Energía del movimiento. Energía Eléctrica

Transcripción

1 Energía Química Energía Luminosa Energía del movimiento Energía Eléctrica gerencia.over-blog.com Energía Nuclear Calor ecosofiadiversidadcultural.blogspot.com noticiaaldia.com locomotor73.blogspot.com

2 4fisicayquimica.blogspot.com

3 La Termodinámica es esencial para la química. Explica por qué las reacciones tienen lugar y nos permite predecir la cantidad de calor que liberan y el trabajo que pueden realizar. Forma parte de nuestras vidas, ya que el calor emitido por los combustibles al quemarse y los recursos energéticos aportados por los alimentos que ingerimos, están gobernados por principios termodinámicos.

4 Por qué unos procesos ocurren en un sentido y no en el contrario? granitodearena-purezza.blogspot.com Para dar una explicación a esto, debemos entender algunos conceptos

5 Definiciones : Es la porción de universo que tomamos como objeto de estudio. Existen tres tipos de sistemas: : es el conjunto de propiedades que permiten definirlo (ejemplo: presión, volumen, temperatura) SISTEMA + ENTORNO= UNIVERSO

6 abierto cerrado aislado

7 La suma de todas las formas de energía de un sistema se denomina, la cual es la suma de las energías cinética, potencial e interna. La representa la energía molecular de un sistema (energía de las moléculas, sus interacciones, energía de protones, etc.). lapizarradelafisica.blogspot.com

8 Un sistema se define como termodinámicamente en equilibrio si mantiene un equilibrio térmico, mecánico, de fase y químico. shackjair.blogspot.com aprendiendomasfisica2.blogspot.com

9 Es una transformación en la que un sistema intercambia energía con su entorno, pasando de un estado inicial de equilibrio a otro estado final de equilibrio. PUEDEN SER Procesos reversibles: a través de etapas tan cortas que las variables del sistema no varían apreciablemente entre etapas. El sistema está en constante equilibrio con el entorno y puede invertirse mediante un cambio infinitesimal. Procesos irreversibles: el sistema cambia tan rápido que no puede restablecer el equilibrio con su entorno. Un pequeño cambio en las variables no consigue invertir el proceso.

10 Magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química). Ejemplos: Presión Temperatura Volumen Concentración Variables extensivas: cuyo valor depende de la cantidad de materia que contiene el sistema. Ej. masa, volumen Variables intensivas: cuyo valor no depende de la cantidad de materia que contiene el sistema. Ej. T, P, densidad.

11 Tienen un valor único para cada estado del sistema. Su variación solo depende del estado inicial y final y no del camino desarrollado. SÍ son: presión, temperatura, energía interna, entalpía. NO son: calor, trabajo

12 La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas físicos y su entorno Energía: una propiedad de un sistema que expresa su capacidad de realizar un trabajo Se distinguen dos formas de intercambio de energía entre el sistema y su entorno: Calor: es la energía que se intercambia entre un sistema y sus alrededores como resultado de una diferencia de temperaturas. El calor fluye desde el cuerpo más caliente hasta el cuerpo más frío. Trabajo: se realiza trabajo cuando se desplaza un cuerpo una distancia d realizando sobre él una fuerza F Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema

13 se mide por calorimetría medidas de cambios de temperatura y de capacidades caloríficas (calores específicos) Q A Q B A B m c () T T A A A2 A1 Q A : calor recibido por A QA m c () T QB T B B B2 B1 Q B : calor recibido por B Q 0 Q 0 El sistema recibe calor El sistema pierde calor

14 POSITIVO: todo aquello que aumenta la energía del sistema. NEGATIVO: todo aquello que la disminuye

15 W > 0 W < 0 SISTEMA Q > 0 Q < 0 Q>0 calor absorbido por el sistema Q<0 calor desprendido por el sistema W>0 trabajo realizado sobre el sistema W<0 trabajo realizado por el sistema

16 w = F x d = (P x A) x h = P V w = -P ext V p = cte W = - p V Expansión V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema Compresión V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema

17 Conservación de la energía La energía no se crea ni se destruye. Se conserva constante y puede interconvertirse. E= q w Q = es el calor hacia el sistema W = es el trabajo hecho por el sistema E = es la energía interna E = la variación entre el estado final y el inicial. Es una función de estado

18 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 CALOR Q > 0 CALOR Q < 0 TRABAJO W < 0 TRABAJO W > 0

19 F W P() V V ext 2 1 Q mc T T () 3 2 P V 1 T 1 P V 2 T 2 P 3 V 2 T 3 U U U Q W final inicial ext Un sistema sólo tiene energía interna: Un sistema no contiene calor o trabajo. Estos sólo existen durante un cambio del sistema

20 Aplicaciones de la primera Ley PROCESOS ISOTÉRMICOS ΔT = 0, ΔU = 0 ΔU = Q + W =0 y Q = -W Q entrada Q salida Salida ΔU = 0 ΔU = 0 de trabajo Entrada de trabajo ENTRADA NETA DE CALOR = SALIDA DE TRABAJO ENTRADA DE TRABAJO = SALIDA NETA DE CALOR

21 PROCESOS ADIABÁTICOS NO HAY INTERCAMBIO DE CALOR, ΔQ = 0 ΔU = Q + W ; ΔU = O + W ΔU = W W = - U U = - W U Sale trabajo Q = 0 + U Entra trabajo

22 Es el incremento entálpico de una reacción en la cual, tanto reactivos como productos están en condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC; conc. = 1 M). Se expresa como H 0 y como se mide en J o kj depende de cómo se ajuste la reacción. Así, H 0 de la reacción 2 H 2 + O 2 2 H 2 O es el doble del de H 2 + ½ O 2 H 2 O. H 0 = H 0 productos H 0 reactivos

23 Expresan tanto los reactivos como los productos indicando entre paréntesis su estado físico, y a continuación la variación energética expresada como H (habitualmente como H 0 ). Ejemplos: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O(l); H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g); H 0 = 890 kj H 0 = kj

24 CUIDADO!: H depende del número de moles que se forman o producen. Por tanto, si se ajusta poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar H 0 por 2: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(g) ; H 0 = 2 ( kj) Con frecuencia, suelen usarse coeficientes fraccionarios para ajustar las ecuaciones: H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) ; H 0 = kj

25 Es el incremento entálpico ( H) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como H f0. Se trata de un calor molar, es decir, el cociente entre H 0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kj/mol. Ejemplos C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) H 0 f = kj/mol H f0 = kj/mol

26 H en una reacción química es constante con independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. Recuerda que H es función de estado. Por tanto, si una ecuación química se puede expresar como combinación lineal de otras, podremos igualmente calcular H de la reacción global combinando los H de cada una de las reacciones.

27 Aplicando la ley de Hess podemos concluir que : H 0 = n p H f 0 (productos) n r H f 0 (reactivos) Recuerda que H f0 de todos los elementos en estado original es 0.

28 Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de formación del butano (C 4 H 10 ), agua líquida y CO 2, cuyos valores son respectivamente 124 7, y kj/mol, calcular la entalpía estándar de combustión del butano. La reacción de combustión del butano es: C 4 H 10 (g) +13/2O 2 (g) 4 CO 2 (g) + 5H 2 O(l) H 0 comb=? ΔH 0 = n p H f0 (prod) n r H f0 (reac) = 4 mol( kj/mol) + 5 mol( kj/mol) 1 mol( kj/mol) = ΔH 0 = kj Luego la entalpía estándar de combustión será: H 0 combustión = kj/mol

29 Ejemplo: Dadas las reacciones (1) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(g) H 10 = kj (2) H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) H 20 = kj calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar. La reacción de vaporización es... (3) H 2 O(l) H 2 O(g) H 0 3 =? (3) puede expresarse como (1) (2), luego H 0 3 = H 0 1 H 0 2 = kj ( kj) = 44 kj H 0 vaporización = 44 kj /mol

30 Es una medida del desorden del sistema que sí puede medirse y tabularse. S = S final S inicial Existen tablas de S 0 (entropía molar estándar) de diferentes sustancias. En una reacción química: S 0 = n p S 0 productos n r S 0 reactivos La entropía es una función de estado.

31 Ejemplo: Calcula S 0 para las siguientes reacciones químicas: a) N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO(g); b) 3 H 2 (g) + N 2 (g) 2 NH 3 (g). Datos: S 0 (J mol 1 K 1 ): H 2 (g) = 130,6; O 2 (g) =205; N 2 (g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH 3 (g) =192,3 S 0 = n p S 0 productos n r S 0 reactivos a) S 0 = 2 mol 210,7 J mol 1 K 1 (191,5 J K J K 1 ) = 24,9 J K 1 b) S 0 = 2 192,3 J K 1 (3 mol 130,6 J mol 1 K ,5 J K 1 ) = 198,7 J K 1

32 En cualquier proceso espontáneo la entropía total del universo tiende a aumentar siempre. S universo = S sistema + S entorno 0 A veces el sistema pierde entropía (se ordena) espontáneamente. En dichos casos el entorno se desordena.

33 La entropía de cualquier sustancia a 0 K es igual a 0 (máximo orden). Equivale a decir que no se puede bajar de dicha temperatura. CUIDADO! Las S de los elementos en condiciones estándar no son 0 sino que es positiva.

34 En procesos reversibles y a temperatura constante se puede calcular S de un sistema como: Q S = T y si el proceso químico se produce a presión constante: H sistema S sistema = T H sistema S entorno = T S 0 (entropía molar estándar) se mide en J mol 1 K 1 S reacción se mide en J K 1.

35 En procesos a T constante se define como: G = H T S G = H T S En condiciones estándar: G 0 = H 0 T S 0 S universo = S sistema + S entorno > 0 (proceso espontáneo) Multiplicando por T y como T S entorno = H sist T S universo = T S sist + H sist = G < 0 En procesos espontáneos: G < 0 Si G. > 0 la reacción no es espontánea Si G. = 0 el sistema está en equilibrio

36 G es una función de estado. Al igual que el incremento entálpico el incremento de energía libre de una reacción puede obtenerse a partir de G f 0 de reactivos y productos: G 0 = n p G f 0 (productos) n r G f 0 (reactivos)

37 Reacción no espontánea Reacción espontánea Energía libre (G) Reactivos Productos G > 0 Energía libre (G) Reactivos G < 0 Productos T, p = ctes. T, p = ctes.

38 Una reacción es espontánea cuando G ( H T x S) es negativo. Según sean positivos o negativos los valores de H y S (T siempre es positiva) se cumplirá que: H < 0 y S > 0 G < 0 H > 0 y S < 0 G > 0 H < 0 y S < 0 G < 0 G > 0 H > 0 y S > 0 G < 0 G > 0 espontánea no espontánea a T bajas a T altas a T altas a T bajas

39 H < 0 S > 0 Espontánea a todas las temperaturas S H > 0 S > 0 Espontánea a temperaturas altas H H < 0 S < 0 Espontánea a temperaturas bajas H > 0 S < 0 No Espontánea a cualquier temperaturas