Your SlideShare is downloading. ×
0
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Semana 2 parte i
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×
Saving this for later? Get the SlideShare app to save on your phone or tablet. Read anywhere, anytime – even offline.
Text the download link to your phone
Standard text messaging rates apply

Semana 2 parte i

388

Published on

0 Comments
2 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total Views
388
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
2
Actions
Shares
0
Downloads
18
Comments
0
Likes
2
Embeds 0
No embeds

Report content
Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
No notes for slide

Transcript

  • 1. Prof. Quím. Jenny M. Fernández V. CICLO 2013-III Módulo:II Unidad: Semana: FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOS AMBIENTALES
  • 2. Sistemas • Parte pequeña del universo que se aísla para someter a estudio. • El resto se denomina ENTORNO. • Pueden ser: – Abiertos (intercambia materia y energía). – Cerrados (no intercambia materia y sí energía). – Aislados (no intercambia ni materia ni energía). • En reacciones químicas... SISTEMAS = Sustancias químicas
  • 3. Definición de Termoquímica. • Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. • Hay sistemas químicos que evolucionan de reactivos a productos desprendiendo energía. Son las reacciones exotérmicas. • Otros sistemas químicos evolucionan de reactivos a productos precisando energía. Son las reacciones endotérmicas.
  • 4. Variables de estado • Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) . • Ejemplos: – Presión. – Temperatura. – Volumen. – Concentración.
  • 5. Funciones de estado • Tienen un valor único para cada estado del sistema. • Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. • SÍ son variables de estado: Presión, temperatura, energía interna, entalpía. • NO son variables de estado: calor, trabajo
  • 6. La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y su entorno Se distinguen dos formas de intercambio de energía entre el sistema y su entorno: • Trabajo W • Calor Q Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema Q>0  calor absorbido por el sistema Q<0  calor desprendido por el sistema W>0  trabajo realizado sobre el sistema W<0  trabajo realizado por el sistema
  • 7. LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA. La primera ley de la Termodinámica es el principio de conservación de la energía aplicado a un sistema: la energía ni se crea ni se destruye Si el sistema absorbe calor o recibe trabajo del entorno Aumenta su energía interna U Si el sistema realiza trabajo o cede calor al entorno Disminuye su energía interna U El cambio de energía interna de un sistema U es igual a la suma de la energía intercambiada como calor y como trabajo con el entorno U = Q +W Primera Ley de la Termodinámica
  • 8. EL TRABAJO EN TERMODINÁMICA. Cuando un sistema experimenta un cambio de volumen V, intercambia energía mediante trabajo W con su entorno. p = cte  W = - p V Expansión V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema Compresión V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema Si V= cte  W = 0 U = QV En un proceso a volumen constante, la variación de energía interna U se debe sólo a la energía intercambiada mediante calor con el entorno   p=presión normalmente en atm V=volumen normalmente el litros U = Q +W
  • 9. CONCEPTO DE ENTALPÍA. La entalpía es una magnitud física,con unidades de energía, que se define como: H = U + pV En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía intercambiada mediante calor Variación de entalpía a presión constante H = U + p V Qp+ W p V Qp - pV pV Qp p = cte  W = - pVU = Q+W = + =+ = U = Q +W
  • 10. Relación Qv con Qp (gases).  H =  U + p ·  V • Aplicando la ecuación de los gases: p · V = n · R · T • y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para los estados inicial y final: p ·  V =  n · R · T  H =  U +  n · R · T Qp= QV + n · R · T
  • 11. Relación Qv con Qp (sólidos y líquidos) • En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de volumen y ... Qv  Qp • es decir: U  H
  • 12. Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele tomarse en unidades del sistema internacional. Ya sabes que R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1. Determina el valor de R en el S.I con sus unidades. p = d g h presión en el interior de un fluido. La presión atmosférica la midió Torricelli usando una columna de mercurio que alcanzó una tura de 760 mm, de ahí las equivalencias que usamos entre las unidades de presión 1 atm =13546 kgxm-3.9,8 ms-2 0,76 m=10900 kgm-1s-2 1 2 3 3 100900 10 0,082 0,082             -1 -1 J × mol × K atm l kg m s m R mol K mol K 8,3
  • 13. Ejemplo: Determinar la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía, en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ. C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)  H = –2219,8 kJ nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3   n = – 3 Despejando en  U =  H –  n · R · T = – 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ  U = – 2212 kJ
  • 14. ENTALPÍA DE REACCIÓN. La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , Hproductos, y la de los reactivos, Hreactivos, se denomina entalpía de reacción, Hr ó H. Si p = cte el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción, es igual a la entalpía de la reacción H Hr =  Hproductos -  Hreactivos Reacción endotérmica Q = Hr >0 Hproductos > Hreactivos Reacción exotérmica Q = Hr <0 Hproductos < Hreactivos DIAGRAMAS ENTÁLPICOS Reacción exotérmica   Reacción endotérmica
