Document

PRIMER PRINCIPIO DE
TERMODINÁMICA
Q.F. ALEX SILVA ARAUJO
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
Termodinámica.- Estudia la transformación
de la energía de un sistema particular, y
como es el intercambio de energía con el
medio que lo rodea (medio ambiente o
universo).
Por conveniencia se agrupan las formas de la
energía en dos clases:
Calor.- forma de energía que se propaga bajo
una caída de temperatura.
Trabajo.- acción de una fuerza por una
distancia, Ej.: producción de energía
eléctrica.
Q.F. A. Silva A.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
FRONTERA
M. C.
SISTEMA
Sistema .- Parte de materia o porción del Universo que escogemos para
una consideración termodinámica, un sistema es cualquier combinación
de materia que nosotros deseamos estudiar.
Frontera .- Límite que existe entre un sistema y el medio circundante.
Medio circundante.- Región que rodea al sistema.
Q.F. A. Silva A.
SISTEMAS TERMODINÁMICOS
Sistema Termodinámico: porción del universo dentro de una superficie
cerrada (borde) que lo separa del entorno. Parte del universo objeto de
estudio se llama sistema y la parte que puede interaccionar con éste se
denomina medio ambiente (alrededores).
CLASES:
Sistema ABIERTO
Sistema CERRADO
Sistema AISLADO
(transfiere masa y energía)
Ej.: célula biológica, etc.
(transfiere SOLO energía)
Ej.: pila, etc.
(NO transfiere ni
masa ni energía)
Ej.: termo cerrado
Q.F. A. Silva A.
PROCESOS TERMODINÁMICOS
Proceso termodinámico.- cambio de estado en el cual se
da información adicional sobre el mecanismo o cómo la
presión u otra propiedad varia cuando acontece el
cambio.
Para describir un proceso es necesario especificar cada
uno de los estados intermedios, mientras que para un
cambio de estado es suficiente especificar sólo el estado
inicial y final.
Los procesos más conocidos son los siguientes:
a).-Isotérmico.- cuando el cambio ocurre a temperatura constante. Por tal
razón la variación de la energía interna debe ser cero, luego: Q = T
Q.F. A. Silva A.
PROCESOS TERMODINÁMICOS
b).- Isobárico.- si la presión se mantiene constante, esto
trae como consecuencia que el trabajo realizado es
diferente de cero.
c).- Isocórico o isométrico.- Es el que se realiza a
volumen constante, en este proceso no se realiza trabajo,
de manera que: Q= ∆U
d).- Adiabático.- cuando no hay intercambio de calor
entre el sistema y los sistemas limitantes, mientras el
cambio ocurre. W = - ∆U
e).- Cíclico.- cuando el sistema retorna a su estado
inicial, después de realizar una serie de cambios, en
consecuencia de esto, el trabajo se convierte en calor y el
calor se convierte en trabajo.
Q.F. A. Silva A.
TRABAJO
Se realiza TRABAJO cuando algún cuerpo es desplazado en dirección
opuesta a la fuerza aplicada:
El trabajo no es función de estado, depende de la trayectoria seguida entre los
estados inicial y final.
Q.F. A. Silva A.
EXPANSIÓN - COMPRESIÓN DE UN GAS
W<0
SISTEMA
Trabajo realizado
por el sistema sobre
los alrededores
W>0
Trabajo realizado
Sobre el sistema
por los Alrededores
Q.F. A. Silva A.
TRABAJO DE EXPANSIÓN
Ejemplo: Una muestra de 0.040 moles de oxígeno molecular inicialmente con
un volumen de 0.10 L a 20 ºC se expande a temperatura constante hasta un
volumen de 0.5 L, calcule el trabajo realizado (en joule) por el gas si se
expande:
a).- Contra el vacio.
b).- Contra una presión constante de 0.4 atm.
Solución:
Q.F. A. Silva A.
TRABAJO DE COMPRESIÓN
Ejemplo: Calcular el trabajo realizado al comprimir un gas que está a una
presión de 2,5 atm, cuyo volumen varia de 800cm3 a 500 cm3, dar la respuesta
en Joule.
Solución:
Q.F. A. Silva A.
EXPANSIÓN REVERSIBLE
Ejemplo: Un gas ideal sufre una expansión isotérmica reversible, desde un
volumen inicial de V1 a un volumen final de 10V1, haciendo un trabajo de
5000 cal. La presión inicial fue de 50 atm. Calcular:
a).- La temperatura del proceso, si se trató de 2 moles de gas.
b).- El valor de V1
Solución:
Q.F. A. Silva A.
PROCESOS ADIABÁTICOS
Trabajo de expansión de un gas ideal
n
Q.F. A. Silva A.
