Profesor Cristian Omar Alvarez De La Cruz Termodinámica by Cristian Omar Alvarez De La Cruz is licensed under a Creative Commons Reconocimiento-

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Relaciona los siguientes conceptos:

1. Es el cambio directo de energía que resulta

de un proceso.

2. Es el estudio científico de la conversión

del calor y otras formas de energía.

3. Es el resto del universo externo al sistema.

4. Es la capacidad de un cuerpo para

realizar un trabajo. Cinética y Potencial.

5. Es la transferencia de energía térmica

entre dos cuerpos a diferentes

temperaturas

6. Parte específica del universo que nos

interesa.

Energía

Trabajo

Calor

Sistema

Termodinámica

Alrededores

( 4 )

( 1 )

( 5 )

( 6 )

( 2 )

( 3 )

Comprendiendo a la termodinámica:

Tipos de sistemas:

a) Abierto

b) Cerrado

c) Aislado

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Comprendiendo a la termodinámica:

¿Exotérmicos ó endotérmicos?

Haz clic en la imagen

Leyes de la termodinámica:

Principio Cero: La temperatura tiene

sentido.

Primer principio: Conservación de la energía

Leyes de la termodinámica:

Segundo principio: es el principio de la

ENTROPIA.

Tercer principio: Cero absoluto

estado del sistema y función de estado:

Estado del Sistema:

Se define por los valores de todas sus propiedades macroscópicas importantes; por ejemplo,

su composición, energía, temperatura, presión y volumen.

Funciones del Sistema:

Sirven para determinar el estado de cualquier sistema en particular. Energía, Presión,

Volumen y Temperatura.

Estado inicial Estado final

Soltero Casado

Solamente nos interesará medir el estado inicial y el final no el proceso

Primera ley de la termodinámica:

ΔE= Q + W El cambio en la energía interna “ΔE” de un sistema (reacción química), es la suma del

intercambio de calor “Q” entre el sistema y los alrededores y el trabajo “W” realizado sobre

o por el sistema.

Sistema

Q > 0 = endotérmico +

Q < 0 = exotérmico -

W > 0 = + W < 0 = -

Nota importante= Ni Q ni W son funciones de estado. Se

manifiestansólo durante un proceso (cambio).

Ejemplos:

En el interior de un cilindro en un motor de automovil se lleva a cabo la combustión de

una mezcla de aire y gasolina. Al término de la reacción, el sistema aire - gasolina pierde

1200J de calor hacia el entorno; simultáneamente, al expandirse los gases y mover el

pistón, se efectúa 300J de trabajo sobre el entorno. Calcula el cambio de energía del

sistema.

Datos:

Q= -1200J

W= -300J

ΔE= ?

Fórmula:

ΔE= Q + wc

Sustitución:

ΔE= -1200J + (-300J)

Resultado:

La energía interna del sistema disminuyó en 1500J

Es decir -1500J

Ejemplos:

El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462J. Durante este

proceso hay transferencia de calor de 128J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio

de energía para este proceso:

Datos:

Q= -128J

W= 462J

ΔE= ?

Fórmula:

ΔE= Q + W

Sustitución:

ΔE= -128J + 462J

Resultado:

La energía interna del gas aumentó en 334J

Es decir +334J

Ejercicios de práctica:

Un gas se expande y realiza un trabajo sobre los alrededores igual a 279J. Al mismo

tiempo, absorbe 216J de calor de los alrededores. ¿Cuál es el cambio en la energía del

sistema?: Respuesta: -63J

El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74J. Como resultado, se liberan 26J de

calor hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas.

Respuesta: 48J

Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrededores igual a 325J. Al mismo

tiempo, absorbe 127J de calor de los alrededores. Calcule el cambio de energía del gas.

Respuesta: -198J

Entalpia :

Es una magnitud termodinámica simbolizada por la letra “H” mayúscula cuya variación

expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema

termodinámico; es decir, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su

entorno.

H>0 = endotérmico +

H<0 = exotérmico -

Entalpía estándar de formación y reacción:

La entalpía estándar de formación ΔHºF : es el cambio de calor relacionado cuando se

forma 1 mol de compuesto a partir de sus elementos a una presión de 1 atm y 25ºC.

Ejemplo:

1. C(s) + O2(g) CO2(g) 2. H2(g) + O2(g) 2H2O(l) 3. 2C(s) + 2H2(g) C2H4(g)

Solución:

Debemos buscar las ΔHºF en una tabla como la siguiente, haciendo caso al estado de

agregación que poseen:

Solución: 1. ΔH⁰F : -393.5 KJ/mol 2. ΔH ⁰ F : -241.8 KJ/mol 3. ΔH ⁰ F : 52.3 KJ/mol

Haz clic en la imagen

Ejemplo:

1. S(s) + 3F2(g) SF6(g) 2. P4(s) + 5O2(g) P4O10(s) 3. C(s) + 2S(s) CS2 (l)

Solución: 1. ΔH⁰F : -1096.2 KJ/mol 2. ΔH ⁰ F : -3012.48 KJ/mol 3. ΔH ⁰ F : 87.3 KJ/mol

Ejercicios de práctica

Entalpía estándar de formación y reacción:

La importancia de las entalpías de formación estriba en que una vez que conocemos sus

valores podemos calcular La entalpía estándar de reacción ΔHºreac : es la cantidad de calor

que se desprende o absorbe durante una reacción química, a presión constante y de

acuerdo a la cantidad de reactivos y productos.

