierro
de Si en el hierro
10 (600 s) 20 (1200 s) 30 (1800 s) 40 (2400 s)
0,67 0,56 0,47 0,40
0,64 0,50 0,40 0,32
Demuestre gráficamente que el silicio no afecta la cinética de primer orden de la desulfurización y calcule la 'Constante de velocidad en ambos casos. 9.~ La concentración del azufre en lingotes de hierro después de la desulfuración con una escoria básica a 1470°C (1743 K) en varios intervalos de tiempo es la siguiente: Tiempo, en min
o
9
20
40
64
(Tiempo, en s
O
540
1200
2400
3840)
8,71
5,74
3,02
1,00
0,275
87,1
57,4
30,2
10,0
2,75).
Conc.de S en la interfaz, g/cm2 (Conc.de S en la .
interfaz, kg/m
2
Demuestre que la desulfuración es una reacción de primer orden. 9.7 Demuestre que el tiempo requerida para la reacción de cualquier fracción dada de un material inicialmente presente, es independiente de la concéntración inicial para una reacción de primer orden, pero varía con la concentración inicial para una reacción de segundo orden. 9.8 Dos reacciones de segunda orden tienen factores similares de frecuencia y sus energías de acti~ación difieren en 8 kcal/mol (33,47 kJ/mol). Calcule la relación entre sus constantes de velocidad a 22JOC (500 K). ;.9
Las constantes de velocidad de la fluoración del óxido de uranio a varias eraturas, se dan en la tabla siguiente:
, •
4
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
204
y CINETICA EN METALURGIA
Temp. , °c
600
630
660
690
720
(Temp., K
873
903
933
96~
993)
Constante.de velocidad x 103, ·2 )(min) g/{cm
~
2,10
1,21
0,69
II.g/(m
)(s)
0,12
0,58-
0,35
0,20
•
5,37
3,46
de velocidad x 103, 2 .
~onstante
t
t
0,90).
t
Determine la energía de activación para la fluoración.
i 1.10 Calcule la energía de activación en la .cementación del cobre por hierro a partir de una solución de sulfato de cobre que contiene 1,32g de Cu/litro (1,32 I
1 x
T
103
2,90
2,80
3,05
2,95
3,15
e
•
ti
-~
Constante de velocidad x lOS, 2,5
3,0
3,9
cm/s
1,5
2,0
(Constante de velocidad x 105,
mIs
3,9 x 10
-2
-2 3,0 x 10·-2 2,5 x 10
2,0 x 10
-
e
-2 1,5 x10 ~ )
ti dónde T representa la temperatura absoluta. ~
9.11
Los coeficientes de difusión para el Zn en Cu son:
Temp , , °C
1049
980
903
734
605
(Temp., K
1322
1253
1176
1007
878)
Coeficiente de difusión, cm2/s
1,Ox10
(Coeficiente de difusión, m2/s
1,OxlO-12 4,OxlO-13 1,lxl0-13 4,OxlO-15 1,6x10-16)
-8
4,Oxl0
-9
1,lxl0
-9
I
4,Ox10
-11
1,6x10
-12
I CINETICA
205
Calcule la energía de activación 9.12
para el proceso de difusión.
La constante de velocidad de una reacción a 400·C (673 K) es doble que
a 300·C (573 K). Calcule la energía de activación de la reacción.
9.13 Durante una prueba de fluencia realizada a tensión constante la velocidad de fluencia fue exactamente duplicada por un rápido aumento en la temperatura de prueba desde 230°C (503 K) a 240·C (513 K). Calcule la energía de .activación de correspondiente a la fluencia del material.
