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Termodinámica
Es el área de estudio de las transferencias y transformaciones de energía. Estas pueden tener varias manifestaciones, de las cuales las más estudiadas son aquellas en forma de calor y en forma de trabajo. Estas transferencias energéticas pueden dar lugar a cambios físicos o químicos. Los cambios físicos son aquellos en los que la materia finalmente no ha cambiado su identidad, respecto de un estado inicial arbitrario; su naturaleza es la misma. Tan solo ha cambiado su estado, forma, tamaño, lugar o velocidad.
Para los cambios químicos, la naturaleza o identidad de la materia sí se ve alterada, dando lugar a reordenamientos en sus componentes. Tal es el caso de las reacciones químicas, donde ocurren fenómenos de combustión, oxidación y descomposición. La forma precisa de expresar un cambio químico es a través de una ecuación química. En ella, las sustancias que intervienen en el cambio, en el estado inicial, se llaman reactantes y tras el cambio, al final, se llaman productos.
Sistema termodinámico
Se denomina sistema termodinámico a la porción del universo que es objeto de estudio. Posee límites fijados por el observador que lo separan del entorno. Cuando se habla de universo en termodinámica, se habla de la simple reunión del sistema y el entorno.
ENTORNO
Entorno + Sistema = Universo
SISTEMA
La termodinámica estudia las transferencias de energía como calor y trabajo que acompañan a los cambios químicos en el sistema estudiado, tomando en cuenta únicamente el estado inicial y final. Los aspectos más relevantes que caracterizan un sistema son sus variables de estado.
Variables de estado
Son las condiciones que describen un sistema; magnitudes macroscópicas observables y medibles, entre dos estados, inicial y final. Las más comunes son temperatura, presión, volumen y cantidad de sustancia. Una magnitud macroscópica es aquella donde se considera una gran cantidad de átomos y moléculas; el conjunto, no de una en una.
Funciones de estado
Son variables termodinámicas que, para cada estado definido del sistema, adoptan un valor único y definido, sin importar los cambios intermedios que haya sufrido el sistema hasta llegar a ese estado final.
Las funciones de estado se relacionan entre sí mediante las ecuaciones de estado. Una función de estado muy conocida por nosotros es la ecuación de los gases ideales, que tiene la forma
P · V = n · R · T
Por otro lado, un sistema se encuentra en equilibrio termodinámico cuando las variables de estado se mantienen constantes en el tiempo.
Tipos de sistema
En general, se estudian tres tipos de sistema: abierto, cerrado y aislado.
Se considera un sistema abierto aquel donde existe un intercambio de energía, además de materia, entre el sistema y el entorno. Por ejemplo, una taza de café caliente que al tomarla en las manos les transfiere calor (energía) y sufre evaporación en su superficie (transfiere materia, en forma de vapor de agua, al entorno).
Se considerara un sistema cerrado aquel donde hay intercambio de energía, pero sus límites no permiten la transferencia de materia. Por ejemplo, un termómetro, que al entrar en contacto con un cuerpo más caliente sufre una dilatación (aumento de volumen) del mercurio en su interior al ser transferido calor al material (energía), sin que este escape al exterior (no hay transferencia de materia al entorno).
Un sistema aislado es aquel donde no hay transferencia ni de energía ni de materia, dado por un límite que permita esas condiciones. Tal es el caso de un termo ideal, donde el agua está contenida en su interior (no hay transferencia de materia) y no experimenta disminuciones de temperatura (no hay transferencia de calor).
Actividades
1) Como se puede comprobar la transferencia de energía en un sistema 
2) Clasifique las siguientes propiedades como extensiva , intensiva 
a) temperatura
b) masa 
c) densidad 
d) presión 
e) volumen
3) Identifique si los siguientes sistemas son abiertos cerrados o aislados 
Primer principio de la termodinámica
Establece que “la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma”, también dice que “si un sistema recibe calor del medio y realiza un trabajo adicional, la diferencia entre ambos procesos se utiliza para generar una variación de energía interna del sistema (ΔU)”
La energía interna es una función de estado, esto implica que no puede conocerse su valor absoluto, sino solo la variación que experimenta entre el estado inicial y el final del sistema. Su expresión matemática es
U = Q – W
Entalpía
Se define la entalpía de un sistema, H, mediante la siguiente expresión
H = U + pV
Donde H es, al igual que la energía interna, una función de estado, es decir, su variación en un proceso solo depende de los estados inicial y final, y no del camino seguido durante el cambio; p es la presión del sistema y V su volumen. U es otra forma de conocer la energía interna.
