Termodinamica 2013
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Termodinamica 2013 Termodinamica 2013 Presentation Transcript

  • TERMODINAMICA
  • TERMODINAMICA   Es el estudio de la transformaciones. energía y sus Estudia además, las interrelaciones que tienen lugar en los sistemas, y sus leyes que son aplicables a todos los fenómenos naturales.
  • PROPOSITO DE LA TERMODINAMICA  Investiga de forma lógica las relaciones entre las diferentes clases de energía y manifestaciones diversas. sus
  • SISTEMA Y AMBIENTE   SISTEMA: Puede ser un objeto, cualquier cantidad, cualquier región del espacio, etc , separado para estudiarlo separado (mentalmente) de cualquiera otras cosas, las cuales vienen a ser su ambiente. AMBIENTE O ENTORNO: Toda posición excluida del sistema o sea el medio que lo rodea.
  • LIMITE O FRONTERA DEL SISTEMA Es la envoltura imaginaria que encierra un sistema y lo aísla de sus alrededores, tiene propiedades especiales que permiten: a. AISLAR el sistema de su medio circundante. b. proporcionar INTERACCION en formas específicas entre el sistema y sus alrededores. 
  • TIPOS DE SISTEMA    Sistema abierto : Permite el intercambio de materia y energía. Sistema cerrado: Permite el intercambio de energía pero no de materia. Sistema aislado: No puede intercambiar con su medio materia ni energia.
  • FASES Se define por fase la porción homogénea de un sistema, físicamente diferenciable y separable mecánicamente. SISTEMA HOMOGENEO Contiene únicamente una fase. SISTEMA HETEROGENEO Contiene mas de una fase.
  • TERMODINAMICA Y SISTEMAS NATURALES    Los sistemas naturales son muy rara vez cerrados en el sentido estrictamente termodinámico. La mayoría de los sistemas naturales permiten que la energía y la materia sean constantemente transportados a través de sus limites dentro y fuera de sus alrededores o ambiente. Se debe utilizar entonces la designación de sistema ABIERTO y se deben emplear modelos dinámicos para descubrirlos.
  • SISTEMAS TERMODINAMICOS SIMPLES Gas Solución Acuosa Solución Acuosa Solución Acuosa Gas Fase Sólida Solución Acuosa Sólido Sólido Sólido Solución Acuosa Fase Sólida Gas Solución Acuosa Sólido Sólido Sólido
  • SISTEMAS TERMODINAMICOS SIMPLES Solución Acuosa Gas Solución Acuosa
  • Solución Acuosa Fase Sólida Gas Solución Acuosa Fase Sólida
  • Solución Acuosa Sólido Sólido Sólido Gas Solución Acuosa Sólido Sólido Sólido
  • Eficiencia Se debe comprender el concepto de eficiencia como: Eficiencia EnergíaUtilObtenida EnergíaCon sumidaPara Obtenerla
  • EJEMPLO Ampolleta de 100 Watt (consumo) EnergÍa Lumínica UTILIDAD OBTENIDA dos tubos fluorescentes que consumen 100 Watt (igual consumo) MAYOR ILUMINACION MAYOR ENERGIA UTIL SE OBTIENE MAYOR EFICIENCIA A PESAR DE CONSUMIR LA MISMA ENERGIA
  • EFICIENCIA DE CONVERSION DE ENERGIA Tipo Generador Eléctrico Motor Eléctrico Batería de Celda Seca Hornos Caseros Gas Aceite Hombre en Bicicleta Turbinas Vapor Gas Eficiencia % 99 92 90 Tipo de Conversión De A Mecánica Eléctrica Eléctrica Mecánica Química Eléctrica 85 65 50 Química Química Química Térmica Térmica Mecánica 45 35 Térmica Química Térmica Mecánica Térmica Mecánica Química Térmica Mecánica Nuclear Térmica Mecánica Térmica Mecánica Eléctrica Térmica Mecánica Eléctrica Eléctrica Eléctrica Eléctrica Radiante Radiante Radiante Planta Eléctrica Combustible Fósil 40 Combustible Nuclear 32 Lámparas Alta Intensidad Fluorescente Incandescente 32 20 4
  • TRABAJO  Se define como cualquier cantidad que fluye a través de la frontera de un sistema durante un cambio de estado que pueda usarse por completo para elevar un cuerpo en el entorno o ambiente.
  • Consideraciones: 1.El trabajo sólo aparece en la frontera o límite de un sistema. 2. Aparece sólo durante un cambio de estado. 3. Se manifiesta por su efecto sobre el entorno, ambiente o alrededores. 4. La cantidad de trabajo W=mgh donde m es la masa elevada , g la aceleración debido a la gravedad y h altura a que se ha elevado el cuerpo. 5.W es una cantidad algebraica. Es (+) si se eleva la masa o (-) si se desciende la masa.
  • CALOR  Es la cantidad que fluye a través de la frontera de un sistema durante un cambio de estado en virtud de una diferencia de Temperatura entre el sistema y su ambiente y que fluye de un punto de Temperatura mayor a otro de Temperatura menor.
  • Consideraciones: 1. El calor solo aparece en la frontera del sistema. 2. El calor solo aparece durante un cambio de estado. 3. Se manifiesta por un efecto sobre los alrededores. 4. La cantidad de calor q es igual al número de gramos de agua de los alrededores que aumentan su temperatura un grado partiendo de una temperatura específica bajo una presión específica. 5. q es una cantidad algebráica, es positiva (+) si una masa de agua en el ambiente se enfría, es negativa (-)si la masa se calienta en los alrededores.
  • ENERGIA INTERNA DE UN SISTEMA TERMODINAMICO  Se define como la capacidad que tiene el sistema de transformarse produciendo trabajo.
  • LA LEY CERO La Ley Cero nos dice que si tenemos dos cuerpos llamados A y B, con diferente temperatura uno del otro, y los ponemos en contacto, en un tiempo determinado t, estos alcanzarán la misma temperatura , es decir, que tendrán ambos la misma temperatura. Si luego un tercer cuerpo, que llamaremos C se pone en contacto con A y B, también alcanzan la misma temperatura y, por lo tanto A, B y C tendrán la misma temperatura mientras estén en contacto
  • LA TEMPERATURA De la Ley Cero podemos inducir el concepto de Temperatura, la cual es una condición que cada cuerpo tiene y que el hombre ha aprendido a medir mediante sistemas arbitrarios y escalas de referencia (Escalas Termométricas)
  • ENERGÍA Se entiende por energía, toda capacidad de un sistema para realizar trabajo.
  • ENERGÍA Ejemplos: a) Un motor eléctrico es un sistema, donde el trabajo realizado consiste en hacer girar su eje. b) Una caldera es un sistema, donde el vapor producido es capaz de realizar un trabajo, como mover una turbina, una locomotora, un compresor, etc.
  • FORMAS DE LA ENERGÍA     Energía Energía Energía Energía eólica hidráulica eléctrica térmica
  • ENERGÍA EÓLICA El viento que mueve un molino
  • ENERGÍA HIDRÁULICA El agua que hace girar una turbina
  • ENERGÍA ELÉCTRICA La electricidad que permite funcionamiento de un motor el
  • ENERGÍA TÉRMICA Energía que posee un cuerpo en virtud de su temperatura.
  • TIPOS DE ENERGÍA  Energía Primaria: Se entenderá por Energía Primaria a todo recurso energético obtenido directamente de la naturaleza, con pocos o ningún proceso previo de transformación. Ejemplo: Petróleo, carbón, leña, gas natural, etc.
  • TIPOS DE ENERGÍA  Energía Secundaria: Es aquella energía obtenida después de uno o varios procesos de transformación. Ejemplo: de la energía eléctrica que se obtiene de una Central Termoeléctrica (termoelectricidad).
  • TIPOS DE ENERGÍA  Energía Final (Uso Final): Es aquella energía disponible para el usuario final, como por ejemplo; la electricidad para iluminar, gas para cocinar, gasolina para el auto, etc.
