Transcript Termodinámica

INTRODUCCIÓN A LA TERMODINAMICA
Profesora:Priscilla Guzmán
Colegio:San José
Termodinámica
La Termodinámica estudia los intercambios energéticos
que acompañan a los fenómenos físico-químicos.
Al estudiar el intercambio de energía entre un sistema
y su entorno, se puede predecir en qué sentido puede
ocurrir el cambio químico o físico.
Termodinámica
En ese aspecto, la Termodinámica predice:
 si los reaccionantes se transforman en productos, o
sea, si la reacción es espontánea o no.
 en qué medida ocurre el cambio, o sea, las cantidades
de productos que se obtienen y la cantidad de
reaccionantes que quedan sin reaccionar una vez
terminada la reacción, o sea, cuando se alcanza el
estado de equilibrio.
Termodinámica
A la Termodinámica:
 sólo le interesa el estado inicial y el estado final
(no le importa cómo ocurre la reacción).
 no le interesa el tiempo que demora en ocurrir el
proceso.
 para estudiar el proceso mide propiedades
macroscópicas, tales como:
temperatura, presión, volumen.
Termodinámica: conceptos básicos
Sistema: parte del universo que va a ser estudiado y
para lo cual se le ponen límites físicos o imaginarios.
Puede ser:
 sistema abierto: intercambia materia y
energía con el medio . Ej: la célula.
 sistema cerrado: sólo intercambia energía
con el medio. Ej: una estufa.
 sistema aislado: no intercambia materia ni
energía. Ej: café caliente en el interior de
un termo aislado.
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Termodinámica: conceptos básicos
Entorno: porción del universo que está fuera de los
límites del sistema. En él hacemos observaciones sobre
la energía transferida al interior o al exterior del
sistema.
Por ejemplo, un vaso de precipitado con una mezcla de
reacción puede ser el sistema y el baño de agua donde
se sumerge el vaso constituye el medio ambiente.
Termodinámica: conceptos básicos
Para definir un proceso termodinámico basta
establecer la diferencia entre el estado final y el
estado inicial de sus propiedades macroscópicas, las
cuales se llaman funciones de estado, como
 temperatura
 presión
 volumen
Estado termodinámico: es la condición en la que se
encuentra el sistema.
Cada estado termodinámico se define por un conjunto
de sus propiedades macroscópicas llamadas funciones
de estado.
Funciones de estado
Las funciones de estado sólo dependen del estado
inicial y del estado final y no dependen de cómo ocurrió
el proceso.
Las funciones de estado son:
T = temperatura
E = energía interna
G = energía libre
P = presión
H = entalpía
V = volumen
S = entropía
Las funciones de estado se escriben con mayúsculas.
Otras funciones que dependen de cómo se realice el
proceso no son termodinámicas y se escriben con
minúsculas.
Estas son:
q = calor
w = trabajo
Energía interna y temperatura
Energía interna: es la capacidad de un sistema para
realizar un trabajo. Tiene que ver con la estructura del
sistema. Se debe a la energía cinética de las moléculas,
la energía de vibración de los átomos y a la energía de
los enlaces. No se puede conocer su valor absoluto, sólo
la diferencia al ocurrir un cambio en el sistema: DE.
Es una función de estado.
Temperatura (T): es una función de estado
y corresponde a la medida de la energía cinética de las
moléculas de un sistema.
Temperatura (T)
30 °C
20 °C
q1
30 °C
20 °C
q2
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Calor y trabajo
Calor (q): es la energía transferida entre el sistema
y su ambiente debido a que existe entre ambos una
diferencia de temperatura. No es una función de estado.
Calor y trabajo
Trabajo (w): es la energía transferida entre el sistema
y su ambiente a través de un proceso equivalente a
elevar un peso. No es una función de estado.
Tipos de trabajo: expansión, extensión, elevación de un
peso, eléctrico, etc.
Regla de signos
Si un sistema absorbe o cede calor, y asimismo, recibe o desarrolla
trabajo, éstos deberán asociarse con un signo, el cual se elegirá según la
siguiente convención:
Procesos termodinámicos
Los procesos termodinámicos pueden ser:
 procesos isotérmicos: se realizan a temperatura
constante.
P*V=nRT
Ley de Boyle
T
n
R
Constante
Constante
Constante
P v/s V
30
P1 * V1
=
P2 * V2
Volumen
25
20
15
P/V
10
5
0
0
1
3
6
10 15
Presión
21
28
36
45
Procesos termodinámicos
 procesos isobáricos: se realizan a presión constante.
P*V=nRT
V/T=nR/P
Ley de Charles y Gay Lussac
Constante
Constante
Constante
V1/T1
V v/s T
=
V2/T2
Volumen
P
n
R
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
V/T
Temperatura
Procesos termodinámicos
 Procesos adiabáticos:No hay transferencia de calor
pero si intercambio de trabajo entre el siStema y el
entorno.
