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3. Principios de termodinámica química. Termodinámica Estudia los niveles de energía y la transferencia de energía entre sistemas y entre diferentes estados de la materia .
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3. Principios de termodinámica química Termodinámica Estudia los niveles de energía y la transferencia de energía entre sistemas y entre diferentes estados de la materia. En petrogénesis se aplica principalmente al estudio de reacciones químicas y cambios de estado de la materia que inevitablemente involucran cambios de energía. Termodinámica La Tierra es un sistema dinámico, donde sus componentes son transportados y cambian de forma y composición mediante una serie de procesos como Fusión Disolución Vaporización Cristalización Precipitación
Los métodos de termodinámica química emplean para • Predecir la manera en que los sistemas de formación de rocas responden a cambios en presión, temperatura y composición química. • Interpretar la P, T y composición química de formación de sistemas antiguos a partir de la composición química de rocas, minerales, vidrio, etc. • Por lo menos en principio, podemos emplear la termo-dinámica para predecir: • A que temperatura fundirá una roca y cual será la composición del líquido generado. • La secuencia de minerales que cristalizará para formar una roca ígnea a partir de un líquido. • Los minerales nuevos que se formarán cuando en esa roca ocurran procesos metamórficos. • Los minerales y la composición de las soluciones que se forman cuando una roca se intemperiza • La termodinámica solamente es útil cuando se aplica a sistemas en equilibrio. • Si un sistema en equilibrio es perturbado, la termodinámica puede predecir el nuevo estado de equilibrio, pero no puede predecir como, que tan rápido o si se alcanzará ese estado de equilibrio.
Definiciones SISTEMA Cualquier parte del universo que se desea estudiar. La posición exacta de las fronteras del sistema se fija de acuerdo al problema que se desea estudiar. Un sistema puede ser por ejemplo un grupo de átomos, de minerales o de rocas. Los cambios que ocurren en el sistema pueden o no involucrar interacción con el entorno. • Sistema aislado • Tienen energía y masa constante debido a que sus fronteras son • - rígidas, por lo que no permiten el intercambio de energía mecánica; • - perfectamente aisladas, impidiendo el flujo de calor; • impermeables al intercambio de materia. • Estos sistemas no ocurren en la naturaleza, sin embargo son importantes porque las reacciones que ocurren en sistemas aislados son aquellas que no pueden liberar o absorber calor o cualquier otra forma de energía.
Sistema cerrado Transferencia de energía hacia dentro o hacia afuera del sistema; no hay intercambio de materia. Tienen masa y composición constante, pero niveles de energía variables. Como el intercambio de materia es un proceso lento, aquéllos procesos que ocurren en corto tiempo (p. ej. el enfriamiento de un dique) se pueden considerar como sistemas cerrados. Sistema abierto Transferencia tanto de energía como de materia hacia dentro o hacia afuera del sistema. El sistema puede estar abierto a una especie o varias especies químicas. La mayoría de los sistemas geológicos son abiertos, al menos en el contexto de la larga duración que pueden tener. Sistema adiabático Categoría especial de los sistemas aislados en el cual no hay intercambio de calor con el entorno, pero se puede transferir energía a través de las fronteras del sistema en forma de trabajo. Una pluma del manto o un cuerpo de magma que asciende y se descomprime, se enfría mientras que se expande hacia el entorno y realiza un trabajo expansivo (PDV). Muy poco calor es conducido al entorno debido a que la tasa de conducción de calor es baja.
FASE Cuerpo homogéneo de materia (sólido, líquido o gas) con fronteras definidas hacia otras fases, y que puede ser separado mecánicamente de las otras fases. Un sistema puede estar compuesto por una fase (sistema homogéneo) o por dos o más fases (sistema heterogéneo). P. ej. todos los cristales de olivino en una roca constituyen la fase olivino; una solución de sal o una mezcla de gases constituyen una sola fase. COMPONENTES Describen la composición química de un sistema. Se define como el conjunto menor de fórmulas químicas necesarias para describir la composición de todas las fases de un sistema. Fase: Olivino: Solución sólida de (Mg, Fe)2SiO4 Componentes: Mg2+ MgO Mg2SiO4 (Fo) Fe2+ FeO Fe2SiO4 (Fa) Si4+ SiO2 O2- Es más común emplear las fórmulas de miembros extremos, debido a que se tienen datos termodinámicos para ellos. Cuáles serían los componentes de: Mezcla de hielo, agua y vapor de agua. Feldespato (K, Na, Ca) (Al,Si)2 Si2O8 Clinopiroxeno (Ca, Na) (Mg,Fe2+,Al3+) Si2O6
EQUILIBRIO Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando no se observa ningún cambio en sus propiedades termodinámicas a lo largo del tiempo. • Este estado tiene dos atributos: • En un sistema en equilibrio ninguna de sus propiedades cambian con el tiempo. • 2. Un sistema en equilibrio retornará a ese estado después de haber sido perturbado, esto es, al cambiar ligeramente uno o más parámetros y regresarlos nuevamente a sus valores originales. Cualquier sistema que tenga gradientes de temperatura, presión o composición, tenderá a cambiar hasta eliminar esos gradientes. P. ej. Una lava emplazada en la superficie, no está en equilibrio con el aire que la rodea, y se enfriará.
Equilibrio estable Nivel de energía más bajo. Reúne los atributos de equilibrio. P. ej. grafito. Equilibrio metaestable Reúne los atributos de equilibrio, pero no tiene el nivel energético más bajo. Sólo si se supera la barrera de energía (energía de activación) se accederá al estado estable. P. ej. Diamante en la superficie de la tierra Sistema inestable 1:Reúne primer atributo de equilibrio, pero no el segundo. 2: No reúne ninguno de los atributos Analogía mecánica de un sistema químico. Los sistemas naturales tienden a estados de mínima energía. La forma estable de una sustancia es diferente a diferentes condiciones. Ejemplos 1) A +5ºC la forma estable de H2O es agua, y a –5ºC es hielo. 2) A alta P y T, la forma estable de C es diamante, a baja P y T es grafito.
VARIABLES o PROPIEDADES DE ESTADO Los sistemas en equilibrio tienen propiedades mensurables. Una propiedad es cualquier cantidad que tiene un valor fijo e invariable en un sistema en equilibrio. (p. ej., temperatura, densidad, volumen). Estas variables caracterizan a los estados termodinámicos y dependen sólo del estado presente del sistema y no de la forma en que se alcanzó ese estado. Propiedades extensivas Son proporcionales a la cantidad de materia considerada y por lo tanto dependen del tamaño del sistema. Estas propiedades son aditivas; el valor del todo es igual a la suma de las partes. P. ej. volumen, masa, energía. Propiedades intensivas Son independientes de la cantidad de materia (del tamaño del sistema). No son aditivas. P. ej., concentración, temperatura, presión. Incluye propiedades molares, como el volumen molar.
PROCESOS Son aquellos que afectan a un sistema termodinámico al cambiar de un estado a otro (p. ej. una reacción química). La trayectoria seguida en el cambio entre estados no es materia de la termodinámica, sino de la cinética. Se reconocen dos tipos extremos e ideales de proceso termodinámico: Proceso termodinámico irreversible Cambio de un estado metaestable a un estado más estable de menor energía. Ejemplo: Conversión de vidrio metaestable a cristales bajo condiciones atmosféricas (devitrificación). La devitrificación ocurre espontáneamente en la dirección de menor energía. Proceso termodinámico reversible Cambio de un estado inicial estable a un estado final también estable, pasando por una secuencia continua de estados de equilibrio. En la naturaleza no existen procesos perfectamente reversibles, se emplean sólo como modelos termodinámicos.
+ q - q + w SISTEMA - w Primera Ley de la Termodinámica Ley de la conservación de la energía: La energía no se crea ni se destruye Energía interna La energía total, ET , de un sistema puede descomponerse en energía de masa (Em), energía cinética (Ek), energía potencial (Ep), y energía interna (U): ET = Em + Ek + Ep + U La energía interna U considera la energía de las partículas que constituyen el sistema y sus interacciones a corta distancia. Transferencia de energía En sistemas cerrados, el intercambio de energía (U) entre el sistema y el entorno sólo puede ocurrir en dos formas: Calor (q) Energía que fluye a través de la frontera de un sistema en respuesta a un gradiente de temperatura. Trabajo (w) Energía que fluye a través de la frontera de un sistema en respuesta a una fuerza que se desplaza cierta distancia (p. ej. cuando un sistema cambia de volumen). Convención de signos:
Primera Ley de la Termodinámica DU = Dq + Dw wrev = - PdV a P=cte En la definición de trabajo (w) se incluye un signo negativo para obtener trabajo positivo realizado sobre el sistema Para un cambio infinitesimal: dU = dq + dw dU = dq – PdV (P = cte) Si se suministra calor a un sistema (+dq), éste se expandirá (+dV), realizando trabajo sobre el entorno (- PdV). El aumento en la energía interna (U) debida al calor absorbido, es compensado por el trabajo (w) liberado hacia el entorno.