  • TRANSFORMACIONES DE LA ENERGIA
  • ENERGÍA Y MEDIO AMBIENTE El consumo de energía involucra impacto ambiental, tanto en su generación como en su utilización. Se debe tener presente que, por ejemplo: La cantidad de contaminantes en la atmósfera depende de la calidad de combustible y del sistema de combustión  La creación de una represa (central hidroeléctrica) modifica el hábitat de especies nativas y puede alterar  los microclimas.
  • ENERGÍAS CONVENCIONALES Todas las energías que normalmente se han citado en los ejemplos se pueden denominar energías convencionales, siendo hoy en día las de mayor difusión. Ejemplos: -Electricidad -Gas -Petróleo -Leña -Carbón
  • ENERGÍAS NO CONVENCIONALES Energía Eólica:  Energía Eólica Eléctrica:  Energía Eólica Mecánica: Permite la generación de energía eléctrica a partir de la acción del viento (aerogeneradores). generación de (aerobombas). energía Permite la mecánica
  • OTRAS CLASES DE ENERGIA 1. Energía Cinética: energía que posee un cuerpo en virtud de su movimiento. 2.Energía Potencial: energía que posee un cuerpo en virtud de su posición en un campo de fuerzas; por ejemplo, una masa en un campo gravitacional, una partícula cargada en un campo eléctrico. 3.Energía que posee una sustancia en virtud de su constitución ; por ejemplo, un compuesto tiene una energía química, un núcleo tiene energía nuclear. 4.Un motor produce energía mecánica.
  • PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA LEY DE LA CONSERVACION DE LA ENERGIA : LA ENERGIA DEL UNIVERSO ES CONSTANTE
  • PRIMERA LEY E + W= q E= U
  • q SISTEMA w E  La energía del Universo es CONSTANTE E+W=q E = q -W E = E2 - E1 E1 y E2 estados inicial y final del sistema
  • TRABAJO MECANICO  Se realiza trabajo mecánico cuando una fuerza que actúa sobre el sistema se mueve una distancia V2 P dl V1 P F= PxA
  •  Si el pistón se mueve una distancia dl el trabajo realizado es : dw= fdl= PdV  Integrando entre los limites V1 y V2 V2 W= PdV V1
  •  PRIMERA LEY V2 E = q - PdV V1 Si V es constante dV = 0 Entonces: E=q
  •   Cuando un sistema realiza un trabajo P-V, a V constante, todo el calor absorbido va a incrementar la energía interna del sistema. Si es P es constante: v2 PdV = P (V2-V1) V1 E = q - P (V2-V1) q = E + P (V2-V1)
  • ENTALPIA O CONTENIDO DE CALOR DE UN SISTEMA H = E+PV   *P y V Presión y volumen del sistema *H depende solamente del estado del sistema e independiente de como se ha alcanzado el estado.
  • H = H 2 - H1 H = (E2+P2V2) - ( E1+P1V1) = (E2 - E1)+(P2V2 - P1V1) = E + (P2V2 - P1V1) P es constante , luego H = E + P(V2 - V1) = E+P V
  • si q, H, E 0 El sistema ha absorbido calor y se aumentan E y H del sistema.  q, H, E 0 El sistema ha perdido calor y decrecen E y H. Si W 0 el trabajo es realizado por el sistema Si W 0 el trabajo es realizado sobre el sistema
  • CAPACIDAD CALORIFICA   Es la cantidad de calor requerido para elevar la temperatura del sistema un (1) grado. Si consideramos dq / dTpequeña cantidad de una C= calor dq adicionado al sistema, y Como segun la primera ley : supongamos que comovresultado de la 2 absorción de calor , el incremento de E = q - PdV v temperatura producido es dT, la capacidad 1 calorífica es: dq = dE + PdV luego C = ( dE + PdV ) / dT
  • C = dq / dT Como según la primera ley : v2 E = q - PdV v1 dq = dE + PdV luego C = ( dE + PdV ) / dT
  • CAPACIDAD CALORIFICA A VOLUMEN CONSTANTE  Cuando el volumen es constante dV= 0  luego  Cv = ( dE / dT)V Cv es la velocidad de cambio de la energía interna con la temperatura a volumen constante
  • CAPACIDAD CALORIFICA A PRESION CONSTANTE  Cuando la absorción de calor ocurre a presión constante se tiene: CP = ( E / T )P + P( V / T )P Si H = E + PV Es diferenciada con respecto a T y a P constante tenemos: ( H / T )P = ( E / T )P + P( V / T )P O sea : C P = ( H / T )P
  • DIFERENCIA ENTRE CP y CV CP -CV = ( Pero H/ T) P - ( E / T) V H = E + PV ( H/ CP -CV = ( E / T) P = ( E / T) P + P ( V / T) P + P ( V / E = f ( T, V) dE = ( E / T) P - ( E / T) V dT + ( E / T) P T) V V) T dV Dividiendo entre dT y considerando P constante ( E / T) P = ( E / T) V dT/dT + ( E / V) T ( dV/dT)P
  • CP-CV = ( E/ T)V +( E/ V)T ( V/ T)P + P( V/ T)P - ( E/ T CP-CV = ( E/ V )T ( V/ T )P + P( V/ T )P
  • CAPACIDAD CALORIFICA DE UN GAS IDEAL Para un gas ideal : ( E/ V)T = 0 y ( V/ T)P = 0 1 mol de gas ideal PV= RT Diferenciando con respecto a T a P cte : luego P( V/ T)P = R CP-CV = P( V/ T)P = R CP-CV = R
  • APLICACIONES DE LA PRIMERA LEY 1.TRABAJO DE EXPANSION DE LOS GASES EXPANSION ISOTERMICA  EXPANSION ADIABATICA  2. TERMOQUIMICA
  • TRABAJO DE EXPANSION DE LOS GASES V2 W = PdV V1 Si V es constante dV = 0, no existe expansión y no hay trabajo realizado. Si P = 0 el gas en expansión no encuentra oposición y W = 0, no hay trabajo. Luego la primera ley q= E El calor absorbido va solo a incrementar la energía interna del gas o sea aumentar su temperatura.
  •  Cuando un gas se expande contra una P constante de un V1 a V2 : V2 W= PdV = P(V2 - V1) V1 Si V2 V1 El proceso es una expansión ,el w es realizado por el gas ( +). Si V2 V1 El proceso es una compresión, el W es realizado sobre el sistema (-) .
  • EXPANSION ISOTERMICA DE UN GAS IDEAL  Se realiza a temperatura constante. q SISTEMA W E  Una cantidad de calor que adicionada a un sistema gaseoso contribuirá tanto a la realización de un trabajo como a incrementar la temperatura del gas.  E = f(T) aumento de E aumento de T gas
  • Si la T es constante E = 0 y q = W o sea que cualquier W externo se realiza a expensas del calor absorbido Luego para un proceso isotérmico E = 0 para un gas ideal V2 q= W= PdV V1 Si P= cte q= W=P(V2 - V1)
  • EXPANSION ADIABATICA DE UN GAS IDEAL    Condición de un sistema en el cual el calor no es absorbido ni liberado, o sea: q=0y W=- E Esto indica que cualquier W es un proceso adiabático se realiza a expensas de la energía interna. Cuando el trabajo se realiza , la energía interna del sistema decrece y consecuentemente la Energía baja.
  • GAS IDEAL Para n moles de gas ideal, a una presión P y Volumen V: W = PdV Pero PdV = - dE PdV = - dE = - nCV dT
  • Como P = nRT/ V - n CVdT = nRT dV/ V (CV/R) ( T/ T) - ( V/ V) T2 V2 (CV/R) (dT/T) = - (dV/ V) T1 V1 (CV/R) ln (T2/T1) = - ln (V2/V1)
  • CV/R V1 T1 CV/R = V2 T2 = C1 Si se involucra P y V P1V1 = P2V2 = C2 C2 es una constante , y = CP / CV, la relación de calores específicos.
  • TERMOQUÍMICA
  • TERMOQUIMICA  Rama de la fisicoquímica que trata los cambios térmicos que acompañan las transformaciones químicas y físicas.
