1. Prof. Quím. Jenny M.
Fernández V.
CICLO 2013-III Módulo:II
Unidad: Semana:
FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOS
AMBIENTALES

2. Sistemas
• Parte pequeña del universo que se aísla para
someter a estudio.
• El resto se denomina ENTORNO.
• Pueden ser:
– Abiertos (intercambia materia y energía).
– Cerrados (no intercambia materia y sí energía).
– Aislados (no intercambia ni materia ni energía).
• En reacciones químicas...
SISTEMAS = Sustancias químicas

3. Definición de Termoquímica.
• Es la parte de la Química que se encarga del
estudio del intercambio energético de un sistema
químico con el exterior.
• Hay sistemas químicos que evolucionan de
reactivos a productos desprendiendo energía.
Son las reacciones exotérmicas.
• Otros sistemas químicos evolucionan de
reactivos a productos precisando energía. Son
las reacciones endotérmicas.

4. Variables de estado
• Magnitudes que pueden variar a lo largo de
un proceso (por ejemplo, en el transcurso
de una reacción química) .
• Ejemplos:
– Presión.
– Temperatura.
– Volumen.
– Concentración.

5. Funciones de estado
• Tienen un valor único para cada estado del
sistema.
• Su variación solo depende del estado
inicial y final y no del camino desarrollado.
• SÍ son variables de estado: Presión,
temperatura, energía interna, entalpía.
• NO son variables de estado: calor, trabajo

6. La termodinámica estudia la transferencia de energía entre los sistemas
físicos y su entorno
Se distinguen dos formas de intercambio
de energía entre el sistema y su entorno:
• Trabajo W
• Calor Q
Q y W se consideran positivos si entra energía en el sistema
Q y W se consideran negativos si sale energía del sistema
Q>0  calor absorbido por el sistema
Q<0  calor desprendido por el sistema
W>0  trabajo realizado sobre el sistema
W<0  trabajo realizado por el sistema

7. LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA.
La primera ley de la Termodinámica es el principio de conservación de
la energía aplicado a un sistema: la energía ni se crea ni se destruye
Si el sistema absorbe calor
o recibe trabajo del entorno Aumenta su energía interna U
Si el sistema realiza trabajo
o cede calor al entorno
Disminuye su energía interna U
El cambio de energía interna de un sistema U es igual a la suma de la
energía intercambiada como calor y como trabajo con el entorno
U = Q +W Primera Ley de la
Termodinámica

8. EL TRABAJO EN TERMODINÁMICA.
Cuando un sistema experimenta un cambio de volumen V, intercambia
energía mediante trabajo W con su entorno.
p = cte  W = - p V
Expansión V>0 y W<0 Trabajo realizado por el sistema
Compresión V<0 y W>0 Trabajo realizado sobre el sistema
Si V= cte  W = 0 U = QV
En un proceso a volumen constante, la variación de energía
interna U se debe sólo a la energía intercambiada mediante
calor con el entorno


p=presión normalmente en atm
V=volumen normalmente el litros
U = Q +W

9. CONCEPTO DE ENTALPÍA.
La entalpía es una magnitud física,con unidades de energía, que se define como:
H = U + pV
En un proceso a presión constante, la variación de entalpía del sistema es
igual a la energía intercambiada mediante calor
Variación de entalpía a presión constante
H = U + p V Qp+ W p V Qp - pV pV Qp
p = cte  W = - pVU = Q+W
= + =+ =
U = Q +W

10. Relación Qv con Qp (gases).
 H =  U + p ·  V
• Aplicando la ecuación de los gases:
p · V = n · R · T
• y si p y T son constantes la ecuación se cumplirá
para los estados inicial y final:
p ·  V =  n · R · T
 H =  U +  n · R · T
Qp= QV + n · R · T

11. Relación Qv con Qp
(sólidos y líquidos)
• En reacciones de sólidos y líquidos apenas
se produce variación de volumen y ...
Qv  Qp
• es decir:
U  H

