Your SlideShare is downloading. ×
Termodinámica
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

Termodinámica

1,010
views

Published on

Published in: Education

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

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total Views
1,010
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
0
Actions
Shares
0
Downloads
37
Comments
0
Likes
0
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. Profesor Cristian Omar Alvarez De La Cruz Termodinámica by Cristian Omar Alvarez De La Cruz is licensed under a Creative Commons ReconocimientoNoComercial-CompartirIgual 3.0 Unported License.
  • 2. Relaciona los siguientes conceptos: 1. Es el cambio directo de energía que resulta de un proceso. 2. Es el estudio científico de la conversión del calor y otras formas de energía. 3. Es el resto del universo externo al sistema. 4. Es la capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo. Cinética y Potencial. 5. Es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos a diferentes temperaturas 6. Parte específica del universo que nos interesa. ( 4 ) Energía ( 1 ) Trabajo ( 5 ) Calor ( 6 ) Sistema ( 2 ) Termodinámica ( 3 ) Alrededores
  • 3. Comprendiendo a la termodinámica: Tipos de sistemas: a) Abierto b) Cerrado c) Aislado Haz clic en la imagen
  • 4. Comprendiendo a la termodinámica: ¿Exotérmicos ó endotérmicos? Haz clic en la imagen
  • 5. Leyes de la termodinámica: Principio Cero: La temperatura tiene sentido. Primer principio: Conservación de la energía
  • 6. Leyes de la termodinámica: Segundo principio: es el principio de la ENTROPIA. Tercer principio: Cero absoluto
  • 7. estado del sistema y función de estado: Estado del Sistema: Se define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes; por ejemplo, su composición, energía, temperatura, presión y volumen. Funciones del Sistema: Sirven para determinar el estado de cualquier sistema en particular. Energía, Presión, Volumen y Temperatura. Solamente nos interesará medir el estado inicial y el final no el proceso Estado inicial Soltero Estado final Casado
  • 8. Primera ley de la termodinámica: ΔE= Q + W El cambio en la energía interna “ΔE” de un sistema (reacción química), es la suma del intercambio de calor “Q” entre el sistema y los alrededores y el trabajo “W” realizado sobre o por el sistema. Q > 0 = endotérmico + W<0=- W>0=+ Sistema Q < 0 = exotérmico - Nota importante= Ni Q ni W son funciones de estado. Se manifiestansólo durante un proceso (cambio).
  • 9. Ejemplos: En el interior de un cilindro en un motor de automovil se lleva a cabo la combustión de una mezcla de aire y gasolina. Al término de la reacción, el sistema aire - gasolina pierde 1200J de calor hacia el entorno; simultáneamente, al expandirse los gases y mover el pistón, se efectúa 300J de trabajo sobre el entorno. Calcula el cambio de energía del sistema. Fórmula: Sustitución: Datos: ΔE= Q + wc ΔE= -1200J + (-300J) Q= -1200J W= -300J ΔE= ? Resultado: La energía interna del sistema disminuyó en 1500J Es decir -1500J
  • 10. Ejemplos: El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462J. Durante este proceso hay transferencia de calor de 128J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía para este proceso: Datos: Q= -128J W= 462J ΔE= ? Fórmula: ΔE= Q + W Sustitución: ΔE= -128J + 462J Resultado: La energía interna del gas aumentó en 334J Es decir +334J
  • 11. Ejercicios de práctica: Un gas se expande y realiza un trabajo sobre los alrededores igual a 279J. Al mismo tiempo, absorbe 216J de calor de los alrededores. ¿Cuál es el cambio en la energía del sistema?: Respuesta: -63J El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74J. Como resultado, se liberan 26J de calor hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas. Respuesta: 48J Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrededores igual a 325J. Al mismo tiempo, absorbe 127J de calor de los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas. Respuesta: -198J
  • 12. Entalpia : Es una magnitud termodinámica simbolizada por la letra “H” mayúscula cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico; es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. H>0 = endotérmico + H<0 = exotérmico -
  • 13. Entalpía estándar de formación y reacción: La entalpía estándar de formación ΔHºF : es el cambio de calor relacionado cuando se forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm y 25ºC. Ejemplo: 1. C(s) + O2(g) CO2(g) 2. H2(g) + O2(g) 2H2O(l) 3. 2C(s) + 2H2(g) C2H4(g) Solución: 1. ΔH⁰F : -393.5 KJ/mol 2. ΔH ⁰ F : -241.8 KJ/mol 3. ΔH ⁰ F : 52.3 KJ/mol Solución: Debemos buscar las ΔHºF en una tabla como la siguiente, haciendo caso al estado de agregación que poseen:
  • 14. Haz clic en la imagen
  • 15. Ejercicios de práctica Ejemplo: 1. S(s) + 3F2(g) SF6(g) 2. P4(s) + 5O2(g) P4O10(s) 3. C(s) + 2S(s) CS2 (l) Solución: 1. ΔH⁰F : -1096.2 KJ/mol 2. ΔH ⁰ F : -3012.48 KJ/mol 3. ΔH ⁰ F : 87.3 KJ/mol
  • 16. Entalpía estándar de formación y reacción: La importancia de las entalpías de formación estriba en que una vez que conocemos sus valores podemos calcular La entalpía estándar de reacción ΔHºreac : es la cantidad de calor que se desprende o absorbe durante una reacción química, a presión constante y de acuerdo a la cantidad de reactivos y productos. Σ= sumatoria n= moles de productos m= moles de reactivos ΔH⁰F= Cambio en la E. S. de Formación ΔH⁰rea= Cambio en la E. S. de Reacción
  • 17. Entalpía estándar de formación y reacción: Ejemplo: Determina el calor generado en la reacción de combustión del etano a 25º C y 1atm. 2C2H6 (g) + 7O2 4CO2(g) + 6H2O(g) Solución: 1. Tomamos los datos de entalpías de formación para cada uno de los compuestos involucrados: C2H6= -84.7 KJ/mol CO2 = -393.5 KJ/mol H2O = -241.8 KJ/mol Continua…
  • 18. 2. Este valor se multiplica por el coeficiente que cada sustancia presenta en la ecuación balanceada, es importante no olvidar los signos: 2C2H6 (g) + 7O2 4CO2(g) + 6H2O(g) ΔH⁰rea= [4(-393.5) + 6(-241.8)] – [2(-84.7) + 7(0)] ΔH⁰rea= -3024.8 – (-169.4) ΔH⁰rea= -2.85 x 10 3 Su signo negativo nos indica que es una reacción exotérmica, y de acuerdo a su cantidad se libera mucha energía al ambiente.
  • 19. Ejercicios de práctica: A partir de los datos de la tabla de entalpías determina la ΔH⁰rea para los siguientes casos y establece si es una reacción exotérmica o endotérmica : 1. H2SO4 (l) + 2NaOH(ac) Na2SO4(s) + 2H2O (l) nota: el NaOH= -427.7 2. 2FeO(s) + C(s) 3. Mn(s) + 2HNO3(l) 4. 2CO2 (g) 5. 2C2H2(g) + 5O2 (g) 2Fe(s) + CO2(g) Mn(NO3)2(ac) + H2(g) 2CO(g) + O2(g) 4CO2(g) + 2H2O(g) nota: el Mn(NO3)2= -636
  • 20. Ley de hess: Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio en la entalpía es el mismo independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos. También conocido como el método indirecto para determinar la ΔH. Vamos a ver el siguiente video el cual explica como realizar este procedimiento:
  • 21. Ejemplo paso a paso: La reacción en la que el disulfuro de carbono reacciona con agua para formar dioxido de carbono y ácido sulfhídrico, ambos en estado gaseoso se representa de la siguiente manera: CS2(l) + 2H2O (l) CO2(g) + 2H2S(g) Calcula el cambio en la Entalpia de reacción a partir de las siguientes ecuaciones: 1. H2S(g) + 3/2O2 (g) 2. CS2(l) + 3O2 (g) H2O(l) + SO2 CO2(g) + 2SO2 ΔH= -562.6 KJ/mol ΔH= -1075.2KJ/mol
  • 22. Solución: Tomamos como base nuestra ecuación a la que llamaremos “problema”, y a partir de como se encuentre ordenada esta y de los coeficientes de cada uno de sus reactivos y productos haremos una ecuación, es decir: CS2(l) + 2H2O (l) CO2(g) + 2H2S(g) Para la ecuación 1, que similitudes encuentras con la del problema: 1. H2S(g) + 3/2O2 (g) H2O(l) + SO2 ΔH= -562.6 KJ/mol Nota que el ácido sulfhídrico se encuentra como producto en el problema, diferente a la ecuación 1 que se encuentra como reactivo. Así también observamos que tenemos 2 moles de ese ácido en la del problema (que es la que nos interesa) y sólo 1 en la ec. 1.
  • 23. Por tanto habría que hacerle las siguientes modificaciones: 1. 2H2O(l) + 2SO2 2H2S(g) + 3O2(g) ΔH= +1125.2 KJ/mol Nota que invertimos la reacción para que nuestro ácido quedara como producto, al hacer esto el signo de ΔH cambia de negativo a positivo; así como también fue necesario multiplicar a toda la ec 1 por “2” (# de moles del ácido problema) , es por eso que ΔH cambió también en cantidad. Continua…
  • 24. Y ahora ¿qué hacemos con nuestra ec. 2, al compararla con la del problema? CS2(l) + 2H2O (l) 2. CS2(l) + 3O2 (g) CO2(g) + 2H2S(g) CO2(g) + 2SO2 ΔH= -1075.2KJ/mol Nada, porque el disulfuro de carbono coincide tanto de lugar en los reactivos como en el # de moles. Así que ya podemos resolver nuestro problema al sumar la ec 1 con la ec2. 1. 2H2O(l) + 2SO2 2. CS2(l) + 3O2 (g) CS2(l) + 2H2O (l) 2H2S(g) + 3O2(g) CO2(g) + 2SO2 CO2(g) + 2H2S(g) ΔH= +1125.2 KJ/mol ΔH= -1075.2KJ/mol ΔH= +50.0 KJ/mol
  • 25. Ley de Hess otros ejemplos:
  • 26. Ley de Hess otros ejemplos:
  • 27. Ley de Hess otros ejemplos: -2323.78 kj/mol