Calor de reacción
Se define como la diferencia entre la suma de las entalpías de los productos y la suma de las entalpías de los reactivos, a una determinada temperatura. Por tanto,
ΔH = Hproductos - Hreactivos
Si la presión es la atmosférica y la temperatura 298 K (condición estándar), se simboliza ∆H°.
Calorimetría
En el laboratorio, los cambios de calor de los procesos físicos y químicos se miden con un calorímetro, recipiente cerrado y diseñado específicamente para este propósito. El estudio de la calorimetría, es decir, la medición de los cambios de calor, depende de la comprensión de los conceptos de calor específico y capacidad calorífica.
calcula la capacidad calorífica de 35 grs de las siguientes sustancias. 
Formula : Capacidad = masa x calor especifico 
Calorífica
Compara los resultados obtenidos e indica cual presenta una mayor y menor capacidad calorífica 
Si un trozo de cobre y un trozo de platino de igual masa le aplicas la misma temperatura en un periodo de tiempo ¿cual tendrá mayor temperatura al dejar de calentarlos?
Aplicaciones del primer principio de la termodinámica
Del primer principio, que habla sobre la conservación de la energía, se obtienen varias líneas de aplicación en el estudio de los cambios químicos:
El valor de entalpía (H) es proporcional a la masa de reactivos o productos. Esto da a la entalpía la cualidad de propiedad extensiva de la materia, es decir, que sus valores dependerán de la cantidad de materia que interviene.
El valor de H en una reacción química será idéntico en magnitud, pero de signo contrario al de la misma reacción formulada en sentido opuesto, lo que claramente expresa la conservación energética de un proceso
El cambio de determinados reactivos a productos específicos es igual en valor de ∆H si la reacción transcurre directamente o en etapas. A esto se le denomina ley de Hess. Para la reacción de formación del dioxido de carbono (CO2 (g)) expresada en kilojoules, su calor de formación tiene un valor de 393,5 kJ.
C (s) + O2 (g)  CO2 (g)	H= 393,5 kJ
Es posible obtener el mismo producto mediante dos procesos intermedios, cuya suma de H1 y H2 es igual en magnitud de energía liberada al final.
Etapa 1.	C (s) + 1/ O (g)  CO (g)	H = 110,5 kJ2	2	1
Etapa 2.	CO (g) + 1/ O (g)  CO (g)	H = 283,0 kJ2	2	2	2
Dirección de los cambios químicos
La termodinámica estudia también la espontaneidad de los procesos. Esta no indica cuán rápido se produce un cambio, sino si este se produce en las condiciones en que se encuentra un sistema o no. Si bien la primera ley dice que la energía en transformación es la misma al principio y al final, no dice nada sobre qué procesos son posibles y cuáles no. Una reacción química es espontánea cuando no requiere de más energía para producir la transformación de reactantes a productos.
Entropía y desorganización
La entropía (ΔS) es una función de estado. Es una medida cuantitativa de la desorganización de los sistemas. En química esto tiene relación con cuán desagrupada tiende a quedar la materia tras la realización de una reacción. En términos de energía,esta tiende a ser transferida a los alrededores, y en consecuencia, menos disponible para ser aprovechada en otros procesos sucesivos. Uno de los enunciados del segundo principio de la termodinámica dice que la cantidad de entropía del universo tiende a incrementarse con el tiempo. Se puede considerar la entropía como una medida de probabilidad de que ocurra una reacción. Serán más probables aquellas reacciones químicas que generen un aumento de entropía en el universo, es decir, que permitan generar un mayor desorden molecular. Un estado de equilibrio, es aquel donde hay un máximo de entropía de un sistema, por lo que este se encuentra estable.
Espontaneidad
Si bien la entalpía describe qué energía entra en juego en una reacción y la entropía qué procesos son más probables, la espontaneidad solo puede explicarse a través de la energía libre de Gibbs (ΔG). Esta nueva función de estado es necesaria, ya que considera los aportes de entalpía, entropía y temperatura involucrados en una reacción química. Se resume en la ecuación de Gibbs-Helmholtz.