12. Ejercicio A: En termoquímica el valor de R suele
tomarse en unidades del sistema internacional.
Ya sabes que R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1.
Determina el valor de R en el S.I con sus
unidades.
p = d g h presión en el interior de un fluido. La presión
atmosférica la midió Torricelli usando una columna de
mercurio que alcanzó una tura de 760 mm, de ahí las
equivalencias que usamos entre las unidades de presión
1 atm =13546 kgxm-3.9,8 ms-2 0,76 m=10900 kgm-1s-2
1 2 3 3
100900 10
0,082 0,082
  
   
  
 
-1 -1
J × mol × K
atm l kg m s m
R
mol K mol K
8,3

13. Ejemplo: Determinar la variación de energía
interna para el proceso de combustión de
1 mol de propano a 25ºC y 1 atm, si la
variación de entalpía, en estas
condiciones, vale – 2219,8 kJ.
C3H8 (g) + 5 O2 (g)  3 CO2 (g) + 4 H2O (l)
 H = –2219,8 kJ
nreactivos = 1+5 = 6 ; nproductos = 3   n = – 3
Despejando en  U =  H –  n · R · T =
– 2219 kJ + 3 mol · (8,3 J/mol.K) · 298 K = –2214 kJ
 U = – 2212 kJ

14. ENTALPÍA DE REACCIÓN.
La diferencia entre la entalpía de los productos de una reacción , Hproductos, y la
de los reactivos, Hreactivos, se denomina entalpía de reacción, Hr ó H.
Si p = cte el calor intercambiado con el entorno, llamado calor de reacción,
es igual a la entalpía de la reacción H
Hr =  Hproductos -  Hreactivos
Reacción endotérmica Q = Hr >0 Hproductos > Hreactivos
Reacción exotérmica Q = Hr <0 Hproductos < Hreactivos
DIAGRAMAS ENTÁLPICOS
Reacción exotérmica


Reacción endotérmica

15. Entalpía estándar
• Es el incremento entálpico de una reacción en la
cual, tanto reactivos como productos están en
condiciones estándar (p = 1 atm; T = 298 K = 25 ºC;
conc. = 1 M).
• Se expresa como H0 y como se mide en J o kJ
depende de cómo se ajuste la reacción.
• Así, H0 de la reacción ―2 H2 + O2  2 H2O‖ es el
doble del de ―H2 + ½ O2  H2O‖.
H0 = H0
productos – H0
reactivos

16. Ecuaciones termoquímicas
• Expresan tanto los reactivos como los productos
indicando entre paréntesis su estado físico, y a
continuación la variación energética expresada como
H (habitualmente como H0).
• Ejemplos:
CH4(g) + 2 O2(g)  CO2(g) + 2 H2O(l); H0 = –
890 kJ
H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g); H0 = –241’4
kJ

17. • ¡CUIDADO!: H depende del número de moles que
se forman o producen. Por tanto, si se ajusta
poniendo coeficientes dobles, habrá que multiplicar
H0 por 2:
• 2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g) ; H0 = 2· (–241’4
kJ)
• Con frecuencia, suelen usarse coeficientes
fraccionarios para ajustar las ecuaciones:
• H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) ; H0 = –
241’4 kJ

18. ENTALPÍA DE FORMACIÓN
La entalpía estándar (molar) de formación de un compuesto Hf
o, es igual al
cambio de entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de ese compuesto
a la presión constante de 1 atm y una temperatura fija de 25 ºC, a partir de los
elementos que lo componen en sus estados estables a esa presión y temperatura
También se denomina calor de formación
Ejemplo: Formación de agua a partir de O2 e H2
H2 (g, 1 atm, 25ºC) + 1/2 O2 (g, 1 atm, 25ºC )  H20 ( l, 1atm, 25ºC )
Hr = - 285,8 kJ  Hf
o [ H2O(l)] = - 285,8 kJ

