Elementos de Termodinámica en Procesos

Elementos de Termodinámica
en Procesos

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MVLS

•Como se indicó anteriormente, un sistema intercambia
energía con sus alrededores, ya sea porque transfiere calor o
realiza trabajo
∆U = q + W

•Y si el trabajo realizado es de expansión
∆U = q + W = q − P ∆V
q = ∆U + P∆V

•Una reacción química puede llevarse a cabo en un reactor
cerrado, de manera que:
q v = ∆U = (U f − U i )•El cambio de energía en el sistema se debe por completo a
la transferencia de calor
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MVLS

•Alternativamente, una reacción química puede llevarse a
cabo en un matraz o un aparato abierto que mantenga la
presión contante y permita que el volumen del sistema
cambie con libertad:
q p = ∆U + P ∆V

•El cambio de energía en el sistema se debe tanto a la
transferencia de calorcomo al trabajo PV
En los procesos químicos es muy común que las reacciones
se lleven a cabo a presión constante en recipientes abiertos.
El cambio de calor para un proceso como éste se denomina
calor de reacción o cambio de entalpía de la reacción (∆H)
∆
q p = ∆U + P ∆V = ∆ H
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•Al igual que la energía interna, la entalpía es una función de
estado por lo tanto solo esnecesario conocer el valor entre
el estado final e inicial:
∆H = H f − H i = H productos − H reac tan tes

Cuán grande es la diferencia entre qv (flujo de calor a
volumen constante, ∆U) y qp (flujo de calor a presión
constante, ∆H)?

C 3 H 8 ( g ) + 5O2 ( g ) → 3CO 2 ( g ) + 4 H 2 O( g )

∆U = -2045 kJ
∆H = -2043 kJ
P∆V = +2 kJ
∆

La diferencia entre ∆H y ∆U generalmente es pequeña______
MVLS

•Si no ocurre cambio de volumen ni se efectúa trabajo
alguno, ∆H = ∆U
CH 4 ( g ) + 2O2 ( g ) → CO 2 ( g ) + 2 H 2 O( g )

∆U = ∆H = -802 kJ

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•Reacciones exotérmicas/endotérmicas

Entalpía, H

reactivos
∆H < 0

EXOTÉRMICA

productos

Avance de la reacción

2 Al( s ) + Fe2 O3 ( s ) → 2 Fe( s ) + Al 2 O3 ( s )

∆H º = −852kJ

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MVLS•Reacciones exotérmicas/endotérmicas

Entalpía, H

productos

∆H > 0

ENDOTÉRMICA

reactivos

Avance de la reacción

Ba (OH ) 2 ⋅ 8 H 2 O( s ) + 2 NH 4 Cl ( s ) → BaCl 2 ( ac ) + 2 NH 3 ( ac ) + 10 H 2 O( l )

∆H º = +80,3kJ

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•El valor de ∆Hº dado para una reacción supone que ésta se
encuentra balanceada, que todas las sustancias están en sus
estados estándar y que seindica el estado físico de cada
sustancia. El calor que se libera en una reacción depende de
las cantidades de reactivos.
•Ejemplo: Cuanto calor se desprende cuando 5 g de aluminio
reaccionan en proporción estequeométrica con el Fe2O3?
2 Al( s ) + Fe2 O3 ( s ) → 2 Fe( s ) + Al 2 O3 ( s )

∆H º = −852kJ

qp = 78,8 kJ

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Problemas: Cuanta energía calorífica se libera oabsorbe en
cada una de las siguientes reacciones:
a) Combustión de 15,5 g de propano
C 3 H 8 ( g ) + 5O2 ( g ) → 3CO 2 ( g ) + 4 H 2 O( l )

∆H º = −2219 kJ

b) 4,88 g de hidróxido de bario octahidratado con cloruro de
amonio
Ba (OH ) 2 ⋅ 8 H 2 O( s ) + 2 NH 4 Cl ( s ) → BaCl 2 ( ac ) + 2 NH 3 ( ac ) + 10 H 2 O( l )

∆H º = +80,3kJ

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•Problema de concepto clave

∆U =-186 kJ/mol

a) El signo de P∆V es positivo o negativo? Explique
∆
b) Cuales son el signo y magnitud aproximadas de ∆H?
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Explique
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Cálculo de ∆U, ∆H para procesos que implican GI (sin
reacción química ni cambio de fase)
•Para GI, ∆U = f(T)
∆U = qv = cV (Tf – Ti), cV: capacidad calorífica a
volumen constante. Calor
requerido para aumentar la
temperatura de una sustancia
enuna cantidad dada.
•Como ∆H = ∆U(T) + ∆(PV) = ∆U(T) + ∆(nRT) = ∆H(T)
∆H = qp = cp (Tf – Ti), cp: capacidad calorífica a
presión constante
Donde, cp – cv = nR

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Calores específicos y capacidad calorífica molar de algunas
sustancias comunes a 25ºC
Sustancia
Agua (s)*
Agua (l)
Aire (seco)**
Aluminio
Cobre
Oro
Hierro
Mercurio
NaCl

Calor específico
(J/g ºC)...