Gº = Hº - TSº
Cuando los valores de energía de Gibbs son comprobados en CNPT se expresan como ∆Go; estos determinarán si los procesos son espontáneos, no espontáneos, o si el sistema está en equilibrio.
Otra forma de expresar la energía de Gibbs es en función de la constante de equilibrio de una reacción química dependiente de la concentración, donde para una reacción
1. Determine el signo que debe tener la variación de energia libre de gibbs, entalpia y entropía 
a) si una reacción es espontánea y endotérmica :
b) si una reacción aumenta el desorden y absorbe calor : 
c) disminuye el desorden y absorbe calor :
d) En un proceso donde libera calor y tienda al desorden 
2. Para una reacción los valores de , S° = 0,319 KJ/K y H° = 181 KJ a 40°C
Calcule la energia libre de gibbs y determine si la reacción es espontanea o no 
3. Calcular la variación de la energía libre de Gibbs para la combustión del metano a 298 K.
Velocidad de reacción
Cuando algunas sustancias reaccionan, los cambios producidos pueden ser observados según la mayor o menor rapidez con que ocurren. Hay reacciones espontáneas que tardan mucho tiempo en completarse. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno pueden estar en contacto a temperatura ambiente indefinidamente sin que reaccionen, a pesar de ser espontánea la reacción a esa temperatura. Es decir, son termodinámicamente espontáneas, pero cinéticamente muy lentas.
El objeto de la cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas y de los factores de que dependen dichas velocidades. De este estudio se pueden extraer conclusiones sobre el mecanismo íntimo de la reacción.
La velocidad de reacción es la variación en el transcurso del tiempo de la concentración de una de las sustancias que intervienen en dicha reacción. Se suele medir en (M/s).
Dada una reacción:
a A + b B c C + d D
Las distintas velocidades de reacción referidas a cada uno de los componentes son:
Según la teoría de colisiones, basada en la teoría cinética, para que se produzca la reacción entre dos moléculas o reactantes, estas tienen que chocar con una energía determinada y orientación adecuada. La velocidad de una reacción será mayor cuanto mayor sea el número de choques eficaces. Así, los factores que favorezcan el contacto íntimo entre los reactantes, aumenten la energía de los mismos y el número de choques, lograrán aumentar la velocidad de reacción.
Ecuación cinética 
La relación entre la velocidad de reacción y las concentraciones de los reactivos viene dada por la ecuación cinética o ley diferencial de velocidad, que se determina experimentalmente para cada reacción. En general, las ecuaciones cinéticas son de la forma:
v = k Am Bn
En esta ecuación, k es la constante de velocidad o velocidad específica, que depende de la naturaleza de la reacción y de la temperatura a la que se lleva a cabo; [A] y [B], son las concentraciones de los reactantes; m y n, son números que se determinan experimentalmente y que se denominan órdenes parciales de reacción.
Orden de reacción
El orden parcial respecto a un componente particular viene dado por el exponente al que está elevada su concentración en la ecuación cinética. Se determina de forma experimental, y no es necesariamente igual a su coeficiente estequiométrico. En la ecuación anterior, m es el orden de la reacción respecto al reactante A y n es el orden de la reacción respecto al reactante B. Estos coeficientes no son necesariamente enteros. El orden de reacción global es la suma de los exponentes a los que se elevan las concentraciones de todos los reactantes que aparecen en la ley de velocidad
Factores que modifican la velocidad de las reacciones
Factores
		 	Temperatura
A  T
 velocidad
Grado de división
 A  GD (sólido)
 velocidad
Concentración
 A  R
 velocidad
Presión
 A  P (gas)
 velocidad
Catalizadores
Catalizadores
Los catalizadores son sustancias que, actuando en pequeñas proporciones, disminuyen la energía de activación de la reacción y/o provocan una correcta orientación al choque de las especies reactantes, de forma que este sea eficaz. Así pues, su efecto es aumentar la velocidad de reacción.