  • OBJETIVOS 1. Determinar las cantidades de energía liberada o absorbida como calor en varios procesos. 2. Desarrollar métodos para el cálculo de estos cambios térmicos sin recurrir al experimento.
  • CONDICIONES DE LAS MEDICIONES TERMODINAMICAS 1. Volumen constante 2. Presión constante
  • Según la Primera Ley V2 q = E +W = E + PdV V1 a. A Volumen constante dV = 0 y W = 0 b. a Presión constante qv = E V2 W = PdV = P( V2-V1) = P V V1 y además qp = E + P V
  • Un cambio térmico observado en el calorímetro involucra tanto la energía interna como el trabajo del sistema. Luego qp = (EP-ER) + P(VP -VR) = (EP +PVP )-( ER + PVR) Donde P y R son los productos y reactantes respectivamente.
  • Pero Luego H = E + PV q p= q p= H P - HR H
  • Ho E 0 el calor es absorbido durante el proceso. Ho E 0 el calor es liberado durante el proceso.
  • CALORIMETRO Termómetro del tanque Termómetro de la chaqueta exterior Agitador A la unidad de encendido Chaque Tanque Aspas de la fecha de la bomba Bomba Agua fria Agua Caliente
  •   Un calorímetro consiste esencialmente de un recipiente aislado lleno de agua en el cual se sumerge la cámara de reacción. En una reacción exotérmica, el calor generado es transferido al agua y el consecuente aumento en la temperatura es indicado en el termómetro sumergido en el calorímetro.
  • ECUACIONES TERMOQUIMICAS Relacionan: 1. Los reactantes y productos de una ecuación química balanceada. 2. El estado físico de las sustancias involucradas. 3. La temperatura. 4. La cantidad de calor obtenido en la reacción. así: H2( g) + ½ O2(g) H2O( l) H o o 25 C = -68320 Cal
  • CALCULO DE E y H Por definición H = E + PV y H= E + P V a Presión constante Para sistemas sólidos y líquidos V es muy pequeño y puede despreciarse si P no es muy alta. luego H= E
  • Para sistemas gaseosos, las variaciones en volumen son considerables. H y E pueden calcularse sí asumimos comportamiento ideal. Si P y R son los productos y los reactantes gaseosos respectivamente: P V = P (VP - VR) = ( nP - nR)RT = ngRT y H = E + ngRT
  • LEY DE HESS. SECUENCIA DE REACCIONES  Si una reacción procede en varias etapas, el calor de la reacción total será la suma algebraica de los calores de varias etapas y esta suma es igual al calor de reacción liberado o absorbido si hubiera procedido en una sola etapa.
  • CALOR DE FORMACION El calor de formación de una sustancia es el cambio térmico involucrado en la formación de un mol de una sustancia a partir de sus elementos: C(S) + 2H2(g) CH4 (g) Ho25oC = -17890 calorías Calor de formación del Metano: Ho25oC = -17890 calorías = HoCH4 (g) - (HoC(s) + 2HoH2(g) ) Ho entalpías estándar por mol.
  • CALOR DE COMBUSTION  La entalpía estándar de combustión de una sustancia se define como el cambio de entalpía que acompaña a un proceso en el cual una sustancia dada experimenta una reacción con el gas oxígeno para formar productos de combustión específica como CO2(g) , H2O(l), etc estando todas las especies involucradas en sus estados estándar correspondientes a temperaturas dadas. CO(g) + 1/2 O2(g) CO2 (g) Ho25oC= -67.6 kcal
  • CALOR DE SOLUCION  Es el calor de reacción a una temperatura y presión especificada , cuando se disuelve un 1 mol de soluto en suficiente disolvente puro para producir una solución con la concentración dada.
  • DEPENDENCIA DEL CALOR DE REACCION CON LA TEMPERATURA  Si conocemos el valor de Ho para una reacción a una temperatura dada, podemos calcular el calor de reacción para cualquier otra temperatura, si conocemos las capacidades caloríficas de todas las sustancias que intervienen en la reacción.