Σ= sumatoria

n= moles de productos

m= moles de reactivos

ΔH⁰F= Cambio en la E. S. de Formación

ΔH⁰rea= Cambio en la E. S. de Reacción

Entalpía estándar de formación y reacción:

Ejemplo:

Determina el calor generado en la reacción de combustión del etano a 25º C y 1atm.

2C2H6 (g) + 7O2 4CO2(g) + 6H2O(g)

Solución:

1. Tomamos los datos de entalpías de formación para cada uno de los compuestos

involucrados:

C2H6= -84.7 KJ/mol CO2 = -393.5 KJ/mol H2O = -241.8 KJ/mol

Continua…

2. Este valor se multiplica por el coeficiente que cada sustancia presenta en la ecuación

balanceada, es importante no olvidar los signos:

ΔH⁰rea= [4(-393.5) + 6(-241.8)] – [2(-84.7) + 7(0)]

2C2H6 (g) + 7O2 4CO2(g) + 6H2O(g)

ΔH⁰rea= -3024.8 – (-169.4)

ΔH⁰rea= -2.85 x 10 3

Su signo negativo nos indica que es una reacción exotérmica, y de acuerdo a su cantidad

se libera mucha energía al ambiente.

Ejercicios de práctica:

A partir de los datos de la tabla de entalpías determina la ΔH⁰rea para los siguientes casos

y establece si es una reacción exotérmica o endotérmica : 1. H2SO4 (l) + 2NaOH(ac) Na2SO4(s) + 2H2O (l) nota: el NaOH= -427.7

2. 2FeO(s) + C(s) 2Fe(s) + CO2(g)

3. Mn(s) + 2HNO3(l) Mn(NO3)2(ac) + H2(g) nota: el Mn(NO3)2= -636

4. 2CO2 (g) 2CO(g) + O2(g)

5. 2C2H2(g) + 5O2 (g) 4CO2(g) + 2H2O(g)

Ley de hess:

Cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio en la entalpía es el mismo

independientemente de que se efectúe la reacción en un paso o en una serie de pasos.

También conocido como el método indirecto para determinar la ΔH.

Vamos a ver el siguiente video el cual explica como realizar este procedimiento:

Ejemplo paso a paso:

La reacción en la que el disulfuro de carbono reacciona con agua para formar dioxido de

carbono y ácido sulfhídrico, ambos en estado gaseoso se representa de la siguiente manera:

CS2(l) + 2H2O (l) CO2(g) + 2H2S(g)

Calcula el cambio en la Entalpia de reacción a partir de las siguientes ecuaciones:

1. H2S(g) + 3/2O2 (g) H2O(l) + SO2 ΔH= -562.6 KJ/mol

2. CS2(l) + 3O2 (g) CO2(g) + 2SO2 ΔH= -1075.2KJ/mol

Solución: Tomamos como base nuestra ecuación a la que llamaremos “problema”, y a

partir de como se encuentre ordenada esta y de los coeficientes de cada uno de sus

reactivos y productos haremos una ecuación, es decir:

CS2(l) + 2H2O (l) CO2(g) + 2H2S(g)

Para la ecuación 1, que similitudes encuentras con la del problema:

1. H2S(g) + 3/2O2 (g) H2O(l) + SO2 ΔH= -562.6 KJ/mol

Nota que el ácido sulfhídrico se encuentra como producto en el problema, diferente a la

ecuación 1 que se encuentra como reactivo. Así también observamos que tenemos 2 moles

de ese ácido en la del problema (que es la que nos interesa) y sólo 1 en la ec. 1.

Por tanto habría que hacerle las siguientes modificaciones:

1. 2H2O(l) + 2SO2 2H2S(g) + 3O2(g) ΔH= +1125.2 KJ/mol

Nota que invertimos la reacción para que nuestro ácido quedara como producto, al hacer

esto el signo de ΔH cambia de negativo a positivo; así como también fue necesario

multiplicar a toda la ec 1 por “2” (# de moles del ácido problema) , es por eso que ΔH cambió también en cantidad.

Continua…

Y ahora ¿qué hacemos con nuestra ec. 2, al compararla con la del problema?

2. CS2(l) + 3O2 (g) CO2(g) + 2SO2 ΔH= -1075.2KJ/mol

CS2(l) + 2H2O (l) CO2(g) + 2H2S(g)

Nada, porque el disulfuro de carbono coincide tanto de lugar en los reactivos como en el #

de moles. Así que ya podemos resolver nuestro problema al sumar la ec 1 con la ec2.

