TERMODINÁMICA

1.- Conceptos . Termodinámica Es la ciencia que estudia los cambios de energía que tienen lugar en los procesos físicos y químicos.

Termoquímica Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Toda reacción química va acompañada siempre de la absorción o del desprendimiento de energía luminosa, eléctrica, mecánica etc., siendo la más frecuente la calorífica.

Sistemas termodinámicos

Se llama: a) Sistema: parte del universo que es objeto de estudio. b) Entorno: alrededores, medio ambiente. Resto del universo.

Un gas cualquiera representa un SISTEMA. UNIVERSO ENTORNO SISTEMA ENERGÍA

Tipos de sistemas Aislados: que no pueden intercambiar ni materia ni energía. Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar energía, aunque no materia, con los alrededores. Abiertos: aquellos que pueden intercambiar materia y energía.

Abierto Cerrado Aislado Tipos de sistemas Puede intercambiar Materia Energía

SISTEMA CERRADO CLASIFICACIÓN ¿Qué tipo de sistema es lo que representa la siguiente imagen? SISTEMA CERRADO

SISTEMA ABIERTO CLASIFICACIÓN ¿Qué tipo de sistema es lo que representa la siguiente imagen? SISTEMA ABIERTO

SISTEMA ABIERTO CLASIFICACIÓN ¿Qué tipo de sistema es lo que representa la siguiente imagen? SISTEMA ABIERTO

SISTEMA AISLADO CLASIFICACIÓN ¿Qué tipo de sistema es lo que representa la siguiente imagen? UNIVERSO SISTEMA AISLADO

SISTEMA ABIERTO CLASIFICACIÓN ¿Qué tipo de sistema es lo que representa la siguiente imagen? SISTEMA ABIERTO

Determina qué tipo de sistema representan las siguientes fotografías?

VARIABLES TERMODINÁMICAS Al describir el estado de un sistema termodinámico se emplean una serie de magnitudes macroscópicas observables y medibles llamada Variables de Estado, como: Presión Volumen Temperatura Masa o número de mol.

VARIABLES TERMODINÁMICAS

∆X = X final – X inicial FUNCIONES DE ESTADO Entre las variables termodinámicas existen magnitudes llamadas funciones de estado. Estas tienen un valor definido y único que depende solo del estado inicial y final del sistema. ∆X = X final – X inicial

TIPOS DE PROCESOS A) Isotérmico: Proceso que se lleva a cabo a temperatura constante. B) Isobárico: Proceso que se lleva a cabo a presión constante. C) Adiabático: Proceso en el cual no hay transferencia de calor pero sí intercambio de trabajo entre el sistema y el entorno.

VARIABLES TERMODINÁMICAS Las variables termodinámicas se clasifican en dos grandes grupos: A) Variable Extensiva: Son aquellas variables que dependen de la cantidad de materia, y su valor no se puede definir en cualquier punto del sistema. Ejemplo: Masa y Volumen. B) Variable Intensiva: Son aquellas variables que no dependen de la cantidad de materia y su valor se puede determinar en cualquier punto del sistema. Ejemplo: Densidad y Temperatura.

Energía, Trabajo y Calor

ENERGIA Corresponde a una propiedad asociada a los objetos y sustancias, y se manifiesta en las transformaciones que ocurren en la naturaleza. Las unidades de la energía son las calorías (cal) kilocalorias (kcal) o el Joule (J) Para las reacciones químicas se usa el kiloJoule (kj). 1 cal = 4,184 J asi 1 kcal = 4,184 kj

CALOR (Q)

CALOR (Q) Se denomina calor (Q) a la transferencia de energía que se produce de un sistema a otro como consecuencia de una diferencia de temperatura. El calor fluye desde el cuerpo de mayor temperatura al de menor temperatura hasta que ambos se igualan (equilibrio térmico). No es función de estado.

CALOR (Q) El sistema recibe calor El sistema pierde calor

TRABAJO (W) Se define como le energía que se transfiere entre un sistema y su entorno cuando entre ambos se ejerce una fuerza. Matemáticamente se define como el producto de la fuerza (F) aplicada sobre un cuerpo y la distancia (d) que este recorre. W = F x d No es función de estado.

TRABAJO (W) W <0 El sistema realiza trabajo sobre el entorno El entorno realiza trabajo sobre el sistema

(+) (-) (+) (-) ENERGÍA INTERNA (criterio de signos) W > 0 W < 0 SISTEMA El trabajo se realiza contra el ambiente El trabajo se realiza sobre el sistema Q > 0 Q < 0 El sistema abosrbe calor El sistema libera calor (+) (-)

PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA Principio de conservación de la energía, el cual establece que: “la energía en el universo permanece constante”. Esto quiere decir que la energía solo se transfiere entre el sistema y su entorno. PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA ∆U = U sistema + U ambiente

Es una función de estado. ENERGÍA INTERNA (U) Corresponde a la totalidad de la energía cinética y potencial de las partículas de un sistema. Es una función de estado. Es una variable extensiva.

∆U = Q + W PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA El primer principio de la termodinámica se puede enunciar como: la variación de la energía interna de un sistema es igual al calor absorbido más el trabajo externo realizado por el sistema. ∆U = Q + W

Respuesta = El sistema ha disminuido su energía interna en 1010 J. EJEMPLO Determina la variación de energía interna para un sistema que ha absorbido 2990 joule y realiza un trabajo de 4000 joule sobre su entorno. Según convenio de signos: Q= 2990 J y W= - 4000 J ∆U = Q + W ∆U = 2990 J + (- 4000 J) ∆U = - 1010 J Respuesta = El sistema ha disminuido su energía interna en 1010 J.

EJERCICIO El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro, es de 462 J. durante este proceso hay una transferencia de calor de 128 J del gas hacia los alrededores. Determina el cambio de energía para el proceso Según convenio de signos: Q= - 128 J y W= 462 J ∆U = Q + W ∆U = - 128 J + 462 J ∆U = 334 J Respuesta = Como resultado de la compresión y transferencia de calor, la energía interna del gas aumenta

EJERCICIOS 2. El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74J. Como resultado, libera 26 J de calor hacia los alrededores. Determina el cambio de energía interna del gas. Un gas se expande y realiza un trabajo sobre los alrededores igual a 325 J. Al mismo tiempo, absorbe 127 J de calor de su alrededor. Determina el cambio de energía interna.

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS El Calor de Reacción o Entalpía (H) viene especificado en cuanto al: Estado físico y número de moles de los componentes indicados en la correspondiente ecuación estequiométrica, por tanto, si una ecuación se multiplica por “n” su calor de reacción se multiplica por “n” y sí la reacción se invierte, el calor de reacción cambia de signo. Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H0). Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l) H0 = –890 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H0 = –241, 4 kJ

Diagramas de Reacción H > 0 H < 0 Reacción Endotérmica Reactivos Entalpia (H) Productos H > 0 Reacción Endotérmica Entalpia (H) Reactivos Productos H < 0 Reacción Exotérmica

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE LA REACCIÓN Tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M). Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción. Ahora el Hf0 se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre H0 y el número de moles formados de producto.

LEY DE HESS. H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. “El calor de reacción (variación de entalpía), es independiente del camino seguido, es decir, es el mismo si la reacción se realiza directamente o a través de etapas intermedias”:

H0vaporización = 44 kJ /mol Ejercicio A: Dadas las reacciones 1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H10 = – 241’8 kJ 2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H20 = – 285’8 kJ Calcular la Entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es... H2O(l)  H2O(g) H03 = ? puede expresarse como (1) – (2), luego H03 = H01 – H02 – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ H0vaporización = 44 kJ /mol