PROCESOS ADIABÁTICOS
Ejemplo: En la comprensión adiabática y reversible de 10.0 L de un gas ideal
diatómico a 25ºC y 1 atm, hasta reducir su volumen a 1.00 L, calcular:
a) La elevación de temperatura en el gas.
b) El trabajo de compresión gastado.
Solución:
Q.F. A. Silva A.
CALOR
Cuando la energía de un sistema se modifica como resultado de un cambio
de temperatura entre el sistema y el medio ambiente, se dice que la energía
se transfiere como CALOR.
q = C∆T
C = m s = n s'
q>0
SISTEMA q<0
Capacidad Calor Calor específico
Calorífica específico
molar
C = [J/K] 1cal = 4.184J
Una caloría es el calor necesario para elevar la temperatura de 1g de agua en
1ºC
Q.F. A. Silva A.
CALOR
Ejemplo: calcule la cantidad de calor liberado (en cal) por 306 g de
mercurio cuando se enfría desde 67°C hasta 12°C, sabiendo que:
sHg = 0.139 J/g °C.
Solución:
Q.F. A. Silva A.
CALOR A VOLUMEN CONSTANTE
Para medir el calor de combustión se coloca
una masa conocida de un compuesto en un
recipiente de acero, denominado bomba
calorimétrica a volumen constante.
El diseño especial de la bomba calorimétrica
permite suponer que la bomba calorimétrica y
el agua en la que se sumerge constituye un
sistema aislado. Con ello expresamos la
siguiente relación matemática:
qsistema = qagua + qbomba + qReacción = 0
qReacción = -(qagua + qbomba)
Q.F. A. Silva A.
CALOR A VOLUMEN CONSTANTE
Ejemplo: una muestra de 0.1375g de magnesio sólido se quema en una bomba
calorimétrica a volumen constante, que tiene una capacidad calorífica de 1769
J/°C. El calorímetro contiene exactamente 300 g de agua y el aumento de la
temperatura es de 1.126 °C , calcular el calor liberado por la combustión del Mg
(PM = 24.3 g/mol), en KJ/g y en KJ/mol.
Solución:
Q.F. A. Silva A.
CALOR A PRESIÓN CONSTANTE
El calorímetro a presión constante es mucho
más sencillo que el anterior y es muy útil para
medir el efecto del calor en una gran cantidad
de reacciones, como en neutralizaciones ácido –
base y en calores de disolución y de dilución.
Matemáticamente se expresa como:
qsistema = qdisolución + qcalorímetro + qreacción = 0
qreacción = -(qdisolución + qcalorímetro)
Q.F. A. Silva A.
CALOR A PRESIÓN CONSTANTE
Ejemplo: una muestra de 2.00 x 102 mL de HCl 0.862M se mezcla con 2.00 x
102 mL de Ba (OH)2 0.431M en un calorímetro a presión constante que tiene
una capacidad calorífica de 453 J/°C, la temperatura inicial de las
disoluciones de HCl y Ba (OH)2 es la misma 20.48°C, para el proceso: H+(ac)
+ OH- (ac) → H2O el calor de neutralización es -56.2 KJ/mol, cuál es la
temperatura final de la disolución mezclada?
Solución:
Q.F. A. Silva A.
INTERPRETACIÓN MOLECULAR DE
TRABAJO Y CALOR
La transferencia de energía como CALOR produce un movimiento
CAÓTICO en las moléculas del medio ambiente.
La transferencia de energía como TRABAJO produce un movimiento
ORGANIZADO en las moléculas del medio ambiente
Q.F. A. Silva A.
CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA
Si el sistema está en reposo, un cambio en ET se manifiesta por un
cambio en energía interna, DU, el cual puede ser modificada
transfiriendo tanto trabajo y/o calor en el sistema:
Q.F. A. Silva A.
PRIMER PRINCIPIO DE TERMODINÁMICA
Ejemplo: un gas se expande y realiza un trabajo P – V sobre los alrededores
igual a 325 J, al mismo tiempo, absorbe 127 J de calor de sus alrededores.
Calcule el cambio de energía del gas .
Solución:
Q.F. A. Silva A.
RELACIÓN DE TRABAJO CALOR Y ENERGIA
INTERNA
Cv y Cp son los calores específicos a volumen constante y a presión constante
R = Cp – Cv R = constante de los gases
PARA GASES MONOATÓMICOS:
Cp = 5/2 R
Cv = 3/2 R
PARA GASES DIATÓMICOS:
Cp = 7/2 R
Cv = 5/2 R
Q.F. A. Silva A.