Ié
9.14 La cinéti ca de una rápi da reducci ón del FeO de 1a escori a por carbono en una barra de hierro ha sido es tudi ada a vari a,s temperatura s. Los valores porcentuales· del FeO reducido como una función del tiempo y la temperatura se dan· en la tabla siguiente:
'1 Tiempo,
Por ciento de FeO reducido ·4
mín
1430·C(1703 X)
O
1457°C (1730 K)
O
O
1488·C (1761 K)
158O°C (1853 K
-
O
O
1,0 ( 60s)
33,93
42,46
56,35
78,00
1,5 ( 90s)
47,52
53,23
71,16
88,52
2,0 (120s)
56,35
64,32
80,95
94,50
3,0 (18os)
69,80
78,12
91,68
-
4,0 (24os)
80,00
-
-
-
etermine gráficamente el orden de la reacción y calcule activación del proceso.
además la energía de
Una masa de 74,40 g. (0,0744 kg) de hierro líquido saturado de carbono y ~ osición: 4 % C; 0,3 % S Y 0,002 % O2 fue mezclado a 1450·C (1723 K) con :: (0,0256 kg) de escoria sintética cuya composición era 40 % CaO, 40 % de ~
:: • 2 .% de A1203 para producir una solución homogénea. La densidad promedio 3 3 i 5: ción es 5,42 g/cm (5,42 x 10 kg/m3). La reacción de desulfurización se:~ ce, puede representarse como:
206
PROBLEMAS
lS )metal
y CINETICA
DE TERMODINAMICA
+ (O)escoria
=
EN METALURGIA
(O Jmetal + (S)escoria
El diámetro iónico medio de colisión para el azufre y el oxígeno es: 3,24 x 10 cm (3,24 x 10-10 m). Las en~rgías de activación para las reacciones directa e
-8
inversa son de 75.000 cal/mol (313.800 J/mol) y 50.710 cal/mol (212.170 J/mol) -7 respectivamente. El factor estérico para ambas reacciones es 10 Calcule el porciento de S remanente en el Fe después de 20 min (1200 s) a partir del comienzo de la reacción, de acuerdo a la teoría de la colisión. Suponga que la solución consiste en átomos independientes corias' [S) metal' (S)escorias' ea, Si y Al dentro de la solución permanece constante. 9.16
La velocidad que determina
de Fe, e, (O)metal'
Y que el número total de átomos
la etapa de disolución
de la cuprita con
H2S04 a 31°C (304 K) ha sido hallada por medio de la descomposición
los sitios superficiales
(O)es
que contienen moléculas
térmica de
de H2S04 absorbidas:
La entalpía de activación de la descomposición es de 10.300 cal/mol (43.095 J/mol) y la entropía de activación es despreciable. El valor total de la su. descu bilerta es de 10 15 por cm 2 (10 19 por m 2 ) y 92 % de ésta contieper f ilCle ne H2S04 absorbido. Calcule la velocidad de disolución de acuerdo con la teoría de la velocidad de reacción absoluta si el coeficiente de transmisión es la unidad. 9.17 De acuerdo a la teoría de la velocidad de reacción absoluta, la velocidad de la reacción bimolecular entre las superficies de un óxido metálico y las moléculas gaseosas del CO y del C12 está dada por:
v
donde
=
~S. C • C
s
Cs
gl
.e
g2
-Eo/RT
.
e
la concentración
J
en los sitios de superficie
2 moléculas/(cm
descubierta,
)(s)
2
en cm,
CINETICA
207
Cg
=
concentración
m
=
masa del gas por molécula, en g"
del gas, en moléculas por cm
3
I
momento de inercia de la molécula, en g cm 3, h
constante de Planck,
k
constante de Boltzmann,
Ea
energía de activación en el cero absoluto, en cal/mal,
S
número posible de sitios adyacentes a cualquier otro sitio,
R
constante de los gases, en cal/(grado)(mol),
y los subíndices 1 y 2 se refieren a las moléculas gaseosas de CO y C12 respectivamente. La energía de activación de la reacción a 600°C es de 7 centración en los sitios descubiertos de la superficie El número total de los posibles adyacentes a algún otro interatómica entre los átomos de C1-C1 y C-O es de 10-8
600 cal/mal y la cones de 1015 sitios/cm2. sitio es 4, la distancia cm en cada caso.
Calcule la velocidad de reacción si la presión parcial de cada gas es 0,33 atm. Suponga que la energía de activación a 600°C no difiere mucho de la del cero absoluto.
