Fisicoquímica Termodinámica Trabajo Energía Calor

Q CALOR Estado Inicial Estado Final Un sistema cede E en forma de Q si se transfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno. la T sistema varía hasta igualar la Talrededores Unidades : Joule, caloria 1 cal = 4.184 J T=20ºC Se miden T=40ºC Estado Final Q Estado Inicial Se calcula

Q > 0 Q < 0 CALOR Criterio de signos SISTEMA es una forma de variar la E del sistema no es funcion de estado no es “algo” que posea el sistema Criterio de signos SISTEMA Q > 0 Q < 0

Trabajo

TRABAJO (PV) Pext < Pint Pext = Pint Expansión Isotérmica Pext Pext Estado Final 2 Pext < Pint Pext Pint Equilibrio mecánico Unidades Estado Inicial 1

TRABAJO (PV) Expansión-(Compresión) Frente a Pext=P2 constante 1 Pext < Pint Pext Pint Pext Pint Pext = Pint Estado Final 2 P Irreversible Reversible 2 dx V Expansión Reversible  etapas V 1 P 2 Estado Inicial 1 Gas Ideal G I y T=cte

W > 0 W < 0 TRABAJO Criterio de signos SISTEMA es una forma de variar la E del sistema no es funcion de estado no es “algo” que posea el sistema Criterio de signos SISTEMA W > 0 W < 0

CALOR Y TRABAJO Trabajo mecánico calor Trabajo eléctrico El calor y el trabajo son formas equivalentes de variar la energía de un sistema

ENERGÍA INTERNA (E): una de las formas de la energia total de un sistema. E debida a la posición del sistema en un campo de fuerzas (gravitacional, eléctrico, magnético) y a su movimiento en conjunto: Eotras Esistema= E+ Eotras Energía Interna, E característica del sistema (Et, Er, Ev de moléculas) depende del estado de agregación del sistema (Suma de energías a nivel molecular) Unidades: JOULE (J) función de estado propiedad extensiva E = f (T) gases ideales Energía Interna E = f (T,P,V) gases reales, líquidos y sólidos

1er Principio de la Termodinámica ENERGÍA INTERNA (E): No es posible conocer la energía de un sistema, sólo conocemos su cambio en un proceso E=E2-E1 ¿Cómo podemos aumentar E de un sistema cerrado? Realizando un trabajo Calentándolo Þ calor Energía: Capacidad para realizar un trabajo o transferir calor DE = Q + W 1er Principio de la Termodinámica La energía no se crea ni se destruye, se transforma y se conserva.

ENTALPÍA (H). H  E + PV Entalpía DH = = DE + D(PV) H2 H1 DH @ DE Función de estado Propiedad extensiva Unidades de energía (J) Hf(T,P,V,E) g.reales, L,S Hf(T,E) g.ideales H  E + PV Entalpía (PV) = PV+VP+PV DH = = DE + D(PV) H2 H1 - Importante en estado gaseoso DH @ DE Fases condensadas DH @ DE

DE = Q + 0 = Q APLICACIÓN DEL PRIMER PRINCIPIO Proceso a V = cte (Gas ideal) V2 = V1 dV=0 Nuevo significado de DE = QV Nos da una forma de determinar DE W = 0 DE = Q + 0 = Q W = 0 V

QP APLICACIÓN DEL PRIMER PRINCIPIO Proceso a P = cte = H v (gas ideal)  E = Q + W = Q -  P dV P=cte E=E2-E1 QP = ( E2 + PV2) – (E1 + PV1) = H v H1 H2 Nos da una forma de determinar H

CAPACIDAD CALORÍFICA C El Q se definió como la energía trasferida como consecuencia de una diferencia de T si no hay cambio de fase ni reacción química Capacidad calorífica de una sustancia: cantidad infinitesimal de calor necesaria para elevar su T en una cantidad dT . [J×K-1] Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado. Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado. [J×g-1×K-1] Depende de la naturaleza de la propia sustancia Puesto que Q depende de la trayectoria del cambio de estado, para definir C hay que definir la trayectoria C

CAPACIDAD CALORÍFICA ¿Cuál es la relación entre CP y CV? Gas Ideal Puesto que QV = E y QP = H en un sistema cerrado, en equilibrio o proceso reversible y sólo W(P-V) es posible definir : Capacidad calorífica molar a P cte Capacidad calorífica molar a V cte p. Intensivas f=(T,P,V) ¿Cuál es la relación entre CP y CV? Gas Ideal CP-CV = nR

ò ò ò = Dependencia de las capacidad caloríficas con la T Cp = a + bT + c/T2 Ejemplo: Indique el valor de la entalpía del N2 cuando se calienta de 298 K a 373 K. Datos: Para el N2 a = 28,58; b = 3,77 x 10-3 K y c = (-0,50) x 10 K dx = x ò dx/ x2 = - 1/x x dx = 1/2 x2 ò T1 T2 H (T2) ò = dH (a + bT + c/T2) dT H (T1) H(T2) - H (T1) = a (T2-T1) + 1/2 b (T22-T12) - c (1/T2-1/T1) H(373K) = H(298K) + 2,20 kJ/mol