QUIMICA_GENERAL_TERMODINAMICA_QUIMICA_UN

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QUIMICA GENERAL
TERMODINAMICA QUÍMICA
INGENIERIA DE ALIMENTOS
2019
UNIDAD II
CONTENIDO
– Definición de termodinámica. Naturaleza de la energía. Tipos de energía.
– Sistemas. Definición. Tipos de sistemas. Características. 
– Estados de un sistema. Definición. Funciones de estado. Definición. 
Ejemplos. Primera ley de la termodinámica. Enunciado.
– Energía interna, trabajo y calor. Definiciones. Características. Aplicaciones.
– Transferencia de calor. Definición. Características. Calor específico. 
Aplicaciones.
– Entalpía de las reacciones químicas. Definición. Características. 
Aplicaciones.
• Entalpia. Ecuaciones termodinámicas. Cambio de entalpía. Conceptos. 
Características. Aplicaciones.
• Ley de Hess. Enunciado. Entalpía molar de formación y de reacción. 
Definiciones. Características. Aplicaciones.
– Entropía. Segunda ley de la termodinámica. Tercera ley de la 
termodinámica. Enunciados. Aplicaciones. 
– Energía de Gibbs. Definición. Características. Aplicación. Espontaneidad de 
los cambios físicos y químicos. Determinación.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE EL 
ESTUDIO DE LA 
TERMODINAMICA?
15 febrero 
2019
LA SOCIEDAD MODERNA DEPENDE de la energía para su existencia.
Cualquier síntoma de escasez de energía —como apagones
programados, escasez de gasolina o encarecimiento del gas natural—
basta para sacudir la confianza de la gente y perturbar los mercados.
¿POR QUÉ ES IMPORTANTE EL 
ESTUDIO DE LA 
TERMODINAMICA?
Casi toda la energía de que dependemos se obtiene de reacciones
químicas, como la quema de combustibles fósiles, las reacciones
químicas dentro de las baterías o la formación de biomasa por
fotosíntesis.
La energía tiene que ver mucho con la química. 
Es el estudio científico de la energía y sus
transformaciones. Permite establecer relaciones
entre calor, trabajo y otras formas de energía.
Permite comprender y predecir la DIRECCION y
FACTIBILIDAD de los procesos físicos y químicos en
diferentes condiciones.
TERMODINAMICA
El estudio de la energía y sus transformaciones se conoce como
termodinámica (del griego thérme, “calor” y dy’namis, “potencia”).
Este campo de estudio se inició durante la Revolución Industrial cuando
se estudiaron las relaciones entre calor, trabajo y el contenido
energético de los combustibles, en un esfuerzo por obtener el máximo
de rendimiento de las máquinas de vapor.
Es la capacidad de transferir calor o realizar 
un trabajo.
ENERGIA- Concepto
Calor
Energía empleada para incrementar la 
temperatura de un cuerpo u objeto.
Trabajo
Definición convencional: Cambio de energía en 
el cual un cuerpo se desplaza una distancia d, 
contra una fuerza f.
W= f.d
Definición química: Cambio de energía que 
acompaña a una reacción química en la que 
produce una variación de volumen ΔV a una 
presión P. 
W= P.ΔV 
Definición 
convencional
W= f.d W= ΔV . P
f.d = ΔV . P
f.d = d. A . f
A
Definición 
química 
La unidad de energía para expresar el trabajo y el 
calor en el SI es el Joule.
Unidades de energía
1 Joule (J)= 1Kg.m2/s2 1 kJ= 1.000 J 
Una caloría es la cantidad de energía requerida 
para elevar la temperatura de 1 g de agua en 1°C.
1 cal = 4,18 J 1 k cal = 1.000 cal 
ENERGIA
Formas en que puede encontrarse
• Energía Potencial: La energía
potencial es la energía que
posee un sistema en virtud
de su posición o
composición.
• Energía cinética: es la
producida por un objeto en
movimiento.
E = 1 m V2
2
E = m.g.h
Cuando el cuerpo empieza a moverse, la energía 
potencial se convierte en energía cinética.
ENERGIA
Cinética y potencial
E P máxima 
Es una de las formas de energía potencial más importante 
en química.
