Termodinámica Primer Semestre – III Medio

 Conocer y comprender la termodinámica y los conceptos asociados a ella.  Relacionar los conceptos de energía y trabajo.  Comprender la Primera Ley de la Termodinámica.  Reconocer el concepto de entalpía. Objetivo

therme = calor dynamis = potencia  “Principios que gobiernan los intercambios de energía y la dirección de los procesos naturales sin considerar la estructura interna de las moléculas”. ¿Qué es la termodinámica? Siglo XIX: Revolución Industrial

Leyes de la termodinámica  Ley Cero: temperatura (T) como propiedad del sistema.  Primera Ley: conservación de la energía, energía interna (U) como propiedad del sistema.  Segunda Ley: entropía (S) como propiedad del sistema.  Tercera Ley: en el cero absoluto de temperatura (0 K) la entropía de toda estructura cristalina perfecta es igual a cero.

Sistemas termodinámicos Entorno: parte del universo que interacciona con el sistema. Es donde se evalúan los cambios. Límite: separa el sistema de los alrededores. Sistema: es la parte del universo que es objeto de estudio

Tipos de sistemas

Tipos de paredes Pared impermeablePared permeable Pared adiabáticaPared diatérmica Pared rígidaPared no rígida

Propiedades de los sistemas PROPIEDADES EXTENSIVAS PROPIEDADES INTENSIVAS Dependen de la cantidad de materia del sistema. No dependen de la cantidad de materia del sistema.

Funciones de estado  Magnitudes que especifican el estado de un sistema.  Tiene un valor definido y único para cada estado del sistema.  Sólo depende de los estados inicial y final.

Ecuaciones de estado  Dan cuenta de la relación entre las propiedades o funciones de estado.  Para un sistema gaseoso, por ejemplo, tenemos que: P V = n R T

Procesos Termodinámicos Cuando el sistema abandona un estado inicial para pasar a un nuevo estado final lo hace a través de un cambio o proceso termodinámico.

Proceso isobárico Proceso isocórico Proceso isotérmico

Energía  Capacidad de un sistema para producir trabajo “No se crea ni se destruye, sólo se transforma”.

q = m c ∆T W = F × d 2T T Calor (q) y Trabajo (w) * Transferencia de energía. * No son funciones de estado.

Primer Principio de la Termodinámica  “El calor intercambiado por el sistema más el trabajo realizado sobre el sistema es igual a la variación de energía interna del sistema” ∆U = U final – U inicial ∆U = q + W  “La U total del universo es constante; la E no se crea ni se destruye, sólo se transfiere entre un sistema cerrado y su entorno”

Variación de energía a volumen constante (q v ) ∆U = q + w ∆U = q v – P ∆V ∆V = 0 w = 0 q V = ∆U En estas condiciones, el primer principio establece que el calor (absorbido o desprendido) en una reacción que transcurre a volumen constante (q v ) es igual a la variación de energía interna del sistema.

Variación de energía a presión constante (q P ) ∆U = q + w ∆U = q P – P ∆V q P = ∆U + P ∆V ∆H = ∆U + P ∆V q P = ∆H En estas condiciones, el primer principio establece que el calor (absorbido o desprendido) en una reacción que transcurre a presión constante (q p ) es igual a la variación de entalpía del sistema.

Entalpía  El término entalpía deriva de la palabra griega enthálpo (εντηαλπο), que significa «caliento». ∆H = ∆U + P∆V ∆H = intercambio de energía térmica de un sistema químico con su ambiente. ∆H reacción = ∆H productos - ∆H reactivos

 Reacción endotérmica: Es un proceso que necesita un aporte continuo de energía. Ej. Electrólisis del agua  Reacción exotérmica: Es un proceso en el que se desprende energía. Ej. Combustiones

1. Entalpía de Formación  La entalpía de formación (ΔH f ) se define como el calor que se absorbe o desprende cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos que lo constituyen en su estado natural. ½ N 2 (g) + 3 / 2 H 2 (g) → NH 3 (g) ΔH f = kJ Condiciones estándar P = 1 atm T = 298 K

 Cuando un elemento se encuentra en su forma física más estable se denomina estado estándar, y por definición, el valor de su entalpía es cero. O 2 (g) H 2 (g) N 2 (g) Ar (g) … etc

2. Entalpía de Reacción  La entalpía de reacción (ΔH r ) es el calor puesto en juego en una reacción efectuada a presión constante. C (grafito) + ½ O 2 (g) → CO (g) ΔH r = -155,05 kJ