Apéndice I Unidades del SI ,El SI de unidades son de 3 tipos: básicas, derivadas y suplementarias.
Los nom
bres y símbolos de las unidades básicas del SI se dan en la tabla Al.l.
Tabla Al.l Unidades Básicas del SI
Magn itud
Nombre
Física
de
la unidad
Símbolo la unidad
Longitud
metro
m
Masa
ki logramo
kg
Tiempo
segundo
s
Corr iente e léctri ca
amper io
A
Temperatura
kelvin
K
Cant idad de sustancia
mal
mol
lntensidad
candela
cd
termodinámica
luminose
Algunas de las unidades derivadas del SI relacionadas este libro se dan en la tabla Al.2.
de
con los temas tratados en
PROBLEMAS
DE TERMODINAMICA
y CINETICA
Tabla
EN METALURGIA
209
Al. 2
Algunas unidades derivadas
del SI
jul io
J
Definición de la unidad kg ml/sl
Fuerza
newton
N
kgm/s
Pres ión
newton
Magnitud
Física
Energía, cantidad
trabajo, de calor
Nombre
de la unidad
por metro
cuadrado
Símbolo de la unidad
N/m2
2
=J/n
kg/(m) (s)
2
Carga eléctrica
culombio
C
As
Potencial
vol tio
V
kg m2/(s3)(A
eléctrico
= J/(A) Area
metro cuadrado
m
Vol umen
me t roieüb ieo
m3
Densidad
ki logramo por metro
.
cúbico Capacidad entropía
kg/m3
calorífica, jul io por kelvin
(s )
2
J/K
2 " 2 Kgm 1(5 ) (K)
Las unidades suplementarias, definidas hasta el presente, son el radi;n y el esteradia'n, unidades paraángulqs planos y sól idos respectivamente. El acuerdo internacional para designar los prefijos para las fracciones tiplos del SI se dan en la Tabla Al.3.
y múl-
SI
210
Tabla
DE UNIDADES
Al. 3
Prefijos usados en el SI de unidades
Factor de Multipl icación
Prefijo
Símbolo
10-1
deci
d
10-2
centi
e
10-3
mi 1 i
m
10-6
micra
11
10-9
nano
n
10-12
pico
p
10-15
femto
f
10-18
atto
a
10
deca
da
102
hecto
h
103
ki lo
k
lé
mega
M
109
giga
G
1012
tera
T
Apéndice 1I Constantes y factores de Conversión A
2.1.
Valores de Constantes Seleccionadas
En la tabla A2.1 se dan los valores de algunas constantes seleccionadas
Tabla
A2.1
Algunas Constantes Uti1es
Nombre
Número
Va lo r en unidades
Valor en .unidades
tradicionales
del
6,02 x 1023 moléculas/mol
6,02 x 1023 moléculas/mo
Avogadro Constante
de
3,30 x 10
Boltzmann Constante
1,38 x 10 de
-24 -16
1,38 x 10-23 J/K
cal/grado erg/grado
96.487 C/equivalente
Faraday
9
23.061 cal/(V) (equivalente
96.487 C/eqúivalente g)
Constante
1,987 cal/(grado) (mo l)
de los
8,314 x,107 erg/(grado) (mo l) 82,07 (cm3) (atm)/(grado) (mo1)
gases
0,08207 Constante
de
i
Planck Volumen
de 1
1 de un gas ideal
¡;¡Q
sI
de
8,314 J/(K) (mo l)
(1 lt ro ) (atm)/(grado) (mol
1,584 x. 10-34 (cal) (segundo) 6,626 x 10-27 (erg) (segundo)
6,626 x 10-34 Js
22.400 cm3 a O°C y
2,24 x 10-2 m3 a 273 K 2 y 101.325 N/m
1 atm
9
96.487 J/(V) (equival g)
212
CONSTANTES Y FACTORES DE CONVERSION A 2.2
Temperatura absoluta (K) 1 atm
Factores de conversión (Temperatura en °C + 273) 760 mm Hg 1033,2 gr/cm2 101. 325 N/m2 101.325 Pa 2
mm Hg
133,32 N/m
torr
1
cal
4,184 x 107 e rq
mm Hg~(101.325/760) Pa
41,293
(cm3)(atm)
4,184 J 1 erg
2,39 x 10
-8
cal
10-7 J
e 1 itro
ln x (es decir logex)
2,303 10910 x 2,303 log x
R ln x
4,575 log x (si R está expresado 19,147 log x (si R está expresado
en cal/(grado) ~l) en J/(K)(mol)
Apéndice IU Operaciones Matemáticas A 3.1
El sistema
SOLUCION DE ECUACIONES SIMULTANEAS CON AYUDA DE DETERMINANTES
de n ecuaciones y n incógnitas all xl +
+aln xn
a21 xl + ..........•..... +a2n xn
b
l
= b2 (A3.1)
anl xl +
con un determinante
+ann xn
= bn
distinto de cero en el sistema
all······················ a21··
·
.aln a2n
t O
D
an1······················
.ann
D.
