UNIDAD I:

Introducción a la termodinámicaPROF. Andrea Mena T.

NM4

Principios Básicos de Termodinámica

La termodinámica es una rama de la ciencia que nació amitad 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 yOtras 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 lacantidad 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 J

1 kcal = 4,184 kJ

2- Calor (q): Energía que se transmite de unsistema a otro como consecuencia de unadiferencia 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 elcalorímetro.

Capacidad calorífica (C)

• La cantidad de energía que absorbe uncuerpo.

• Es “La cantidad de calor necesaria paraelevar 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 denomina

Capacidad caloríficamolar ( C )

Calor Específico

Ejemplo

• 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 desearaaumentar la temperatura de 200 g de agua en 20 °C, ¿cuánto calor debeagregarse al sistema?

Ejercicios

• Desarrollar actividad pag. 30 del texto.

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.

Tipos de Sistemas

• Sistema Abierto: Intercambia materia yenergía.

• Sistema Cerrado: Intercambia sólo energía yno materia.

• Sistema Aislado: No intercambia materia nienergía.

Actividad

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

W es positivosi el sistema

realiza trabajo

W negativo

el entorno efectúa

Un trabajo

Sobre el sist.

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 un aporte continuo de

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, a presión constante.

∆H = (H productos – H reactantes)

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,

Calculo de Entalpia

La tostación de la pirita se produce según:

4 FeS2 (s) +11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)Calcule la entalpía de reacción estándar.

FeS2(s)= −177,5 kJ/mol

Fe2O3= −822,2 kJ/mol

SO2= −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) através de la reacción representada por laecuación química:

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

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

ENTROPIA

1896, Ludwig Boltzmann:

• Estableció que las transformaciones en la naturaleza buscan:

Espontáneamente el camino queles signifique un mínimo consumode energía, lo que determina elmáximo desorden.

• El concepto desorden aplicado a lastransformaciones, es preciso ya quedetermina la probabilidad de que esto ocurra.

ENTROPIA

(S)

GRADO DE DESORDEN DE LA MATERIA

MAYOR ENTROPIA

MAYOR PROBABILIDAD DE QUE OCURRA

MENOR ENTROPIA

MENOR PROBABILIDAD DE QUE OCURRA.

VARIABLE TERMODINAMICA

Segunda Ley:

Todo sistema evoluciona espontáneamenteen el sentido en que aumente el desorden,es decir, evoluciona espontáneamente paraalcanzar la máxima entropía.

Entropía

• Se asocia con el grado de desorden que presenta la materia.

• Establece que los procesos en la naturaleza tienden al máximo desorden, con un aumento de entropía.

• Se simboliza con la letra “S”

ΔS = Variación de Entropía

Calculo de EntropíaEntropía del Sistema

Ssist = S° Prod – S° Reactantes

• Entropía del entorno

ΔSent = -ΔHSist/T

• Entropía del universo

ΔSuniv = ΔSsist + ΔSent

Entropía del Universo

ΔSuniv = ΔSsist + ΔSentΔSent = -ΔHSist/T

ΔSuniv < 0 Disminución del desorden

Proceso no EspontáneoEj: Líquido - Sólido

ΔSuniv > 0 Aumento del desorden

Proceso Espontáneo Ejemplo:

Liq ---- GasSolido – Liquido

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

Energía libre de gibbs

1876 W. Gibbs

PREDICE LA ESPONTANEIDAD DE LA

REACCIÓN

RELACIÓNA

ENTROPIA

ENTALPIA

Variable termodinámica

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

• La ΔG es el predictor de la espontaneidad de una Reacción Química.

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS ESTÁNDAR

∆G = G° PRODUCTOS – G° REACTANTES

Si:

ΔG = 0, La Reacción esta en Equilibrio.

ΔG > 0, La Reacción No Ocurre

ΔG< 0, La Reacción Ocurre Espontáneamente

Criterios de Espontaneidad de una Reacción

• Como un proceso puede ocurrir independientemente de los valores + o – de entalpía y entropía. 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