Eel = k. Q1 . Q2
d
- Energía radiante: proviene del Sol y es la fuente de energía 
primaria de la Tierra.
- Energía térmica: es la energía asociada con el movimiento 
arbitrario de átomos y moléculas. Es un ejemplo de energía 
cinética.
- Energía química: es la energía almacenada dentro de los 
enlaces de las sustancias químicas. Es energía potencial.
- Energía eléctrica: generada por el movimiento de electrones 
a través de una diferencia de potencial
- Energía nuclear: es la energía almacenada por los neutrones 
y protones dentro del núcleo del átomo.
ENERGIA - Tipos
Es un tipo de energía potencial que se almacena 
en las unidades estructurales de las sustancias.
Esta energía se determina por el tipo y arreglo de 
los átomos que constituyen cada sustancia.
Cuando las sustancias participan en una reacción 
química, la energía química se libera, almacena o 
convierte en otras formas de energía.
Energía química
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O + Energía 
C8H18 + 25/2 O2 8CO2 + 9H2O + energía
Energía asociada al movimiento aleatorio de los 
átomos y moléculas.
Energía térmica
Mayor movimiento de 
partículas.
Mayor energía térmica
temperatura = energía térmica
Temperatura es una medida de la energía 
térmica 
Mayor temperatura
Mayor energía térmica
900C 400C
Por qué?? 
Porque la energía térmica depende también de la masa de 
sustancia 
Energía térmica
Energía radiante
Energía térmica
Energía química
Energía mecánica
Energía eléctrica2
6
3
1
4
5
Interconversión entre tipos de energía
Conceptos básicos 
Sistema 
Sistema: es la porción específica del universo que 
es de interés en el estudio. 
Ejemplos de sistemas:
•Un mol de CO contenido en un recipiente cerrado
•Un litro de solución 0,5 Molar de glucosa
abierto
materia y energíaIntercambio:
cerrado
energía
aislado
nada
Tipos de sistema 
Vapor de agua
Calor Calor
Sistema cerrado
3 moles
Reactivos
2 moles
Producto
2 H2 + O2 → 2 H2O + energía 
Transferencia de energía-
Trabajo y calor 
Hay dos mecanismos de transferencia de energía
entre un sistema y el entorno:
• Trabajo: Se define como la energía transferida 
cuando una fuerza mueve un objeto. 
W = F x d
• Calor: Es la energía transferida desde un objeto 
caliente hacia otro más frío. 
w = F x d w = -P DV
P x V = x d 3 = F x d = w
F
d 2
DV > 0 -PDV < 0
wsistema < 0 
(Negativo porque el Sistema se expande)
Inicial Final
Dw = wfinal - winicial
Trabajo
Una muestra de nitrógeno se expande de un volumen 
de 1.6 L a 5.4 L. ¿Cuál será el trabajo en Joules 
realizado por el gas si se expande a) contra el vacío b)
contra una presión constante de 3.7 atm?
w = -P DV
a) DV = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L P = 0 atm
W = -0 atm x 3.8 L = 0 L•atm = 0 Joules
b) DV = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L P = 3.7 atm
w = -3.7 atm x 3.8 L = -14.1 L•atm 
w = -14.1 L•atm x 101.3 J
1L•atm
= -1430 J
Un proceso exotérmico es cualquier proceso que emite calor
o transfiere la energía térmica del sistema al entorno o
vecindad.
Un proceso endotérmico es cualquier proceso en el que el 
entorno tiene que suministrar calor al sistema.
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) + energía
H2O (g) H2O (l) + energía
Energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)
Energía + H2O (s) H2O (l)
Calor
Propiedades termodinámicas-
Estado de un sistema 
Un sistema queda completamente descrito 
cuando se definen 4 variables básicas: 
•Temperatura
•Presión
•Volumen
•Composición
Cuando un sistema pasa de un estado inicial a un
estado final, puede haber cambios en las “variables
de estado”:
Volumen
DP = Pfinal - Pinicial
DV = Vfinal - Vinicial
DT = Tfinal - Tinicial
Presión 
Temperatura
Estos se traducirán en cambios en las “funciones de 
estado”
Propiedades termodinámicas 
Funciones de estado
Las FUNCIONES DE ESTADO, son aquellas que solo
dependen del “estado actual” de un sistema y no de la
trayectoria que este siguió para llegar a dicho estado.
