S01.s1-Material

TERMODINÁMICA
FÍSICO QUÍMICA
semana 1
LOGRO DE LA SESIÓN
Al finalizar la sesión el estudiante resuelve problemas
aplicando la primera ley de la Termodinámica, utiliza
los conceptos de calor, trabajo, energía interna y
entalpia
CONTENIDO
Termodinámica
Calor, Trabajo y Energía interna
Capacidad Calorífica molar
Proceso Termodinámico
Primera Ley de la Termodinámica
Proceso Termodinámico isotérmico
Proceso Termodinámico isobárico
Proceso Termodinámico isocórico
Proceso Termodinámico Adiabático
Ejercicios
Termoquímica
Reacciones exotérmica y reacciones endotérmicas
Entalpia de formación y entalpia de reacción
IMPORTANCIA
Conocer las leyes de la termodinámica nos permite
comprender la transformación de la energía y su uso por
ejemplo cuando un motor quema combustible, convierte la
energía almacenada en los enlaces químicos del
combustible en trabajo mecánico útil y en calor.
Aplicaciones
Turbina
Compresora
Bombas
Sistema de refrigeración
Aire Acondicionado
Plantas de fuerza
Termodinámica
Estudia a la energía y sus transformaciones en los sistemas desde un
punto de vista macroscópico.
Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio.
Entorno, alrededores, medio: Resto del universo
Alrededores
SISTEMA
Medio
Proceso Termodinámico, es un cambio de estado en el cual es
necesario conocer el mecanismo como se realiza el cambio
El Equilibrio Térmico, comprende tres equilibrios: Térmico, Químico y
mecánico.
Frontera
Variables; intensivas y extensivas
Sistemas de acuerdo al intercambio de materia y energía
Masa
CO2
Sistema Abierto
O2
Frutos …
Energía
Agua, sales minerales
Sistema cerrado
Sistema Aislado
Energía
Es la Energía en transferencia de un
sistema caliente a un sistema frio. El calor
CALOR
se puede transferir por conducción,
(q)
convección y radiación
Unidades: joule (j), calorías (cal), BTU
T2
T1
T1 > T2
ENERGIA
INTERNA
(U)
Representa la suma de todas las energías de las
partículas microscópicas que componen el
sistema.
Su unidad de medida en el Sistema
Internacional es el julio ( J ).
U = Energíacinética + Energíapotencial
Trabajo (w)
El trabajo es una transferencia de energía a través de la frontera de
un sistema que modifica a alguna de sus variables macroscópicas.
Unidades:
Julios (J)
1cal = 4,184 J
1 atm-L = 24,2 cal
w= -P∆V
Capacidad Calorífica Molar
Es la energía necesaria para elevar en un 1 grado la temperatura del sistema por 1
mol de gas. Puede ser a presión constante (Cp) o a volumen constante (Cv)
GAS
Monoatómico
(He, Ne ..)
Diatómico
(H2, CO…)
Triátomico
(NO2, SO2)
Cv
3/2 R
5/2 R
7/2 R
Cp
5/2 R
7/2 R
9/2 R
PROCESOS TERMODINÁMICOS
ISOTÉRMICO, la temperatura se mantiene constante
ISÓBARICO, la presión se mantiene constante
ISOCÓRICO O ISOMÉTRICO, el volumen es constante L
ADIABÁTICO, no hay intercambio de calor entre el sistema y alrededores
REVERSIBLE, esta constituido por una serie de estados de equilibrio
CÍCLICO, cuando el sistema regresa al estado inicial después de realizar
una serie de cambios
DIAGRAMAS DE LOS PROCESOS TERMODINÁMICOS
•
Proceso Termodinámico
de compresión isotérmica
Proceso de Calentamientoa
Volumen Constante
Proceso Termodinámico
de expansión isotérmica
Proceso de Enfriamiento a
Volumen Constante
DIAGRAMAS DE LOS PROCESOS TERMODINÁMICOS
Proceso de Calentamiento
a Presión Constante
Proceso de Enfriamiento
a Presión Constante
Proceso Termodinámico de
compresión ADIABATICO
Proceso Termodinámico de
expansión ADIABATICA
DIAGRAMAS DE LOS PROCESOS TERMODINÁMICOS
Proceso Cíclico
1 : PROCESO
2 : PROCESO
3 : PROCESO
PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA
La energía no se crea, ni se destruye solo se transforma.