TERMOQUÍMICA
Es la rama de la termodinámica que estudia la transferencia
de calor producido en reacciones químicas y procesos
físicos que involucren sustancias puras.
, también pueden ocurrir a V= cte → ΔU = qv
Q.F. A. Silva A.
ENTALPÍA
Para medir el calor absorbido o liberado por un sistema durante un
proceso a presión constante, se utiliza una propiedad denominada
ENTALPÍA definida como:
H = E + PV
Donde:
H = entalpía E = energía del sistema P = presión V = volumen
Es imposible determinar la entalpía de una sustancia, por tanto lo
que medimos realmente es un cambio de entalpía (∆H).
∆H = H (productos) – H (reactivos)
La ∆H representa el calor absorbido o liberado durante una
reacción
A P= cte o a V= cte, tenemos:
∆H = ∆E + ∆nRT
qp=
qV + ∆nRT
∆n = nproductos – n reactantes
Q.F. A. Silva A.
ENTALPÍA
Ejemplo: En la combustión del etano con oxígeno puro, el calor de reacción
a volumen constante dado en una bomba calorimétrica, es el que se indica
en la ecuación termoquímica siguiente:
C2H6(g) + 31/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) ∆E = -371.34Kcal
Donde el estado normal para el agua es el liquido, ya que la determinación
se refiere a la temperatura de 25ºC. Calcular el calor de combustión a
presión constante.
Solución:
Q.F. A. Silva A.
ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y REACCIÓN
ECUACIONES TERMOQUÍMICAS
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H20(l)
ΔH = -890,4 KJ
ENTALPÍA ESTÁNDAR DE FORMACIÓN Y REACCIÓN
Entalpía Estándar de Formación (ΔHfº): Cambio de calor producido
cuando se forma 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos a una
presión de 1 atm (generalmente se miden a 25 ºC)
ΔHfº (elementos en su forma estable) = 0
Entalpía Estándar de Reacción (ΔHrº):
ΔHrº = ∑nΔHfº (productos) - ∑nΔHfº(reactivos)
Q.F. A. Silva A.
ENTALPÍAS DE FORMACIÓN Y REACCIÓN
Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C4H10),
agua líquida y CO2, cuyos valores son respectivamente -124,7, -285,8 y -393,5
KJ/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano (entalpía
molar).
Solución:
Q.F. A. Silva A.
LEYES TERMOQUÍMICAS
Consecuencia del 1º Principio de la Termodinámica
Ley de Lavoisier – Laplace: El cambio energético que acompaña a una
reacción química es de magnitud igual, pero de signo opuesto al que va
asociado a la reacción de sentido opuesto.
C(s) + O 2 (g) → CO 2 (g)
∆H = -393.5 kJ
CO 2 (g) → C(s) + O 2 (g) ∆H = 393.5 kJ
H: función de estado
Ley de Hess: La energía intercambiada en forma de calor en una reacción
química es la misma tanto si la reacción ocurre en una etapa como si ocurre en
varias.
1
C (s) +
2
C (s) + O 2
CO 2
O2
(g) → CO (g)
(g) → CO 2
(g) → CO (g) +
1
O2
2
(g)
(g)
∆H = -110.5 kJ
∆H = -393.5 kJ
∆H = + 283 kJ
H: función de estado
Q.F. A. Silva A.
LEYES TERMOQUÍMICAS
Ejemplo: Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
4NH3 (g) + 5 O2(g) → 4NO(g) + 6 H2O(l)
∆H = - 1170KJ
2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)
∆H = - 114KJ
3 NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(l) + NO(g)
∆H = - 72KJ
Calcule el cambio de entalpía para la reacción:
NH3 (g) + 2 O2(g) → HNO3(l) + H2O(l)
Solución:
Q.F. A. Silva A.
ENERGÍA DE ENLACES
La energía de un enlace químico es la entalpía (ΔH), de la
reacción en la que se rompe un mol de dichos enlaces en
estado gaseoso. También se denomina entalpía de enlace,
pues P = cte
Energía de enlace de las moléculas de H2 y Cl2
El enlace de H2 es más fuerte que el de Cl2
La entalpía de una reacción con gases se puede calcular:
ΔHr = ∑Energía enlaces rotos - ∑Energía enlaces formados
ΔHr > 0
ΔHr < 0
Reacción Endotérmica
Reacción Exotérmica
Q.F. A. Silva A.
ENERGÍA DE ENLACES
Ejemplo: Calcular el valor de ΔH0 de la reacción de hidrogenación del eteno.
Solución:
Q.F. A. Silva A.
El genio es un uno por ciento de inspiración, y un noventa y
nueve por ciento de transpiración.
Thomas Alva Edison
Q.F. A. Silva A.