19. El cambio de entalpía estándar , Hr
o ,para una reacción es igual a la suma de
las entalpías estándar de formación de los producto menos la suma de las
entalpías estándar de formación de los reactivos.
Hr
o =   Hf
o
productos -   Hf
o
reactivos
Hr
o = 0 para las especies elementales en su estado estable
Para una reacción química:
 cC + dD
se cumple:
aA + bB
= c  Hf
o C + d  Hf
oD – (a  Hf
oA + b  Hf
oB)Hr
o

20. Ejemplo:
Dadas las entalpías estándar de formación:
Hf
o PCl3 (l) = - 317,7 kJ Hf
o PCl5 (s) = - 454,8 kJ
calcula el cambio de entalpía estándar Hr
o para la reacción
PCl3 (l) + Cl2 (g)  PCl5 (s)
Hr
o
= Hf
o PCl5 (s) – [Hf
o PCl3 (l) + Hf
o Cl2 (g)] =
Cl2 (g) es la forma estable del cloro a 1 atm  Hf
o Cl2 (g) = 0
– 454,8 –[– 317,7 + 0] = – 137,1 kJ
Solución:

21. Ejemplo: Conocidas las entalpías estándar de
formación del butano (C4H10), agua líquida y CO2,
cuyos valores son respectivamente –124’7, –
285’8 y –393’5 kJ/mol, calcular la entalpía
estándar de combustión del butano.
• La reacción de combustión del butano es:
• C4H10(g) +13/2O2(g)  4 CO2(g) + 5H2O(l) H0
comb=
?
•  H0 =  npHf
0(product.) –  nrHf
0(reactivos) =
4 mol(– 393’5 kJ/mol) + 5 mol(– 285’8 kJ/mol)
–1 mol(– 124’7 kJ/mol) = – 2878’3 kJ
• Luego la entalpía estándar de combustión será:
 H0
combustión = – 2878’3 kJ/mol

22. Ley de Hess
• H en una reacción química es constante con
independencia de que la reacción se produzca en
una o más etapas.
• Recuerda que H es función de estado.
• Por tanto, si una ecuación química se puede
expresar como combinación lineal de otras,
podremos igualmente calcular H de la reacción
global combinando los H de cada una de las
reacciones.

23. REGLAS DE LA TERMODINÁMICA.
Primera regla: El valor H para una reacción que se realiza a una temperatura
y una presión establecidas es siempre el mismo e independiente
de que la reacción ocurra en uno o en varios pasos
(Ley de Hess)
Segunda regla:
Ecuación dada = ecuación (1) + ecuación (2) + ...  H= H(1) + H(2) +...
El valor de H es directamente proporcional a la cantidad de
reactivo o producto
H2(g) + Cl2(g)  2 HCl (g) H = -185 kJ
1/2 H2(g) + 1/2 Cl2(g)  HCl (g) H = -92,5 kJ
Tercera regla: Los valores de H para dos reacciones inversas son iguales
en magnitud pero de signo opuesto
H2O (l)  H2 (g) +1/2 O2 (g) H = +285,8 kJ
H2 (g) +1/2 O2 (g)  H2O (l) H = -285,8 kJ

24. Ejemplo: Dadas las reacciones
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H1
0 = – 241’8 kJ
(2) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H2
0 = – 285’8 kJ
calcular la entalpía de vaporización del agua en
condiciones estándar.
La reacción de vaporización es...
(3) H2O(l)  H2O(g) H0
3 = ?
(3) puede expresarse como (1) – (2), luego
H0
3 = H0
1 – H0
2 =
– 241’8 kJ – (–285’8 kJ) = 44 kJ
H0
vaporización = 44 kJ /mol

25. Esquema de la ley de Hess
H1
0 = – 241’8 kJ
H2
0 = – 285’8 kJ
H3
0 = 44 kJ
H
H2(g) + ½ O2(g)
H2O(g)
H2O(l)

26. Ejercicio C: Determinar  Hf
0 del eteno (C2H4) a
partir de los calores de reacción de las
siguientes reacciones químicas:
(1) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) H1
0 = – 285’8 kJ
(2) C(s) + O2(g)  CO2(g) H2
0 = – 393’13 kJ
(3) C2H4(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 2 H2O(l)
H3
0 = – 1422 kJ
• La reacción de formación del eteno C2H4(g) a partir
de sus constituyentes en estado normal es:
• (4) 2 C(s) + 2 H2(g)  C2H4(g)
• (4) se puede expresar como 2·(2) + 2·(1) – (3)