Primera Ley de la Termodinámica Ejemplo Expansión isotérmica de una burbuja de gas en ascenso. Al bajar P, la burbuja se expande realizando trabajo sobre el entorno (el cambio en el volumen es negativo). Para mantener T constante, el gas debe absorber calor del entorno: Dq = -Dw; Dw < 0(libera trabajo); Dq > 0(absorbe calor). ¿Qué pasaría si se aumenta la presión del sistema?
Entalpía dU = dq – PdV (P = cte) dqP = dU+ PdV (dq)P :Transferencia de calor a presión constante es una variable de estado. A presión constante, w es constante y por lo tanto q debe ser también constante (1a. Ley). Se define como Entalpía (H) H = U + PV dHP = (dq)P dHP = dU + PdV La entalpía es el calor absorbido o liberado por una reacción, también se le denomina calor de reacción.
P P P P CaO CaO CaCO CaCO + + 3 3 CO CO 2 2 Entalpía CaCO3 CaO + CO2 DHP= DU+ PDV DHP = H productos – H reactivos
600 P constante DHfusión =144 kJ/mol ) 400 l o m / J k ( C º H l o Cristales m / J Líquido k 8 200 2 . 0 a = r n ) u T t ó P d a i / s H r d e u ( f p = e m C d P e T 0 0 400 800 1200 1600 T (º C) Entalpía • Los siguientes procesos pueden involucrar pérdida o ganacia de calor: • - Reacciones químicas como la vista anteriormente. • Un cambio de estado, p.ej. la fusión de cristales. • Un cambio de temperatura en el sistema, sin que ocurra cambio de estado, p. ej. el calentamiento de cristales. Si se suministra calor a un cuerpo de roca, la temperatura aumentará proporcionalmente de acuerdo con: Dq = CPDT Donde la constante de proporcionalidad CP es la capacidad calorífica molar a presión constante, la cual es característica del material. El gráfico muestra los cambios en la entropía para diópsida (CaMgSi2O6) al ser calentada a P constante. Los cristales absorben calor hasta antes del punto de fusión, y su T aumenta proporcionalmente a Cp, que define la pendiente de la línea:CP=(dH / dT)P. A la T de fusión, aunque se siga suministrando calor, no aumenta T, porque el calor es consumido en la ruptura de enlaces (calor latente de fusión o entalpía de fusión). Si se sigue suministrando calor al sistema después de que haya fundido todo, Taumentará de manera proporcional a la CP del líquido. Diópsida (CaMgSi2O6)
Se determina experimentalmente en un calorímetro para cada sustancia. Generalmente se reporta a condiciones estándar de 298.16 K (25 ºC) y 1 bar. El signo “º” indica que se trata de una sustancia pura. CaSO4 (s) + 2H2O (l) CaSO4 .2H2O (s) anhidritaagua yeso DHºf (kJ) Ca (s) + S (s) + 2O2 (g) CaSO4 (s) -1434.11 H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l)-285.830 Ca (s) + S (s) + 3O2 (g) + 2H2 (g) CaSO4 .2H2O (s) -2022.63 Entalpía estándar de formación DHºf Las DHºfse usan para calcular la Entalpía estándar de reacción (DHºr) DHºr = SDHºf productos – SDHºf reactivos DHºr = DHºfyeso – (DHºfanhidrita + 2DHºfagua) = -2022.63 +1434.11 +(2*285.830)) = -16.86 kJ Signo – Reacción exotérmica. Se libera calor durante la reacción. Signo +Reacción endotérmica. Se debe suministrar calor para que ocurra la reacción. Se liberan 16.86 kJ de calor por cada mol de anhidrita que reacciona