tiene una única solución
(xl
xn), donde xi
=
¡f.
Di es el determinante
obtenido reemplazando la i~ésima columna de D por la columna de los elementos colocados en el lado derecho de la ecuación (A3.1.).
214 A3.2
OPERACIONES y CUBICAS
SOLUCION DE ECUACIONES CUADRATICAS
(i) Ecuaciones cuadráticas En términos de los coeficientes,
MATEMATICAS
las raíces de la ecuación
a x2
bx
+
+
O
C
está dada por x
=
-
b+/ b2
4ac
2 a Si (b2 - 4 a c ) O las raíces son reales y diferentes; si (b2 - 4 a c ) = O las raíces son idénticas;mientras sf(b2 - 4 a c)< O, las raíces son compl~jas. (ii)
Ecuaciones
Consideremos
cúbicas
la siguiente ecuación cúbica en su forma estándar y3
Sean los coeficientes
+
(A3.2)
3 P Y + 2 q = O.
p y q de la ecuación anterior, reales y diferentes
de cero.
Sean Yl' Y2 e Y3 las raíces de la misma ecuación. Coloque r = Ef[PT, donde E = 1 si q > O Y E =-1 si q < O. Las raíces pueden ser determinadas por medio de funciones trigométricas o hiperbólicas, de acuerdo a la tabla A3.1 (1) A3.3
SOLUCION GRAFICA DE ECUACIONES DE UNA INCOGNITA
Los métodos algebraicos o trigométricos no son siempre convenientes para resolver las ecuaciones. Una solución aproximada puede hallarse por un método gráfico, como el descrípto seguidamente. Sea la ecuación a i + b x ~ e = O. Para resolverla gráficamente x está considerada como variable independiente y el miembro de la izquierda de la ecuación, como la función de esa variable. Se traza un gráfico representando a i + bx + e fu~ ción de x. La intersección de la curva con el eje de abscisas da la solución de la ecuación. Anál ogamente , pueden resolverse (1) Rektorys,K., Survey of Applicable Iliffe Books, London, 1969, 78.
otros tipos de ecuaciones.
Mathematics
(English Translation),
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
215
CINETICA EN METALURGIA
y
Tabla A3.1 Raíces de la ecuación (A3.2)
p < O
P > O
p3 + q 2 < O
p3 + q 2 > O
*
cos
a =~
Y¡
= -2r
cos
"3
Y2
= 2r
cos
(60°-
cosh
a = ~ r3
Y¡
= -2
r cosh
Y2
= r cosh
r3
a
s:.) 3
senh
a
"3
Y¡ = -2
a
"3
J
J)
cos(600+
Y
3
= r cosh
a
Y
3
a
"3
imag i nar ia
a es
el
intervato
(O~ 90°).
