Lic. Amalia Vilca Pérez

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.

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 preso mide propiedades macroscópicas, tales como: temperatura, presión, volumen.

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.

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.

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 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

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 = calorw = trabajo

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: Temperatura (T): es una función de estado y corresponde a la medida de la energía cinética de las moléculas de un sistema. E

 Temperatura (T) 30 °C 20 °C q1q1

 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.

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 signos Si 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.  P*V=nRT  Ley de Boyle  T Constante  N Constante  R Constante  P1 * V1=P2 * V2

 procesos isobáricos: se realizan a presión constante.  P Constante Ley de Charles y Gay Lussac  N Constante  R Constante  V1/T1=V2/T2

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

 PRIMER PRINCIPIO DE LA TREMODINAMICA  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”. Q = ∆U-W  U = U f - U i  U = Q+W DU = cambio de U interna de un sistema U f = U interna final U i = U interna inicial Q = Trabajo

 1.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 = J  El sistema ha disminuido su energía interna en J.

1.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

2.Calcular la variación de energía interna para un sistema que ha liberado J y el trabajo es realizado por las fuerzas exteriores sobre el sistema, siendo el valor del trabajo J. ∆U = Q+W ∆U = -2590J +(+3560J) ∆U = +978 J

 Describe los cambios térmicos que se llevan a presión cte. :  DU = q p + P x DV donde, Q P es calor a presión cte  Por lo que, para el calor intercambiado en estas condiciones se cumple:  Q p = (U 2 + P xV 2 )-(U 1 + P x V 1 )  El término U+ P xV recibe el nombre de entalpía(H)  Q P = H 2- H 1 =∆H

La variación de entalpía(∆H) es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactantes: ∆H = H productos -H reactantes 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 = (-)  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. 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:  Hº R  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) + O 2(g) → CO 2 (g) ∆H= KJ/mol (2) C (grafito) + O 2(g) → CO 2 (g) ∆H= KJ/mol (1)C (diamante) + O 2(g) → CO 2 (g) ∆H= KJ/mol (3) CO 2 (g) → C (grafito) + O 2(g) ∆H= KJ/mol C (diamante) → C (grafito) ∆H=-1.9 KJ/mol

Calcular ∆H f para la formación de la acetona (CH 3 COCH 3 )según la reacción: 3C (s) +3H 2(g) +1/2O 2 (g) → CH 3 COCH 3(l), conociendo los valores de calor de combustión: (1) H 2(g) + 1/2 O 2 → H 2 O (l) ∆H= KJ/mol / x 3 (2) C (S) + O 2 → CO 2 (l) ∆H= KJ/mol / x 3 (3) CH 3 COCH 3(l) + 4 O 2 → 3CO 2(g) + 3H 2 O (l) ∆H=-1.786KJ/mol (1) H 2(g) + 3/2 O 2 → 3H 2 O (l) ∆H= KJ/mol (2) 3C (S) + 3O 2 → 3CO 2 (l) ∆H=-1.180,5 KJ/mol (3) 3CO 2(g) + 3H 2 O (l) → CH 3 COCH 3(l) + 4 O 2 ∆H= KJ/mol 3H 2(g) +3C (s) + 1/2 O 2 → CH 3 COCH 3(l) ∆H= KJ/mol

 GRACIAS