+ 2 O

Termodinámica
Estudia la energía y sus transformaciones.
Clase 12
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
Que es la energía?

La energía es la capacidad de un
sistema de realizar trabajo o
transferir calor de la fuente caliente a
la fría.
𝑊 4,18𝐽
=
𝑄
1 𝑐𝑎𝑙
EN DONDE ESTUDIA LA
ENERGIA?
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
Sistema
Parte del universo que es objeto de
nuestro estudio. Descripto en función
de variables(temperatura, volumen,
presión, número de moles, etc.) son
VARIABLES TERMODINÁMICAS
ideal
CLASES DE SISTEMA
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
Sistema Cerrado
CH4(g) + 2O2 (g)  2H2O(v) + CO2(g)
Energía Mecánica
h
ENERGIA
CALOR
Contenido del
cilindro(CH4+O2)
= sistema
Paredes cilindro,
pistón, exterior=
alrededor
Superficie real de
separación

CINETICA

POTENCIAL

QUIMICA

LUMINICA

TERMICA

NUCLEAR

ELECTRICA
CLASES DE ENERGIA
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
PRIMERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA:
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
La energía se conserva.
La energía no se crea ni se destruye se
conserva. La energía sólo se
transforma de una forma a otra forma
de energía.
Energía entregada por el sistema=Energía
absorbida por entorno y viceversa
SISTEMA
ENERGIA
ENTORNO
PRIMERA LEY PARA SISTEMA
AISLADO

Energía sistema=constante

ΔEnergía=0
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
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ENERGIA INTERNA (E)
Toda la energía que un sistema posee
incluida la cinética, potencial, etc.
 Ej. Sistema= Mezcla de H2 +O2

NO SE PUEDE CONOCER SU VALOR
ABSOLUTO SI SU CAMBIO
VALOR NUMERICO
ΔE=Ef-Ei
UNIDAD (Joule)
SIGNO
Analicemos que pasa con Ef y Ei
cuando
ΔE> 0
y
ΔE<0
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PRIMERA LEY DE LA
TERMODINÁMICA:
para un sistema cerrado que solo
intercambia calor y trabajo mecánico
con el entorno podemos expresar la
primera ley como la suma algebraica
de:
∆𝑬 = 𝑸 + 𝑾
Q puede ser > 0; <0 , o igual a 0
W puede ser > 0; <0 , o igual a 0
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W<0
W>0
Q>0
Q<0
CONVENCIONES SIGNOS
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Se realiza un trabajo de 2,46 kJ y se
entrega 802 kJ como calor al medio
Cuánto vale ΔE?
CH4(g) + 2O2 (g)  2H2O(v) + CO2(g)
Energía Mecánica
h
ENERGIA
CALOR
Contenido del
cilindro (CH4+O2)=
sistema.
Paredes cilindro,
pistón, exterior=
alrededor o
entorno
Superficie real de
separación
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ECUACIÓN DERIVADA PRIMERA LEY
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ECUACIÓN DERIVADA PRIMERA
LEY
P externa constante
Δh
Gas realiza
trabajo
W= -PΔV
∆𝑬 = 𝑸 + 𝑾
∆𝑬 = 𝑸 − 𝑷𝑽
𝑸 = ∆𝑬 + 𝑷𝑽
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∆𝑬 = 𝑸 + 𝑾
𝑸 = ∆𝑬 − 𝑾
W= -PΔV
𝑸 = ∆𝑬 + 𝑷𝑽
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
𝑸 = ∆𝑬 + 𝑷𝑽
PP
𝑸 = ∆𝑬 + 𝑷𝑽
PROCESO ISOCÓRICO V=constante ΔV=0
W= -PΔV=0
𝑸𝐯 = E
PROCESO ISOBÁRICO P=constante:
𝑸𝒑 = ∆𝑬 + 𝑷𝑽= ΔH
H=E+PV
∆𝑯 = ∆𝑬+∆(PV)=∆𝑬 + 𝑷𝑽
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𝑸 = ∆𝑬 − 𝑾
PROCESO ISOTÉRMICO T=constante
∆𝑬=0
𝑸 =-W
𝐕𝟐
W=- n R T ln ( )

𝐕𝟏
PROCESO ADIABÁTICO Q=0
𝑉2 𝑑𝑉
ϰ
W=- Pi𝑉𝑖 𝑉1 ϰ
∆𝑬 = 𝑾
𝑉
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
𝑸𝒑 = ∆𝑬 + 𝑷𝑽= ΔH
𝑷𝑽=n R T
W= -n R T
ΔH SISTEMA REACTIVO GASEOSO
A P=CONSTANTE
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El cambio de entalpía ΔH asociado a la
siguiente reacción es de -330,16 kJ/mol a 298
K.
C6H6 (l) + 15/2 O2(g) → 6CO2(g) + 3 H2O(l)
Calcular la variación de energía interna y el W.
𝑸𝒑 = ∆𝑬 + 𝑷𝑽= ΔH
𝑷𝑽=n R T
n=6-(15/2)=
n= -3/2; 𝑷𝑽=(𝟑/𝟐) R T
𝑾 = −𝑷𝑽
𝑾 = - (𝟑/𝟐) R T
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
A V=constante y para n=1 mol
𝑄𝑣
Cv=
∆𝑇

A P=constante y para n=1 mol
𝑄𝑝
 Cp=
∆𝑇

por lo tanto
∆𝐸
Cv=
∆𝑇
por lo tanto
∆𝐻
Cp=
∆𝑇
Cp=Cv + R
CAPACIDAD CALORÍFICA MOLAR
DE GASES
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el calor a p=constante
Qp=n Cp ΔT=ΔH
El calor a V=constante
Qv=n Cv ΔT=ΔE
Generalizando para un sistema de
n moles
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Cambios de estado una sustancia
pura: Agua
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La termoquímica es la parte de la
química que estudia:
 Los cambios energéticos durante los
procesos químicos.