Una reacción de un reactivo A con un reactivo B muestra las siguientes velocidades cuando se estudia a diferentes concentraciones 
Determinar:
a) El orden de cada reactivo ( X e Y)
b) Su ecuación de velocidad
c) Valor de la constante
d) La velocidad cuando la concentración de A = 0,4 y B = 0,5 M
Equilibrio químico
Por lo general, en una reacción química los reactivos no se consumen por completo, sino que se obtiene una mezcla donde coexisten reactivos y productos. Cuando dejan de producirse modificaciones en un sistema químico, se dice que se ha alcanzado el estado de equilibrio.
Ley de acción de masas
Sea un proceso químico representado por la ecuación
Una vez alcanzado el equilibrio, se comprueba experimentalmente que, a una temperatura determinada, existe una relación constante entre las concentraciones de los productos [C] y [D], y las de los reactivos
[A] y [B]. Esta relación puede expresarse de la forma
En el numerador figura el producto de las concentraciones de cada producto elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, y en el denominador el producto de las concentraciones de cada reactivo elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos. La ecuación vista corresponde a la ley de acción de masas (LAM).
Constante de equilibrio
El cociente Kc, conocido como constante de equilibrio, es característico de cada equilibrio y solo varía con la temperatura. Este valor es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos, las cuales deben estar expresadas en concentraciones molares (mol/L).
En el caso de intervenir solo sustancias gaseosas, la constante de equilibrio se puede expresar en función de las presiones parciales y se puede representar por Kp.
Estas dos expresiones se relacionan a partir de la ecuación de estado de los gases ideales, siendo la relación
Equilibrios homogéneos en sistemas gaseosos
En este tipo de equilibrios, tanto los reactivos como los productos de la reacción son todos gases.
Para el equilibrio
Equilibrios heterogéneos
En estos sistemas existen varias fases y las concentraciones de sólidos y líquidos se pueden considerar constantes, por lo que no intervienen en la expresión de la constante de equilibrio. Por ejemplo, para el equilibrio
MgCO3 (s)	MgO (s) + CO2 (g)
la expresión de la constante de equilibrio Kc, para la reacción es Kc = [CO2]
Principio de Le Chatelier
Este principio señala que, si en un sistema que se encuentra en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración), el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.
Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, este se altera al menos momentáneamente. Entonces, el sistema comienza a reaccionar hastaque se restablece el equilibrio nuevamente, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial.
Factores que influyen en el equilibrio
· Cambios en la temperatura: si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de la reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico. Si la reacción es endotérmica, ocurrirá lo contrario.
· Adición o eliminación de un reactante o producto: si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio químico, este se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición. De este modo, ante un aumento de la concentración de los reactivos, o una disminución de los productos, la reacción se desplazará hacia la derecha. En cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos, hará que la reacción se desplace hacia la izquierda.
· Efecto de cambio en la presión y el volumen: las variaciones de presión solo afectan a los equilibrios en los que interviene algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción. En la siguiente reacción, hay cuatro mol en los reactantes y dos en los productos, por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha.
A (g) + 3 B (g)	2 C (g)
Si disminuimos el volumen del sistema, el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y, por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del compuesto A y del B se combinan para obtener C pues, de este modo, se reduce el número total de mol gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha. Si aumentamos el volumen, ocurrirá todo lo contrario.
· Efecto de un catalizador: los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectan el equilibrio químico, ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcance más rápidamente.
I. Escriba la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones
a) N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3 (g)
b) 2NO2(g)  ⇔ N2O4(g) 
c) C(s) + O2(g) ⇔CO(g) 
d) CaCO3(g) ⇔CaO(s) + CO2(g) 
e) PCl5 (g) ⇔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
f) AgCl(s) ⇔Ag+(ac) + Cl–(ac)
II. Determine la concentración de Cl2 si Kc es 0,89 y sus concentraciones correspondientes :
 PCl 5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)
PCl5 = 0, 4 M
PCl3= 0,3 M
I. Determine y explique hacia donde se desplaza la reacción para volver al equilibrio “Principio de le Chatelier “ 
CaCO3(g) ⇔CaO(s) + CO2(g) Endotermica 
a. Se calienta el sistema a volumen contante 
b. Se añade CaO a temperatura y volumen constantes
c. Se añade CO2 a temperatura y volumen constantes
d. Se disminuye la temperatura al sistema
e. Se aplica un catalizador 
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