1. 2H2O(l) + 2SO2 2H2S(g) + 3O2(g) ΔH= +1125.2 KJ/mol 2. CS2(l) + 3O2 (g) CO2(g) + 2SO2 ΔH= -1075.2KJ/mol

CS2(l) + 2H2O (l) CO2(g) + 2H2S(g) ΔH= +50.0 KJ/mol

Ley de Hess otros ejemplos:

Ley de Hess otros ejemplos:

Ley de Hess otros ejemplos:

-2323.78 kj/mol

Entropia :

Uno de los principales objetivos al estudiar la termodinámica, es poder predecir si ocurrirá

alguna reacción cuando se mezclan los reactivos en condiciones especiales (por ejemplo a cierta

temperatura, presión y concentración). Una reacción que sí ocurre en determinadas condiciones

se llama reacción espontánea.

Con el fin de predecir la espontaneidad de un proceso utilizaremos a la Entropia (S). La cual

podemos describir como una medida del grado de dispersión o desorden de la energía en un

sistema entre las diferentes posibilidades en que ese sistema puede contener la energía.

Entropia y la segunda ley de la termodinámica:

La conexión entre la entropía y la espontaneidad de una reacción queda expresada en la

segunda ley de la termodinámica: La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo

y se mantiene constante en un proceso que se encuentra en equilibrio.

Si la entropía es Mayor que Cero el proceso es espontáneo.

Si la entropía es Igual a Cero el proceso está en equilibrio.

Si el proceso fuera Menor que Cero el proceso es Espontáneo en la dirección Opuesta.

Ejercicios:

A partir de los valores de Entropía absoluta que se encuentran en el apéndice 3, calcule los

cambios de entropía estándar de las siguientes reacciones a 25º C.

Energía Libre de Gibbs:

A fin de determinar la espontaneidad de una reacción de una manera más directa se utiliza

otra función termodinámica denominada energía libre de Gibbs (G). O simplemente energía

libre.

Todas las cantidades de la ecuación son propiedades del sistema, y T es su temperatura. Note

que G tiene unidades de energía (tanto H como TS tienen unidades de energía) . Igual que H, y

S, G es una función de estado .

Cambio de energía libre “∆G”:

El cambio en la energía libre de un sistema para un proceso a temperatura constante es:

Entonces la energía libre de Gibbs es la energía disponible para realizar un trabajo.

Cambio de energía libre “∆G”:

Ejercicios:

1. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso:

H2O(S) H2O(l) a) A 10ºC

b) A 0ºC

Y determina para cada temperatura si la fusión es espontánea a presión constante. Considerar

∆H y ∆S como independientes de la temperatura. La entalpía de fusión es de 6.01KJ/mol y la

entropía de fusión es de 22J/K(mol).

∆G= 6.01KJ/mol – (283K)(22X10-3KJ/K•mol )

∆G= -0.22KJ/mol

∆G= 6.01KJ/mol – (273K)(22X10-3KJ/K•mol )

∆G= 0 .0KJ/mol

Se deduce que la fusión es espontánea a 10ºC pero que a 0ºC el hielo y el agua están en

equilibrio.

Ejercicios:

2. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso:

H2O(l) H2O(g) a) A 95ºC

b) A 105ºC

La entalpía de vaporización es 40.7KJ/mol y la entropía de vaporización es de

109.1J/K•mol . En cada caso indicar si la vaporización sería espontánea o no.

Respuesta del inciso a= 0.6KJ/mol no espontánea

Respuesta del inciso b= -0.5KJ/mol espontánea

Ejercicios:

3. Calcular el cambio en la energía libre , para el siguiente proceso:

Hg(l) Hg(g) a) A 350ºC

b) A 370ºC

La entalpía de vaporización es 59.3KJ/mol y la entropía de vaporización es de

94.2J/K•mol. En cada caso indicar si la vaporización sería espontánea o no.

Respuesta del inciso a= +0.6KJ/mol no espontánea

Respuesta del inciso b= -1.3KJ/mol es espontánea

Haz clic en el siguiente cuadro:

Formulario general de sumario de fisicoquímica:

Hasta aquí para el examen

Cambio de energía libre estándar de reacción “∆Gºr”:

Es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar,

cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar:

Entonces la energía libre de Gibbs es la energía disponible para realizar un trabajo.

Cambio de energía libre estándar de reacción “∆Gºr”:

Es el cambio de energía libre en una reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar,

cuando los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar:

∆GºF : Es la energía libre estándar de formación de un compuesto, es decir es el cambio de

energía libre que se presenta cuando se sintetiza 1 mol del compuesto a partir de sus elementos

en sus estados estándar.

Nota importante: como en el caso de la entalpía estándar de formación definimos como cero la

energía libre estándar de formación de cualquier elemento en su forma alotrópica más estable a

1 atm y 25ºC. Lee el siguiente texto te dará una idea de lo que esto significa:

Ejercicios:

Calcula los cambios de energía libre estándar para las siguinetes reacciones a 25ºC:

Solución:

Ejercicios:

Calcula los cambios de energía libre estándar para las siguinetes reacciones a 25ºC:

Solución:

Respuestas: