Presentación de PowerPoint

19-08-2015
Termodinámica: Calor, trabajo y
energía
• Objetivo General: Comprender los
fundamentos de las leyes de la termodinámica
que rigen las reacciones químicas.
• OFT: Interés por aprender, de transmitir
conocimientos a otros y la expresión del
compañerismo apoyando en los procesos de
aprendizaje.
1
19-08-2015
Aprendizajes esperados
A . P: Caracterizar los distintos tipos en los que
ocurren los cambios de energía asociados a las
reacciones químicas
A . P: Describir las transferencias y cambios de
energía que ocurren en diferentes reacciones
químicas del entorno.
Diversas escalas de transferencias de energía,
todas ellas cumplen con las mismas leyes..
2
19-08-2015
Sistemas termodinámicos
Entorno: Zona del Universo que interactúa
con el sistema
Sistemas termodinámicos
3
19-08-2015
Sistemas termodinámicos
Sistemas termodinámicos
4
19-08-2015
• De acuerdo a sus características los sistemas se
clasifican en:
• 1. Sistemas abiertos: es el que permite el
intercambio de energía y materia.
• 2. Sistemas cerrados: es aquel que permite el
intercambio de energía,
• pero no de materia.
• 3. Sistemas aislados: es el que no permite el
intercambio de energía ni
• de materia.
5
19-08-2015
Propiedades de la materia
• Propiedades físicas: Son factibles de medir sin
cambiar la identidad y la composición de la
sustancia. Estas propiedades incluyen color,
olor, densidad, punto de fusión, punto de
ebullición y dureza
Propiedades de la materia
• Propiedades Químicas: Describen la manera
en que una sustancia puede cambiar o
reaccionar para formar otras sustancias. Por
ejemplo, una propiedad química común es la
inflamabilidad, la capacidad de una sustancia
para arder en presencia de oxígeno.
6
19-08-2015
Propiedades de la materia
• Propiedades intensivas: Son aquellas
propiedades, que no dependen de la cantidad
de muestra que se está examinando. Por
ejemplo, la temperatura, el punto de fusión y
la densidad.
Propiedades de la materia
• Propiedades extensivas: Son aquellas
propiedades que dependen de la cantidad de
la muestra e incluyen mediciones de la masa y
del volumen
7
19-08-2015
Propiedades o funciones de estado
• Función de estado: Propiedad que se
determina especificando su condición o su
estado actual.
Conceptos y unidades de energía
• Energía
• Trabajo
• Calor
8
19-08-2015
Conceptos esenciales
Energía: La propiedad de un objeto o de un sistema
en virtud de la cual puede realizar trabajo (w), se
mide en Joule (J). En el caso del trabajo en mecánica:
Trabajo mecánico
• Desde el punto de vista mecánico se formulan
dos tipos clásicos de energía: la energía
cinética y la energía potencial. La primera es
propia de los cuerpos en movimiento, y la
segunda de la posición que ocupa el cuerpo
respecto a algún campo de fuerza.
9
19-08-2015
Trabajo desde la termodinámica
El trabajo no es necesariamente de naturaleza puramente
mecánica, ya que la energía intercambiada en las
interacciones puede ser también de distintas maneras. En
el caso de la termodinámica dicho «trabajo» está asociado
a cambios del volumen que experimenta un sistema
El calor (q)
•
•
El calor es energía en tránsito, que pasa desde un objeto de mayor
temperatura a otro de menor temperatura produciendo a cabo de un
tiempo un equilibrio térmico.
La temperatura en cambio nos dice qué tan caliente o frío es algo
respecto de cierta referencia
10
19-08-2015
Calor específico y capacidad calorífica
•
•
•
•
Conceptos de:
Caloría
Calor específico
Capacidad Calorífica
Caloría:
•
caloría (cal) es la cantidad de calor necesaria para elevar la
temperatura de un gramo de agua en un grado Celsius.
• 1 cal = 4,18 J
El agua por definición es 1 cal/g°C y en la siguiente tabla se presentan
los valores para algunas sustancias:
11
19-08-2015
• Como esta cantidad de energía es muy
pequeña se emplea comúnmente la
kilocaloría (kcal), considerando que:
Capacidad Calórica
•
La capacidad calórica (C) de un cuerpo, es la relación del calor
suministrado con respecto al correspondiente incremento de
temperatura del cuerpo. También la podemos definir como la
cantidad de calor necesario para elevar un grado la temperatura de
un cuerpo.
12
19-08-2015
• El calor específico (s): es la cantidad de
calor necesario para elevar un grado la
temperatura de un gramo de masa.