Sinicial Sfinal Segunda Ley de la Termodinámica En un sistema aislado, cambios espontáneos ocurren en la dirección de aumento de entropía El universo tiende a una máxima entropía (S) 2a Ley Esta ley introduce la función de estado S, llamada entropía, que es una medida de la uniformidad en la concentración de energía. Los procesos naturales espontáneos tienden a igualar los gradientes de energía, o visto de otra manera, a aumentar el desorden interno del sistema. A mayor uniformidad en la concentración de la energía (o desorden del sistema), mayor será la entropía. Si se tiene un sistema aislado, con un gas en cada uno de los diferentes compartimientos. Al remover la pared que los divide, los gases se expandirán y mezclarán espontáneamente de manera irreversible. El estado final tiene mayor entropía por ser más uniforme (tener mayor desorden). DS = Sfinal - Sinicial > 0
Segunda Ley de la Termodinámica La segunda ley establece que existe una dirección natural en la que las reacciones tienden a ocurrir. Esta dirección es la de mayor entropía del sistema y su entorno. El sistema tendrá la máxima entropía en el equilibrio. dU = dq + dw dqrev = TdS a T= cte dU = TdS- PdV dwrev = - PdV a P= cte Ecuación Fundamental Tercera Ley de la Termodinámica La entropía de todas las sustancias puras, cristalinas, perfectamente ordenadas es cero en el cero absoluto (0kelvin = -273.15ºC). La entropía de las demás sustancias es positiva. Al disminuir la temperatura (o al aumentar la presión) los cristales se vuelven cada vez más ordenados, las sustituciones atómicas son menores y la entropía disminuye. (Sgas)baja P > (Sgas)alta P > Slíquido >Ssust. amorfa > Ssólido
Entropía estándar de reacción DSºr El enunciado de la 3a Ley permite determinar calorimétricamente valores absolutos de la Entropía molar estándarSº para sustancias cristalinas puras, y a partir de los valores de Sº podemos calcular la Entropía estándar de reacción DSºr . CaSO4 (s) + 2H2O (l) CaSO4 .2H2O (s) anhidritaagua yeso DSºreacción = SSºproductos – SSºreactivos DSºr = Sºyeso – (Sºanhidrita +2 Sºagua) = 194.1 – 106.7 – 2(69.91) = -52.42 J K-1 Sº(J mol-1 K-1) CaSO4 (s) 106.7 H2O (l)194.1 CaSO4 .2H2O (s) 69.91 En termodinámica las unidades de temperatura son siempre Kelvin (K)
Ghielo > Gagua Gagua > Ghielo Energía libre de Gibbs G La energía libre de Gibbs se define como: G = H – TS y dG = dH – TdS Ges una variable de estado que siempre disminuye en un proceso espontáneo y alcanza el mínimo en sistemas en equilibrio. Es útil para definir la espontaneidad de una reacción, o cual lado de la reacción es más estable a ciertas condiciones de P y T. Equivale a la “energía química” de la figura. Proceso espontáneo,a P y T cte.: Si Gproductos < Greactivos dGT,P=Gproductos- Greactivos dGT,P < 0 En el equilibrio, a P y T cte.: Greactivos = Gproductos dGT,P= 0
dU ----- = T dS dU ----- = - P dV V S G = H – TS Sustituyendo H = U + PV : G = U + PV - TS El diferencial de G es: dG = dU + PdV + VdP – TdS– SdT SustituyendodU = TdS– PdV dG = TdS– PdV+ PdV + VdP – TdS– SdT dG = VdP – SdT Al igual que la Energía Interna (U), la Energía Libre de Gibbs (G) es una variable de estado y alcanza el valor mínimo en sistemas en equilibrio. La diferencia radica en que U alcanza el mínimo en sistemas con ciertos valores de V y S, mientras que G alcanza el mínimo en sistemas con ciertos valores de P y T. dU = TdS- PdV dG ----- = V dP dG ----- = – S dT T P Para la reacción: CaSO4 (s) + 2H2O (l) CaSO4 .2H2O (s) DGºr = DHºr – TDSºr = – 16860 –298.15(-52.42) DGºr = – 1231 J DHºr = -16.86 kJ = -16860 J T = 25ºC = 298.15K DSºr = - 52.42 J K-1 DGºr es negativo, por lo tanto la reacción ocurre espontáneamente. El yeso es más estable que la anhidrita en presencia de agua a las condiciones de la superficie de la tierra (25ºC y 1 bar). Nota: Sólo la combinación de anhidrita + agua es metaestable, anhidrita sola no lo es.