  • El Ho para cualquier reaccion es : Ho = Ho (productos) – Ho (reactivos) Si derivamos con respecto a la temperatura (d Ho/dT) = (dHo/dT) productos – (dHo/dT) reactivos por definición: dHo /dT = Cpo
  • Por consiguiente (d Ho/dT ) = Cpo (productos) - Cpo (reactivos) (d Ho/dT ) = Cpo luego d Ho= integrando Cpo dT T T TO TO d Ho = Cpo dT T Ho T = Ho T o + CpodT TO
  • SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA
  • TODOS LOS PROCESOS QUE OCURREN NATURALMENTE TIENDEN A CAMBIAR ESPONTANEAMENTE EN UNA DIRECCION LA CUAL LLEVA AL EQUILIBRIO
  • ENTROPIA Existe una propiedad llamada ENTROPIA, S que es una propiedad intrínseca del sistema relacionada funcionalmente con las coordenadas mensurables que caracterizan el sistema.
  • Cambio de entropía El cambio de entropía de un proceso puede expresarse: S = S 2 - S1 donde S 2 y S1 son las entropías en los estados final e inicial S
  • ENTROPIA El cambio diferencial en S , dS está dadopor: dS = (dqr / T) dqr = cantidad infinitesimal de calor absorbido en un proceso reversible a la temperatura T.
  • ENTROPIA En un cambio reversible finito, a temperatura constante, dS llega ser S dqr se convierte en qr, y S = (qr / T)
  • ENTROPIA  Para cualquier proceso reversible isotérmico en el cual una cantidad de calor qr es absorbida a la temperatura T, el cambio de S involucrado es simplemente el calor absorbido dividido por la temperatura S = (qr / T)
  • ENTROPIA qr positivo S positivo qr negativo S negativo calor absorbido aumento de entropía calor liberado disminución de entropía S se expresa en calorías por grado por cantidad de sustancia Calorías por grado = unidades de entropía = ue
  •   CAMBIO DE ENTROPIA EN PROCESOS ISOTERMICOS Consideremos el sistema: Este sistema y el reservorio adiabático de calor es llamado un sistema aislado
  • EXPANSION ISOTERMICA Y REVERSIBLE  Si la Temperatura del sistema es constante e igual T1, y permitimos que el gas se expanda isotérmica y reversiblemente del volumen V1 a V2 , durante este proceso el gas absorberá del reservorio una cantidad de calor qr y S se expresa: Sg = (qr / T)
  • y al mismo tiempo, el reservorio pierde una cantidad de calor qr y el SR ,es : SR= -(qr / T) donde el signo (-) indica la pérdida de una cantidad de calor qr
  •  El cambio total en entropía para el gas y el reservorio S1 es entonces , S1 = Sg + SR S1 = (qr / T)- (qr / T) S1 = 0
  • COMPRESION ISOTERMICA Y REVERSIBLE Si, comprimimos el gas ahora isotérmica y reversiblemente desde V2 a V1 , y el calor liberado por el gas será qr y también el calor ganado por el reservorio. Los cambios de entropía involucrados son: Sg = -qr / T SR= qr / T
  • y el cambio total de entropía para el gas y el reservorio S2 es S2 = Sg + SR S2 =-qr / T + qr / T S2 = 0
  • Además, el cambio total de entropía para el ciclo completo S es: S = S=0 S1 + S2
  • CONCLUSIONES 1. El cambio de entropía S de un sistema aislado, cuando ocurre un cambio isotérmico es cero. 2. El cambio de entropía total para un ciclo isotérmico reversible es cero. La ENTROPIA se comporta como una propiedad de estado del sistema
  • EXPANSION ISOTERMICA NO REVERSIBLE q qr q en un proceso irreversible depende de como se conduce el proceso. Varia entre q = 0 hasta q = qr Luego para el gas : Sg = qr / T y para el reservorio: SR = -q / T
  • EXPANSION ISOTERMICA NO REVERSIBLE El cambio total de entropía del sistema aislado es: ST = qr / T- q / T pero qr q y qr / T - q / T luego ST = qr / T- q / T 0 o sea se incrementa la entropía del sistema aislado.
  • CAMBIO DE ENTROPIA EN PROCESOS NO ISOTERMICOS  Cualquier proceso no isotérmico puede ser considerado compuesto de series sucesivas de etapas isotérmicas, ocurriendo cada una a una temperatura infinitesimalmente diferente de la precedente.
  • CAMBIO DE ENTROPIA EN PROCESOS NO ISOTERMICOS  El cambio total de entropía para un proceso que ocurre entre las temperaturas T1 y T2 será la suma de los pequeños cambios de entropía continuos e isotérmicos: T2 S = dq/ T T1 Siendo aplicable a procesos no isotérmicos irreversibles
  • Para un sistema aislado bajo condiciones no isotérmicas se encuentra que: 1. Para cualquier proceso o ciclo reversible, S= 0. 2. Para cualquier proceso o ciclo irreversible, S 0. Luego para cualquier sistema aislado S 0
  • SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA  El cambio de entropía de cualquier sistema y su ambiente, considerados juntos, es positivo (+) y tiende a cero en cualquier proceso que tienda a la reversibilidad. S TOTAL 0 TOTAL indica que se han incluido tanto el sistema como el ambiente que lo rodea.
  • CONCLUSIONES Cualquier proceso que toma lugar en un tiempo finito debe ser irreversible y debe ir acompañado por un aumento en la entropía total de todos los cuerpos involucrados. Todos los procesos en la naturaleza tienden a ocurrir solamente con un aumento de entropía y la dirección del cambio es tal que la entropía aumenta.
  • DEPENDENCIA DE LA ENTROPIA SOBRE LAS VARIABLES DE UN SISTEMA Como la S es una función de estado de un sistema, su valor para cualquier sustancia pura dependerá de dos de las tres variables T, V, y P. T se selecciona como variable independiente. VARIABLES T y V dS = ( S/ T)V dT + ( S/ V)T dV
  • DEPENDENCIA DE LA ENTROPIA SOBRE LAS VARIABLES DE UN SISTEMA la primera ley establece que bajo condiciones reversibles : dE= dqr - dWm pero :dqr = TdS y dWm= PdV luego: dE= TdS - PdV
  • Como E es función de T y V, dE = ( E/ T)V dT +( E/ V)T dV Reorganizando dS = (1/T)( E/ T)V dT + (1/T ) ( E/ V)+P dV Como ( E/ T)V = Cv y (1/T ) ( E/ V)T +P = ( P/ T)V
  • Para dS = (Cv/T)dT + ( P/ T) VdV En la cual ( S/ T) V = C v /T ( S/ V) T = ( P/ T) V
  • VARIABLES T y P dS = ( S/ T)P dT + ( S/ P)T dP Puesto que: H = E + PV dH = dE + PdV + VdP dE + PdV = dH - VdP Sustituyendo esta expresión en: dE = TdS - PdV tenemos: * TdS = dH - VdP
  • pero: H = f (T,P) luego: dH= ( H/ T)P dT +( H/ P)T dP reemplazando dH en * y dividiendo entre 1/T tenemos: dS=(1/T)( H/ T)PdT+(1/T) ( H/ P)T -V dP
  • Pero: ( H/ T)p =CP y (1/T) ( H/ P)T - V = ( V/ T)P además dS = (CP/T)dT -( V/ T)PdP donde ( S/ T)P = CP /T ( S/ P)T = -( V/ T)P Estas ecuaciones son perfectamente generales y aplicables a cualquier sustancia ya sea sólida, líquida o gaseosa.
