Download PPT - Preuniversitario LUMEN

TERMODINÁMICA
Termodinámica
Estudia los intercambios de energía que se producen en los procesos
físico-químicos
Permite estimar la reactividad
química, (constante de equilibrio de
una reacción), a partir de la
propiedades de sus reactivos y
productos de la reacción.
En esto radica su
aplicabilidad e interés en la
química
Uno de los aspectos mas importantes en química es la producción y el flujo de energía.
Sistema y entorno
La envoltura imaginaria que encierra un sistema y lo separa del entorno se llama
frontera del sistema y puede pensarse que tiene propiedades especiales que sirven
para:
a) aislar el sistema de su entorno
b) permitir la interacción de un modo específico entre el sistema y su ambiente.
Tipos de sistemas
Existen sistemas:
Abiertos (intercambia materia y energía).
Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
En reacciones químicas...
SISTEMAS = Sustancias químicas
Llamamos sistema, o medio interior, la porción del espacio
limitado por una superficie real o ficticia, donde se sitúa la
materia estudiada. El resto del universo es el medio
exterior.
Tipos de sistemas
Puede
intercambiar
Abierto
Cerrado
Aislado
Materia
Energía
Materia
Energía
Materia
Energía
Termoquímica.
• Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio
energético de un sistema químico con el exterior.
Sistema exotérmico
Sistema endotérmico
Tipos de variables
Tipos de variables
Intensivas
• No dependen de la cantidad
de materia del sistema
• Ej: T, P
Extensivas
• Dependen de la cantidad
de materia del sistema
• Ej: m, V
Variables de estado
• Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo,
en el transcurso de una reacción química) .
• Ejemplos:
•
•
•
•
Presión.
Temperatura.
Volumen.
Concentración.
Cuando alguna de las variables de estado cambia con el tiempo
se produce un proceso termodinámico. Estos pueden ser
Isotermo
(T = cte)
Isóbaro
(P = cte)
Isócoro
(V = cte)
Adiabático
(Q = 0)
Cíclico
(estado final = estado inicial)
Concepto de transformación: estado inicial y
estado final.
Se dice que ocurre una transformación en un sistema si, como mínimo, cambia de
valor una variable de estado dentro del mismo a lo largo del tiempo.
Si el estado inicial es distinto del estado final, la transformación es abierta.
Si los estados inicial y final son iguales, la transformación es cerrada.
Si el estado final es muy próximo al estado inicial, la transformación es
infinitesimal.
El interés de la termodinámica se centra en los estados inicial y final de las
transformaciones, independientemente del camino seguido.
Eso es posible gracias a las funciones de estado.
Transformaciones reversibles e irreversibles
Una transformación es reversible si se realiza mediante una sucesión de
estados de equilibrio del sistema con su entorno y es posible devolver al
sistema y su entorno al estado inicial por el mismo camino. Reversibilidad y
equilibrio son equivalentes.
Si una transformación no cumple estas condiciones se llama irreversible.
Equilibrio termodinámico
Las propiedades termodinámicas de un sistema vienen dadas por los
atributos físicos macroscópicos observables del sistema, mediante la
observación directa o mediante algún instrumento de medida.
Un sistema está en equilibrio termodinámico cuando no se observa ningún
cambio en sus propiedades termodinámicas a lo largo del tiempo.
Los estados de equilibrio son, por definición, estados independientes del
tiempo.
Funciones de estado
• Tienen un valor único para cada estado del sistema.
• Su variación solo depende del estado inicial y final y no del proceso
desarrollado.
Ejemplos: Presión, temperatura, energía interna, entalpía.
Primera ley termodinámica
“La energía puede convertirse de una forma a
otra, pero no se puede crear ni destruir”
Afirma que la energía total de cualquier sistema aislado se conserva. La Primera ley
de la termodinámica establece que si se realiza trabajo sobre un sistema, la energía
interna del sistema variará.
Se trata de la generalización de la segunda ley de Newton (conservación del
movimiento), en este caso llamamos al calor “Q” y la adoptamos como una forma
de energía y la energía interna “U” como una propiedad de la materia.
ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema(Ec+Ep+…).
Es una función de estado extensiva, que no se puede medir,
pero si su variación  U
EN DENINITIVA:
“En un sistema cerrado, la energía intercambiada
en forma de calor y trabajo entre el sistema y los
alrededores es igual a la variación de la energía
interna del sistema”.
La energía interna (U), es una función de estado, es decir, su valor sólo
depende de los estados inicial y final del sistema y no del camino seguido
para pasar de uno a otro. Por el contrario, el calor y el trabajo no son
función de estado, su valor numérico depende tanto de las condiciones
iniciales y finales como de los estados intermedios alcanzados para pasar
de un estado a otro.
Trabajo W
El trabajo es la cantidad de energía transferida de un sistema a otro
mediante una fuerza, cuando se produce un desplazamiento.
Ejemplo: un gas encerrado en
un recipiente por un pistón,
que puede moverse sin
rozamiento. Por efecto de
la presión (p) ejercida por el
gas, el pistón sufre una
fuerza F que lo desplaza desde
una posición inicial (A) a una
posición final (B), mientras
recorre una distancia dx.
