TERMODINAMICATERMODINAMICA

Termodinámica

La Termodinámica estudia los intercambios energéticos que acompañan a los fenómenos físico-químicos.

Al estudiar el intercambio de energía entre un sistema y su entorno, se puede predecir en qué sentido puede ocurrir el cambio químico o físico.

En ese aspecto, la Termodinámica predice:

si los reaccionantes se transforman en productos, o sea, si la reacción es espontánea o no.

en qué medida ocurre el cambio, o sea, las cantidades de productos que se obtienen y la cantidad de reaccionantes que quedan sin reaccionar una vez terminada la reacción, o sea, cuando se alcanza el estado de equilibrio.

Termodinámica

A la Termodinámica:

sólo le interesa el estado inicial y el estado final (no le importa cómo ocurre la reacción).

no le interesa el tiempo que demora en ocurrir el proceso.

para estudiar el proceso mide propiedades macroscópicas, tales como:

temperatura, presión, volumen.

Termodinámica

Sistema: parte del universo que va a ser estudiado y para lo cual se le ponen límites físicos o imaginarios. Puede ser:

sistema abierto: intercambia materia y energía con el medio . Ej: la célula.

sistema cerrado: sólo intercambia energía con el medio. Ej: una estufa.

sistema aislado: no intercambia materia ni energía. Ej: café caliente en el interior de un termo aislado.

Termodinámica: conceptos básicos

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Entorno: porción del universo que está fuera de los límites del sistema. En él hacemos observaciones sobre la energía transferida al interior o al exterior del sistema.

Por ejemplo, un vaso de precipitado con una mezcla de reacción puede ser el sistema y el baño de agua donde se sumerge el vaso constituye el medio ambiente.

Termodinámica: conceptos básicos

Para definir un proceso termodinámico basta establecer la diferencia entre el estado final y el estado inicial de sus propiedades macroscópicas, las cuales se llaman funciones de estado, como

temperatura presión volumen

Termodinámica: conceptos básicos

Estado termodinámico: es la condición en la que se encuentra el sistema. Cada estado termodinámico se define por un conjunto de sus propiedades macroscópicas llamadas funciones de estado.

Las funciones de estado sólo dependen del estado inicial y del estado final y no dependen de cómo ocurrió el proceso. Las funciones de estado son:

T = temperatura P = presión V = volumen E = energía interna H = entalpía S = entropía G = energía libre

Funciones de estado

Las funciones de estado se escriben con mayúsculas. Otras funciones que dependen de cómo se realice el proceso no son termodinámicas y se escriben con minúsculas. Estas son: q = calor w = trabajo

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Extensivas Intensivas

Dependen de la cantidad de materia.

No dependen de la cantidad de materia.

Funciones de estado

Energía interna y temperatura

Energía interna: es la capacidad de un sistema para realizar un trabajo. Tiene que ver con la estructura del sistema. Se debe a la energía cinética de las moléculas, la energía de vibración de los átomos y a la energía de los enlaces. No se puede conocer su valor absoluto, sólo la diferencia al ocurrir un cambio en el sistema: E. Es una función de estado.Temperatura (T): es una función de estado y corresponde a la medida de la energía cinética de las moléculas de un sistema.

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Temperatura (T)

30 °C30 °C

q1 q2

20 °C 20 °C

Calor y trabajo

Calor (q): es la energía transferida entre el sistema y su ambiente debido a que existe entre ambos una diferencia de temperatura. No es una función de estado.

0.129 0.385 0.444 0.900 4.184 2.460

Au Cu Fe Al H2O Etanol

Valores de calor específico de algunas sustancias

C : [ J / g x °K ]

Para aumentar latemperatura de 1 g de

agua en 1 °C se requiere de 4.184 Joules

Para aumentar latemperatura de 1 g de

Oro en 1 °C se requiere de 0.129 Joules

EJEMPLO :

Determinar la cantidad de calor necesaria para calentar un litro de agua desde 15 hasta 60 ºC.

1000 g H2O ( 15 °C, 1 atm) H2O( 60 °C, 1 atm)Resolución:

Tcmq

)kJ(28.188)J(188280q

)K(45)gK/J(184.4)g(1000q

Calor y trabajo

Trabajo (w): es la energía transferida entre el sistema y su ambiente a través de un proceso equivalente a elevar un peso. No es una función de estado.

Tipos de trabajo: expansión, extensión, elevación de un peso, eléctrico, etc.

Regla de signosSi un sistema absorbe o cede calor, y asimismo, recibe o desarrolla

trabajo, éstos deberán asociarse con un signo, el cual se elegirá según la siguiente convención:

Los procesos termodinámicos pueden ser:

procesos isotérmicos: se realizan a temperatura constante.

Procesos termodinámicos

P1 * V1 = P2 * V2

P*V=nRT

T Constanten ConstanteR Constante

Ley de Boyle

procesos isobáricos: se realizan a presión constante.

Procesos termodinámicos

P*V=nRTV/T=nR/P

P Constanten ConstanteR Constante

V1/T1 = V2/T2

Ley de Charles y Gay Lussac

Procesos adiabáticos:No hay transferencia de calor pero si intercambio de trabajo entre el siStema y el entorno.