• Capacidad calorífica molar ©: Cantidad de
calor necesario para elevar en un ( 1 ) °C la
temperatura de un mol de esa sustancia.
13
19-08-2015
• El calor específico (s)de una sustancia se
puede
determinar
experimentalmente
midiendo el cambio de temperatura ( T ) que
experimenta una masa conocida ( m ) de la
sustancia, cuando gana o pierde una cantidad
específica de calor ( q ) . Por ende.
14
19-08-2015
• 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 deseara aumentar la temperatura de
200 g de agua en 20 °C, ¿cuánto calor debe agregarse al
sistema?
Paso 1. Para comprender el ejercicio propuesto, es
necesario extraer los datos.
• Datos:
• Calor específico del agua = 4,18 J/g °C.
• Se desea elevar la temperatura a 20 °C.
• De 200 g de agua.
• ¿Cuánto calor es necesario agregar al sistema?
(q = incógnita)
• Paso 2. Seleccionar las fórmulas que
relacionan los datos conocidos con la
• incógnita. En este caso:
15
19-08-2015
• Paso 3. Remplazar los datos en la fórmula
escogida.
Paso 4. Resolver. Para esto debemos despejar q y
obtener el valor deseado
¿Qué podemos interpretar?
• Nosotros Podemos señalar que
los 200 g de agua deberán
absorber 16720 J de calor para
elevar la temperatura en 20 °C.
16
19-08-2015
Realiza los siguientes ejercicios
A) ¿Qué cantidad de calor se necesita para calentar
200 g de aluminio (Al) desde 20 a 30 o C? El
calor específico del aluminio es 0,90 J/g ⋅ C
• B) . Para elevar la temperatura de una muestra de
16 g de tolueno ( C7 H8 ) desde 20 a 28,2 o C se
necesitan 175 J. Calcula el calor específico del
tolueno.
• C). Para elevar la temperatura de 195 g de hielo,
desde 2 o C hasta 28 o C, ¿cuánto calor expresado
en kJ se necesitan? (calor específico del agua es
de 4,18 J / g o C)
17
19-08-2015
Energía interna
• Es la energía total de un sistema es la suma de
todas las energías cinéticas (Ec) y energías
potenciales (Ep) de sus partes componentes y
es conocida como energía interna del sistema
(U), que corresponde a una función de estado.
• Sin embargo, dada la gran variedad de interacciones…. Se
calcula el cambio de energía interna ( U ) como la
diferencia entre la energía interna del sistema al término
de un proceso y la que tenía al principio:
18
19-08-2015
Donde, los reactantes, serían la energía interna inicial; en
tanto que los productor serian la energía interna final.
Dada la siguiente reacción química
• Cuando el contenido de energía de los
productos es menor que el de los reactivos, el
U para el proceso es negativo…..Qué implica
esto?
19
19-08-2015
• La relación entre cambio de energía interna ( U) , calor ( q ) y
trabajo ( w ) está dada por la siguiente expresión, que
corresponde a la primera ley de la termodinámica:
20
19-08-2015
Procesos endotérmicos y exotérmicos
• Proceso Endotérmico: Cuando un sistema
absorbe energía, es decir, aumenta la energía
interna, es sinónimo de que el entorno realiza
trabajo sobre el sistema ( + w ) y se transfiere
energía hacia el sistema en forma de calor (
+ q )
Procesos endotérmicos y exotérmicos
• Proceso Exotérmico: Cuando el sistema ejerce
trabajo sobre el entorno ( − w ) y entrega
calor ( − q ) , el proceso habrá liberado energía
al entorno, convirtiéndose en un proceso.
21
19-08-2015
Entonces tenemos lo siguiente…
Un ejemplo claro de reacciones
exotérmicas
•
Se define ENERGÍA DE ACTIVACIÓN, a la energía mínima necesaria para que
ocurra una reacción química. Gráficamente se verifica por un aumento en la energía
potencial de los reactantes. El umbral energético tiene un punto máximo que se
define como “Complejo Activado”. Si los reactantes sobrepasan esta barrera de
potencial, la brusca caída de energía hace espontánea la formación de producto.
Se evidencia una reacción química exotérmica
cuando el sistema libera calor al entorno. Los
productos formados poseen menor energía
que los reactantes
22
19-08-2015
Un caso claro de reacciones
endotérmicas
• En las reacciones endotérmicas el sistema
absorbe calor y los productos contienen más
energía que los reactantes. Una reacción
química que presenta entalpía positiva es
endotérmica.
