INTRODUCCION A LA TERMODINAMICA

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1 INTRODUCCION A LA TERMODINAMICA
Plan diferenciado Química Marianet Zerene F OBJETIVO: Identificar sistemas termodinámicos definir Sistema, entorno y universo

2 ¿Qué es la Termodinámica?
La termodinámica es la rama de la física que estudia la energía, la transformación entre sus distintas manifestaciones, como el calor, y su capacidad para producir un trabajo. Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido o absorbido en las reacciones químicas.

3 1 Puede intercambiar Materia Energía CONCEPTOS BÁSICOS.
SISTEMAS, VARIABLES Y PROCESOS. Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, medio ambiente: Resto del universo Abierto Cerrado Aislado Tipos de sistemas Puede intercambiar Materia Energía

4 Sistema termodinámico
Un sistema termodinámico es un sistema macroscópico cuyas características microscópicas (la posición y la velocidad de las partículas en cada instante) es inaccesible y donde sólo son accesibles sus características estadísticas.

5 La termodinámica se ocupa de la energía y sus transformaciones en los sistemas desde un punto de vista macroscópico sistema + entorno = universo.

6 Si la frontera permite la interacción entre el sistema y su entorno, tal interacción se realiza a través de los canales existentes en la frontera. Los canales pueden ser inespecíficos para interacciones fundamentales tales como el calor o la interacción mecánica o eléctrica, o muy específicos para interacciones de transporte.

7 (p.ej: T, P, V, m, r, composición química, ...)
Los sistemas se presentan de diferentes formas Þ ESTADOS caracterizados por VARIABLES termodinámicas (p.ej: T, P, V, m, r, composición química, ...) Intensivas Extensivas Tipos de variables No dependen de la cantidad de materia del sistema Ej: T, P, r No son aditivas Dependen de la cantidad Ej: m, V Son aditivas

8 Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado
Cuando cambia el estado de un sistema, los cambios de dichas funciones sólo dependen de los estados inicial y final del sistema, no de cómo se produjo el cambio. DX = Xfinal –Xinicial Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado (ej: PV = nRT)

9 Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo ß
PROCESO termodinámico Tipos de procesos Isotermo (T = cte) Isóbaro (P = cte) Isócoro (V = cte) Adiabático (Q = 0) Cíclico (estado final = estado inicial) Reversible (sistema siempre infinitesimalmente próximo al equilibrio; un cambio infinitesimal en las condiciones puede invertir el proceso) Irreversible (Un cambio infinitesimal en las condiciones no produce un cambio de sentido en la transformación).

10 Equilibrio termodinámico
Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando no se observa ningún cambio en sus propiedades termodinámicas a lo largo del tiempo. Los estados de equilibrio son, por definición, estados independientes del tiempo.

11 2 Energía: Capacidad que posee un sistema para
ENERGÍA, CALOR Y TRABAJO. 1er PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA. Energía: Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor.

12 ENERGÍA Definiciones: Capacidad para producir trabajo.
Puede adoptar distintas formas convertibles directa o indirectamente unas en otras: Radiación electromagnética, Energía Potencial, Energía Eléctrica, Energía Química (de enlace), Energía Cinética, Calor. Cantidad absoluta: Energía, J, cal, kcal, kJ Caudal: Energía/tiempo, J/s (W) Flujo: Energía/(tiempo.superficies), W/m2 Específica: Energía/masa, J/kg Magnitudes y Unidades

13 FORMAS DE LA ENERGÍA Trabajo mecánico (W): Producto del desplazamiento (x) por la componente de la fuerza que actua en la dirección del desplazamiento (Fx). Energía Potencial (Ep): Capacidad de producir trabajo que posee un sistema en virtud de su posición respecto a un plano de referencia. Energía Cinética (Ec): Capacidad de producir trabajo que posee un cuerpo en función de su movimiento. Calor (Q): Energía en transito de un cuerpo que se haya a una temperatura hacia otro que está a menor temperatura con el fin de igualar ambas.

14 FORMAS DE LA ENERGÍA Energía Interna (U): Variable termodinámica (Función de estado) indicativa del estado energético de las moléculas constitutivas de la materia. Su valor se fija respecto a una referencia. Está relacionada con otras variables termodinámicas como Energía Libre (G), Entropía (S), Entalpía (H). Energía Electromagnética: Asociada con la frecuencia de onda. E=hν. Cuando interacciona con la materia toda o parte de esta energía puede ser absorbida. Normalmente su absorción se expresa como un aumento de temperatura. Energía Nuclear (Ec): Transformación de masa en energía de acuerdo a E=mc2. Desintegraciones nucleares.

15 Energía Interna Se le llama energía interna a la suma de las energías individuales (cinética y Potenciales) de todas las partículas, sean estas moléculas, átomos o iones. Contribuyen también a la energía interna diversas formas de energía: Traslación rotación vibración, interacciones moleculares y energía nuclear. La Energía Interna es una función de estado. Ante cualquier modificación, la magnitud del cambio depende del valor inicial y final, el que se expresa como

16 Primera Ley de la Termodinamica
La energía de un sistema se puede cambiar mediante transferencia térmica (q) o trabajo (w). Por lo tanto la energía interna de un sistema puede cambiar en una magnitud, si hay una transferencia de calor o si se realiza un trabajo (w) sobre el desde el exterior. La variación de la energía Interna puede aumentar o disminuir según sea el tipo de transferencia que se realice.

17 Relación es de Transferencia de energía como Calor y Trabajo entre un sistema y su entorno.
Si ingresa calor al sistema. q+ (Proceso Endotérmico) Si sale calor del sistema q- (Proceso Exotérmico) Sistema Si el sistema realiza trabajo sobre el entorno. W- Si se realiza trabajo sobre el sistema. W+

18 Entalpía (H) La mayoría de los procesos donde hay transferencia de calor ocurren en sistemas abiertos , es decir a presión constante. El flujo de calor a presión constante ( ) es la variación de entalpía( ). Por lo tanto en sistemas a presión constante la primera ley se expresa como: Despejando la variación de entalpía Es normal llamar a la entalpía calor del proceso, ya que la mayoría de las reacciones químicas se realizan a presión constante.

19 Termoquímica Parte de la termodinámica que estudia los cambios térmicos relacionados con procesos químicos. Procesos endotérmicos y exotérmicos. Un proceso termoquímico se representa mediante una ecuación termoquímica balanceada. Ejemplo la evaporación del agua. Para que el agua pase de estado liquido a gas requiere una energía de 44.0 Kj, es por tanto una reacción endotérmica. ∆Hº=44,0 kJ

20 Entalpia de formación estándar.
El proceso contrario a la evaporación es la condensación, la ecuación se expresa En este caso se trata de un proceso exotérmico, el agua libera energía térmica. Entalpia de formación estándar. Es el calor de reacción correspondiente a la formación de un mol de la sustancia a partir de sus elementos en sus estado fundamental o estándar. Algunos ejemplos de reacciones de formación. ∆Hº= -44,0 kJ ∆Hº= KJ/mol ∆Hº= KJ/mol ∆Hº=-74.8 KJ/mol ∆Hº= KJ/mol

21 (La energía en las reacciones químicas)
TERMOQUIMICA “ENTALPIA” (La energía en las reacciones químicas) Objetivo: Identificar reacciones de acuerdo al calor absorbido o cedido .

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23 CALOR Todas las reacciones de Combustión son reacciones exotérmicas por ejemplo la reacción de combustión del hidrogeno libera gran cantidad . H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH= - 68kCal

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25 LA FUNCIÓN ENTALPIA ΔH

26 Un ejemplo…

27 Las reacciones de referencia
Los calores de reacción pueden calcularse a partir de reacciones conocidas que se encuentran tabuladas a presión y temperatura estándar (1 atm y 25°C)

28 Establezcamos condiciones estándar..
1.- Son condiciones de referencia elegidas 2.- El estado estándar corresponde a un cuerpo puro en su estado estable a la temperatura considerada, que en general es de 25°C ( cuyos valores están tabulados) 3.-Si se trata de un gas, su presión se fija en 1 atm 4.-El estado estándar se señala con el superíndice < ° > por ejemplo ΔH°=

29 Propiedades Termodinámicas estándar

30 Entalpias de Formación.
La entalpia de formación puede ser positiva o negativa según sea el caso.

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32 Ejercicio Determinación de entalpias de formación a partir de energías de enlace. 1.-Determina la entalpia de formación de CH4(g), HF(g), NH3(g) a partir de sus elementos, haciendo uso de las energías de enlace. 2.- Compara con los valores experimentales 3.- ¿Son reacciones endo o exotérmicas? 4.- ¿De donde obtienen energía los seres vivos.

33 Entalpias de Combustión.
Las entalpias de combustión SIEMPRE son negativas

34 Entalpias de Atomización.

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36 Ejemplo: CH4 (g)  C(graf,s) + 2H2(g) ΔH= ?
EN RESUMEN Para hacer el calculo de entalpia Ejemplo: CH4 (g)  C(graf,s) H2(g) ΔH= ? ΔH= [ H° C(graf,s) + 2 H° H2(g)] - [ H° CH4(g)] ΔH= [ 0 Kj/mol + (2x 0Kj/mol) ] - [ Kj/mol] ΔH= Kj/mol CH4(g) (g)  CO2(g) + 2H20 (l) ΔH= ? ΔH= [ H°CO2(g) + 2 H°H2O(l)] - [ H° CH4(g) + 2H°O2(g)] ΔH= [ -393,5 Kj/mol + (2x -285,8Kj/mol)] - [ Kj/mol + 2x 0Kj/mol] ΔH= Kj/mol

37 De acuerdo a la ley de Hess y Lavosier y Laplace
CH4(g) (g)  CO2(g) + 2H20 (l) ΔH= ? 1.- CH4(g)  C(graf,s) + 2H2(g) ΔH°= +74,8 kJ 2.- 2 H2(g) + 2x 1/2 O2(g)  2 H2O(l) ΔH°= 2X (-285.3kJ) 3.- C(graf,s) + O2(g)  ΔH°= -393,5 Kj CH4(g) (g)  CO2(g) + 2H20 (l) ΔH= -889,3 Kj A partir de las energías de enlace ΔH = Energías de enlaces rotos – Energías de enlace formados ΔH= [4x Ee(C-H) + 2x Ee(O=O) ] – [ 2x Ee (C=O) + 4x Ee(H-O)] ΔH=[ 4x414kJ/mol + 2 x 498kJ/mol ] – [ 2x 803kJ/mol + 4x 463kJ/mol] ΔH= 806 Kj/mol