Procesos termodinámicos

Primer principio de la termodinámica

Corresponde al principio de conservación de la energía.

“La energía del universo no se puede crear ni destruir, sólo son posibles las transformaciones de un tipo de energía en otro”.

U = Q+W

U = Uf - Ui

U = cambio de U interna de un sistema Uf = U interna final Ui = U interna inicial w = Trabajo

Q = ∆U-W

Primer principio de la termodinámica

U = Q+W

Calcular la variación de energía interna para un sistema que ha absorbido 2990 J y realiza un trabajo de 4000 J sobre su entorno.∆U = Q+W∆U = 2.990J +(-4000J)∆U =-1.010 J

El sistema ha disminuido su energía interna en 1.010 J.

Ejercicios1.Calcular la variación de energía

interna para un sistema que ha absorbido 5000 J y realiza un trabajo de 3000 J sobre su entorno.

∆U = Q+W ∆U = 5.000J +(-3000J) ∆U = 2000 J

Primer principio de la termodinámica

2.Calcular la variación de energía interna para un sistema que ha liberado 2.590 J y el trabajo es realizado por las fuerzas exteriores sobre el sistema,siendo el valor del trabajo 3.560 J.

∆U = Q+W ∆U = -2590J +(+3560J) ∆U = +970 J

Primer principio de la termodinámica

Describe los cambios térmicos que se llevan a presión cte. :

Entalpía

U = qp + P x V

donde,QP es calor a presión cte

Por lo que, para el calor intercambiado en estas condiciones se cumple:Qp =(U2+ P xV2)-(U1+ P x V1)

El término U+ P xV recibe el nombre de entalpía(H)

QP= H2-H1=∆H

La variación de entalpía(∆H) es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactantes:

∆H = Hproductos-Hreactantes

Dependiendo del calor puesto en juego en un proceso químico, las

reacciones pueden ser endotérmicas o exotérmicas.

Si un sistema (reacción)

absorbe calor es ENDOTERMICO y H es positivo. H = (+)

libera calor es EXOTERMICO y H es negativo. H = (-)

Entalpía

Se han medido los cambios de entalpía estándar: H°en condiciones estándar:

P= 1 atm tº = 25 °C

Concentración de los componentes del sistema = 1 M

Cambio de entalpía estándar de formación: H°F = calor liberado o absorbido al formarse 1 mol del compuesto a partir de sus elementos. Cambio de entalpía estándar de reacción: H°R =

calor liberado o absorbido en una reacción química.

Entalpía

Los cambios de entalpía estándar de formación de todos los compuestos químicos están tabulados, y con estos datos se puede calcular el cambio de entalpía estándar de cualquier reacción: HºR

H°R = (la suma de los H°F de los productos) - (la suma de los H°F de los reaccionantes)

Ejemplo:1.Calcular la variación de entalpia(∆H) que se produce en

la reacción de transformación del diamante en grafito:C(diamante)→ C(grafito)

(1) C(diamante) +O2(g)→CO2(g) ∆H=-395.4 KJ/mol

(2) C(grafito) +O2(g) →CO2(g) ∆H=-393.5 KJ/mol

(1)C(diamante) +O2(g)→CO2(g) ∆H=-395.4 KJ/mol

(3) CO2(g) → C(grafito) +O2(g) ∆H=+393.5 KJ/mol

C(diamante) → C(grafito) ∆H=-1.9 KJ/mol

2. Calcular ∆Hf para la formación de la acetona (CH3COCH3)según la reacción:

3C(s)+3H2(g)+1/2O2 (g)→ CH3COCH3(l), conociendo los valores de calor de combustión:

(1) H2(g) +1/2 O2→ H2O(l) ∆H=-285.8 KJ/mol /x 3

(2) C (S) + O2→ CO2 (l) ∆H=-393.5 KJ/mol /x 3(3) CH3COCH3(l) +4 O2→3CO2(g)+ 3H2O(l) ∆H=-1.786KJ/mol

(1) 3H2(g) +3/2 O2→ 3H2O(l) ∆H=-857.4 KJ/mol

(2) 3C (S) + 3O2→ 3CO2 (l) ∆H=-1.180,5 KJ/mol

(3) 3CO2(g)+ 3H2O(l) → CH3COCH3(l) +4 O2 ∆H= +1.786KJ/mol

3H2(g)+3C(s)+ 1/2 O2→ CH3COCH3(l) ∆H= -251.9 KJ/mol

H en una reacción química es constante independiente de que la reacción se produzca en una o más etapas.

• Recuerda que H es función de estado.• Por tanto, si una ecuación química se puede

expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular H de la reacción global combinando los H de cada una de las reacciones.

Ley de Hess

Ejemplo: Dadas las reacciones

(1) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H10 = – 241’8 kJ (2)

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) H20 = – 285’8 kJ

calcular la entalpía de vaporización del agua en

condiciones estándar. La reacción de vaporización es...

(3) H2O(l) H2O(g) H03 = ?

(3) puede expresarse como (1) – (2), luego

H03 = H0

1 – H02 =

– 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ

H0vaporización = 44 kJ /mol

Esquema de la Ley de Hess