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1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
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1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Fundamentos de Termodinámica
Termodinámica: Rama de la Física que estudia el calor, el trabajo, la energía y los cambios que ellos producen en los estados de los sistemas.
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1.- Conceptos básicos. Sistemas, variables y procesos. 2.- Energía, calor y trabajo. 1er Principio de la Termodinámica. 3.- Entalpía.
7.- Capacidad calorífica.
4.- Calor de reacción. Ley de Hess. 5.- Entalpías estándar de formación. 6.- Entalpías de enlace.
8.- Variación de la entalpía de reacción con la temperatura.
Termoquímica: Rama de la Química que estudia el calor cedido o absorbido en las reacciones químicas.
Aplicación a reacc. químicas: Termoquímica
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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
Materia Materia Energía
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Los sistemas se presentan de diferentes formas ⇒ ESTADOS
caracterizados por VARIABLES termodinámicas
(p.ej: T, P, V, m, ρ, composición química, ...)
Intensivas Extensivas
Tipos de variables
• No dependen de la cantidad de materia del sistema • Ej: T, P, ρ • No son aditivas
• Dependen de la cantidad de materia del sistema • Ej: m, V • Son aditivas
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1) Al asignar valores a unas cuantas, los valores de todas las demás quedan automáticamente fijados.
2) 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.
ΔX = Xfinal –Xinicial
Ecuaciones de estado: Relacionan funciones de estado (ej: PV = nRT)
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Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo ⇓
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).
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Energía: Capacidad que posee un sistema para realizar un trabajo o para suministrar calor.
SISTEMA
Q > 0
W > 0 W < 0
Q < 0
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Unidad S.I.: Julio
Trabajo de expansión/compresión de los gases
Pint Pext
dV
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Casos particulares
1) Expansión frente a una Pext constante
2) Expansión en el vacío Pext = 0 ⇒ W = 0
No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”
El trabajo no es función de estado
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Casos particulares
3) Expansión reversible isoterma de un gas ideal
PV = nRT T = cte
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Un sistema cede E en forma de Q si se tranfiere como resultado de una diferencia de T entre el sistema y el entorno.
Unidad S.I.: Julio 1 cal = 4.184 J
No es una propiedad característica del sistema. No es algo que posea el sistema. Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”
El calor no es función de estado
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Energía interna (U) (Suma de energías a nivel molecular)
• Función de estado • Magnitud extensiva
ΔU = Q + W 1er Principio de la Termodinámica
Epot Ecin ?
¿Cómo podemos aumentar U de un sistema cerrado?
1) Calentándolo ⇒ calor 2) Realizando un trabajo
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ΔU = Q + W
1er Principio de la Termodinámica
Proceso a V = cte V2 = V1 dV=0
v ΔU = Q + 0 = Q ⇒
• Nuevo significado de ΔU • Nos da una forma de determinar ΔU
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H = U + PV Entalpía (H)
• Función de estado • Propiedad extensiva • Unidades de energía
Proceso a P = cte
Relación entre ΔH y ΔU
ΔH = ΔU + Δ(PV) Si P=cte
ΔH = ΔU + PΔV ΔH ≅ ΔU sól/líq
solo
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Reacciones químicas
• Exotérmicas (Q < 0) • Endotérmicas (Q > 0)
El calor de reacción se mide con un calorímetro
Qv = ΔU = Uprod - Ureac
Qp = ΔH = Hprod - Hreac ΔH = ΔU + Δ(PV)
ΔH ≅ ΔU
¿Intervienen gases?
No Sí
ΔH = ΔU + Δ(nRT)
ΔH = ΔU + RTΔn Si T=cte
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MÉTODOS PARA DETERMINARLA
Método 1 Medir Qp con un calorímetro
ΔH = -283 kJ
ΔH = -566 kJ
ΔH = +283 kJ
Método 2 Medir Qv con un calorímetro; ΔH = ΔU+RTΔn
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Método 3 Ley de Hess
ΔH = ?
ΔH = -393.5 kJ
Germain Henri Hess (1802-1850)
El calor intercambiado cuando una reacción química se lleva a cabo a T y P constantes es el mismo tanto si la reacción ocurre en una etapa o en varias.
ΔH = -393.5 kJ
ΔH = +283 kJ
ΔH = -110.5 kJ H: función de estado
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Estado estándar de una sustancia: su forma pura a 1 bar.
Entalpía de reacción estándar (ΔHº): ΔH cuando los reactivos en sus estados estándar pasan a productos en sus estados estándar respectivos.
Entalpía estándar de formación (ΔHfº) de una sustancia: Entalpía estándar de reacción para la formación de un mol de la sustancia a partir de sus elementos en su estado más estable. (Unid: J⋅mol-1)
ΔHfº (C2H5OH, l) a 25ºC = -277.69 kJ⋅mol-1
ΔHfº (elemento en su estado más estable) = 0
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Método 4 A partir de ΔHfº
[Levine, pg 147]
Tabular ΔHfº para cada sustancia
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Método 5 A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado ⇒ ESTIMACIÓN
Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
H
H
H
H
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Método 5 A partir de entalpías de enlace ¡Ojo! Método aproximado ⇒ ESTIMACIÓN
Reacción química: Proceso en el que se rompen unos enlaces y se forman otros nuevos. La ruptura/formación de un enlace conlleva intercambio energético.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
H
H
H
H
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Entalpía de disociación de un enlace dado en una molécula determinada: Energía requerida para romper ese enlace en un mol de dichas moléculas en estado gaseoso a P cte.
Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para romper enlaces similares en un gran número de moléculas diferentes. (Un mol; estado gaseoso; P cte) ⇒ Tabular
¡Ojo! * Método aproximado ⇒ ESTIMACIÓN Fiabilidad: ± 10 kJ como máximo
* Sólo es aplicable a reacciones entre gases.
H C H + Cl Cl H C Cl + H Cl
H
H
H
H ΔH = 413 + 243 – 328 – 432 = –104 kJ
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Capacidad calorífica molar de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un mol de dicha sustancia un grado. (Unid: J⋅mol-1⋅K-1)
Calor específico de una sustancia: cantidad de calor necesaria para elevar la T de un gramo de dicha sustancia un grado. (Unid: J⋅g-1⋅K-1)
Capacidad calorífica molar a P cte
Capacidad calorífica molar a V cte
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Cp Cv c
• Magnitudes intensivas • Distintas para cada sustancia • Función de T
¿Cuál será el calor necesario para incrementar la T de n moles de una sustancia desde T1 a T2?
A P cte:
Si Cp=cte
Si Cv=cte
A V cte:
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aA + bB → cC + dD
aA+bB T2
cC+dD T1
cC+dD T2
aA+bB T1
ΔH′ ΔH′′
ΔH2
ΔH1
ΔH2 = ΔH′+ ΔH1+ ΔH′′
ΔCp
Ecuación de Kirchhoff
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Si ΔCp=cte
Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887)