y r
a
"3
I
imaginaria
"3
- i 1(3) r senh
I
.+ i 1(3) r cosh
imaginaria
= 2r
r senh
Y2 = r senh
+ i 1(3) r senh
Y3
a = ~ r3
= r senh
- i 1(3) r cosh
imaginaria
E:'1fPT
a
"3 a
"3
216
OPERACIONES
MATEMATICAS
Los métodos gráficos de resolución sólo proporcionan soluciones aproximadas. Un valor más preciso podría obtenerse alargando la esca1a'en la región próxima a la solución. Este sistema carece de eficiencia si no se efectúa el alargamiento proporciona1 de la escala. Existen métodos 'a1gebraicos para alcanzar valores más precisos, por ejemplo, el siguiente. Si xl es un valor aproximado de x = (xl + h) se sustituye en la pequeño. Descartando 'el término la ecuación se resuelve para h.
la raíz de una ecuación donde que contiene h El valor (xl +
ecuación h es una más allá h) es la
dada desconocida en x, nueva incógnita de valor de una primera potencia, mejor aproximación del
valor original, es decir xl' El proceso puede repetirse, titud requerida.
A3.4
INTfGRACION
Sea f (x) continua
dependiendo
de la exac-
GRAFICA O NUMERICA para a ~ x ~ b. La integración
gráfica
de la integral
b
J
(A3.3)
f(x) dx
a consiste en trazar en un papel mi1imetrado
un gráfico de'f (x) como función de
x. El valor de la integral está dado por el área debajo de la curva, entre los valores de x = a , x = b y x = eje de abscisas. El modo más simple de calcular el área es contar todos 'los cuadrados. Sin embargo, el cálculo del área también puede hacerse por otros métodos aproximados. Por ej: (1) Por pesada: Si el papel del gráfico' es razonablemente parejo en su espesor, un modo satisfactorio consiste en recortar la figura del trazado con tijeras muy afiladas y pesar el trozo de papel, computando luego esta área así conocida. (2) Regla de los trapecios: Para aplicar este método, el intervalo (a,b) se divide en n intervalos de i,gua1 longitud h = b~a. Sean los valores ~e f (x) correspondientes f (x2);
a los valores de x
=
a; xl; x2 .... ,x _ y b f (x) n l
f (xn_l) y f (b) respectivamente,
De acuerdo a la regla de los trapecios,
= f (a); f(xI)~
como se muestra en la figuraA3.1.
el área S está dada por:
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA S
=
%( f(a) + 2f(x1)
CINETICA EN METALURGIA
y
+ 2f(x2) +
217
+ 2f(xn_1) + f'{b ) )
(3) Regla de Simpson: Es muy similar a la anterior excepto que el área se divide en un número par, n, de bandas. El área S, de acuerdo a la regla de Simpson será: S
= ~(f(a)
+ f'{b ) + 4 {f(x2) + f(x4) + •..•.....
+ 2 {f(x3) + f(xS) + •..•...•.
+ f(Xn-1)}J
f(x3)
y
f(x2 f(xV
t(°V
i
+ f(xn_2)}
.
----------
------------
-----------2
3
n
-----------.-
-----------r-------------
f-----------o
X _ n 1
x-
Figura A 3.1.
Solución gráfica de la integral (A 3.3).
b
Bibliografía TERMODINAMICA ~
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219 CINETICA
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Respuestas a los Ejercicios CAPITULO1 ( 1.1)
-302,49 kcal/mol de B203,
(1.2)
(i)
(1. 3)
-8878 kcal/100 kg, de casiterita
(1.4 )
-6,5 kcal.
(1. 5)
318,6 kcal.
(1.6)
(a)
(1. 7)
~69,25 kcal,
(1.8)
-57,98 kcal/mol.
(1. 9)
-211,9 kcal,
( 1.10)
6H~ = (0,58xlQ-3T2
8940 kg,
-4,343 kcal/g de B 0 . 2 3 15.285 kg, (iii) 12.745 kg..
(ii)
-35,79 kcal/mol,
(b)
21,71 kcal/mol.
-66,0 kcal.
-212,85 kcal. - 3,66T-4,17xl05T-1+59.240) -3
(1.11)
H~ : H~98 = 5,335(T - 298) + 3,74 ~ 10 . Cp
=
3T) cal/(grado)(átomo (5,335 + 3,74x 1O.
(1.12 )
62,76 kcal/mol,
(1.13)
15'11 kcal/mol de cinc.