Clásico ejemplo de reacciones
exotérmicas
• Glucosa 6 fosfato
23
19-08-2015
Hagamos un ejercicio de energía
interna
• Paso 1. Para comprender el ejercicio
propuesto, es necesario extraer los datos.
• Datos:
• Calor liberado (q) = 1150 J
• Trabajo (w) = 480 J
• ¿Cuál es el cambio de energía interna del
sistema? (U = incógnita)
24
19-08-2015
• Paso 2. Seleccionar las fórmulas que
relacionan los datos conocidos con la
incógnita. En este caso:
• U = q + w
• Paso 3. Remplazar los datos en la fórmula
escogida y resolver.
• U = ( -1150J ) + ( − 480 J )
• U = -1630 J
Primera ley de la termodinámica
la energía no se crea ni se destruye, se
transforma y se conserva. Así, se observa
que la energía que un sistema pierda,
deberá ser ganada por el entorno y
viceversa. Este principio se conoce en
termodinámica como primera ley de la
termodinámica o ley de la conservación
de la energía, a la que aludimos
recientemente al estudiar la energía
interna de
un sistema.
25
19-08-2015
Concepto de Entalpia
• Entalpía de la reacción (ΔH): Es una magnitud
termodinámica, la cual es una medida del
calor de un proceso medido a presión
constante.
• Cuando la variación de entalpía es negativa se
denomina que la reacción es exotérmica (se
liberó energía calórica al entorno)…y cuando
es endotermica?
Entalpia de formación estándar.
• 1 atm
• 25 grados Celsius
• Se define como el cambio de entalpia, cuando
todos los reactivos y productos están en su
condición estándar.
26
19-08-2015
• Dentro de estos, un proceso de especial
importancia es la formación de un
compuesto a partir de los elementos que
lo constituyen, denominada entalpía de
formación (o calor de formación) y se
designa como H , donde el subíndice f
indica que la sustancia se formó a partir
de sus elementos.
of
• Por otra parte, la magnitud de cualquier cambio de
entalpía depende de las condiciones de temperatura,
presión y estado (gas, líquido, o sólido) de los
reactivos y productos. Por ello, a fin de poder
comparar las entalpías de diferentes reacciones, es
conveniente definir un conjunto de condiciones
llamadas estado o condiciones estándar, que
corresponden a la presión atmosférica con un
valor equivalente a 1 atmósfera (1 atm) y a la
temperatura de 298 K, correspondiente a 2 5 C.
Así, la entalpía estándar ( H ) de una reacción se
define como el cambio de entalpía, cuando todos los
reactivos y productos están en su estado estándar.
o
o
27
19-08-2015
28
19-08-2015
Podemos señalar finalmente que, para que se produzca la formación del acetileno bajo
estas condiciones, es necesario adicionar al sistema una cantidad de energía igual o
superior al valor de la entalpía calculado.
29
19-08-2015
Entalpía de reacción
• Como H = H (Delta final) - H ( Delta Inicial), el
cambio de entalpía para una reacción
química estará dado por la entalpía de los
productos y la de los reactivos según la
siguiente expresión:
• ecuación termoquímica
El signo negativo de Delta H indica que la
reacción es exotérmica. El contenido de la
energía de los productos es menor que la de
los reactivos, la energía interna (Delta U) para
este proceso es negativo. Esto implica que la
energía interna del hidrogeno y el oxigeno es
mayor que la del agua.
30
19-08-2015
Aspectos esteqiometricos de la
entalpia
• La entalpía es una propiedad extensiva. La
magnitud de delta H es directamente
proporcional a la cantidad de reactivo
consumida en el proceso.
3- El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de los
reactivos y de los productos
31
19-08-2015
32
19-08-2015
Energía de enlace
33
19-08-2015
34
19-08-2015
Ley de Hess
• Germain Henri Hess estableció un método que
permite conocer la variación de entalpía de
algunas reacciones (cuya entalpía no es
conocida) a partir de los datos de entalpía de
otras ya tabuladas, principio conocido como
Ley de Hess.
• Sabemos que la entalpía es una función de
estado, que el cambio de entalpía (H)
asociado a cualquier proceso químico
depende solo de la cantidad de materia que
sufre el cambio, de la naturaleza del estado
inicial de los reactantes y del estado final de
los productos
35
19-08-2015
Isotérmicos:
• En este proceso la temperatura permanece
constante. Como la energía interna de una gas
ideal sólo es función de la temperatura, en un
proceso isotérmico de un gas ideal la variación
de la energía interna es cero (∆U= 0)
36
19-08-2015
Isobárico
Es un proceso termodinámico en el cual la
presión permanece constante, en este proceso,
como la presión se mantiene constante, se
produce una variación en el volumen y por tanto
se puede realizar trabajo sobre el sistema. A
continuación se muestra un video explicativo de
esta definición.