W = P*V
Trabajo W
Por convención se considera que el trabajo realizado por el sistema es positivo y
el trabajo efectuado sobre el sistema es negativo.
Dependiendo del origen físico de las fuerzas aplicadas al sistema se distinguen
diferentes formas de trabajo realizado.
El trabajo tiene dimensiones de energía y representa un intercambio de energía
entre el sistema y su entorno.
Calor Q
El calor, se considera como energía en tránsito a través
de la frontera que separa a un sistema de su entorno.
Sin embargo, la transferencia de calor se origina por
una diferencia de temperatura entre el sistema y su
entorno y el simple contacto es el único requisito para
que el calor sea transferido por conducción.
Cuando se le agrega energía en forma de calor a un sistema se almacena como
energía cinética y potencial de las partículas microscópicas que lo integran. Las
unidades de calor son las de trabajo y energía.
El calor añadido a un sistema se da con un número positivo, en tanto que el calor
extraído de un sistema se da con un número negativo.
Calor Q
Un sistema cede E en forma de Q si se transfiere como resultado
de una diferencia de T entre el sistema y el entorno.
Unidad S.I.: Julio
1 cal = 4,184 J
El calor no es función de estado
No es una propiedad característica del sistema.
No es algo que posea el sistema.
Es una forma de intercambio de energía, una “energía en tránsito”
Calor a volumen constante (Qv)
• Es el intercambio de energía en un recipiente cerrado que no cambia
de volumen.
• Si V= constante, es decir, V = 0
• W=0
Qv = U
Calor a presión constante (Qp)
La mayoría de los procesos químicos ocurren a presión constante,
normalmente la atmosférica.
• Si p = cte  W = – p ·  V
•  U = Qp – p ·  V
• U2 – U1 = Qp – p · (V2 – V1)
• Qp + U1 + p · V1 = U2 + p · V2
H1
H2 (entalpía)
• H1= U1 + p · V1;
H2= U2 + p · V2
• Qp + H 1 = H 2
Entalpia (H)
Calor a presión constante (Qp)
R. endotérmica
Productos
H > 0
Reactivos
•  Qp = H2 – H1 =  H
R. exotérmica
Entalpia (H)
H es una función de estado.
Reactivos
H < 0
Productos
Relación Qv con Qp (gases).
H=U+p·V
• Aplicando la ecuación de los gases:
p·V=n·R·T
• y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá para los estados
inicial y final:
p·V=n·R·T
H=U+n·R·T
Relación Qv con Qp (sólidos y líquidos)
• En reacciones de sólidos y líquidos apenas se produce variación de
volumen y ...
• es decir:
Q v  Qp
U  H
Ejemplo: Determinar la variación de energía interna para el proceso de
combustión de 1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la variación de entalpía,
en estas condiciones, vale – 2219,8 kJ.
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
 H = –2219,8 kJ
nreactivos =
; nproductos =
n=
Despejando en  U =  H –  n · R · T =
U=
kJ
Máquina térmica
• Se conoce como máquina térmica a aquel dispositivo capaz de transformar calor
en trabajo.
• En todas las máquinas térmicas el sistema absorbe calor de un foco caliente;
parte de él lo transforma en trabajo y el resto lo cede al medio exterior que se
encuentra a menor temperatura.
• Este hecho constituye una regla general de toda máquina térmica y da lugar a la
definición de un parámetro característico de cada máquina que se denomina
rendimiento y se define como el cociente entre el trabajo efectuado y el calor
empleado para conseguirlo.
Los frigoríficos son máquinas térmicas inversas.
• Se basan en extraer más energía del foco frío y dirigirlo hacia el más caliente.
• Para ello es necesario un consumo de energía en forma de trabajo.
Primera ley de la Termodinámica
• ENERGÍA INTERNA (U)
es la energía total
del sistema.
• Es imposible medir.
• Su variación sí se mide.
U=Q+W
Q y W > 0 si se realizan a favor del sistema.
• U es función de estado.
Segunda ley de termodinámica
EJEMPLO:
Supongamos que una máquina quema combustible y que el calor producido se
suministra a una máquina de vapor. La primera ley dice que el trabajo realizado
por la maquina más el calor desprendido por ella al exterior son iguales al calor
suministrado, ya que la energía interna de la maquina no varía. No sabemos
nada a cerca del rendimiento de la maquina.
La segunda ley trata de estudiar el comportamiento más probable de un
número de moléculas o partículas.
Los sistemas tienden a evolucionar de configuraciones muy ordenadas, altamente
improbables en la naturaleza, hacia configuraciones más desordenadas, que son más
probables estadísticamente.
Los sistemas tienden a estados de máximo desorden o caos molecular. Esto se conoce
como entropía, que depende solo del sistema y no de qué proceso particular siguió
para llegar a ese estado.
Si hablamos de entropía tenemos que definir nuevamente los procesos
reversibles. Un proceso reversible es aquel en que se puede hacer que el sistema
vuelva a su estado original sin variación neta del sistema ni del medio ambiente.
W
Si fuera un flujo de calor… ¿Puedo realizar el proceso
inverso?
El desorden molecular de un sistema más el medio es constante si
el proceso es reversible y aumenta si el proceso es irreversible (DS
es positivo).