termodinamica nm3
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UNIDAD I:
Introducción a la Termodinámica y Termoquímica
PROF. Andrea Mena T. NM3
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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
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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).
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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)
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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
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2- Calor (q): Energía que se transmite de un sistema a otro como consecuencia de una diferencia de temperatura.
CALOR
Conducción
Convección
Radiación
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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.
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Calorimetría
• Es la medición de flujo de calor.• Aparato que mide el flujo de calor es el
calorímetro.
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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 )
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Calor Específico
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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?
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Ejemplo N° 2
• Calcular el calor especifico de 2000g de Mercurio (Hg) que paso de 20° C a 100°C y absorbe 22593 J.
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3- Trabajo (w): acción de modificar un sistema o sus alrededores.
S. Inicial
S. Final
Q
W
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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
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TIPOS DE SISTEMAS
1- Sistema Abierto: Sistema que intercambian materia y energía con el entorno.
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2- Sistema Cerrado: Sistema que intercambian energía pero no materia con el entorno
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3- Sistema Aislado: Sistema en donde no existe intercambio de energía y materia con el entorno
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Tipos de Sistemas
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Ejercicios
• Determinar que tipo de sistema representan las siguientes fotografías
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Ejercicios
• Desarrollar las siguientes actividades:1- Pagina 18 (Actividad N° 1)2- Pagina 30 del texto.
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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.
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• 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
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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.
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• 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
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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.
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Actividad
• Realizar actividad (2 y 3)de la pagina 34 del texto.
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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
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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)
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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,
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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
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Ejemplo
1- Calcular la entalpia de formación de los constituyentes del agua e interpretar resultado.
H2O(l) H2 (g) + O2(g)
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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
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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
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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.
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• EJEMPLO: Determinar la entalpía para la reacción de combustión completa del carbono sólido.
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• Determinar la entalpía a 25°C y 1 atm para la reacción de combustión del acetileno.
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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)
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Calcular el valor de H para la combustión completa de un mol de metano gaseoso.
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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.
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• 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)
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• Segunda Ley: “La entropía del universo aumenta en un
proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio”
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ΔS < 0 Disminución del desorden
Proceso no Espontáneo
ΔS> 0 Aumento del desorden
Proceso Espontáneo
ΔS= 0 Proceso en Equilibrio
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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.
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Entropía molar estándar (∆S°)
• Es la Entropía de un mol de sustancia en su a 25° C (298K) y a 1 atm de presión.
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Variación de la entropía (∆S°) en una reacción química
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Ejemplo
• Calcula la variación de entropía estándar, para la siguiente reacción e interpretar resultado
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Ejemplo
Calcula la variación de entropía estándar, para la siguiente reacción e interpretar resultado
CH4(g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2H2O(l)
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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)
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Ejemplo
¿Cuál es la ΔG° para la reacción a 25 °C?
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ENERGÍA LIBRE DE GIBBS ESTÁNDAR ∆G°
∆G° = G° PRODUCTOS – G° REACTANTES
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Ejemplo
G° (Kj/mol)
N2 0
H2 0
NH3 -16,5
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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.
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Resumen