Primer principio de la termodinámica
Corresponde al principio de conservación de la energía.
“La energía del universo no se puede crear ni destruir,
sólo son posibles las transformaciones de un tipo de
energía en otro”.
Q = ∆U-W
D U = U f - Ui
D U = Q+W
DU = cambio de U interna de
un sistema
Uf = U interna final
Ui = U interna inicial
Q = Trabajo
Primer principio de la termodinámica
DU = Q+W
1.Calcular la variación de energía interna
para un sistema que ha absorbido 2990 J
y realiza un trabajo de 4000 J sobre su
entorno.
∆U = Q+W
∆U = 2.990J +(-4000J)
∆U =-1.010 J
El sistema ha disminuido su energía
interna en 1.010 J.
Primer principio de la termodinámica
Ejercicios
1.Calcular la variación de energía
interna para un sistema que ha
absorbido 5000 J y realiza un trabajo
de 3000 J sobre su entorno.
∆U = Q+W
∆U = 5.000J +(-3000J)
∆U = 2000 J
Primer principio de la termodinámica
2.Calcular la variación de energía
interna para un sistema que ha
liberado 2.590 J y el trabajo es
realizado por las fuerzas esteriores
sobre el sistema,siendo el valor del
trabajo 3.560 J.
∆U = Q+W
∆U = -2590J +(+3560J)
∆U = +978 J
Entalpía
Describe los cambios térmicos que se llevan a presión cte. :
DU = qp + P
x
DV
donde,QP es calor a presión cte
Por lo que, para el calor intercambiado en estas condiciones
se cumple:
Qp =(U2+ P xV2)-(U1+ P x V1)
El término U+ P xV recibe el nombre de entalpía(H)
QP= H2-H1=∆H
La variación de entalpía(∆H) es igual a
la diferencia entre la entalpía de los
productos y la de los reactantes:
∆H = Hproductos-Hreactantes
Dependiendo del calor puesto en juego en un proceso químico,
las reacciones pueden ser endotérmicas o exotérmicas.
Entalpía
Si un sistema (reacción)
 absorbe calor es ENDOTERMICO
y DH es positivo. DH = (+)
 libera calor es EXOTERMICO
y DH es negativo. DH = (-)
Se han medido los cambios de entalpía estándar: DH°
en condiciones estándar:
P= 1 atm
tº = 25 °C
Concentración de los componentes del sistema = 1 M
Entalpía
 Cambio de entalpía estándar de formación: DH°F =
calor liberado o absorbido al formarse 1 mol del
compuesto a partir de sus elementos.
 Cambio de entalpía estándar de reacción: DH°R =
calor liberado o absorbido en una reacción química.
Los cambios de entalpía estándar de formación de todos los
compuestos químicos están tabulados, y con estos datos se puede
calcular el cambio de entalpía estándar de cualquier reacción: DHºR
DH°R = (la suma de los DH°F de los productos) (la suma de los DH°F de los reaccionantes)
Ejemplo:
1.Calcular la variación de entalpia(∆H) que se produce en
la reacción de transformación del diamante en grafito:
C(diamante)→ C(grafito)
(1) C(diamante) +O2(g)→CO2(g)
(2) C(grafito) +O2(g) →CO2(g)
∆H=-395.4 KJ/mol
∆H=-393.5 KJ/mol
(1)C(diamante) +O2(g)→CO2(g)
(3) CO2(g)
→ C(grafito) +O2(g)
∆H=-395.4 KJ/mol
∆H=+393.5 KJ/mol
C(diamante)
→
C(grafito)
∆H=-1.9 KJ/mol
2. Calcular ∆Hf para la formación de la acetona (CH3COCH3)según
la reacción:
3C(s)+3H2(g)+1/2O2 (g)→ CH3COCH3(l), conociendo los valores de
calor de combustión:
(1) H2(g) +1/2 O2→ H2O(l)
∆H=-285.8 KJ/mol /x 3
(2) C (S) +
O2→ CO2 (l)
∆H=-393.5 KJ/mol /x 3
(3) CH3COCH3(l) +4 O2→3CO2(g)+ 3H2O(l)
∆H=-1.786KJ/mol
(1) H2(g) +3/2 O2→ 3H2O(l)
(2) 3C (S) + 3O2→ 3CO2 (l)
(3) 3CO2(g)+ 3H2O(l) → CH3COCH3(l) +4 O2
3H2(g)+3C(s)+ 1/2 O2→ CH3COCH3(l)
∆H=-857.4 KJ/mol
∆H=-1.180,5 KJ/mol
∆H= +1.786KJ/mol
∆H= -251.9 KJ/mol