(1.14 )
-27,85 kcal.
(1.15 )
328 kcal/kg de chatarra
(1.16 ) (1.17)
.:.223,08 kcal/mol de Ti0 . 2 -93,17 kcal/mol de MnO.
(1.18 )
(a)
2031oC,
cal.
(T2 - 2982) cal/átomo gramo)
2,549 kcal/mol.
(b)
2956 cal/pie
cúbico de gas consumido.
gramo,
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS
221 CAPITULO 2
(2.1) (2.2) (2.3) (2.4) (2.5) (2.6) (2.7) (2.8) (2.9) (2.10) (2.11) (2.12) (2.13) (2.14) (2.15) (2.16)
Cero. (a) 6H = 125.000 cal, 6S = 129,23 cal/grado. (b) 6H = 329.000 cal, 6S = 138,33 cal/grado. 7,07 cal/(grado)(mol). 0,121 cal/ (grado )(mol), proceso espontáneo. -79,94 cal/grado. 0,35 cal/grado. 0,218 cal/grado. -16,5 kcal/mol de Mo, 34,5 kcal/mol de Cr, no es posible reducir el ,cr20 por el H2. 1420 C. 572,50C. 13,50C. A por encima de 14710C. Titanio. No es posible. Cobre. No es espontáneo.
a
°
CAPITULO (3.1)
6,72 cal/(grado~(m~l).
(3.2)
7,10 cal/(grado)(mol).
(3.3)
15,43 cal/(grado)(mol).
(3.4)
Es válida.
i
CAPITULO 4 (4.1)
99 kcal/mol.
(4.2) (4.3)
32,2 klZal/mol. 2577oC.
(4.4),
27,35 kcal/mol.
(4.5)
269,650C.
(4.6)
321,00670C, 320,99330C.
222
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA
(4.7)
6,265 x 10-3 grado/atmósfera.
,(4.8)
818°C.
(4.9)
3,732 x lO-3oC,
(4.10)
-6,0120C.
(4.11)
0,5210 nm Hg.
y CINETICA EN METALURGIA
-0,74630C.
CAPITULO 5
=
(5.1)
~Go
(5.2)
2,771; 1,595; 1,073; 0.7626; 0,5928; ~Ho
(5.3)
~Go
(5.4)
1,608x 10-9 atm, 8,058x 10-6 atm.
(5.5)
1,57.
(5.6) (5.7)
=
-32.250 + 14,51 T cal, -29.016 cal.
=
8320 cal.
25.840 - 20,89 T cal, 3420 cal.
·13,40 atm cada uno. 8,71 x 10-3 atm.
(5.8)
13,58 atm.
:5.9)
No se descompondrá.
(5.10)
Se reducirá.
(5.11)
0,78, no.
(5.12)
7,53
(5.13)
<1,072 x 10
lI111
Hg. -3
volumen % de H20: ~~ oxidarán. CAPITULO 6
(6.1) (622)
92,30 ms% Al, 7,70 ms% Mg. Ca2+. 0,415, Mg2+ = 0,079, Mn2+ . 4-3S104 = 0,114, P04
(6.3)
ms% Al
xZn
19,40 0,6314 25,37 0,5479
=
=
0,011, Fe2+
=
0,06, Fe3+
32- . 0,089, A103 = 0,038 Y O l tbrss
=
=
0,02
0,174.
Número de átomos Densidad a Volumen de 100 Volumen por gramo en 100 9 de 25°C, g/cm3 gramos d~ a1ea- átomo-gramo de aleación, cm3 e ión, cm aleación 5,345 1,952 9,585 18,71 20.18 4,953 9,692 2,083
RESPUESTAS A LOS -EJERCICIOS
223
Volumen molar parcial del cinc = 9,15 cm 3/mo1, Ve1umen melar parcia1 del a1uminie = 10,35 cm3/mo1. M
2
M
(6.4)
HCu
=
-7100 x ca1/me1
(6.5)
~d
=
665 ca1/mo1 y ~n
(6.6)
~r
=
-1830 ca1/me1 y ~i
(6.7)
99,77 ms% de Cu y 0.23 ms% de Ni.