27. Energía de enlace.
• ―Es la energía necesaria para romper un enlace de
un mol de sustancia en estado gaseoso‖
• En el caso de moléculas diatómicas es igual que
la energía de disociación:
• A—B(g)  A(g) + B(g) Hdis = Eenlace= Ee
• Ejemplo: H2(g)  2 H(g) H = 436 kJ
• Es positiva (es necesario aportar energía al
sistema)
• Es difícil de medir.
• Se suele calcular aplicando la ley de Hess.

28. La energía de un enlace químico es la entalpía, H, de la reacción en la que se
rompe un mol de dichos enlaces en estado gaseoso. También se denomina entalpía
de enlace, pues p = cte
Ejemplo: energía de enlace de las moléculas de H2 y Cl2
El enlace de H2 es más fuerte que el de Cl2

29. La entalpía de una reacción con gases se puede calcular a partir de las energías
de enlace:
Hr =  Energía enlaces rotos -  Energía enlaces formados
Hr > 0
Los enlaces que hay que
romper son más fuertes
que los que se forman
Reacción
endotérmica
Hr < 0
Los enlaces que hay que
romper son más débiles
que los que se forman
Reacción
exotérmica

30. Ejemplo: Calcular la energía del enlace H—Cl
en el cloruro de hidrógeno conociendo Hf
0(HCl)
cuyo valor es –92,3 kJ/mol y las entalpías de
disociación del H2 y del Cl2 que son 436,0 kJ/mol
y 243,4 kJ/mol, respectivamente.
• La reacción de disociación del HCl será:
• (4) HCl(g)  H(g) + Cl(g) H0
4= ?
• (1) ½H2(g) + ½Cl2(g)  HCl(g) H0
1 = –92,3 kJ
• (2) H2(g)  2H(g) H0
2 = 436,0 kJ
• (3) Cl2(g)  2Cl(g) H0
3 = 243,4 kJ
• (4) = –(1) + ½(2) + ½(3)
• H0
4 = –(– 92,3 kJ ) + ½(436,0 kJ) + ½(243,4 kJ) =
= 432,0 kJ Ee(HCl) = 432,0 kJ/mol

31. Ejemplo: Sabiendo que las energía de los
siguientes enlaces (kJ/mol): C=C : 611; C–C :
347; C–H : 413 y H–H : 436, calcular el valor de
H0 de la reacción de hidrogenación del eteno.
• Reacción: CH2=CH2(g) + H2(g)  CH3–CH3(g)
• En el proceso se rompe un enlace C=C y otro H–H
y se forman 2 enlaces C–H nuevos (el etano tiene
6 mientras que el eteno tenía sólo 4) y un enlace
C–C.
•  H0 =  Ee(enl. rotos) –  Ee(enl. formados) =
•  H0 = 1Ee(C=C) + 1 Ee(H–H) – 1Ee(C–C) – 2 Ee(C–H)
•  H0 = 1 mol · 611 kJ/mol + 1mol · 436 kJ/mol
– (1 mol · 347 kJ/mol + 2 mol · 413 kJ/mol) = –126
kJ

32. Ejercicio E: Calcula el calor de combustión de
propano a partir de los datos de energía de
enlace de la tabla.
• C3H8 + 5 O2  3 CO2 + 4 H2O
• Enlaces rotos:
8 C–H, 2 C–C y 5 O=O
• Enlaces formados:
• 6 C=O y 8 O–H
• H0 =  Ee(e. rotos) –  Ee(e. form.)
• H0 = 8 Ee(C–H) + 2 Ee(C–C) +
5 Ee(O=O) – [6 Ee(C=O) + 8 Ee(O–H)]
• H0 = 8·413 kJ + 2·347 kJ +5·499 kJ –
(6·745 kJ + 8·460 kJ) = –1657 kJ
H0
comb(C3H8) = –1657 kJ/mol
Enlace Ee (kJ/mol)
H–H 436
C–C 347
C=C 620
CC 812
O=O 499
Cl–C 243
C–H 413
C–O 315
C=O 745
O–H 460
Cl–H 432

