QUIMICA APLICADA Termodinmica Introduccin a la termodinmica Termoqumica
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QUIMICA APLICADA Termodinámica
Introducción a la termodinámica Termoquímica Termodinámica Estudio científico de La ENERGÍA y sus transformaciones.
Algunas definiciones: Sistemas Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, ambiente: Resto del universo • • • Abiertos: intercambian m y E Cerrados: intercambian solo E Aislados: no hay intercambio Propiedades: Intensivas: no dependen de la masa. Ej: T, P, d Extensivas: dependen de la masa. Ej: V, m, E
Funciones de estado Cuando cambia el estado de un sistema, el valor del cambio de una función de estado , depende únicamente del estado inicial y final del sistema. P, V, T, E, H, S, G entre otras. Independientes de la trayectoria. Calor y Trabajo no son funciones de estado
1° principio de la Termodinámica La energía no se crea ni se destruye se convierte de una forma en otra ΔE univ = ΔE sist + ΔE alr = 0 ΔE sist = - ΔE alr Si un sistema sufre un ΔE, el univ. o el entorno deben mostrar un cambio igual pero de signo contrario
1° principio de la Termodinámica E sist = E interna = EC + EP • Energía cinética traslacional. • Rotación molecular. • Energía vibracional. • Electrones. • Atracciones intermoleculares. • Enlaces químicos.
1° principio de la Termodinámica Lo que se puede medir es el CAMBIO de ΔE interna = q + w + Trabajo realizado sobre el sistema Calor absorbido por el sistema Sistema Trabajo realizado por el sistema Calor liberado por el sistema
Procesos Espontáneos y no espontáneos Ninguno viola el 1° principio, pero solo uno de los casos es espontáneo
Ej: CH 4 (g ) + O 2 (g) → CO 2 (g ) + H 2 O (l ) H 0 = -890 k. J Combustión : Proceso espontáneo Ej: H 2 O (l ) → H 2 O (s ) H 0 = -6. 01 k. J No es espontáneo por encima de 0°C Proceso exotérmico no es necesariamente espontáneo
ENTROPÍA Es una medida del desorden del sistema. Entropía : desorden de un sistema; Entropía absoluta siempre: S>0 > desorden >S
ENTROPÍA Entropía estándar medida a 1 atm: S° Condición estándar Unidades: J/K. mol Entropía es función de estado: S = Sf - Si Si S > 0 el sistema se desordena Si S < 0 el sistema se ordena
2° Principio de la Termodinámica La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo Suniv = Ssist + S alr > 0 Espontáneo permanece inalterada en un proceso de equilibrio Suniv = Ssist + S alr = 0 Equilibrio
Procesos con aumento de entropía Para toda sustancia la entropía aumenta en el orden Ssólido < Slíquido << Sgas La mezcla de sustancias o la disolución de un sólido en un líquido aumenta la entropía del sistema. La entropía de cualquier sustancia se incrementa si su temperatura aumenta. Un incremento de la cantidad de moles de sustancias gaseosas aumenta la entropía del sistema.
Entropía estándar de reacción (DS 0 ) Cambio de entropía para una reacción realizada en 1 atm a. A + b. B S 0 r = S 0 r c. C + d. D [ c. S 0(C) + d. S 0(D) ] - [ a. S 0(A) + b. S 0(B) ] = S n. S 0(productos) - S m. S 0(reactivos) ¿Cuál es el cambio de entropía estándar para la siguiente reacción a 25°C? 2 CO (g) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) S 0(CO) = 197. 9 J/K • mol S 0(CO 2) = 213. 6 J/K • mol S 0(O 2) = 205. 0 J/K • mol S 0 r = 2 x S 0(CO 2) – [2 x S 0(CO) + S 0 (O 2)] S 0 r = 427, 2 – [395, 8 + 205, 0] = -173, 6 J/K. mol
3° Principio de la Termodinámica: La entropía de una sustancia cristalina perfecta es 0 a 0 K Entropía absoluta : S = Sf – Si Como Si = 0 S = Sf
Energía libre de Gibbs G = H –TS Para un proceso a Temperatura constante: G = Hsist –T Ssist La energía libre es la energía disponible para realizar trabajo (energía útil) G < 0 La reacción es espontánea G > 0 La reacción no es espontánea G = 0 La reacción está en equilibrio
Energía libre de Gibbs G = H – T S H S >0 >0 >0 <0 <0 G Reacción espontánea a altas temperaturas Siempre > 0, NO espontánea Siempre < 0, Siempre espontánea a cualquier T Reacción espontánea a bajas temperaturas
¿Cuál es el cambio de energía libre estándar para la reacción siguiente 2 Ca 25 °C? + 15 O (g) H (l) 12 CO (g) + 6 H O (l) 6 6 2 2 G 0 r = S n G 0 f(productos) 2 - S m G 0 f (reactivos) G 0 r = [ 12 G 0 f (CO 2) + 6 G 0 f (H 2 O)] - [ 2 G 0 f (C 6 H 6) ] G 0 r = [ 12 x– 394, 4 + 6 x– 237, 2 ] – [ 2 x 124, 5 ] = -6405 k. J ¿Es la reacción espontánea a 25 0 C? G 0 = -6405 k. J <0 Espontánea
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