UNIDAD I:

Introducción a la Termodinámica y Termoquímica

PROF. Andrea Mena T. NM3

Principios Básicos de Termodinámica La termodinámica es una rama de la ciencia que nació a

mitad del siglo XIX:

Se basa en 2 principios Fundamentales:1.La energía del universo es constante.2. El desorden del universo aumenta constantemente.

Estudia Reacciones entre calor y

Otras clases de Energía

Tipos de propiedades o funciones de estado.

1- Propiedades intensivas: No dependen de la cantidad de muestra (Temperatura, Punto de fusión)

2- Propiedades extensivas: dependen de la cantidad de la muestra (masa y del volumen).

Conceptos Básicos

1- Energía: Capacidad de un Sistema para producir un trabajo, Unidad de Medida (Joule o KJ)

Sistema T° y P°(Dada)

La “E” es medible Macroscópicamente

“E” almacenada ENERGÍA INTERNA

(U)

Unidades de Medida de Energía

• Caloría (Cal) o Kilocaloría(Kcal)1 Kcal = 1000 Cal

• Sistema Internacional : Joule (J) o Kilojoule(Kj)• La equivalencia de kilojoule a calorías es:1 cal = 4,184 J1 kcal = 4,184 kJ

2- Calor (q): Energía que se transmite de un sistema a otro como consecuencia de una diferencia de temperatura.

CALOR

Conducción

Convección

Radiación

Conducción Convección Radiación

El calor fluye desde el objeto más caliente

hasta más frío,

hasta que los dos objetos alcanzan a la misma

temperatura

Se da en líquidos y Gases.La convección tiene lugar

cuando áreas de fluido caliente ascienden hacia las regiones de fluido frío

Transferencia de calor que no precisa de contacto

entre la fuente y el receptor del calor.

Calorimetría

• Es la medición de flujo de calor.• Aparato que mide el flujo de calor es el

calorímetro.

Capacidad calorífica (C)

• La cantidad de energía que absorbe un cuerpo.• Es “La cantidad de calor necesaria para elevar

su temperatura en 1°C”.

Capacidad calorífica se expresa por mol o por gramo

Expresa en gramo de sustancia se le denomina Calor Específico (s)

Expresa por mol de sustancia, se denominaCapacidad calorífica molar ( C )

Calor Específico

Ejemplo N°1• Se requieren 209 J para aumentar la temperatura de 50 g de agua en 1 °C.

Por tanto, el calor específico del agua es 4,18 J/g °C. Si se deseara aumentar la temperatura de 200 g de agua en 20 °C, ¿cuánto calor debe agregarse al sistema?

Ejemplo N° 2

• Calcular el calor especifico de 2000g de Mercurio (Hg) que paso de 20° C a 100°C y absorbe 22593 J.

3- Trabajo (w): acción de modificar un sistema o sus alrededores.

S. Inicial

S. Final

Q

W

Sistema y Entorno

• Sistema: Es lo que se desea estudiar, una parte especifica del universo.

• Entorno: Es lo que rodea al sistema y es donde se produce el intercambio con el sistema.

• Universo: Conjunto de sistema y entorno.

SISTEMA + ENTORNO =

UNIVERSO

TIPOS DE SISTEMAS

1- Sistema Abierto: Sistema que intercambian materia y energía con el entorno.

2- Sistema Cerrado: Sistema que intercambian energía pero no materia con el entorno

3- Sistema Aislado: Sistema en donde no existe intercambio de energía y materia con el entorno

Tipos de Sistemas

Ejercicios

• Determinar que tipo de sistema representan las siguientes fotografías

Ejercicios

• Desarrollar las siguientes actividades:1- Pagina 18 (Actividad N° 1)2- Pagina 30 del texto.

Primera ley de la termodinámica

• No es más que otra manera de expresar el principio de conservación de la energía.

Matemáticamente se expresa:

ΔU = Q + W.

• Forma de expresar el principio de conservación de la energía.

Sistema absorbe calor Q = + Aumenta la

Energía Interna

Sistema libera calor Q = - Disminuye la

Energía Interna

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.

• 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

Ejercicios

1. 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 del gas.

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 del gas.

Actividad

• Realizar actividad (2 y 3)de la pagina 34 del texto.

TERMOQUÍMICA

• Todas las reacciones químicas transcurren con un intercambio de energía con el medio ambiente.

REACCIÓN EXOTÉRMICA REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Proceso en el que se desprende energía

Proceso que necesita energía para producirse

La entalpía: primera variable termodinámica

• La entalpía (H) es la medida del contenido calórico de una reacción.

• Variación de entalpía (ΔH) intercambio de energía térmica que experimenta un sistema químico con su ambiente en condiciones estándar (25°C y 1 atm)

Reacción endotérmica. Reacción exotérmica.Si ΔH > 0 significa que al

sistema se le ha suministrado calor desde el entorno,

aumentando su contenido calórico

Si ΔH < 0 significa que el sistema libera calor al entorno,

disminuyendo sucontenido calórico,

ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN(∆H°

f )

Σ = Sumatoria de las entalpías de los reactantes y productos. n y m= Moles de cada sustancia en la reacción

Ejemplo

1- Calcular la entalpia de formación de los constituyentes del agua e interpretar resultado.

H2O(l) H2 (g) + O2(g)

2- Calcular la entalpia de formación de la tostación de la pirita se produce según:

4 FeS2 (s) +11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)

FeS2(s)= −177,5 kJ/mol

Fe2O3 (s)= −822,2 kJ/mol

SO2(g)= −296,8 kJ/mol

Ejercicio

• Para la siguiente reacción calcular la entalpía de formación: CaC2 (s) + 2H2O (l) ↔ Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g)

CaC2 (s) - 60 KJ/mol

H2O (l) - 285,83 KJ/mol

Ca(OH)2 (s) - 986,1 KJ/mol

C2H2 (g) 226,7 KJ/mol

Ley de Hess

• Nos permitirá realizar cálculos algebraicos con los valores de calor de reacción (podemos sumar restar, amplificar) con el fin de obtener variaciones de entalpía de procesos.

• EJEMPLO: Determinar la entalpía para la reacción de combustión completa del carbono sólido.

• Determinar la entalpía a 25°C y 1 atm para la reacción de combustión del acetileno.

EJERCICIOS

1. Calcule la entalpía de formación del CH4(g) a través de la reacción representada por la ecuación química:

C(s) + 2 H2(g) ------ CH4(g)

Calcular el valor de H para la combustión completa de un mol de metano gaseoso.

Reacciones Químicas

Espontaneas: Son aquellos que ocurren de manera natural

No espontaneas: aquellos que no ocurrirán de

manera natural

Reversibles: los que pueden ir y regresar de un estado a otro.

Irreversibles: son aquellos que ocurre en

una dirección única.

• Es el desorden de un sistema.• En 1850, el matemático y físico alemán Rudolf

Clausius introdujo este concepto.• Es una función de estado (depende solamente

del estado del sistema, no de su evolución)

ENTROPIA (S)

• Segunda Ley: “La entropía del universo aumenta en un

proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio”

ΔS < 0 Disminución del desorden

Proceso no Espontáneo

ΔS> 0 Aumento del desorden

Proceso Espontáneo

ΔS= 0 Proceso en Equilibrio

Desorden = Entropía (S)

Entropía(S)

VARIABLE TERMODINAMICA

GRADO DE DESORDEN DE LA MATERIA

MAYOR ENTROPIA MAYOR PROBABILIDAD DE QUE

OCURRA

MENOR ENTROPIA MENOR PROBABILIDAD DE QUE

OCURRA.

Entropía molar estándar (∆S°)

• Es la Entropía de un mol de sustancia en su a 25° C (298K) y a 1 atm de presión.

Variación de la entropía (∆S°) en una reacción química

Ejemplo

• Calcula la variación de entropía estándar, para la siguiente reacción e interpretar resultado

Ejemplo

Calcula la variación de entropía estándar, para la siguiente reacción e interpretar resultado

CH4(g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2H2O(l)

3- Energía libre de Gibbs

• J. Willard Gibbs 1876 introdujo una nueva variable termodinámica que incluye a la Entalpía (H) y Entropía(S).

• Energía Libre de Gibbs (ΔG) se expresa así:

• La ΔG es el predictor de la espontaneidad de una Reacción Química (T° y P° Constantes)

Ejemplo

¿Cuál es la ΔG° para la reacción a 25 °C?

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS ESTÁNDAR ∆G°

∆G° = G° PRODUCTOS – G° REACTANTES

Ejemplo

G° (Kj/mol)

N2 0

H2 0

NH3 -16,5

Criterios de Espontaneidad de una Reacción

• La energía Libre es la única variable capaz de definir si es una reacción es espontánea o no.

• La energía libre sólo predice si la reacción química ocurre, No predice el tiempo en que se logrará la transformación.

Resumen