(6.8)
0,167 ms% de Mn.
(6.9)
0,9570.
(6.10)
Precipitará.
(6.12)
Silice
(6.13)
-16.410 cal/mo1.
(6.14)
-26.840 ca1/mo1.
(6.15)
-9650 cal/mel.(6.16
(6.16)
-17.330 cal/mol.
y
y
HZn =
=
-7100
(1 -
2
x) ca1/mel.
350 ca1/mel. =
-1490 ca1/mo1.
ma9nesia.
CAPITULO 7 .
3
(7.1)
80,26 Y 88,9 cm .
(7.2)
14,29 mm Hg.
(7.3)
Sí.
(7.4)
(i) 25,30 cm3 de H2 y 30,98 cm3 de N2. (ii) 25,30 cm3 de N2, (iii) 21,91 cm3 de N2 y 25.30 cm3 de H2•
(7.5) (7.6)
0,0195 ms% N2 y 0.002165 ms% de H2• -73,84 cal/mel.
(7.7)
aFe = 0,8594.
(7.8)
-1724 Y -2212 cal/mel.
(7.9)
-2132
(7.10)
1,73 cal~(grade)(mel) y 1,32 cal/(grade)(mel). ~ -1040"'¿tl/me1.
(7.11)
y
-840 cal/me1.
224
PROBLEMAS DE TERMODINAMICA y CINETICA EN METALURGIA
(7.12)
0,5112
(7.13)
0,5448
(7.14)
0,304
(7.15)
(i) 2,236 x 10-3 mm Hg,
(7.16)
0,4458.
(7.17)
0,0034 ms%.
(7.18)
-2262 cal.
(7.19)
O,059 ms%.
(7.20)
0,03134 ms%.
(ii) 4128 mm Hg.
CAPITULO 8 (8.1)
-30.800 cal, -8017 cal/9rado y -33.310 cal.
(8.2)
-51.830 cal.
,(8.3),
-5 kcal, -18,12 cal/grado, -29,92 kcal
(8.4)
Q,6606; 0,6066; 0,5576; 0,5258 Y 0,4999.
(8.5)'
0,65, 1,625 Y -662 cal/mol.
(8.6)
0,4253, -1313 cal/mol, 1,551 cal/(grado)(mol) y -114 cal/mol.
(8.7)
5138 cal/mol, -15.616 cal/(grado)(mol) y -5332 cal/mol.
(8.8)
12.274 cal.
y
1650 K.
CAPITULO 9
(9.2)
5,759x 10-7 mol/(cm3)(min). 8,243x10-10 min-1, 1,374x10-11
(9.3)
299 min, 1,283x 10-4 s-l.
(9.1)
1, 5315 años.
5-
(9.4) . -1
. -1
(9.8)
KO%Si = 0,018 mln , K1,4%Si = 0,024 mln 3,183 x 10-4 .
(9.9)
29,5 kcal/mol.
(9.10)
5420 cal/mol.
(9.~)
RESPUESTAS A LOS EJERCICIOS (9.11)
46,5 kcal/mol.
(9.12)
5,3 kcal/mol.
(9.13)
35,53 kcal/mol.
(9.14)
Primer orden, 54,9 kcal/mol.
(9.15)
0,188% S •
(9.16)
2,278 x 1020 molécula/(cm2)(S). 1,188 x 104 molécula/(cm2)(S).