El valor de una función de estado no depende de la historia
específica de la muestra, sólo de su condición actual.
Las FUNCIONES DE ESTADO quedan totalmente 
definidas al especificar las 4 variables: 
temperatura, 
presión, 
volumen
composición química del sistema. 
La energía potencial del excursionista 1 yel excursionista 2
es la misma aun cuando ellos tomaron caminos diferentes. 
Funciones de estado
Energía 
interna
Energía cinética:
• Movimiento de átomos y moléculas.
• Movimiento de electrones
Energía potencial:
• Fuerzas de atracción entre electrones y núcleos
• Fuerzas de repulsion entre electrones
• Fuerzas de repulsion entre núcleos
• Fuerzas intermoleculares
Funciones de estado
Energía interna (E)
Funciones de estado
Energía interna (E)
DE = Efinal - Einicial
No se puede determinar la energía interna (E) de
un Sistema, pero si la variación de energía interna
(ΔE) de un proceso.
DE = + Si Efinal > Einicial
DE = - Si Efinal < Einicial
(E) depende sólo del estado actual del sistema y no del camino por el
cual llegó a ese estado.
La energía interna de 50 g de agua a 25ºC es la misma, sea que el agua
se haya enfriado desde una temperatura más alta a 25ºC o se haya
obtenido fundiendo 50 g de hielo y calentándolo hasta 25°C
Funciones de estado
Energía interna (E)
¿Cómo puede cambiar la energía interna de un 
Sistema?. 
Absorbe calor del entorno
Libera calor al entorno
Realiza trabajo sobre el entorno
Recibe trabajo del entorno
Q +
Q -
W -
W +
El intercambio de calor y trabajo con el entorno es
lo que hace variar la Energía interna (E) de un
Sistema.
Primera ley de la termodinámica
Esto se resume en:
La energía puede ser convertida de una forma a 
otra, pero no puede ser creada o destruida. 
DEsistema + DEentorno = 0
o
DEsistema = -DEentorno
La energía que pierde el Sistema la gana el entorno, o 
viceversa
1ra Ley de la Termodinámica
DEsistema + DEentorno = 0
o
DEsistema = -DEentorno
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
Energía química liberada por combustión = Energía absorbida por el entorno 
Sistema Entorno
Ejemplo: En la reacción de combustion del gas de 
cocina (reacción química exotérmica):
Expresión matemática de la primera ley: DEsistema
DE = q + w
ΔE es el cambio en la energía interna del sistema
q es el cambio de calor entre el sistema y el entorno 
W es el intercambio de energía en forma de trabajo
W = -PΔV 
cuando un gas se expande en contra de una presión 
externa constante
Interpretación de la 1ra ley
Proceso Signo
Trabajo hecho por el sistema sobre el entorno -
Calor liberado por el sistema hacia el entorno (exotérmico) -
Trabajo hecho por el entorno sobre el sistema +
Calor absorbido por el sistema del entorno (endotérmico) +
DE = q + w
Cuando el sistema realiza un trabajo sobre el entorno (w-) o libera
calor (q -), la energía interna del sistema disminuye (ΔE -)
DE = q + w
¿Calor y trabajo son funciones de estado?. 
NO!! 
Calor y trabajo no son propiedades del sistema, sino
del proceso y por tanto dependen de las condiciones
en que este ocurre. 
Q y W no son funciones de estado, sin embargo 
E, la sumatoria de ellas, sí lo es. 
El valor de ΔE será siempre el mismo 
para un determinado proceso, sin importar la ruta por
la que éste ocurra; por tanto, si al cambiar la ruta el 
valor de q aumenta, el de W disminuirá, de manera
que la suma de ambos (ΔE) se mantendrá constante. 
DE = q + w
DE = q + w
¿Cómo aplicamos la 1ra ley a procesos
desarrollados en condiciones diferentes?. 
- Volumen constante
- Presión constante
DE = q + w
A volumen constante:
DE = q - PDV = 
DE = q - P. 0
DV = 0 
DE = qv
Como no hay cambio de 
volumen…. 
Y no se realiza ningún trabajo
sobre el entorno…. 