Energía Libre de Gibbs de Formación DGºf Se puede calcular la DGºfde cualquier sustancia a partir de los valores de DHºf y DSºf . CaSO4 (s) + 2H2O (l) CaSO4 .2H2O (s) anhidritaagua yeso • Cálculo de DGºfpara anhidrita: • Ca (s) + S (s) + 2O2 (g) CaSO4 (s) • Sº(J mol-1 K-1) 41.42 31.80 205.138 106.7 • DSºf = SSºproductos – SSºreactivos • DSºfCaSO4 = 106.7 – 41.42 – 31.80 – (2*205.138) • = – 376.796 J mol-1 K-1 Se han calculado los valores de DGºf para un gran número de sustancias y se encuentran en tablas. Con estos valores se puede calcular directamente el cambio en la Energía Libre de Gibbs de reacción: DG = DH – TDS DGºfCaSO4 = DHº fCaSO4– TDSº fCaSO4 = -1,434,110 – 298.15(-376.796) DGºfCaSO4 = -1,321,768 J • En tablas: • DGºfCaSO4= -1,321,790 J • DGºfH2O = -237,129 J • DGºfCaSO4 .2H2O= -1,797,280 J DGºr = SDGºfproductos – SDGºfreactivos = – 1797280 – (– 1321790) – 2(– 237129) DGºr = – 1232 J
El potencial químico permite deducir la tendencia de flujo o reacción de material. Cuando se tienen diferencias en el potencial químico habrá flujo o reacción de material en la dirección de menor potencial. Energía libre de Gibbs parcial molar o Potencial químico CaCO3(s) CaCO3(s) Componentes CalcitaAragonita Fases Transformación polimórfica entre calcita y aragonita Aragonita Calcita Calcita Aragonita Dm mCaCO3 Calcita Aragonita Si > Material fluye de calcita a aragonita Si < Material fluye de aragonita a calcita Si No hay flujo de material. Fases en equilibrio. =
Gtot = S mi Xi Xi :Fracción molar del componente i Diferencial parcial Xj:Fracción molar del resto de los componentes El potencial químico de A (mA) representa el cambio infinitesimal en G que acompaña a la adición de una cantidad infinitesimal del componente A, a valores constantes de P, T, y fracción molar del resto de los componentes (Xj). El cambio total de la Energía Libre de Gibbs para el sistema petrológico más general (sistema abierto con cambio en la composición) es: dG = VdP – SdT + S mi dXi S mi dXi = mAdXA +mBdXB+mCdXC +........ • Esta ecuación muestra que G depende de: • Potencial químico al cambiar la concentración de los componentes (XA, XB, etc.) • Volumen molar, al cambiar P • Entropía molar, al cambiar T
> = = = = • De esta ecuación más general podemos sacar las siguientes conclusiones: • El estado termodinámico de cualquier sistema homogéneo en el equilibrio está determinado por las propiedades intensivas: presión, temperatura y composición. Por lo tanto, la estabilidad de sistemas geológicos con variaciones en la composición depende únicamente de esas tres propiedades. • El estado más estable es el de menor potencial químico m. • Si hay diferencias en los potenciales químicos de fases adyacentes, el componente de la fase con mayor potencial se moverá a la fase con menor potencial. Por ejemplo, si en un magma • En el equilibrio, los potenciales químicos de un componente en las diferentes fases deben ser iguales. parte del agua se exsolverá del magma y pasará a la fase gaseosa
1 componente: SiO2 APLICACIONES Construcción de diagramas de fases Los conceptos vistos se pueden representar gráficamente en un diagrama de fases. Un diagrama de fases muestra cuales fases son estables en función de la temperatura, presión, composición u otras variables. 3 componentes (sistema ternario) CaMgSi2O6 -Mg2SiO4-Mg2Si2O6 2 componentes (sistema binario) CaAl2Si2O8 - CaMgSi2O6 P = cte Sistema anhidro, P = cte = 20 kbar
GºL GºL m = VC Líquido Cristales G G m = -SL Líquido Cristales m = VL GºC GºC m = -SC Teq. Peq. T P A partir del comportamiento de la Energía Libre de Gibbs (dG = VdP – SdT)se puede predecir: a P = cte; dP= 0 dG dG = – SdT ------ = – S dT Un aumento en T (+dT) hace que dG se vuelva más negativo para líquidos, con entropía más alta, que para cristales con entropía más baja. La disminución en T (-dT) desplaza el sistema al campo de estabilidad de cristales con menor entropía. a T = cte; dT= 0 dG dG = VdP ------ = V dP Un aumento en P (+dP) estabiliza el estado de menor volumen (cristales) para minimizar G. La disminución en P (-dP) estabiliza el estado de mayor volumen (líquido) para minimizar G. Líquido Cristales Cristales Líquido
Curva de fusión Cristales GC < GL P Líquido GL < GC GL = GC T Diagramas P-T Superficies de Energía Libre en espacio tridimensional G-P-T. Las superficies de energía libre se intersectan en una línea curva en la que coexisten cristales y líquido en el equilibrio. La proyección de esta línea en forma paralela al eje G sobre el plano P-T (flechas) es la curva de fusión mostrada a la derecha. A baja T, la superficie de energía libre del líquido se localiza a mayor G que la del equilibrio (cristales son más estables). A alta T, la superficie de energía libre del líquido se localiza a menor G que la del equilibrio (líquido es más estable). En un diagrama P-T, para cualquier valor de presión y temperatura se tiene la mínima Energía Libre de Gibbs (G), i.e., se representan las fases estables.