Isométrico
En este proceso el volumen permanece
constante, es decir que en este tipo de proceso
el volumen no varía y por tanto el trabajo es
igual a cero, lo que significa que W= 0.
37
19-08-2015
Concepto de Entalpia
• Entalpía de la reacción (ΔH): Es una magnitud
termodinámica, la cual es una medida del
calor de un proceso medido a presión y
temperatura constante.
• Cuando la variación de entalpía es negativa se
denomina que la reacción es exotérmica (se
liberó energía calórica al entorno)…y cuando
es endotermica?
38
19-08-2015
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Como verás, existen diversos procesos:
• Espontáneos, son aquellos que ocurren de manera natural en una
determinada dirección.
• No espontáneos, aquellos que no ocurrirán de manera natural en
una
determinada dirección.
• Reversibles, los que pueden ir y regresar de un estado a otro,
siguiendo
el mismo camino, es decir, pueden ir en ambas direcciones.
• Irreversibles, son aquellos que ocurre en una dirección única. No
pueden invertirse por si solo de modo espontáneo.
39
19-08-2015
• Clavos: espontáneo. Cambian, debido a las condiciones del
entorno, en una dirección.
• Vaso: no espontáneo. El vaso quebrado no puede volver a su
estado inicial de manera natural.
• Pelota de papel: no espontáneo. El papel quemado, no puedo
volver a su estado inicial de manera natural.
• Manzana: espontáneo. Se descompone de forma natural, en
una dirección.
1. Entropía
• El “desorden u orden” de un sistema, puede
ser tratado cuantitativamente en términos de
una función denominada Entropía (S). En
1850, el matemático y físico alemán Rudolf
Clausius introdujo este concepto como
medida de cuánta energía se dispersa en un
proceso a temperatura dada, entendiendo
que, en general, cuanto más probable es un
estado o más al azar está la distribución de
moléculas, mayor es la entropía.
40
19-08-2015
41
19-08-2015
42
19-08-2015
43
19-08-2015
Segunda Ley de la Termodinámica
A la luz de lo estudiado hasta aquí, ¿qué relación nos
permitirá, determinar finalmente si un proceso ocurre en
forma espontánea o no? La respuesta a este cuestionamiento
termodinámico, se encuentra en la segunda ley de la
termodinámica que indica: “La entropía del universo
aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene
constante en un proceso que se encuentra en equilibrio”, es
decir, en un proceso espontáneo, teniendo en cuenta el
sistema y los alrededores, hay un aumento neto de la
entropía, y en procesos de equilibrio se mantiene constante.
44
19-08-2015
Entropía en un proceso irreversible o
espontáneo
45
19-08-2015
c.2. Entropía en un proceso reversible:
equilibrio
• Si dispones agua caliente en un termo y los
cierras, ¿qué sucederá con la energía del
sistema, del entorno y del universo?
d. Entropías molares estándar
46
19-08-2015
47
19-08-2015
e. Variación de la entropía (S) en
una reacción química
48
19-08-2015
49
19-08-2015
Energía libre de Gibbs
• Esta cuestión fue resuelta por J. Willard Gibbs,
quien introdujo una nueva magnitud la
actualmente energía de Gibbs, energía libre de
Gibbs (G) o simplemente energía libre. Willard
Gibbs demostró experimentalmente que para
una reacción que tiene lugar a presión y
temperatura constantes, la variación de la
energía libre de Gibbs ( G ) representa la fracción
del cambio de energía total que está disponible
para desarrollar trabajo útil.
• Considerando entonces, la transferencia de calor
de un sistema ( H ) , así como su entropía ( S )
(que puede alterarse variando la temperatura, T),
definió la energía libre como:
G = H − TS
• Por ejemplo, si el G de una reacción es -110 kJ, es
posible obtener 110 kJ de trabajo útil a partir de
la reacción. Por el contrario, si G es +110 kJ, habrá
que suministrar, al menos, esa misma cantidad de
energía en forma de trabajo, para que la reacción
tenga lugar.
50
19-08-2015
a. Relación entre G, H y S y predicción
de la espontaneidad
de un proceso
51
19-08-2015
52
19-08-2015
53
19-08-2015
( G 0 = + 39,72 kJ )
54
19-08-2015
55
19-08-2015
56
19-08-2015
c. Efecto de la temperatura
57
19-08-2015
58
19-08-2015
59