El intercambio energético entre el
sistema reactivo y el entorno.

Estudiar los calores de las reacciones
químicas.
TERMOQUÍMICA
Dra. M. M. Elsa Ferreyra

Si el sistema reactivo absorbe calor,
la reacción se llama endotérmica.

Si lo desprende, se dice
reacción es exotérmica .
que
la
REACCIONES ENDOTERMICAS Y
EXOTERMICAS
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A
V=cte.
Q v= ΔE reacción
A
p=cte.
Qp=ΔH reacción
Calor de reacción a volumen
constante.
Calor de reacción a presión
constante
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A p=cte Qp=ΔH reacción
Δ
Δ
Tiempo de reacción
ECUACIONES TERMOQUÍMICAS
Se indican:

Las fórmulas de sustancias (reactivos y
productos).

Coeficientes estequiométricos que
balancean los átomos.

El estado físico u alotrópico de reactivos y
productos.

La cantidad de calor puesto en juego en el
proceso.
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
-843 kJ
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + 2H2O (l)
H°=-887
kJ
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + 2H2O (l) + 843
887kJ
kJ

½ N2 (g) + O2 (g) → NO2 (g)

½ N2 (g) + O2 (g)+ 38,9kJ → NO2 (g)

H° = 38,9kJ
El calor fuera de la reacción a la
derecha o incluido en ec. Química
En el miembro correspondiente
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LA VARIACION DE LA ENTALPÍA
DE UNA REACCIÓN

ES UNA CANTIDAD EXTENSIVA
DEPENDE DE LA T, P y estado de
agregación sustancias.

H° es la variación de la entalpía en
condiciones estandar a 298K y 1 at de
presión.
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CALORIMETROS: se usan para
determinar calores de reacción a
p=cte( Qp= variación de la
entalpía de reacción)
Qp=𝑛𝐶𝑝ΔT=ΔH
Qp=𝐶ΔT=ΔH
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a V=constante donde Qv=
variación de la energía interna de
la reacción).
Qv=n Cv ΔT=ΔE
Calor de formación
C (graf) +O2 (g) → CO2 (g) H° =-393,5kJ
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
Calor de formación de los elementos
químicos en sus estados de
agregación más estable a 298K y 1 at
de presión se les asigna el valor
CERO.
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Calor de COMBUSTIÓN. Ejemplo
Calor desprendido cuando se quema 1mol de
compuesto:
CH4(g)+2 O2(g)→CO2(g)+2H2O(l)
H°=-843 kJ
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Ley de Lavoisier-Laplace.
El calor de la reacción inversa es igual en
valor pero de signo contrario que el calor
de la reacción directa.
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + 2H2O (v)
H°d=-802 kJ
CO2(g) + 2H2O (v) → CH4 (g) + 2 O2 (g)
H°inv=+802kJ
Leyes de la termoquímica
LEY DE HESS
Como la entalpía es función de estado, la
ley de Hess nos indica que la variación de
entalpía de un proceso químico es igual a
la suma de las variaciones de entalpía de
cada una de los etapas en que se realice el
proceso, solo depende del estado inicial y
final.
El calor de una reacción a p=cte es igual a
la variación de la entalpía de la reacción,
Qp=∆Hr, y la variación de la entalpía es
función de estado por eso es independiente
del camino solo depende del estado inicial y
finalDra. M. M. Elsa Ferreyra
La entalpia es función de estado
Se pueden calcular calores de
reacción con calores de
combustión
2
Dra. M. M. Elsa Ferreyra
ΔH0r = ∑ np. ΔH0 f p - ∑ nr . ΔH0f
r
Calores de reacción a partir de
calores de formación
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PROCESOS ESPONTÁNEOS
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La mayoría de los procesos son
espontáneos bajo ciertas
condiciones.
Todo proceso espontáneo tiene una
dirección natural: la corrosión de un
pedazo de metal, cuando se quema
un papel, fundir hielo a
temperatura ambiente.
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
ΔS>0 mayor irreversibilidad, mayor desorden

ΔS<0
menor irreversibilidad, menor desorden
Qrev
 ΔS=
T
Ejemplo de procesos espontáneos a
298K
ΔH
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)
<0
2H2O2() → 2H2O(l) + O2(g)
<0
H2O(s) → H2O(l)
>0
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
H2O(l)  H2O(v)
Qrev
 ΔS=
T
ΔHv=41 kJ
ΔS=41.1000J/373K
ΔS=110J/K
VARIACION ENTROPIA PROCESO
REVERSIBLE
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Segunda Ley de la Termodinámica
ΔS universo es positiva en los
procesos
espontáneos:
BIBLIOGRAFIA
Química, Chang. R, 9a edición. McGraw Hill (2009)
Química, La Ciencia Central., Brown T.L.., LeMay Jr,
H. E.,Bursten B. E., 7a. edición., Editorial Prentice Hall Hispanoamericana (1998).
 Química. La Ciencia Básica. Reboiras, M.D. 1ra.
Edición. Thomson Editores, España (2006).
 “Principios de Química”, P. Atkins y L. Jones. ·3º Ed.,
Edit. Médica Panamericana, España (2005).


TAREA: ver video y buscar otros link sobre
termodinámica y termoquímica colocarlos en foros.
 http://www.youtube.com/watch?v=dHTSbgjJUCM

Dra. M. M. Elsa Ferreyra