(9.17)
225
Indice Actividad,
75 henriana, 114 Alternativa de los estados estándar, 112 Aplicación de la ecuación de C1ausius C1apeyron a los cambios de fase, 65 Aplicación de la ecuación de Gibbs-Duhem, 135 Calor de reacción, 3 de formación, 4 de combustión, 5 de solución, 5 Cálculo de 6Go a altas temperaturas, 41 Cálculo de la variación de energía libre, 36 Cantidades mo1ares parciales, definición, 98 , determinación de, 99 Capacidad ca10rífica, 2 a presión constante, 2 a volumen constante, 2 Cinética, 181 Cinética de la reacción, teorías, 194 Coeficiente de actividad Henriano, 114 Raou1tiano, 114 " interacc ión, 152 Constante de equilibrio, 76, 77 Constante de velocidad para reacciones de primer orden, 182 " segundo orden, 183 , dependencia de la temperatura, 185 Constantes y factores de conversión, 211 Contenido calorífico, ver Enta1pía Determinación de cantidades mo1ares·parcia1es a partir de cantidaEles molares, 100
227
INDICE Determinación
de actividad, 138 de valores termodi námi cos usando pil as el ectroquímicas reversibles,
del orden de reacción, 186 Ecuación de Arrhenius ,185 de Clausius-Clapeyron, 65 de Debye, 60 de Gibbs-Duhem, 100 de Gibbs-Helmholtz, 48 de Kirchhoff, 3 Energía de activación, 185 libre, 35 , criterios de espontaneidad basados en la, 36 de exceso, molar parcial, 139 de formación de una solución, 127 de Gibbs y las funciones termodinámicas, 47 'u de Helmholtz, 47 de mezcla, 127 molar integral, 127 molar parcial, 128 molar parcial, 99 de una solución de exceso, molar integral, Entalpía,
Entropía,
1 de una mezcla molar integral de una solución de exceso, molar integral, 129 variación con la temperatura, 7 24 cambios de, su variación con la temperatura, 26 criterios de espontaneidad basados en la, 28 de una mezcla, molar integral, 128 de una solución de exceso , molar integral, 130 variación,
Equilibrio
en un proceso irreversible, 25 reversible, 25 una reacción química, 25
líquido-vapor (vaporización), 65 sólido-sólido, 70 sólido-vapor (sublimación), 68
129
164
PROBLEMAS
228
Estado estándar, dilutión infinita, Factor de frecuencia, 185 Funciones de exceso, 129 de mezcla, 127 sigma, 88 Fracción atómica, 97 iónica, 97 75 , actividad y constante Gibbs energía libre, 35 Helmholtz energía libre, 35
DE TERMOD!NAMICA
y CINETICA
EN METALURGIA
112
Fugacidad,
de equilibrio,
75
Integración gráfica o.numérica, 216 Ley de Henry: soluciones diluidas, 111 de Hess, 6 de Raoult: soluciones de Sievert, 125
11
ideales,
103
Método del período de vida medio, 189 diferencial de Van't Hoff, 189 Mezcla
de soluciones ideales, 129 de regulares, 131 funciones de, 127 Orden de reacción, definición, 181 determinación del, 186, 194, 209, 216 11
Pilas de concentración, ga 1váni cas 163 e lectroqufmtcas
163 basadas en electrolitos
sólidos,
173
convención, 164 reversibles, 164 aplicación a la determinación , propiedades termodinámicas, Período
de vida medio para una reacción
Potencial químico~ 99 Primera ley de la termodinámica, Reacción de primer orden, Regla de Simpson, 217
181
1
de primer orden, 182 11 segundo orden, 182
de, 169 167
INDICE Regla de Trouton, 70 de los trapecios, 216 Segunda ley de la tennodinámica, 24 Solución de ecuaciones cuadráticas y cúbicas, 214 gráfica de ecuaciones de una incógnita, 214 Soluciones 1, 9611, 125 de multicomponentes, 150 diluidas, 111 idea1es, 103· no ideales, 109 regulares, 131 Teoría de la colisión, 194 " velocidad de reacción, 195 Tercera ley de la termodinámica, 59 Temperatura máxima d~ reacción: temperatura de llama, 11 Tennodinámica de las pilas electroquímicas, 163 Termoqufmica y su aplicación en metalurgia, 3 Unidades del S.l., 208 Velocidad de reacción, efecto de la concentración, 181 , efecto de la temperatura, 185 " las reacciones heterogéneas, 198
229
Se terminó de imprimir el día 27 de setiembre de 1979 en los talleres gráficos de LA PRENSA
junín
MÉDICA
ARGENTINA
845, Buenos Aires.
Tirada: 2:000 ejemplares.
S.R.L.