  • CAMBIO DE ENTROPIA EN GASES IDEALES VARIABLES T y V Hemos encontrado que : dS = (Cv /T)dT + ( P/ T)VdV luego para n moles de gas y para un gas ideal PV=nRT ( P/ T)=nR/V luego dS = (nCv /T)dT + (nR/V)dV
  • CAMBIO DE ENTROPIA EN GASES IDEALES Integrando T2 V2 S = (nCv /T)dT + (nR/V)dV TI V1 T2 = nCv dT/T + nR ln (V2/V1) T2 Cuando Cv es constante en el intervalo de T S = nCv ln (T2/T1 )+ nR ln (V2/V1)
  • VARIABLES T y P Igualmente hemos encontrado dS = (CP / T) dT - ( V/ T)P dP Entonces para n moles de gas ideal PV= nRT ( V/ T)P = nR/P
  • Luego : dS = (nCP / T) dT - (nR/P) dP Integrando: T2 P2 S = (nCP / T) dT T1 (nR/P) dP P1 Sí CP es constante : S = nCP ln (T2/T1) - nRln (P2/P1)
  • CAMBIO DE ENTROPIA EN TRANSFORMACIONES FISICAS • • Los cambios de entropía acompañan no sólo las variaciones de T, P y V de un sistema sino también transformaciones físicas tales como fusión, vaporización o transición de una forma cristalina a otra. Para todo estos procesos : S = S2 -S1 • S1 y S2 estados inicial y final del sistema.
  • CAMBIO DE ENTROPIA EN TRANSFORMACIONES FISICAS Cuando estas transformaciones ocurren a T y P constante son acompañadas por una absorción o liberación de calor H para una cantidad de sustancia dada, se tiene: S = qr /T = H/ T
  • Determinar S para H2O (l , 1 atm) H2O (g , 1 atm) H373 o K = 9710 cal / mol Puesto que a 373 oK y 1 atm de presión el: H2O (l ) H2O (g ) Tenemos : S = Sg - Sl = H/ T S = (9710 cal / mol)/ 373 oK S = 26,02 Ue mol-1
  • Determinar S para H2O (l , 1 atm) H2O (g , 0,1 atm) T = 373 oK Podemos realizar : Vaporización H2O (l , 1 atm) H2O (g , 1 atm) Expansión H2O (g , 0,1 atm)
  • Tenemos : S = SVaporización + SExpansión S = H/ T + R ln (P1/P2) S cal 9710 mol 373 K 1.98cal 1atm * 2.303 * log mol * K 0.1atm S = 30,60 Ue mol-1
  • CAMBIO DE ENTROPIA EN REACCIONES QUIMICAS • • Los cambios de entropia que acompañan una reacción química está definida por la diferencia entre la suma de las entropías de todos los productos y la suma de las entropías de todos los reactivos. Sea : aA + bB cC + dD+ .... S = ( cSc + dSD +...) - ( aSA + bSB + ...) • SA , SB , etc entropías por mol de varias especies
  • Los cambios de entropía de las reacciones químicas son evaluadas a temperaturas y presión constante. ( S)/ T = c( (SC)/ T)P +d( (SD)/ T)P + .. - a( (SA)/ T)P +d( (SB)/ T)P + .. Pero ( S/ T)P = CP / T Luego ( S)/ T P = CP/ T donde CP = diferencia entre los CP de los productos y reactivos
  • Si integramos entre T1 y T2 ( S)/ T P = CP/ T S2 T2 ( S) = S1 ( CP/ T)dT T1 Sí se asume CP constante : T2 S2 - S1 = CP dT/T T1 = CP ln T2/ T1
  • TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA  La entropía de todos los sólidos cristalinos puros puede ser tomada como cero a la temperatua de T cero absoluto. S dS = 0 CP dT/T 0 T ST = CP dT/T 0 T ST = 2,303 CP d log T 0 ST = entropía absoluta
  •    En los ecosistemas se cumplen pues el primer y segundo principio de la termodinámica Según la primera ley de la termodinámica, la energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Esto se verifica en cada transferencia de energía en el ecosistema. Los productores captan la energía solar transformándola en energía química, parte de la cual será transferida a los consumidores y de estos a los descomponedores que la utilizarán para realizar sus funciones vitales.
  •  La segunda ley postula que en estos procesos de transformación de energía se produce un paso de un estado de baja entropía (poco desorden) a otro de mayor entropía (mayor desorden). Así, la energía utilizada por los seres vivos se transforma en calor, que se disipa y sale del ecosistema sin poder volver a ser utilizado como fuente energética, ya que el calor es la forma más degradada de la energía