W = 0 
Por tanto, el calor a volumen constante tiene un único 
valor, y se convierte en una función de estado. 
DE = qp + w
Variación en la energía 
interna de un sistema.
calor absorbido 
por el sistema
Trabajo realizado 
por el Sistema 
(- P. ΔV)
6 10 - 4= +
A presión constante: 
Ejemplo 
numérico
Ejemplo: Consideremos un Sistema que absorbe calor 
(q > 0) y realiza un trabajo sobre el entorno ( W < 0) :
DE = qp + w
610 (- 4 )= -
Podemos expresarla en términos de cantidad de 
calor transferido, así: 
Interpretación: De la cantidad total de calor absorbido por el 
sistema 10, una parte se convierte en aumento de energía 
interna 6 y el resto se gasta para realizar un trabajo sobre el 
entorno 4.
qp = DE - w
Partiendo de la expresión: 
610 (- 4 )= -
Este calor a presión constante qP
recibe el nombre de 
VARIACION DE ENTALPIA
qp = DE - w
DH = DE + P DV
DE = q + w
1ra Ley de la Termodinámica y Entalpía 
DE = DH - PDV 
DH = DE + PDV 
q = DH y w = -PDV
A presión constante: 
La aplicación de los principios establecidos por la
primera ley de la termodinámica a la interpretación
de los cambios de calor en las reacciones químicas.
TERMOQUIMICA
Es lo que se estudia en:
TERMOQUIMICA 
Es la parte de la termodinámica que estudia la 
transferencia de calor asociada a las reacciones 
químicas.
La termoquímica aplica la primera ley de la 
termodinámica para comprender los cambios de 
entalpia asociados a una reacción química en 
particular. 
Entalpía 
Es una función de estado, que puede definirse a
partir de otras funciones y variables de estado:
H = E + PV 
DH = DE + PDV 
Así mismo, la variación de entalpía puede definirse
como:
“ La variación de entalpía es el calor ganado o
perdido por un sistema a presión constante”.
Variación de entalpia (ΔH) es la cantidad de calor liberado o absorbido 
en condiciones de presión constante
DH = H (productos) – H (reactivos)
Hproductos > Hreactivos
DH > 0
Hproductos < Hreactivos
DH < 0
calor del entorno
absorbido por el sistema
calor del sistema
liberado al entorno
E
n
ta
lp
ía
E
n
ta
lp
ía
Es el cambio de entalpía que acompaña a una
reacción química (calor absorbido o liberado al 
transformarse Reactivos en Productos. 
Entalpia de reacción 
DH = Hproductos - Hreactivos
Entalpia de reacción 
CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (l) DH = -890.4 kJ
Por ejemplo, para la reacción: 
Las ecuaciones químicas balanceadas que muestran el 
cambio de entalpía asociado se llaman: 
“ECUACIONES TERMOQUIMICAS” 
• Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al 
número de moles de una sustancia 
2H2O (s) 2H2O (l) DH = 2 x 6.01 = 12.0 kJ
H2O (s) H2O (l) DH = 6.01 kJ
• Si se invierte una reacción, el signo de ∆H también se 
invierte
H2O (l) H2O (s) DH = -6.01 kJ
• Si se multiplican ambos lados de la ecuación por un 
factor, entonces ∆H debe multiplicarse por el mismo 
factor. 
Ecuaciones termoquímicas 
Los estados físicos de todos los reactivos y productos deben 
ser especificados en ecuaciones termoquímicas. 
H2O (s) H2O (l) DH = 6.01 kJ
H2O (l) H2O (g) DH = 44.0 kJ
Ecuaciones termoquímicas 
¿Cuánto calor se libera al quemar 266 g de fósforo 
blanco (P4) en el aire? 
