TERMODINAMICA Conocer conceptos básicos de termodinámica. Conocer conceptos básicos de termodinámica. Comprender los factores energéticos asociados a las.

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1 TERMODINAMICA Conocer conceptos básicos de termodinámica. Conocer conceptos básicos de termodinámica. Comprender los factores energéticos asociados a las transformaciones en sistemas físicos y biológicos. Comprender los factores energéticos asociados a las transformaciones en sistemas físicos y biológicos. Relacionar las estructuras de las moléculas con los cambios energéticos asociados a las transformaciones. Relacionar las estructuras de las moléculas con los cambios energéticos asociados a las transformaciones.

2 CONCEPTOS BASICOS DE T SISTEMA = lo que se desea estudiar SISTEMA = lo que se desea estudiar ENTORNO = zona en la que se produce el intercambio de algún atributo con el sistema. ENTORNO = zona en la que se produce el intercambio de algún atributo con el sistema. LIMITE = separación real o imaginaria con su entorno. LIMITE = separación real o imaginaria con su entorno. Universo = conjunto de sistema y entorno de una investigación. Universo = conjunto de sistema y entorno de una investigación.

3 SISTEMAS ABIERTO = intercambio de materia y de energía. ABIERTO = intercambio de materia y de energía. CERRADO = intercambio de energía y no de materia. CERRADO = intercambio de energía y no de materia. AISLADO = no existe intercambio de materia ni de energía. AISLADO = no existe intercambio de materia ni de energía. VARIABLES DE ESTADO = conjunto de características observables que determinarán el estado inicial y final de un sistema. VARIABLES DE ESTADO = conjunto de características observables que determinarán el estado inicial y final de un sistema.

4 Δ Est = Est f - Est i ECUACION DE ESTADO = la relación entre las variables de estado. ECUACION DE ESTADO = la relación entre las variables de estado. PV = n * R * T PV = n * R * T FUNCION DE ESTADO = conjunto de las variables de estado. FUNCION DE ESTADO = conjunto de las variables de estado.

5 ESTUDIAR UN FENOMENO Cuáles son las variables que lo condicionan. Cuáles son las variables que lo condicionan. Qué variables se pueden estudiar. Qué variables se pueden estudiar. Cómo se miden las variables. Cómo se miden las variables. Cómo influyen el entorno sobre el sistema. Cómo influyen el entorno sobre el sistema. Qué ventajas y desventajas hay al usar un sistema abierto, cerrado o aislado. Qué ventajas y desventajas hay al usar un sistema abierto, cerrado o aislado.

6 APLICACIONES DE T Industria como por Ej.: movimiento de los transporte. ( hidroeléctrica – Fe ) Cambios en nuestro hogar Ej.: combustión o la energía eléctrica en energía lumínica o calórica. Cambios Metabólicos, en nuestro organismo para obtener energía útil de los alimentos.

7 LA ENERGIA CALORICA El calor es un tipo de energía que fluye desde un cuerpo que posee mayor temperatura a uno de menor temperatura. Ej. : hielo en una fuente con agua caliente, el hielo absorbe el calor liberado por el agua. El calor se transmite de un cuerpo a otro hasta alcanzar un equilibrio térmico. La transformación de calor puede ser: CONDUCCION: Las moléculas en contacto con una fuente calórica, aumenta su energía cinética, incrementando la frecuencia de los choques, las que a su vez obtienen mayor energía, aumentando la temperatura secciones de objetos que no están en contacto directo con la fuente de calor.

8 LA ENERGIA CALORICA CONVECCION : los movimientos moleculares de los líquidos y gases, cuando aumentan o disminuyen su energía calórica lo hacen por movimientos ascendentes o descendente. Las sustancias adquieren mayor cantidad de calor disminuyen su densidad y por lo tanto ascienden, y a su vez cuando disminuyen su energía calórica aumentan su densidad y descienden. Ej: aire acondicionado. RADIACION : la energía calórica se transmite en forma de ondas. El calor se manifiesta cuando las ondas de calor son absorbidas por alguna sustancia. Ej. calentamiento de la tierra. Los cuerpos son buenos radiadores si absorben e irradian calor con facilidad. Q = cantidad de calor Q = m * ce * Δt m = masa ce = calor específico

9 EJEMPLO ¿ ¿ Qué cantidad de calor absorbe un trozo de 1.000 g de Cu al elevar su temperatura desde 15ºC a los 315ºC ?. ce del Cu = 0,39 J / g* ºC Q = m * ce * Δt Q= 1000g * 0,39 J /g * ºc * (315 – 15 ) Q = 117 Kj Q > 0 el cuerpo absorbe calor Q < 0 el cuerpo está liberando calor