Por ello un aumento del contenido de energía de un sistema,
requiere de una correspondiente disminución en el contenido de
energía del medio o alrededores.
∆U = q + w
¿SIGNOS DEL CALOR, TRABAJO?
PROCESO TERMODINAMICO REVERSIBLE DE UN GAS A TEMPERATURACONSTANTE
∆U = q + w
Si la temperatura es
constante:
∆U = 0
-q=w
- q = w = n R Tln(VB/VA)
- q = w = n R T ln(P1/P2)
n: número de moles
T: temperatura (K)
R: 2 cal/mol K
R: 8,314 J/mol K
PROCESO TERMODINAMICO A VOLUMEN CONSTANTE
∆U = q + w
Sabemos que w = - P∆V, como el
volumen es constante, w = 0
qv = ∆U
qv = ∆U = n Cv∆T
n : número de moles
∆T: Variación de T
Cv: Capac. Calorífica Molar a
volumen Constante
PROCESO TERMODINAMICO A PRESION COSTANTE
∆U = q + w
En este caso vamos a utilizar entalpia
H:
H = U +PV
qp = ∆H = nCp∆T
w = - P∆V
∆U = q + w
n: número de moles
Cp: Cap. Calorífica a presión
Constante
∆H: Variación de Entalpia
PROCESO TERMODINAMICO ADIABATICO
∆U = q + w
q =0
∆U = w
w= nCv∆T
n : número de moles
∆T : Variación de Temperatura
Cv : Capac. Calorífica Molar a
volumen Constante
P1V1γ = P2V2 γ
T2/T1 = (V1 /V2) γ -1
Ejercicio 1
¿Cuál es la variación de la energía interna de un sistema si cede 1700 calorías de calor y se le
aplica un trabajo de 1200 Joules?
Datos
Q cedido = 1700
---- Q = -1700cal . 4,18 j/cal = -7106 j
Waplicado = 1200 j
∆U ???
Solución
∆U = q + W
∆U = - 7106 j + 1200 j
∆U = - 5906 j
Ejercicio 2
De acuerdo a la siguiente gráfica conteste:
a. Indique los procesos termodinámicos AB, BC, CD y DA
b. Calcule el trabajo en el tramo DA
c. Calcule el trabajo en el tramo CD
Solución
a. Indique los procesos termodinámicos AB, BC, CD y DA ?????
AB :
BC :
CD :
DA :
Solución
b. Calcule el trabajo en el tramo DA
En un proceso a volumen constante, el trabajo es 0
WDA = 0
c.
Calcule el trabajo en el tramo CD en Joule
W = - P∆V
W = - 1. 105 Pa . ( 250 -1000)m3.
W = 75 . 106 Pa . m3.
W = 75 . 106 Joule
Termoquímica
Termoquímica
Estudia los cambios energéticos ocurridos durante las reacciones químicas,
generalmente las reacciones químicas se realizan a Presión constante o a
Volumen constante.
ECUACIÓN TERMOQUÍMICA
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l)
Hrx0 = –890 Kj/mol
Reacciones Endotérmicas
Si los reactivos requieren energía para llevar a cabo
la reacción, se denomina reacción endotérmica.
C4H10(g)  4 C(s) + 5 H2(g) Hrx0 = 124,7 Kj
C4H10(g) + 124,7 kJ  4 C(s) + 5 H2(g)
Reacciones Exotérmicas
Cuando la reacción al llevarse acabo libera
energía, se le denomina reacción exotérmica.
C(s) + O2(g)  CO2(g)
Hrx0 = – 393,5 kJ
C(s) + O2(g)  CO2(g)
+ 393,5 kJ
Entalpía estándar de formación (calor de formación)
La entalpía estándar de formación se denota por ΔHf°
C(s) + O2(g)  CO2(g)
Hf ° = – 393,13 kJ/mol
Elementos
Es la variación de entalpia
que acompaña la formación
de un mol de sustancia a
partir de sus elementos que
lo conforman.
La ΔH ° , se expresa en kJ/mol, cal/mol, kcal/mol
f
CALOR DE REACCIÓN (ΔHrx°)
Es la energía involucrada en una reacción química.
