1 TERMODINÁMICA Estudio de la energía puesta en juego en los procesosEstudio de la factibilidad de que un proceso ocurra UNIVERSO ALREDEDORES (ENTORNO) SISTEMA

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3 TIPOS DE SISTEMAS

4 P V TIPOS DE PROCESOS ISOBÁRICO ISOCÓRICO ISOTÉRMICO ADIABÁTICOVaría la temperatura TIPOS DE PROCESOS

5 Gas Ideal Isotérmico PV = cte Adiabático PVΥ = cteΥ = Cp/Cv

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7 ENERGÍAS DESDE EL “PUNTO DE VISTA MOLECULAR”

8 CALOR TRABAJO

9 CALOR Y TEMPERATURA CALOR: Energía que fluye de un cuerpo a otroTEMPERATURA: Es una medida que indica desde y hacia donde fluirá el calor TERMÓMETROS: Están basandos en las propiedades físicas de los objetos que pueden cambiar con la temperatura: Volumen de un líquido Longitud de un sólido Presión de un gas Resistencia eléctrica de un sólido Diferencia de potencial eléctrico entre dos sólidos

10 PRINCIPIO CERO DE LA TERMODINÁMICAObjetos en contacto intercambiarán calor hasta alcanzar el equilibrio térmico (igual temperatura)

11 MECANISMOS DE TRANSPORTE DE CALORConducción: Transferencia por contacto cuando hay un gradiente térmico Conductividad térmica (joules/s.m.·C) Aire 0,023 Agua 0,56 Vidrio 0,84 Acero 40 Cobre 380 Plata 420

12 MECANISMOS DE TRANSPORTE DE CALORConvección: Transferencia por movimiento del medio por fuerzas gravitacionales Aire frío Aire caliente

13 MECANISMOS DE TRANSPORTE DE CALORRadiación: Transferencia a través de radiaciones emitidas por los cuerpos calientes

14 ESCALAS DE TEMPERATURACelsius o Centígrada: Los puntos fijos corresponden a las temperaturas normales de fusión y ebullición del agua (0 y 100 ·C) Fahrenheit: Los puntos fijos de la escala Celsius corresponden a 32 y 212 F T(·C) = (5/9)[T(·F) – 32] T(·F) = (9/5)[T(·C) + 32]

15 Capacidad calorífica molar Calentamiento/enfriamientoCALORIMETRÍA Calor específico Definición de Caloría Q = m.c.Δt Capacidad calorífica molar Calentamiento/enfriamiento Q = n.C. Δt Cambios de Estado Q = m.L Cambios de estado exo y endotérmicos ΣQ = 0 Proceso adiabático

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17 TRABAJO TRABAJO DE EXPANSIÓN

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19 W = ∫ Pext.dV Pext Constante: W = Pext.ΔV Vacío W = O Reversible, gas ideal, isotérmico: W = n.R.T ln(V2/V1)

20 Proceso reversible Proceso realProcede lentamente a través de estados de equilibrio La P y/o T no difieren más allá de un infinitésimo de las variables externas Implica equilibrio térmico, mecánico y químico Puede ser revertido sin cambios en calor o trabajo Proceso real Son irreversibles y tienen pérdidas adicionales de calor Tienen eficiencia menor a la ideal

21 EQUIVALENTE MECÁNICO DEL CALOR1 caloría = 4,186 Joules

22 PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICAΔE = Q - W Q > 0 Sistema absorbe energía como calor Q < 0 Sistema transfiere energía como calor W > 0 Sistema realiza trabajo W < 0 Sistema recibe trabajo

23 FUNCIÓN DE ESTADO ΔE Q, W

24 Volumen constante (sólo trabajo de expansión)ΔE = Q – W Volumen constante (sólo trabajo de expansión) ΔE = Qv

25 Presión constante (sólo trabajo de expansión) ΔE = Q – Pext.ΔVΔE = Q – W Presión constante (sólo trabajo de expansión) ΔE = Q – Pext.ΔV Entalpía: H = E + P.V ΔH = ΔE + Δ(PV) Si la presión es constante ΔH = ΔE + P.ΔV ΔH = Qp

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27 ΔE = Qv = n.Cv.Δt Cv = ΔE/n.Δt Gas Ideal Monoatómico ΔE = 3/2.n.R.(T2 – T1) = 3/2.n.R.Δt Cv = ΔE/n. Δt = 3/2. R ΔH = ΔE + Δ(PV) = n.Cp.Δt Cp = ΔE/n. Δt + Δ(PV)/n. Δt Cp = Cv + n.R.Δt/n.Δt Cp = 3/2.R + R = 5/2.R

28 TERMOQUÍMICA Calor de reacción R P ΔH = HP – HR Condiciones estándar:Gases a presiones parciales de 1 atmósfera Sólidos y líquidos puros en su estado estable a la temperatura considerada Soluciones a concentraciones iguales a 1 Molar

29 Válido si la presión es constante y sólo hay trabajo de expansión

30 Ecuación termoquímicaCH4(g) + O2(g) CO2(g) H2O(g) ΔHT CH4(g) + O2(g) CO2(g) H2O(l) ΔHT

31 Calor de Formación

32 Calor de Combustión Calor de Neutralización Calor de Dilución

33 LEY DE LAVOISIER-LAPLACE

34 LEY DE HESS

35 LEY DE HESS

36 ENERGÍA DE ENLACE AB A(g) + B(g) CH4(g) + 2 Cl2(g) CCl4(g) + 2 H2(g)C + 4 H + 4 Cl ΔH = Σ(enlaces rotos) - Σ(enlaces formados)

37 ECUACIÓN DE KIRCHOFF

38 ΔH(T2) – ΔH(T1) = (b.CpB – a.CpA).(T2 – T1)a A (T1) b B (T1) a A (T2) b B (T2) ΔH = Q = a.CpA.(T2 – T1) ΔH = Q = b.CpB.(T1 – T2) ΔH(T2) Cp independiente de la T en el intervalo ΔH(T1) ΔH(T2) a.CpA.(T2 – T1) b.CpB.(T1 – T2) = + ΔH(T2) – ΔH(T1) = (b.CpB – a.CpA).(T2 – T1) Δ(ΔH) = ΔCp. ΔT