Laboratorios Bibliografía básica - Universidad Pablo de Olavide, de

Organización del curso y normas generales de
la asignatura
Termodinámica y Cinética Química
2º CURSO DE BIOTECNOLOGÍA
Curso 2005/-6
• Profesores de la asignatura:
• Dr. Santiago Lago Aranda
• Dra. Sofía Calero Díaz
Universidad Pablo de Olavide,
Área de Química Física
• Clases de teoría: desarrollarán el programa expuesto
mas abajo en esta clase
• Prof. Dr. Santiago Lago Aranda ed. 24B, planta
3ª, despacho 19
• Horas de tutoría: M 9:30-13:30; 15:30-17:30
• Clases de problemas: En semanas alternas, una de
las clases se dedicará habitualmente a la resolución de
problemas.
• Dra. Sofía Calero Díaz, ed. 24B, planta 3ª,
despacho 17
• Horas de tutoría: M 11:30-14:00; 16:30-19:00
Evaluación y calificación de la
asignatura
• La asignatura se aprueba por la superación tanto de la parte
teórica como de la parte práctica.
• La aprobación de la parte práctica (laboratorio) se realiza
según se explica mas abajo
• La parte teórica se aprueba mediante un examen final en las
convocatorias legalmente establecidas: febrero, septiembre y,
en su caso, diciembre.
• Los exámenes constarán en general tanto de cuestiones de
aplicación directa de la teoría explicada en clase como de
resolución de problemas numéricos. El formato y grado de
dificultad serán similares a los de otras asignaturas del área
(Fundamentos de Química de 1º).
PROGRAMA DE TERMODINÁMICA Y
CINÉTICA QUÍMICA
Laboratorios
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5 prácticas a lo largo del primer cuatrimestre realizada un día por semana, en
semanas que se irán anunciando.
Tamaño de los grupos de prácticas: aprox. 20 estudiantes
Lugar: Laboratorio 1 del edificio 24C.
Duración de cada sesión: máximo 4 horas
Comienzo previsible de las prácticas: 7 de noviembre
Material necesario para las prácticas: bata, calculadora (mejor si es programable),
manual de esa calculadora, cuaderno tamaño DIN A4
Es condición absolutamente necesaria la aprobación previa de las prácticas para
aprobar la asignatura. Una vez aprobadas las prácticas, ya no es preciso su
repetición en cursos posteriores aunque no se haya superado el conjunto de la
asignatura.
Las prácticas se aprueban por la asistencia a todas ellas y su buen
aprovechamiento. Para evaluar este aprovechamiento se realizará un examen
final de prácticas
Fichas: necesaria para entrar al laboratorio. Entregar la ficha rellena y con una foto
reciente, a mas tardar el 10/10/05.
Bibliografía básica
• I.Tinoco, Jr.,K.Sauer y K.C.Wang.-
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Tema 1.- Primer principio de la Termodinámica
Tema 2.-Segundo principio de la Termodinámica
Tema 3.-Energía libre y equilibrios físicos
Tema 4.-Energía libre y equilibrios químicos
Tema 5.- Propiedades de transporte
Tema 6.-Cinética de las reacciones químicas
Tema 7.-Cinética enzimática
Physical chemistry.Principles and
applications in biological sciences, 3ª o
4ªed.
• J.Bertrán Rusca y J.Núñez Delgado,
Química Física
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Tema 1.- Primer principio de la
Termodinámica
• 1.0.-Consideraciones generales sobre la Termodinámica
• 1.1.-Propiedades termodinámicas, estado de un sistema y
variables independientes.
• 1.2.- Principio cero de la Termodinámica: temperatura y
termómetros.
• 1.3-Ecuación de estado.
• 1.4.-Trabajo y calor.
• 1.5.-Primer principio de la Termodinámica.
• 1.6- Entalpía y capacidades caloríficas.
• 1.7.-Principales tipos de transformaciones termodinámicas.
1.0 Consideraciones generales sobre la
termodinámica
• La Termodinámica como ciencia exacta
• La Termodinámica como ciencia universal
• La Termodinámica como herramienta
indispensable en las Ciencias Naturales
• Limitaciones de la Termodinámica
• 1.8.-Magnitudes molares y magnitudes molares parciales.
