termodinamica - Campus Virtual

TERMODINAMICA
 Es
el estudio de la
transformaciones.
 Estudia
energía y sus
además, las interrelaciones que
tienen lugar en los sistemas, y sus
leyes que son aplicables a todos los
fenómenos naturales.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
 SISTEMA: es un sector del Universo que aislamos
con el objeto de estudiarlo (mentalmente).
Ejemplos:
1.- Un reactivo colocado en el interior de un vaso
precipitado.
2.- Masa de gas en un cilindro a presión y temperatura
determinadas.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
TIPOS DE SISTEMAS
 SISTEMA CERRADO: Es aquel que sólo intercambia
energía con el medio ambiente. Ej: una bolsa con agua
caliente.
 SISTEMA AISLADO: Es aquel que no intercambia materia
y energía con el medio que lo rodea (sistema ideal) Ej:
recipiente térmico.
 SISTEMA ABIERTO: Es aquel que intercambia materia y
energía con el ambiente, por ejemplo un vaso de agua
caliente colocado sobre una mesa.
Funciones de estado



¿Cuántas funciones de
estado existen?
El estado del sistema
se caracteriza por los
valores de ciertas
variables
¿Cuántas deben
especificarse para
indicar el estado del
sistema?

Propiedades
extensivas


Proporcionales a la
cantidad de materia.
Ej: m, n, V.
Propiedades
intensivas

Independientes de la
cantidad de materia.
Ej: , T, [X].
Cambios en las funciones de
estado



Estado final: Tf, Vf, Pf, f,
etc.
Cambios al ir desde el
estado inicial al final:
T= Tf-Ti
V= Vf-Vi
P= Pf-Pi
 =  f - i
etc.
Estado inicial: Ti, Vi, Pi,
i, etc.
El cambio de altura no
depende del camino: A es una
“función de estado”.
La distancia recorrida depende
del camino. D no es una
“función de estado”
Procesos y estados
Proceso: definición , ejemplo, clasificación
Propiedad de las funciones de estado
camino 1
Estado de
equilibrio 1
Estado de
equilibrio 2
camino 2
Procesos
•reversibles
•irreversibles
Procesos
•isotérmicos
•isobáricos
•isocóricos
•adiabáticos
Isotérmicos vs adiabáticos
Isotérmicos
Q
T
Adiabáticos
Text
Q=0
T
Text
T=Text
Paredes diatérmicas
fijas o móviles
Paredes adiabáticas
fijas o móviles
Isobáricos vs isocóricos
Isocóricos
Isobaricos
W
P
Pext
WPV=0
P
Pext
P=Pext
Paredes móviles
diatérmicas o adiabáticas
Paredes fijas
diatérmicas o adiabáticas
Proceso irreversible
P
Vi,Pi
Vi,Pi
V
No puedo caracterizar el estado del sistema durante la
transformación. Las variables macroscópicas no tienen valores
definidos. No se pueden representar gráficamente.
Proceso reversible



La presión sobre el
émbolo se incrementa
muy lentamente.
En cada momento la P
externa difiere en dP de la
interna.
El proceso es cuasiestático.
P
Vi,Pi
Vi,Pi
El sistema pasa por una sucesión de estados de equilibrio.
En todo momento las funciones de estado tiene valores definidos.
V
PRIMERA LEY DE LA
TERMODINAMICA
LEY DE LA CONSERVACION DE LA
ENERGIA :
LA ENERGIA DEL UNIVERSO ES CONSTANTE
La energía no se crea ni se
destruye,
solo se transforma y se conserva
La perdida de energía en el sistema durante el proceso
debe ser transmitida al entorno ya que no puede ser
destruida o creada.
Universo
Entorno
Sistema
Energía
Sistema
ΔU = Ufinal - Uinicial
ΔU < 0
ΔU > 0
Energía
q
SISTEMA
E

La energía del Universo es CONSTANTE
E + W = q
E = q -W
E = E2 - E1
E1 y E2 estados inicial y final del sistema
w
TRABAJO MECANICO

Se realiza trabajo mecánico cuando una fuerza
que actúa sobre el sistema se mueve una
distancia
V2
P
dl
•
•
•
V1
P
F= PxA
 Si
el pistón se mueve una
distancia dl el trabajo realizado
es :
• dw= fdl= PdV
 Integrando
V2
entre los limites V1 y
V2
W =  PdV
V1
ENTALPIA ( H )
• Está definida como el contenido de
energía total de un compuesto o un
elemento, siendo la energía libre la parte
de la energía total para desarrollar un
“TRABAJO UTIL”,
• esto es, diferente al trabajo de P-V.
ENTALPIA O CONTENIDO
DE CALOR DE UN SISTEMA
•
H = E+PV
*P
y V Presión y volumen del sistema
*H
depende solamente del estado del
sistema e independiente de como se
ha alcanzado el estado.
A P cte.
ΔH = ΔE + PΔV = q +W -W = q
ENTORNO
ENTORNO
SISTEMA
SISTEMA
CALOR
ΔH > 0
Endotérmico
CALOR
ΔH < 0
Exotérmico
Cálculo de ΔH de un cambio de
estado
• Si un mol de sustancia experimenta un
cambio de estado a P cte, el calor liberado o
absorbido en el proceso será igual a la
variación de entalpía del cambio de estado.
• SLV
•
ΔHf; ΔHv; ΔHs
ΔHs = ΔHf + ΔHv
• H2O(l)
ΔHv = 44,0 kJ mol-1 a 298 K
 H2O(v)
2. Ejercicio





