Introducción a la Termodinamica 1 parte.pptx

Conceptos básicos e introductorios para el estudio de la termodinámica.

1. Sistema : parte del universo que se aísla para su estudio.

2. Un estado termodinámico es el conjunto de los valores que toman las propiedades de un sistema termodinámico que deben ser especificadas para reproducir el sistema. Los parámetros individuales son conocidos como variables de estado , funciones de estado o variables termodinámicas . Es conveniente revisar el concepto de Energía. La Energía se define generalmente como la capacidad para realizar trabajo. En la ciencia química se define trabajo como el cambio de energía que resulta en proceso. Existen distintos tipos de Energía: química, cinética, potencial,radiante , térmica, etc. Definiremos algunas de ellas que son interés en el presente tema. La Energía térmica está asociada al movimiento aleatorio de los átomos y las moléculas. La Energía Química es una forma de energía que se almacena en las unidades estructurales de las sustancias.

3. Por lo general las sustancias que participan en procesos físicos y químicos constituyen los distintos sistemas en estudio, los cuales fueron indicados al principio: abiertos, cerrados y aislados. Todo lo que rodea a un sistema es considerado alrededores. Toda E que pierde el sistema, es ganado por los alrededores Toda E que gana el sistema, es perdido por los alrededores E Universo = E sistema + E alrededores PRINCIPIO DE CONSERVACION DE LA ENERGIA La Energía del Universo permanece constante La Energía puede ser intercambiada en forma de calor ( Q) y trabajo (W)

4. Expansión de un Gas contra una P externa cte (1) (1)

5. Wexp = - Pext x ∆V (2) Trabajo de expansión ( Wexp ) ( P = cte ) ∆U = Q - Pext x ∆V (3) A P= cte Qp = ∆H Entalpía (4) Reemplazando (4) en (3) ∆U = Qp - Pext x ∆V= ∆H - Pext x ∆V A V= cte

6. Transferencia de Calor

7. Ejemplo: Q Cu + Q H2O = 0 - QCu = + QH2O - mCu x CeCu ( Tf – 95 ) = + mH2O CeH2O ( Tf – 25 )

8. Ej : Determinar el calor transferido a 200 g de H2O congelada a -10ºC hasta 110ºC Q = m Ce ∆T Q1, Q3, Q5 Q = m x Calor latente Q2 , Q4 QT = Q1( -10ºC a 0ºC) + Q2 ( T= cte ) + Q3 (0ºc a 100ºC) + Q4 ( T0cte) + Q5 ( 100ºC a 110º) Ce H2O (l ) = 1cal / g ºC = 418 J / g ºC Ce H2O ( s) = Ce H2O (v) = 0,5 cal / g ºC

9. Reacciones de este tipo liberan grandes cantidades de energía al medio o los alrededores REACCIONES EXOTERMICAS Cambios de Energía en las Reacciones Químicas Casi todas las Reacciones Químicas absorben o liberan Energía en forma de calor . La TERMOQUÍMICA estudia los cambios de calor en Reacciones Químicas.

10. Existen otras reacciones químicas que necesitan absorber Energía de los alrededores. REACCIONES ENDOTERMICAS Otros ejemplos : i ) CaCO 3 + Q => CaO + CO 2 ii) 2H 2 O => 2H 2 + O 2 iii)

11. CAMBIO DE ENTALPIA. ∆H La mayoría de los cambios físicos y químicos, inclusive los que ocurren en los sistemas vivos se llevan a cabo a la presión constante de la atmósfera.

12. ECUACIONES TERMOQUIMICAS Consideraciones a tener en cuenta para una ecuación termoquímica El valor de ∆H de una RQ guarda relación con los coeficientes estequiométricos (moles) involucrados en la ecuación termoquímica. Se deben especificar los estados de agregación de las sustancias que participan en la ecuación termoquímica, a fin de determinar el valor real de ∆H Cuando la RQ se invierte, la magnitud de ∆H no cambia, pero si cambia el signo. Si se multiplican ambos términos de la ecuación termoquímica por un factor «n» , entonces el valor de ∆H deberá multiplicarse por el mismo factor.

13. Ejemplos: A) B) C)

14. ENTALPIAS DE REACCION ESTANDAR .

15. Ejemplo:

16. Ejemplo: A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas, calcular el calor de formación ( ∆H f ) del CO (g) A partir de esta Ley : Se pueden calcular ∆H de RQ a partir de ∆H de otras ecuaciones termoquímicas. Se pueden calcular ∆ H f de sustancias que participan en las ecuaciones termoquímicas. Ejercicio propuesto:

17. Determinación Experimental de ∆H El calor puesto en juego en una reacción química que ocurre a presión constante es igual al cambio de entalpía (  H) y puede determinarse experimentalmente usando un recipiente aislado (termo) o un calorímetro de vaso. El calor liberado o absorbido por la reacción, suponiendo que el sistema es aislado, es igual al calor absorbido o cedido por la solución, las paredes del termo o vaso y por el termómetro (calorímetro). La determinación del calor se lleva a cabo mezclando cantidades conocidas de reactivos y midiendo el  T en el calorímetro. q reacción =-( q solución + q termo ) (1) Luego: = calor específico de la solución (J /g °C) Ce agua = calor específico del agua (J /g ºC ) = masa de la solución (g) =capacidad calorífica del termo (J / ° C) =se mantiene constante la ecuación (2) queda: Si: (2) (3) es la denominada constante del calorímetro , definida como la cantidad de calor que absorbe el conjunto (termo o vaso, termómetro y solución) por grado centígrado y  T es la variación de temperatura que sufre el sistema. La constante del calorímetro puede determinarse tomando como referencia el calor de una dada reacción, y midiendo el salto térmico de dicha reacción, de la expresión (3) puede determinarse C .

18. RESUMIENDO :