  • 28. Entropia : Uno de los principales objetivos al estudiar la termodinámica, es poder predecir si ocurrirá alguna reacción cuando se mezclan los reactivos en condiciones especiales (por ejemplo a cierta temperatura, presión y concentración). Una reacción que sí ocurre en determinadas condiciones se llama reacción espontánea. Con el fin de predecir la espontaneidad de un proceso utilizaremos a la Entropia (S). La cual podemos describir como una medida del grado de dispersión o desorden de la energía en un sistema entre las diferentes posibilidades en que ese sistema puede contener la energía.
  • 29. Entropia y la segunda ley de la termodinámica: La conexión entre la entropía y la espontaneidad de una reacción queda expresada en la segunda ley de la termodinámica: La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio.  Si la entropía es Mayor que Cero el proceso es espontáneo.  Si la entropía es Igual a Cero el proceso está en equilibrio.  Si el proceso fuera Menor que Cero el proceso es Espontáneo en la dirección Opuesta.
  • 30. Ejercicios: A partir de los valores de Entropía absoluta que se encuentran en el apéndice 3, calcule los cambios de entropía estándar de las siguientes reacciones a 25º C.
  • 31. Energía Libre de Gibbs: A fin de determinar la espontaneidad de una reacción de una manera más directa se utiliza otra función termodinámica denominada energía libre de Gibbs (G). O simplemente energía libre. Todas las cantidades de la ecuación son propiedades del sistema, y T es su temperatura. Note que G tiene unidades de energía (tanto H como TS tienen unidades de energía) . Igual que H, y S, G es una función de estado .
  • 32. Cambio de energía libre “∆G”: El cambio en la energía libre de un sistema para un proceso a temperatura constante es: Entonces la energía libre de Gibbs es la energía disponible para realizar un trabajo.
  • 33. Cambio de energía libre “∆G”: Ejercicios: 1. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso: H2O(S)  H2O(l) a) A 10ºC b) A 0ºC Y determina para cada temperatura si la fusión es espontánea a presión constante. Considerar ∆H y ∆S como independientes de la temperatura. La entalpía de fusión es de 6.01KJ/mol y la entropía de fusión es de 22J/K(mol).
  • 34. ∆G= 6.01KJ/mol – (283K)(22X10-3KJ/K•mol ) ∆G= -0.22KJ/mol ∆G= 6.01KJ/mol – (273K)(22X10-3KJ/K•mol ) ∆G= 0 .0KJ/mol Se deduce que la fusión es espontánea a 10ºC pero que a 0ºC el hielo y el agua están en equilibrio.
  • 35. Ejercicios: 2. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso: H2O(l)  H2O(g) a) A 95ºC b) A 105ºC La entalpía de vaporización es 40.7KJ/mol y la entropía de vaporización es de 109.1J/K•mol . En cada caso indicar si la vaporización sería espontánea o no. Respuesta del inciso a= 0.6KJ/mol no espontánea Respuesta del inciso b= -0.5KJ/mol espontánea
  • 36. Ejercicios: 3. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso: Hg(l)  Hg(g) a) A 350ºC b) A 370ºC La entalpía de vaporización es 59.3KJ/mol y la entropía de vaporización es de 94.2J/K•mol. En cada caso indicar si la vaporización sería espontánea o no. Respuesta del inciso a= +0.6KJ/mol no espontánea Respuesta del inciso b= -1.3KJ/mol es espontánea
  • 37. Haz clic en el siguiente cuadro:
  • 38. Formulario general de sumario de fisicoquímica:
  • 39. Hasta aquí para el examen
  • 40. Cambio de energía libre estándar de reacción “∆Gºr”: Es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar, cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar: Entonces la energía libre de Gibbs es la energía disponible para realizar un trabajo.
  • 41. Cambio de energía libre estándar de reacción “∆Gºr”: Es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar, cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar: ∆GºF : Es la energía libre estándar de formación de un compuesto, es decir es el cambio de energía libre que se presenta cuando se sintetiza 1 mol del compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar.
  • 42. Nota importante: como en el caso de la entalpía estándar de formación definimos como cero la energía libre estándar de formación de cualquier elemento en su forma alotrópica más estable a 1 atm y 25ºC. Lee el siguiente texto te dará una idea de lo que esto significa:
  • 43. Ejercicios: Calcula los cambios de energía libre estándar para las siguinetes reacciones a 25ºC: Solución:
  • 44. Ejercicios: Calcula los cambios de energía libre estándar para las siguinetes reacciones a 25ºC: Solución:
  • 45. Respuestas: