TERMODINÁMICA Estudio de la energía puesta en juego en los procesos Estudio de la factibilidad de que un proceso ocurra UNIVERSO ALREDEDORES (ENTORNO) SISTEMA

TIPOS DE SISTEMAS

P V TIPOS DE PROCESOS ISOBÁRICO ISOCÓRICO ISOTÉRMICO ADIABÁTICO Varía la temperatura TIPOS DE PROCESOS

Gas Ideal Isotérmico PV = cte Adiabático PVΥ = cte Υ = Cp/Cv

ENERGÍAS DESDE EL “PUNTO DE VISTA MOLECULAR”

CALOR TRABAJO

CALOR Y TEMPERATURA CALOR: Energía que fluye de un cuerpo a otro TEMPERATURA: Es una medida que indica desde y hacia donde fluirá el calor TERMÓMETROS: Están basandos en las propiedades físicas de los objetos que pueden cambiar con la temperatura: Volumen de un líquido Longitud de un sólido Presión de un gas Resistencia eléctrica de un sólido Diferencia de potencial eléctrico entre dos sólidos

PRINCIPIO CERO DE LA TERMODINÁMICA Objetos en contacto intercambiarán calor hasta alcanzar el equilibrio térmico (igual temperatura)

MECANISMOS DE TRANSPORTE DE CALOR Conducción: Transferencia por contacto cuando hay un gradiente térmico Conductividad térmica (joules/s.m.·C) Aire 0,023 Agua 0,56 Vidrio 0,84 Acero 40 Cobre 380 Plata 420

MECANISMOS DE TRANSPORTE DE CALOR Convección: Transferencia por movimiento del medio por fuerzas gravitacionales Aire frío Aire caliente

MECANISMOS DE TRANSPORTE DE CALOR Radiación: Transferencia a través de radiaciones emitidas por los cuerpos calientes

ESCALAS DE TEMPERATURA Celsius o Centígrada: Los puntos fijos corresponden a las temperaturas normales de fusión y ebullición del agua (0 y 100 ·C) Fahrenheit: Los puntos fijos de la escala Celsius corresponden a 32 y 212 F T(·C) = (5/9)[T(·F) – 32] T(·F) = (9/5)[T(·C) + 32]

Capacidad calorífica molar Calentamiento/enfriamiento CALORIMETRÍA Calor específico Definición de Caloría Q = m.c.Δt Capacidad calorífica molar Calentamiento/enfriamiento Q = n.C. Δt Cambios de Estado Q = m.L Cambios de estado exo y endotérmicos ΣQ = 0 Proceso adiabático

TRABAJO TRABAJO DE EXPANSIÓN

W = ∫ Pext.dV Pext Constante: W = Pext.ΔV Vacío W = O Reversible, gas ideal, isotérmico: W = n.R.T ln(V2/V1)

Proceso reversible Proceso real Procede lentamente a través de estados de equilibrio La P y/o T no difieren más allá de un infinitésimo de las variables externas Implica equilibrio térmico, mecánico y químico Puede ser revertido sin cambios en calor o trabajo Proceso real Son irreversibles y tienen pérdidas adicionales de calor Tienen eficiencia menor a la ideal

EQUIVALENTE MECÁNICO DEL CALOR 1 caloría = 4,186 Joules

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ΔE = Q - W Q > 0 Sistema absorbe energía como calor Q < 0 Sistema transfiere energía como calor W > 0 Sistema realiza trabajo W < 0 Sistema recibe trabajo

FUNCIÓN DE ESTADO ΔE Q, W

Volumen constante (sólo trabajo de expansión) ΔE = Q – W Volumen constante (sólo trabajo de expansión) ΔE = Qv

Presión constante (sólo trabajo de expansión) ΔE = Q – Pext.ΔV ΔE = Q – W Presión constante (sólo trabajo de expansión) ΔE = Q – Pext.ΔV Entalpía: H = E + P.V ΔH = ΔE + Δ(PV) Si la presión es constante ΔH = ΔE + P.ΔV ΔH = Qp

ΔE = Qv = n.Cv.Δt Cv = ΔE/n.Δt Gas Ideal Monoatómico ΔE = 3/2.n.R.(T2 – T1) = 3/2.n.R.Δt Cv = ΔE/n. Δt = 3/2. R ΔH = ΔE + Δ(PV) = n.Cp.Δt Cp = ΔE/n. Δt + Δ(PV)/n. Δt Cp = Cv + n.R.Δt/n.Δt Cp = 3/2.R + R = 5/2.R

TERMOQUÍMICA Calor de reacción R P ΔH = HP – HR Condiciones estándar: Gases a presiones parciales de 1 atmósfera Sólidos y líquidos puros en su estado estable a la temperatura considerada Soluciones a concentraciones iguales a 1 Molar

Válido si la presión es constante y sólo hay trabajo de expansión

Ecuación termoquímica CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) ΔHT CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) ΔHT

Calor de Formación

Calor de Combustión Calor de Neutralización Calor de Dilución

LEY DE LAVOISIER-LAPLACE

LEY DE HESS

LEY DE HESS

ENERGÍA DE ENLACE AB A(g) + B(g) CH4(g) + 2 Cl2(g) CCl4(g) + 2 H2(g) C + 4 H + 4 Cl ΔH = Σ(enlaces rotos) - Σ(enlaces formados)

ECUACIÓN DE KIRCHOFF

ΔH(T2) – ΔH(T1) = (b.CpB – a.CpA).(T2 – T1) a A (T1) b B (T1) a A (T2) b B (T2) ΔH = Q = a.CpA.(T2 – T1) ΔH = Q = b.CpB.(T1 – T2) ΔH(T2) Cp independiente de la T en el intervalo ΔH(T1) ΔH(T2) a.CpA.(T2 – T1) b.CpB.(T1 – T2) = + ΔH(T2) – ΔH(T1) = (b.CpB – a.CpA).(T2 – T1) Δ(ΔH) = ΔCp. ΔT