Hrx° = H°productos – H°reactivos
En la reacción : aA +bB cC+dD
Hrx °= ?
Hrx ° = cHf °C +dHf D° - [aHf A °+ bHf B ]°
Recuerda que Hf °de todo elemento es 0.
Ejercicio 1
Se hace reaccionar el pentano con 120 moles de aire (20% molar
de oxígeno)
Calcule la cantidad de agua que se fusiona con el calor producido
por la combustión del pentano.
Dato: ∆Hfusión H2O = 80 cal/g
C5H12(l) + 8O2(g)  5CO2(g) +6H2O(l)
ΔH o (kJ/mol)
f
H0comb=
C5H10 (l)
H2 O(l)
CO2 (g)
-173,5
-285,8
-393,5
Datos
ΔH o (kJ/mol)
f
C5H12 (l)
H2 O(l)
CO2 (g)
-173.5
-285,8
-393,5
C5H12(g) + 8O2(g)  5CO2(g) + 6H2O(l)
Solución
H0comb= ?
 Hrx° =  npH0f (product.) –  nrHf0(reactivos)
5mol(– 393,5 kJ/mol)+ 6 mol(– 285,8 kJ/mol) –1 mol(– 173,5 kJ/mol) = – 3508,8 kJ
La entalpía estándar de combustión será:
 H°combustión = – 3508,8 kJ/mol
Se hacen reaccionar 120 moles de aire (20%
O2)
Moles de O2 = 0,20(120) = 24
C5H12(g) + 8O2(g)  5CO2(g) + 6H2O(l)
H0
comb
= 3508,8 kJ
−3508,8 𝑘𝐽
. 24 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂 2 = −10526,4 𝐾𝑗
8𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑂2
• Con esta cantidad de energía – 10526,4 kJ
vamos a fusionar hielo
• Dato:
Calor de fusión: 80 cal/g
80𝑐𝑎𝑙 4,18 𝑗
𝑔
•
.
1𝑐𝑎𝑙
= 334,4 𝑗/𝑔 <> 0,3344𝐾𝑗/𝑔
Q = m ∆Hfusión H2O
10526,4 kJ = m . 0,3344 kJ/g
m = 31478,47 g
Ejercicio 2
A partir de la siguiente reacción:
C4H10 (g) + 13/2O2(g)  4CO2 (g)+ 5H2O(l) ∆H°C = - 687,98Kcal/mol
Se queman 500 g de C4H10 (g) y existe una pérdida energética del
30%
Determine la masa de agua que se puede calentar desde 20°C
hasta 80°C.
CeH2O = 1 cal/g°C
Datos:
C4H10 (g) + 13/2O2(g)  4CO2 (g) + 5H2O(l)
m C4H10 = 500 gramos
∆H°C = - 687,98Kcal/mol
¿ Calor liberado = ?
Solución
687,98 𝐾𝑐𝑎𝑙
1𝑚𝑜𝑙 𝐶4𝐻10
.
. 500 𝑔 = 5930,86 𝐾𝑐𝑎𝑙
1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝐶4𝐻10
58 𝑔
Qliberado = 5930,39 kcal
Hay 30 % de pérdidas energéticas, queda el 70%
Qfinal = 0,70 ( 5930,86) kcal = 4151,6 Kcal.
• Energía disponible: 4151,6 Kcal <> 4151600 cal
• Calentamiento del agua de 20°C a 80°C
• Q = mCe ∆T
• 4151600 cal = m . 1 cal/g°C. (80 – 20)°C
m = 69193,33 g
Ejercicios de aplicación
Dos moles de un gas ideal se expanden isotérmicamente desde
un volumen 2 L hasta 20 L, haciendo un trabajo de 4000 cal,
calcule:
a. La temperatura del proceso.
b. ∆U.
d. El calor.
Solución
a. El trabajo termodinámico a temperatura constante:
-W = RTn ln(Vf/Vi)
Como el sistema esta realizando el trabajo
- (-4000 cal) = (2)(T)(2) ln (20/2)
Despejando:
T =434,29 K
b.
∆U = 0, en un proceso isotérmico
c. De la primera ley de la termodinámica
• ∆U = q + W
• 0 = q + (-4000)
• q = 4000 cal
Hoy Aprendimos ….
A
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