  • 15. Entalpía estándar • Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M). • Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ depende de cómo se ajuste la reacción. • Así, H0 de la reacción ―2 H2 + O2  2 H2O‖ es el doble del de ―H2 + ½ O2  H2O‖. H0 = H0 productos – H0 reactivos
  • 16. Ecuaciones termoquímicas • Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H0). • Ejemplos: CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = – 890 kJ H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g); H0 = –241’4 kJ
  • 17. • ¡CUIDADO!: H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H0 por 2: • 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ; H0 = 2· (–241’4 kJ) • Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: • H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ; H0 = – 241’4 kJ
  • 18. ENTALPÍA DE FORMACIÓN La entalpía estándar (molar) de formación de un compuesto Hf o, es igual al cambio de entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto a la presión constante de 1 atm y una temperatura fija de 25 ºC, a partir de los elementos que lo componen en sus estados estables a esa presión y temperatura También se denomina calor de formación Ejemplo: Formación de agua a partir de O2 e H2 H2 (g, 1 atm, 25ºC) + 1/2 O2 (g, 1 atm, 25ºC )  H20 ( l, 1atm, 25ºC ) Hr = - 285,8 kJ  Hf o [ H2O(l)] = - 285,8 kJ
  • 19. El cambio de entalpía estándar , Hr o ,para una reacción es igual a la suma de las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las entalpías estándar de formación de los reactivos. Hr o =   Hf o productos -   Hf o reactivos Hr o = 0 para las especies elementales en su estado estable Para una reacción química:  cC + dD se cumple: aA + bB = c  Hf o C + d  Hf oD – (a  Hf oA + b  Hf oB)Hr o
  • 20. Ejemplo: Dadas las entalpías estándar de formación: Hf o PCl3 (l) = - 317,7 kJ Hf o PCl5 (s) = - 454,8 kJ calcula el cambio de entalpía estándar Hr o para la reacción PCl3 (l) + Cl2 (g)  PCl5 (s) Hr o = Hf o PCl5 (s) – [Hf o PCl3 (l) + Hf o Cl2 (g)] = Cl2 (g) es la forma estable del cloro a 1 atm  Hf o Cl2 (g) = 0 – 454,8 –[– 317,7 + 0] = – 137,1 kJ Solución:
  • 21. Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente –124’7, – 285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. • La reacción de combustión del butano es: • C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0 comb= ? •  H0 =  npHf 0(product.) –  nrHf 0(reactivos) = 4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol) –1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ • Luego la entalpía estándar de combustión será:  H0 combustión = – 2878’3 kJ/mol
  • 22. Ley de Hess • H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. • Recuerda que H es función de estado. • Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular H de la reacción global combinando los H de cada una de las reacciones.
  • 23. REGLAS DE LA TERMODINÁMICA. Primera regla: El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos (Ley de Hess) Segunda regla: Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...  H= H(1) + H(2) +... El valor de H es directamente proporcional a la cantidad de reactivo o producto H2(g) + Cl2(g)  2 HCl (g) H = -185 kJ 1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g)  HCl (g) H = -92,5 kJ Tercera regla: Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales en magnitud pero de signo opuesto H2O (l)  H2 (g) +1/2 O2 (g) H = +285,8 kJ H2 (g) +1/2 O2 (g)  H2O (l) H = -285,8 kJ
  • 24. Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H1 0 = – 241’8 kJ (2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H2 0 = – 285’8 kJ calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es... (3) H2O(l)  H2O(g) H0 3 = ? (3) puede expresarse como (1) – (2), luego H0 3 = H0 1 – H0 2 = – 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ H0 vaporización = 44 kJ /mol
  • 25. Esquema de la ley de Hess H1 0 = – 241’8 kJ H2 0 = – 285’8 kJ H3 0 = 44 kJ H H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H2O(l)
  • 26. Ejercicio C: Determinar  Hf 0 del eteno (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes reacciones químicas: (1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H1 0 = – 285’8 kJ (2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H2 0 = – 393’13 kJ (3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l) H3 0 = – 1422 kJ • La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir de sus constituyentes en estado normal es: • (4) 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g) • (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)
  • 27. Energía de enlace. • ―Es la energía necesaria para romper un enlace de un mol de sustancia en estado gaseoso‖ • En el caso de moléculas diatómicas es igual que la energía de disociación: • A—B(g)  A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= Ee • Ejemplo: H2(g)  2 H(g) H = 436 kJ • Es positiva (es necesario aportar energía al sistema) • Es difícil de medir. • Se suele calcular aplicando la ley de Hess.
  • 28. La energía de un enlace químico es la entalpía, H, de la reacción en la que se rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. También se denomina entalpía de enlace, pues p = cte Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H2 y Cl2 El enlace de H2 es más fuerte que el de Cl2