1.1.-Propiedades termodinámicas, estado de
un sistema y variables independientes
1.2.-Principio cero de la Termodinámica:
temperatura y termómetros
• Variables mecánicas y no mecánicas
• Variables extensivas e intensivas
• Variables dependientes e independientes:
Notación de las magnitudes termodinámicas en
derivadas parciales
• Definición de sistema y entorno: tipos de
sistemas termodinámicos
• Principio cero de la termodinámica: Dos sistemas en contacto
físico durante un tiempo suficiente alcanzan la misma
temperatura
• Medida de la temperatura: Termómetros.
• Un termómetro es un instrumento que mide la temperatura de
un sistema en forma cuantitativa. Una forma fácil de hacerlo es
encontrando una sustancia que tenga una propiedad que
cambie de manera regular con la temperatura. La manera más
"regular" es de forma lineal:
• t(x)=ax+b.
Donde t es la temperatura y cambia con la propiedad x de la sustancia. Las
constantes a y b dependen de la sustancia usada y deben ser evaluadas en dos
puntos de temperatura específicos sobre la escala, por ejemplo, 0° para el
punto de congelación del agua y 100° para el punto de ebullición. Esta es la
escala conocida como centígrada o Celsius.
Por ejemplo, el mercurio es líquido dentro del rango de temperaturas de 38,9° C a 356,7° C. Como un líquido, el mercurio se expande cuando se
calienta, esta expansión es lineal y puede ser calibrada con exactitud.
Termómetro de gas
ideal a volumen
constante (patrón
universal)
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1.4 Trabajo y calor
1.3 Ecuación de estado
1.4.1Trabajo mecánico hecho por o sobre el sistema.
Consideremos, por ejemplo,
un gas dentro de un cilindro.
Las moléculas del gas chocan
contra las paredes cambiando
la dirección de su velocidad, o
de su momento lineal. El
efecto del gran número de
colisiones que tienen lugar en
la unidad de tiempo, se puede
representar por una fuerza F
que actúa sobre toda la
superficie de la pared.
• Definición general de una ecuación de estado
• Ecuaciones de estado mas usuales para los
gases
• Definición de los coeficientes termoelásticos:
expansividad térmica y compresibilidad
isoterma
1.4.1 Trabajo mecánico hecho por o
sobre el sistema (2).
• Si una de las paredes es un pistón móvil de área A, y éste se desplaza dx,
el intercambio de energía del sistema con el mundo exterior puede
expresarse como el trabajo realizado por la fuerza F a lo largo del
desplazamiento dx.
• dW=-Fdx=-pAdx=-pdV
• Siendo dV el cambio del volumen del gas.
• Todo trabajo realizado por el sistema de interés sobre el entorno se
considera negativo. Si el entorno realiza trabajo sobre el sistema este es
positivo
• El trabajo total realizado cuando el sistema pasa del estado A cuyo
volumen es VA al estado B cuyo volumen es VB :
VB
W = − ∫ pdV
VA
Un sistema en el que sólo se realiza trabajo
p-V se llama termoelástico
1.4.2 El calor
El calor no es una nueva forma de energía, es el nombre
dado a una transferencia de energía en el que intervienen
gran número de partículas cada una con una determinada
energía mecánica (cinética + potencial)
Se denomina calor a la energía intercambiada entre un
sistema y el medio que le rodea debido a los choques entre
las moléculas del sistema y el exterior al mismo y siempre
que no pueda expresarse macroscópicamente como
producto de fuerza por desplazamiento.
Otros tipos de trabajo
Sistema “Fuerza”
Fluido
presión, P
“Desplazamiento” dW
volumen, V - P dV
Superficie tensión
superficie, A
líquido
superficial γ
γ dA
Pila
fuerza
carga, q
Eléctrica electromotriz E
Edq
El trabajo se obtiene resolviendo
la correspondiente integral:
1.4.2 El calor
(II)
• Se debe distinguir también entre los conceptos de
calor y energía interna de una sustancia. El flujo
de calor es una transferencia de energía que se
lleva a cabo como consecuencia de las diferencias
de temperatura.
•
• La energía interna es la energía que tiene una
sustancia debido a su temperatura, que es
esencialmente a escala microscópica la energía
cinética de sus moléculas
3
El calor (III)
• El calor se considera positivo cuando fluye hacia el sistema,
cuando incrementa su energía interna. El calor se
considera negativo cuando fluye desde el sistema, por lo
que disminuye su energía interna.
• La capacidad calorífica se define como: c= d’ Q/dT
• El calor específico depende del tipo de transformación que
sufra nuestro sistema ya que el calor lo hace
• De aquí, cuando nuestro sistema pasa del estado A al B si
C es constante que es el caso mas usual :
• Q=nC (TB-TA)
• Donde C=c/n es la capacidad calorífica, o calor específico,
molar
1.5 Primer principio de la
Termodinámica
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•
La primera ley no es otra cosa que el principio de conservación de la energía
mecánica aplicado a un sistema de muchísimas partículas. A cada estado del
sistema le corresponde una energía interna U. Decimos que U es una función
de estado del sistema. Cuando el sistema pasa del estado A al estado B, su
energía interna cambia en
dU=UB-UA
Independiente de cómo pasemos de A a B
Supongamos que el sistema está en el estado A y realiza un trabajo W,
expandiéndose. Dicho trabajo mecánico da lugar a un cambio (disminución) de
la energía interna de sistema
dU=d’W
También podemos cambiar el estado del sistema poniéndolo en contacto
térmico con otro sistema a diferente temperatura. Si fluye una cantidad de
calor Q del segundo al primero, aumenta su energía interna de éste último en
dU=d’Q
Primer principio de la
Termodinámica (III)
• Todos estos casos, los podemos resumir en una
única ecuación que describe la conservación
de
• la energía del sistema:
• dU=d’Q+d’W
• Si el sistema es termoelástico, el primer
principio se escribe
• dU=d’Q-pdV
El calor (IV)
• Si no hay intercambio de energía (en forma de
calor) entre dos sistemas, decimos que están en
equilibrio térmico.
• Las moléculas individuales pueden intercambiar
energía entre los dos sistemas en equilibrio pero,
en promedio, la misma cantidad de energía fluye
en ambas direcciones, no habiendo intercambio
neto. Para que dos sistemas estén en equilibrio
térmico deben de estar a la misma temperatura
(principio cero de la termodinámica)
Primer principio de la
Termodinámica (II)
• Si el sistema experimenta una transformación cíclica, el cambio en la
energía interna es cero, ya que se parte del estado A y se regresa al mismo
estado, ∆U=0. Sin embargo, durante el ciclo el sistema ha efectuado un
trabajo, que ha de ser proporcionado por los alrededores en forma de
transferencia de calor, para preservar el principio de conservación de la
energía, W=-Q.
• Si la transformación no es cíclica ∆U ≠ 0
• Si no se realiza trabajo mecánico ∆U=Q
• Si el sistema está aislado térmicamente ∆U=W
• Si el sistema realiza trabajo, U disminuye
• Si se realiza trabajo sobre el sistema, U aumenta
• Si el sistema absorbe calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a
temperatura superior, U aumenta.
• Si el sistema cede calor al ponerlo en contacto térmico con un foco a una
temperatura inferior, U disminuye.
1.6.-Transformaciones termodinámicas
Isócora o a volumen constante
No hay variación de
volumen del gas, luego
W=0
Q=ncV (TB-TA)
Donde cV es el calor
específico a volumen
constante
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Transformaciones termodinámicas (2)
Transformaciones termodinámicas (3)
VB
VB
VA
VA
W = − ∫ pdV = − ∫
Isóbara o a presión
constante
W=p(VB-VA)
Q=n cP(TB-TA)
Donde cP es el calor
específico a presión
constante
Transformaciones termodinámicas (4)
Ecuación de la transformación
adiabática:
Del primer principio dU=-pdV
Integrando para un gas ideal tenemos:
1.7- Entalpía y capacidades caloríficas.
•
•
•
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H= E+ pV
dH= dE+ d(PV)= -pdV+d´Q+pdV+Vdp=
dH= d´Q+Vdp
La entalpía tiene dimensiones de una energía y
es también una función de estado
• La entalpía coincide con el calor absorbido o
cedido a presión constante (dp=0)
• La energía coincide con el calor absorbido o
cedido a volumen constante (dV=0)
nRT
V
dV =nRTln A
V
VB
Isoterma o a temperatura constante
pV=nRT
La curva p=cte/V que representa la
transformación en un diagrama p-V
es una hipérbola cuyas asíntotas son los
ejes coordenados.
¡¡∆U=0 a T= cte. sólo válido para un gas ideal!!
Transformaciones termodinámicas
cíclicas
• Ejemplos de ciclos termodinámicos
• Ciclo isocoro-isobárico
• Transformaciones cíclicas en un pistón de
automóvil
• Ciclo de Carnot
1.8.-Magnitudes molares y magnitudes
molares parciales
• -Magnitudes molares en sistemas uni- y
multicomponentes
• -Magnitudes molares parciales en sistemas
multicomponentes
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