Curva de fusión Cristales GC < GL P +P Líquido GL < GC -T +T -P T • Principio de Le Chatelier: • Si un cambio ocurre en un sistema, el sistema responde de manera que la fuerza que causa el cambio sea minimizada o moderada. • Si aumenta P, el sistema responde disminuyendo V. A alta P serán más estables las fases que ocupen menor volumen molar (cristales). Al bajar P, el líquido, que generalmente ocupa mayor volumen molar, será más estable (ej. fusión por descompresión). • Si aumenta T el sistema responde aumentando S. A alta T serán más estables los estados más desordenados (líquido tiene mayor entropía). A baja T serán más estables los estados más ordenados (cristales tienen menor entropía) La curva en este caso debe tener pendiente positiva (al aumentar P, la temperatura de fusión se desplaza a valores más altos). Este caso es común en minerales y rocas. En la curva de fusión coexisten cristales y líquido: GL = GC (DG = 0) SL > SC (DS > 0) VL > VC (DV > 0) Los diagramas de fases también se determinan experimentalmente.
m= DS/DV A P B T Pendiente de la curva En el equilibrio: GC = GL Al variar P y T, pero permaneciendo en la curva de equilibrio, el cambio en G de las dos fases debe ser igual: La ecuación de Clausius-Clapeyron permite calcular la pendiente de la curva de equilibrio en un diagrama P-T a partir de valores de volumen molar y entropía a diferentes valores de P y T. dGC = dGL VCdP – SCdT = VLdP – SLdT (VC – VL )dP = (SC– SL)dT dP (SC– SL) ---- = ----------- dT (VC – VL ) A B dP dS ---- = ---- dT dV Ecuación de Clausius-Clapeyron
Dependencia de T y P En tablas se reportan valores para H, S, G, V a condiciones estándar (25 ºC y 1 bar), pero en problemas petrológicos nos interesa conocer las condiciones de equilibrio a otros valores de P y T, para establecer la posición de una curva de reacción en un diagrama P-T (no sólo su pendiente). (No hay apuntes de esta sección)
Ejercicio 4: Transformación polimórfica de CaCO3 CaCO3 CaCO3 Calcita Aragonita Parámetros reportados a condiciones estándar: 298.16 K (25ºC) y 1 bar. El signo “º” indica que se trata de una sustancia pura. Calcular DHºr DGºr DSºr DVºr ¿Cuál de las dos fases será estable a condiciones atmosféricas? Efecto de P y T (pendiente de la curva en diagrama P-T)
GA = GCc SºCc > SºA VºCc > VºA Aragonita GA < GCc m = dP/dT = DS/D V P Calcita GCc < GA T Ejercicio 4: Transformación polimórfica de CaCO3 CaCO3 CaCO3 Calcita Aragonita A 1 bar y 25 ºC DGºfCc < DGºfA DGºr (prod. - react.)es positiva Reacción no ocurre espontá- neamente; Calcita es más estable a 1 bar y 25ºC SºCc > SºADSºr es negativo dG = -S dT Un aumento en T favorece a Calcita (con mayor S) (dG se vuelve más negativo) VºCc > VºA DVºr es negativo dG = VdP Un aumento en P favorece a Aragonita (con menor V) (dG se vuelve más negativo) PENDIENTE POSITIVA !!
Ejercicio 5 CaCO3 CaCO3 Calcita Aragonita Aragonita GA < GCc Calcita GCc < GA
Ejercicio 6: Transformación Polimórfica de Al2SiO5Distena(Cianita)-Andalusita-Silimanita Distena Silimanita Andalusita