  • 29. La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías de enlace: Hr =  Energía enlaces rotos -  Energía enlaces formados Hr > 0 Los enlaces que hay que romper son más fuertes que los que se forman Reacción endotérmica Hr < 0 Los enlaces que hay que romper son más débiles que los que se forman Reacción exotérmica
  • 30. Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl en el cloruro de hidrógeno conociendo Hf 0(HCl) cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol y 243,4 kJ/mol, respectivamente. • La reacción de disociación del HCl será: • (4) HCl(g)  H(g) + Cl(g) H0 4= ? • (1) ½H2(g) + ½Cl2(g)  HCl(g) H0 1 = –92,3 kJ • (2) H2(g)  2H(g) H0 2 = 436,0 kJ • (3) Cl2(g)  2Cl(g) H0 3 = 243,4 kJ • (4) = –(1) + ½(2) + ½(3) • H0 4 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) = = 432,0 kJ Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol
  • 31. Ejemplo: Sabiendo que las energía de los siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C–C : 347; C–H : 413 y H–H : 436, calcular el valor de H0 de la reacción de hidrogenación del eteno. • Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g)  CH3–CH3(g) • En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene 6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace C–C. •  H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) = •  H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H) •  H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol – (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126 kJ
  • 32. Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de propano a partir de los datos de energía de enlace de la tabla. • C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O • Enlaces rotos: 8 C–H, 2 C–C y 5 O=O • Enlaces formados: • 6 C=O y 8 O–H • H0 =  Ee(e. rotos) –  Ee(e. form.) • H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) + 5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)] • H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ – (6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ H0 comb(C3H8) = –1657 kJ/mol Enlace Ee (kJ/mol) H–H 436 C–C 347 C=C 620 CC 812 O=O 499 Cl–C 243 C–H 413 C–O 315 C=O 745 O–H 460 Cl–H 432
  • 33. ENTROPÍA. Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de la probabilidad Al arrojar ladrillos al aire la probabilidad de que caigan ordenados formando un muro es muy pequeña Es más probable que los ladrillos caigan desordenados Si echamos moléculas de agua en un vaso no se colocarán de forma ordenada para formar un sólido
  • 34. La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un sistema físico o químico Es una función de estado Su variación en cualquier transformación sólo depende de los estados inicial y final La entropía de un gas es mucho mayor que la de un líquido o sólido Ssólido Slíquido Sgas So representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm Para una reacción química Sr = Sproductos - Sreactivos
  • 35. • La entropía :es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse. S = Sfinal – Sinicial • Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. • En una reacción química: S0 =  np· S0 productos –  nr· S0 reactivos • La entropía es una función de estado.
  • 36. Ejemplo: Calcula S0 para las siguientes reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g); b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g). Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205; N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3 S0 =  np· S0 productos –  nr· S0 reactivos a) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 – (191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1 b) S0 = 2·192,3 J·K–1 – (3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1 ) = –198,7 J·K–
  • 37. Expansión reversible de un gas Problema Nº1 Se tiene 1mol de H2O es vaporizada a 100ºC y a una 1atm de presión el calor de vaporización del agua es 9720Cal/mol. Calcule el W y la E (Proceso reversible) Aplicar para el problema: E= W-Q; W= E+ Q Donde: W= nRT V/ V
  • 38. Solución del problema 1
  • 39. Proceso Isobárico) Problema Nº2 En un cilindro se encuentra encerrado 1mol de O2 a la Tº= 25ºC y 1 atm.de presión se calienta lentamente hasta la T final de 50ºC y el pistón de libre movimiento, se expande contra la presión constante de 1atm. (proceso isobárico) a) Calcule el volumen inicial y el final del sistema b) Calcule el W en calorías. (Expansión del W) c) Calcule la energía interna E para que el calor sea 175cal. Aplicar para el problema: E=Q-W; Q= E + W Donde: P= RTn/V W= nRT V/ V W = P (V2-V1); R= 1,99cal/ºK x mol
  • 40. Solución del problema 2
  • 41. Proceso Isotérmico) Problema Nº3 Hallar el trabajo realizado de 2mol de H2, en que su estado se encuentra isotérmicamente de 15 a 50litros, contra una presión de 1atm a la Tº=25ºC. Expresar el trabajo en calorías. Aplicar para el problema: W= nRTLnV2/V1 Donde: 24,2Cal= 1Lt-atm
  • 42. Solución del problema 3
  • 43. PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Calcular el trabajo de expansión producida por 10 moles de agua, al vaporizarse a 100ºC y a la presión de 1 atm, cuando el vapor de agua. a) Se comporta como gas ideal b) Ocupa el volumen de 2500cm3/g
  • 44. 2. Tres moles de un gas diatómico se encuentra a la Presión en 1 atm, a la T= 80ºC, se expande hasta la temperatura constante duplique su volumen. Calcular el Q y E E=Cv(T2-T1) para un gas diatomico Cv=5/2 x(R) y Cp= 7/2x ( R). Sabiendo que R= 1,98Cal/mol x K
  • 45. 3. Se tiene 2 moles de una gas monoatómico que se encuentra a P=10atm.y V= 6litros. Se enfría a volumen constante hasta que la presión sea 4atm. Calcular el Q y W

×