10 CALOR Y ENERGIA ( U ) La energía interna ( U ) representa la suma de todas las formas de energías que existen en un sistema. q = calor y w = trabajo Δ U = q + w q = calor y w = trabajo Sistematrabajo ( Sistema I trabajo ( acción que modifica el sistema mismo o sus alrededores) entorno entorno Sistema f calor calor (se transmite durante un proceso en el cual hay dif tº entre el sistema y alrededor)

11 PRIMER PRINCIPIO DE LA T Conservación de la energía; establece que la cantidad de energía en el universo es constante y por lo tanto existen transformaciones de ellas, pero no creación ni destrucción de la energía. En reacciones qcas en que existen cambios de energía apreciables, pueden ocurrir dos situaciones: Si se libera energía al producirse la rx qca, entonces la rx es de tipo EXERGONICA. R → P + ΔE ΔE = E 2 - E 1 E 1 E 2 ΔE < 0

12 REACCION ENDERGONICA Si se verifica que la reacción, absorbe energía. En este caso la diferencia de energía es mayor que cero. Si se verifica que la reacción, absorbe energía. En este caso la diferencia de energía es mayor que cero. R + R + ΔE → P ΔE = E 2 - E 1 E 1 E 2 ΔE > 0

13 TERMOQUIMICA El estudio de las variaciones de energía que acompañan a las reacciones químicas. Rama de la qca de gran importancia, no solo por la energía que se pueda tener a partir de una rx qca, sino por que se puede obtener información sobre las estructuras de las moléculas y si las sustancias al reaccionar liberan o absorban energía calórica. Los procesos que ocurren en sistemas cerrados, donde la presión ( p = cte ), donde el entorno proporciona q y el sistema responde haciendo un w.

14 ENTALPIA ( H ) Δ U = q P – w W = -P * ΔV Combinando estas ecuaciones: Δ U = q P – ( P * ΔV ) q P = Δ U + ( P * ΔV ) = ΔH Nueva función de estado entalpía H, corresponde al calor intercambiado entre el sistema y el entorno cuando la presión es constante. Siempre que existe una rx qca hay un intercambio de energía con el medio ambiente.

15 GRAFICOS DE ENTALPIA

16 PROCESO EXOTERMICO En un proceso exotérmico la energía de los reactantes es mayor que la de los productos, por lo que se libera energía al entorno. En un proceso exotérmico la energía de los reactantes es mayor que la de los productos, por lo que se libera energía al entorno. Si ΔH < 0, el sistema libera calor, el proceso es EXOTERMICO. Si ΔH < 0, el sistema libera calor, el proceso es EXOTERMICO.

17 PROCESO ENDOTERMICO En un proceso endotérmico la energía de los reactantes es menor que la de los productos, por lo que se absorbe energía del entorno. En un proceso endotérmico la energía de los reactantes es menor que la de los productos, por lo que se absorbe energía del entorno. Si ΔH > 0, el sistema absorbe calor, el proceso es ENDOTERMICO. Si ΔH > 0, el sistema absorbe calor, el proceso es ENDOTERMICO.

18 ECUACIONES TERMOQUIMICAS Indican las relaciones entre las masas de las sustancias y los cambios de H que acompañan al proceso, en condiciones determinadas de presión y temperatura. Así a 1 atm y 25º C la ecuación: Indican las relaciones entre las masas de las sustancias y los cambios de H que acompañan al proceso, en condiciones determinadas de presión y temperatura. Así a 1 atm y 25º C la ecuación: NΔH= - 22,0 cal N 2 (g) + 3 H 2 (g) → 2 NH 3 (g) ΔH= - 22,0 cal La rx indica que en estas condiciones, 1 mol de N La rx indica que en estas condiciones, 1 mol de N 2 (g) rx con 3 moles de H 2 (g) formando 2 moles de NH 3 (g). El cambio de H que acompaña esta rx es de -22,0 cal.

19 ENTALPIAS DE ENLACE Es la variación de H que tiene lugar cuando, en estado gaseoso y en condiciones estándar, un mol de moléculas se disocia en sus átomos. Es la variación de H que tiene lugar cuando, en estado gaseoso y en condiciones estándar, un mol de moléculas se disocia en sus átomos. Se puede calcular la variación de la H de una rx qca, considerando esta como un proceso en el que se rompen ciertos enlaces y se forman otros nuevos. Se puede calcular la variación de la H de una rx qca, considerando esta como un proceso en el que se rompen ciertos enlaces y se forman otros nuevos.

20 CALCULO DE VARIACION DE H Establecer la ecuación qca balanceada para la rx que se estudia. Establecer la ecuación qca balanceada para la rx que se estudia. Escribir las fórmulas estructurales para los reactantes y los productos de la rx. Escribir las fórmulas estructurales para los reactantes y los productos de la rx. Identificar los enlaces que se rompen en los reactantes. Identificar los enlaces que se rompen en los reactantes. Identificar los enlaces que se forman en los productos. Identificar los enlaces que se forman en los productos. Hacer el cálculo correspondiente al balance energético, según: Hacer el cálculo correspondiente al balance energético, según: ΔH º = ∑ energía enlaces rotos + ∑ energía enlaces formados ΔH r º = ∑ energía enlaces rotos + ∑ energía enlaces formados Se debe tener en cuenta que al formar un enlace se libera energía y el valor es negativo; cuando se rompe el mismo enlace, se absorbe la misma energía, luego el valor será positivo. Se debe tener en cuenta que al formar un enlace se libera energía y el valor es negativo; cuando se rompe el mismo enlace, se absorbe la misma energía, luego el valor será positivo. Por ej: Por ej: Ruptura de enlace C – C + 347 k / mol Ruptura de enlace C – C + 347 k / mol Formación de enlace C – C - 347 k / mol Formación de enlace C – C - 347 k / mol

21 EJEMPLOS DE EJERCICIOS Escribir la fórmula estructural de la siguiente ecuación qca: Escribir la fórmula estructural de la siguiente ecuación qca: 2 C 2 C 2 H 6 (g) + 7 O 2 → 4 CO 2(g) + 6 H 2 O (g) H H l l 2 H-C-C-H + 7 O=O → 4 O=C=O + 6 H-O-H l l H H

22 ENTALPIA ESTANDAR Se llama estado normal o estándar de un elemento a la forma física más estable a 1 atm de presión y 25ºC de temperatura. A este valor se le asigna el valor de entalpía 0. ΔH Se llama estado normal o estándar de un elemento a la forma física más estable a 1 atm de presión y 25ºC de temperatura. A este valor se le asigna el valor de entalpía 0. ΔH O.

23 ENTALPIA ESTANDAR DE FORMACION condiciones estándar. Cantidad de energía absorbida o liberada que resulta de la formación de 1 mol de compuesto a partir de sus elementos en condiciones estándar. Ej: Ej: 2 C 2 C (g) + 2 H 2 (g) → C 2 H 4 (g) ΔH f º =52,3 kj/mol C (g) + O 2 (g) → CO 2(g) ΔH f º = - 393,5kj/mol Si ΔH f º el compuesto es más inestable que sus elementos, y su formación se lleva a cabo si los reactivos absorben calor. Si ΔH f º el compuesto es más estable que sus elementos, la reacción libera calor.

24 ENTALPIA ESTANDAR DE FORMACIÓN Es la variación de entalpía de una reacción que se efectúa en estado estándar. Para una reacción general como: Es la variación de entalpía de una reacción que se efectúa en estado estándar. Para una reacción general como: a A + b B → c C + d D a A + b B → c C + d D ΔH ΔH r º está dada por: ΔH - ΔH r º = ∑ n ΔH f º (prodc) - ∑ m ΔH f º (react) ΔH ΔH r º = [c ΔH f º ( C ) + d ΔH f º ( D ) ]-[a ΔH f º ( A ) + b ΔH f º ( B ) ]

25 ENTALPIA ESTANDAR DE COMBUSTION Es la variación de H que se produce cuando se quema 1 mol de sustancia en condiciones estándar. Todas las H de combustión son negativas. Cada una de las H estudiadas tienen tablas de H respectivas para cada reacción.

26 LEY DE HESS Establece que la variación de H de una reacción qca, cuando los reactivos se transforman en productos, es independiente de cómo se produzca la reacción, es decir, no varía si se realiza en una etapa o en varias. Establece que la variación de H de una reacción qca, cuando los reactivos se transforman en productos, es independiente de cómo se produzca la reacción, es decir, no varía si se realiza en una etapa o en varias.

27 EJEMPLO D ELA LEY DE HESS H 2(g) + ½ O 2 (g) → H 2 O (g) ΔH =-241,8 KJ/mol Se puede obtener en dos pasos: (1) H 2(g) + ½ O 2 (g) → H 2 O (l) ΔH 1 = -285,8 KJ/mol (2) H 2 O (l) → H 2 O (g) ΔH 2 = 44 KJ/mol Si se suman las etapas(1) y (2) queda: ΔH f = ΔH 1 + ΔH 2 ΔH f = -285,8 KJ/mol + 44 KJ/mol ΔH f = -241,8 KJ/mol Se observa que la suma de la energía liberada en c/u de estas reacciones tiene el mismo valor que cuando el proceso ocurre en una sola etapa. ΔH = ΔH f -241,8 kj/mol = -241,8 kj/mol

28 ENTROPIA (S) Mide el grado de desorden de un sistema a nivel atómico.; depende de factores como el número de partículas o el estado físico de la sustancias, por lo que es una función de estado extensiva. Mide el grado de desorden de un sistema a nivel atómico.; depende de factores como el número de partículas o el estado físico de la sustancias, por lo que es una función de estado extensiva. La S aumenta a medida que el sistema se desordena y disminuye cuando aumenta el orden. La S aumenta a medida que el sistema se desordena y disminuye cuando aumenta el orden. Ej : la disolución de un sólido en un líquido, la mezcla de gases, las reacciones qcas en la que aumenta el número de moles. Ej : la disolución de un sólido en un líquido, la mezcla de gases, las reacciones qcas en la que aumenta el número de moles.

29 SEGUNDO PRINCIPIO DE LA T La S del universo aumenta en un proceso espontáneo, es decir, evoluciona espontáneamente para alcanzar un estado final de máxima S. La S del universo aumenta en un proceso espontáneo, es decir, evoluciona espontáneamente para alcanzar un estado final de máxima S. ΔS universo = ΔS sistema + ΔS entorno > 0 Si el proceso es reversible, el segundo principio se enuncia como: la S del universo permanece constante y la expresión es: Si el proceso es reversible, el segundo principio se enuncia como: la S del universo permanece constante y la expresión es: ΔS universo = ΔS sistema + ΔS entorno = 0

30 ENTROPIA ESTANDAR DE REACCIÓN Se determina el valor de Se determina el valor de ΔS universo conociendo el ΔS sistema y ΔS entorno Para obtener ΔS sistema se calcula la energía estándar de reacción, siendo la expresión matemática: ΔS r º = ∑ n ΔS º (prodc) - ∑ m ΔS º (react) Donde n y m son los coeficiente estequiométricos de la rx

31 EN UNA REACCION Se produce mayor cantidad de moléculas que las que se consumen; ΔS es positivo. Se produce mayor cantidad de moléculas que las que se consumen; ΔS es positivo. Si el número total de moléculas disminuye; ΔS es negativo. Si el número total de moléculas disminuye; ΔS es negativo. Si no existe cambio en el número de moléculas, el valor de ΔS es muy pequeño y puede ser positivo o negativo. Si no existe cambio en el número de moléculas, el valor de ΔS es muy pequeño y puede ser positivo o negativo. En un proceso reversible a presión y tº constante, En un proceso reversible a presión y tº constante, Δ ΔS entorno es: ΔS ΔH ΔH ΔH ΔS entorno = - ΔH entorno y como, ΔH entorno = ΔH sistema T T Entonces ΔH sistema - ΔH sistema T ΔS ΔS entorno =

32 REPRESENTACION GRAFICA DEL AUMENTO DE S ΔS universo = ΔS sistema + ΔS entorno < 0

33 REPRESENTACION GRAFICA DEL AUMENTO DE S ΔS universo = ΔS sistema + ΔS entorno > 0

34 REPRESENTACION GRAFICA DEL AUMENTO DE S ΔS universo = ΔS sistema + ΔS entorno = 0

35 ENERGIA LIBRE DE GIBBS ( G ) Según el segundo principio de la T, para saber si un proceso es espontáneo, se debe conocer el ΔS sistema y el ΔS entorno, es difícil calcular el ΔS entorno y lo que interesa generalmente conocer es el ΔS sistema ; para ello, se establece una nueva magnitud T llamada energía libre de Gibbs cuya expresión es: G = H – TS La G es una función de estado extensiva que determina si una rx qca es espontánea o no. A esta contribuyen tanto la H como la S.

36 VARIACION DE LA H LIBRE Y ESPONTANEIDAD La variación de energía libre ( ΔG ) para un proceso a presión constante y tº constante, es: ΔG = ΔH - T ΔS Para que el proceso se realice, ΔG < 0. De acuerdo a esto: Si ΔG < 0, la rx es espontánea Si ΔG = 0, la rx esta en equilibrio Si ΔG > 0, la rx es no espontánea. Se debe entregar energía del exterior para que se realice.

37 POSIBILIDADES PARA LA RELACION POSIBILIDADES PARA LA RELACION ΔG = ΔH - T ΔS ΔH ΔH ΔS ΔS ΔG ΔG T Tipo de proceso < 0 < 0 > 0 > 0 < 0 < 0 A cualquier tº Siempre espontáneo < 0 < 0 Si tº es baja espontáneo espontáneo < 0 < 0 > 0 > 0 Si tº es alta No espontáneo > 0 > 0 Si tº es baja No espontáneo > 0 > 0 < 0 < 0 Si tº es alta espontáneo > 0 > 0 < 0 < 0 > 0 > 0 A cualquier tº Nunca espontáneo