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Termodinámica

QUIMICA APLICADA. Termodinámica. Introducción a la termodinámica. Termodinámica. Termoquímica. Estudio científico de La ENERGÍA y sus transformaciones. Algunas definiciones:. Sistema: Parte del universo que es objeto de estudio . Entorno, alrededores, ambiente: Resto del universo.

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Termodinámica

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  1. QUIMICA APLICADA Termodinámica

  2. Introducción a la termodinámica Termodinámica Termoquímica Estudio científico de La ENERGÍA y sus transformaciones.

  3. Algunas definiciones: Sistema:Parte del universo que es objeto de estudio. Entorno, alrededores, ambiente:Resto del universo Sistemas 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

  4. 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

  5. 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 Si un sistema sufre un ΔE, el univ. o el entorno deben mostrar un cambio igual pero de signo contrario ΔE sist = - ΔE alr

  6. 1° principio de la Termodinámica E sist = E interna E interna = EC + EP • Energía cinética traslacional. • Rotación molecular. • Energía vibracional. • Electrones. • Atracciones intermoleculares. • Enlaces químicos.

  7. 1° principio de la Termodinámica Lo que se puede medir es el CAMBIO de ΔE interna Sistema + - Trabajo realizado sobre el sistema Trabajo realizado por el sistema Calor absorbido por el sistema Calor liberado por el sistema ΔE interna = q + w

  8. Procesos Espontáneos y no espontáneos Ninguno viola el 1° principio, pero solo uno de los casos es espontáneo

  9. Proceso exotérmico no es necesariamente espontáneo Ej: CH4(g) + O2 (g) → CO2(g) + H2O (l) H0 = -890 kJ Combustión : Proceso espontáneo Ej: H2O (l) → H2O (s) H0 = -6.01 kJ No es espontáneo por encima de 0°C

  10. ENTROPÍA Es una medida del desorden del sistema. Entropía : desorden de un sistema; > desorden >S Entropía absoluta siempre: S>0

  11. Condición estándar ENTROPÍA Entropía estándar medida a 1 atm: S° Unidades: J/K.mol Entropía es función de estado:DS = Sf - Si Si DS > 0 el sistema se desordena Si DS < 0 el sistema se ordena

  12. 2° Principio de la Termodinámica La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo DSuniv = DSsist + DS alr > 0 Espontáneo permanece inalterada en un proceso de equilibrio DSuniv = DSsist + DS alr = 0 Equilibrio

  13. 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.

  14. aS0(A) bS0(B) - [ + ] cS0(C) dS0(D) [ + ] = aA + bB cC + dD - S mS0(reactivos) S nS0(productos) = DS0 DS0 DS0 DS0 r r r r = 2 x S0(CO2) – [2 x S0(CO) + S0 (O2)] = 427,2 – [395,8 + 205,0] = -173,6 J/K.mol Entropía estándar de reacción (DS0 ) Cambio de entropía para una reacción realizada en 1 atm ¿Cuál es el cambio de entropía estándar para la siguiente reacción a 25°C? 2CO (g) + O2 (g) 2CO2 (g) S0(CO2) = 213.6 J/K•mol S0(CO) = 197.9 J/K•mol S0(O2) = 205.0 J/K•mol

  15. 3° Principio de la Termodinámica:La entropía de una sustancia cristalina perfecta es 0 a 0 K Entropía absoluta : DS = Sf – Si Como Si = 0 DS = Sf

  16. G = H –TS Para un proceso a Temperatura constante: Energía libre de Gibbs 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

  17. G = H – TS Energía libre de Gibbs

  18. DG0 DG0 DG0 12DG0 (CO2) 6DG0 (H2O) 2DG0 (C6H6) - [ ] [ + ] = r r r f f f [ 12x–394,4 + 6x–237,2 ] – [ 2x124,5 ] = -6405 kJ = nDG0 (productos) f ¿Cuál es el cambio de energía libre estándar para la reacción siguiente a 25 °C? 2C6H6(l) + 15O2(g) 12CO2(g) + 6H2O (l) = S S mDG0 (reactivos) - f ¿Es la reacción espontánea a 25 0C? DG0 = -6405 kJ < 0 Espontánea

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