P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s) DH = -3013 kJ
266 g P4
1 mol P4
123.9 g P4
x
3013 kJ
1 mol P4
x = 6470 kJ
Ejercicio de aplicación: 
ΔH vs ΔE 
DH = DE + PDV 
SISTEMA
Absorbe Calor
ΔH +
Aumenta Volumen 
a presión constante
pΔV +
ΔE < ΔH
ΔH vs ΔE 
DE
ΔH + - pΔV
Q absorbido
Parte de la energía absorbida en forma de calor se perdió para realizar trabajo 
sobre el entorno
W realizado por el sistema
Sobre el entorno
2Na (s) + 2H2O (l) 2NaOH (ac) + H2 (g) DH = -367.5 kJ/mol
DE = DH - PDV A 25 0C, 1 mol H2 = 24.5 L a 1 atm
PDV = 1 atm x 24.5 L = 2.5 kJ 1L.atm= 101,3 J
DE = -367.5 kJ/mol – 2.5 kJ/mol = -370.0 kJ/mol
Comparación entre ΔH y ΔE
DE = -367.5 kJ/mol – 2.5 kJ/mol = -370.0 kJ/mol
Comparación entre ΔH y ΔE
Hay muy poca diferencia entre los valores de ΔH y ΔE. En 
reacciones en las que no hay desprendimiento de gas, 
ΔH ≈ ΔE. 
Es la medición de los cambios de calor en los
procesos físicos y químicos. Se realiza con la
ayuda de un “calorímetro”.
Se vale de los términos “calor específico” y
“capacidad calorífica”.
Calorimetría 
El calor específico (s) de una sustancia es la cantidad de
calor (q) requerido para elevar la temperatura de un gramo de
la sustancia en un grado Celsius
unidades:J/g . °C (propiedad intensiva)
La capacidad calorífica (C) de una sustancia es la cantidad
de calor (q) requerido para elevar la temperatura de una masa
dada (m) de sustancia en un grado Celsius.
unidades: J. °C (propiedad extensiva)
CALORIMETRIA
Capacidad calorífica y calor específico
Elevado calor
específico del agua
Calor específico de 
algunas sustancias
Sustancia
Calor específico
Más resistente a los 
cambios de temperatura
• Mantener estable la 
temperatura de los 
océanos
• Regular la temperatura 
corporal. 
• Eliminación del calor 
mediante el sudor
Hace que sea
Esto es importante 
porque permite…
(grafito)
(diamante)
(etanol)
m x s = C
Calor (q) absorbido o liberado:
q = m x s x Dt
q = C x Dt
Dt = tfinal - tinicial
C: Capacidad calorífica
m: masa
s: Calor específico
¿Cuánto calor es emitido cuando se enfría una 
barra de hierro de 869 g desde 940C hasta 50C? 
S de Fe = 0.444 J/g • 0C
Dt = tfinal – tinicial = 50C – 940C = -890C
q = mcDt = 869 g x 0.444 J/g • 0C x –890C = -34,000 J
Ejercicio de aplicación: 
Calorimetría
Condiciones de medición 
Calorimetría a volumen constante:
El Sistema no realiza trabajo (PΔV= 0), entonces 
Q = ΔE
DE = Q - PDV 
Calorimetría a presión constante:
El Sistema realiza trabajo (PΔV= 0), entonces 
Q = ΔH
¡No entra ni sale calor!. Sistema aislado
qsistema = qagua + qbomba + qrxn
qsistema = 0
qrxn = - (qagua + qbomba)
qagua = m x s x Dt
qbomba = Cbomba x Dt
Calorimetría a volumen constante
Cubeta 
calorimétrica
Cubierta aislante
Agua
Inyector de O2
Bomba
Muestra
Alambre de 
ignición
Termómetro
Agitador
qsistema = qagua + qbomba + qrxn qsistema = 0
qrxn = - (qagua + qbomba)
Reacción a V constante
DH ~ qrxn
Se conocen
qagua = m x s x Dt
qbomba = Cbomba x Dt
Se calcula
Se conocen
Se mide
qrxn = DH
qrxn = DE
¡No sale ni entra nada de calor!
qsistema = qagua + qcal + qrxn
qsistema = 0
qrxn = - (qagua + qcal)
qagua = m x s x Dt
qcal = Ccal x Dt
Reacción a P constante
DH = qrxn
Calorimetría a presión constante
Termómetro
Agitador
Vaso aislante
Mezcla de 
reacción
0 = qagua + qcal + qrxn
Variación de entalpía de diferentes procesos
Tipo de reacciones ΔH
(Kj/mol)
Calor de neutralización 
- 56,2
Calor de ionización
56,2
Calor de fusión
6,1
Calor de vaporización
44,0
Calor de reacción
-180,2