Indique el signo del cambio de ΔH, en cada
uno de los procesos siguientes que se
efectuan a presión atmosferica, e indique si el
proceso es endotermico o exotermico.
a)cubo de hielo se derrite.
b)1 g de butano se quema con suficiente
oxigeno para lograr la combustion completa.
c)una bola de boliche se deja caer de
dosmetros a una cubeta de arena.
CALORIMETRIA
T que acompaña a un cambio
físico o químico
Medición
Fundamento
q = m C T
H a P cte U a V cte
Cp a P cte
Cv a V cte
q Adsorbido = q cedido
Cp – Cv = R
C = kT
CALORIMETRO
Presión constante
CALORIMETRO
BOMBA
CALORIMETRICA
Volumen constante
Ejercicio.
• 1. En 10 g de leche a 10 grados C,
se le agrega 160g de café a 90
grados C. Que sucede con el
volumen? Calcular es la temperatura
final? Suponer que Cp = agua, C H2O
= 0,092 cal/gK
Ejercicio
• 2. Un calorímetro de Aluminio con una masa
100 g contiene 250 g de agua, están en
equilibrio térmico a 10 grados C.
Posteriormente 2 bloques de metal se colocan
en el agua, uno es una pieza de 50 g de Cu a
80 grados C, la otra muestra de 70 g a una
temperatura de 100g todo el sistema se
estabiliza a 20 grados C. C Al = 0,21 cal/gK, C
H2O = 0,092 cal/gK. Cual es la capacidad
calorífica de la muestra?
Ley de Hess
H3
A
H1
C
B
H2
H3 = H1 + H2
GH Hess (1802-1850)
LEY DE HESS. SECUENCIA
DE REACCIONES
• Si una reacción procede en varias
etapas, el calor de la reacción
total será la suma algebraica de
los calores de varias etapas y
esta suma es igual al calor de
reacción liberado o absorbido si
hubiera procedido en una sola
etapa.
Ejemplo
Determinar el ΔH de reacción de la siguiente reacción:
½N2(g) + O2(g) → NO2(g)
Calcule a partir de las siguientes reacciones.
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g)
H = +90,25 kJ
NO(g) + ½O2(g) → NO2(g)
H = -57,07 kJ
½N2(g) + ½O2(g) → NO(g)
H = +90,25 kJ
NO(g) + ½O2(g) → NO2(g)
H = -57,07 kJ
½N2(g) + O2(g) → NO2(g)
H = +33,18 kJ
Ejemplo
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.
Ejercicio
• 4. Determinar la ΔH para el enlace del
agua a 298,15 K.
• H2O (g) =>2H (g) + O (g)
• Datos
• H2O => H2 + 1/2O2 ΔHo = 241,8 kJmol-1
• 1/2H2 => H
ΔHo = 218,0 kJmol-1
• ½ O2 => O
ΔHo = 249,2 kJmol-1
CALOR DE FORMACION
El calor de formación de una sustancia es el
cambio térmico involucrado en la formación de
un mol de una sustancia a partir de sus
elementos:
C(S) + 2H2(g)  CH4 (g)
Ho25oC = -17890 calorías
Calor de formación del Metano
CALOR DE COMBUSTION
• La entalpía estándar de combustión de una sustancia
se define como el cambio de entalpía que acompaña
a un proceso en el cual una sustancia dada
experimenta una reacción con el gas oxígeno para
formar productos de combustión específica como
CO2(g) , H2O(l), etc estando todas las especies
involucradas en sus estados estándar
correspondientes a temperaturas dadas.
• CO(g) + 1/2 O2(g)  CO2 (g)
• ΔHo
o
25 C=
-67.6 kcal
CALOR DE SOLUCION
• Es el calor de reacción a una temperatura y
presión especificada, cuando se disuelve un
1 mol de soluto en suficiente disolvente puro
para producir una solución con la
concentración dada.
ΔHreacc=ms/Ms ΔHsolución+mH2O/M H2O CH20 ΔT+Ccalorímetro ΔT=0
ENTROPIA (S)
•
Es un tipo de energía interna que
puede visualizarse de diferentes maneras
: por ejemplo , la entropía se define a
menudo como el grado de orden u
organización de un sistema . El producto
TS es la parte de la energía total no
disponible para “ TRABAJO UTIL”.
ENTROPIA
• El cambio diferencial en S , dS está
dado por:
•
dS = (dqr / T)
• dqr = cantidad infinitesimal de calor
absorbido en un proceso reversible
a la temperatura .T.
• Las reacciones donde se tiene
aumento
de
entropia
son
espontaneas
ENERGIA LIBRE
•
Considerando un sistema a T y P
constantes, la expresión termodinámica de
energía libre es ,
•
•
•
•
•
•
G= H - TS
Donde:
G= Energía libre de Gibbs, Kcal
T= Temperatura absoluta, oK
S= Entropía , Kcal / oK
H= Entalpía , Kcal
• La disminución de la
energía libre nos da el
trabajo útil que puede
realizar
un
sistema
termodinámico
• En SISTEMAS cerrados a presión y
temperatura constantes , el equilibrio
corresponde a la condición en la cual
LA ENERGIA LIBRE TOTAL DEL
SISTEMA , GT ES MINIMA.
• el signo de ΔG para el equilibrio de la
reacción significa:
• 1- ΔG es Positiva (+) y la reacción no
es espontánea.
• 2- ΔG =0 y el sistema está en equilibrio
• 3- ΔG es Negativo (-) y la reacción es
espontánea.
• Para :
• ΔG = ΔGo + RT ln[{C}c {D}d / {A}a {B}b ]
• [{C}c {D}d / {A}a {B}b ] = Q
• luego :
•
• ΔG = ΔGo + RT ln Q