33. ENTROPÍA.
Los fenómenos en los que las cosas se desordenan son más probables que
aquellos que entrañan una ordenación. El cambio espontáneo de una disposición
ordenada a otra desordenada es consecuencia de las leyes de la probabilidad
Al arrojar ladrillos al aire
la probabilidad de que
caigan ordenados
formando un muro es muy
pequeña
Es más probable que los
ladrillos caigan
desordenados
Si echamos
moléculas de agua
en un vaso no se
colocarán de forma
ordenada para
formar un sólido

34. La entropía S es una magnitud que mide el grado de desorden de un
sistema físico o químico
Es una función de estado
Su variación en cualquier transformación
sólo depende de los estados inicial y final
La entropía de un gas es
mucho mayor que la de un
líquido o sólido
Ssólido Slíquido Sgas
So representa la entropía estándar de una sustancia a 1 atm
Para una reacción química Sr = Sproductos - Sreactivos

35. • La entropía :es una medida del desorden del
sistema que sí puede medirse y tabularse.
S = Sfinal – Sinicial
• Existen tablas de S0 (entropía molar estándar) de
diferentes sustancias.
• En una reacción química:
S0 =  np· S0
productos –  nr· S0
reactivos
• La entropía es una función de estado.

36. Ejemplo: Calcula S0 para las siguientes
reacciones químicas: a) N2(g) + O2(g)  2 NO(g);
b) 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g).
Datos: S0 (J·mol–1·K–1): H2(g) = 130,6; O2(g) =205;
N2(g) = 191,5; NO(g) = 210,7; NH3(g) =192,3
S0 =  np· S0
productos –  nr· S0
reactivos
a) S0 = 2 mol · 210,7 J ·mol–1 ·K–1 –
(191,5 J·K–1 + 205 J·K–1 ) = 24,9 J·K–1
b) S0 = 2·192,3 J·K–1 –
(3 mol ·130,6 J· mol–1·K–1 + 191,5 J·K–1 ) = –198,7
J·K–

38. Expansión reversible de un gas
Problema Nº1
Se tiene 1mol de H2O es vaporizada a 100ºC y a una 1atm de presión el
calor de vaporización del agua es 9720Cal/mol.
Calcule el W y la E (Proceso reversible)
Aplicar para el problema:
E= W-Q; W= E+ Q
Donde:
W= nRT V/ V

39. Solución del problema 1

41. Proceso Isobárico)
Problema Nº2
En un cilindro se encuentra encerrado 1mol de O2 a la Tº= 25ºC y 1 atm.de
presión se calienta lentamente hasta la T final de 50ºC y el pistón de libre
movimiento, se expande contra la presión constante de 1atm. (proceso
isobárico)
a) Calcule el volumen inicial y el final del sistema
b) Calcule el W en calorías. (Expansión del W)
c) Calcule la energía interna E para que el calor sea 175cal.
Aplicar para el problema:
E=Q-W; Q= E + W
Donde:
P= RTn/V
W= nRT V/ V
W = P (V2-V1); R= 1,99cal/ºK x mol

42. Solución del problema 2

46. Proceso Isotérmico)
Problema Nº3
Hallar el trabajo realizado de 2mol de H2, en
que su estado se encuentra isotérmicamente
de 15 a 50litros, contra una presión de 1atm a
la Tº=25ºC. Expresar el trabajo en calorías.
Aplicar para el problema:
W= nRTLnV2/V1
Donde:
24,2Cal= 1Lt-atm

47. Solución del problema 3

52. PROBLEMAS PROPUESTOS
1. Calcular el trabajo de expansión producida por 10 moles de agua, al
vaporizarse a 100ºC y a la presión de 1 atm, cuando el vapor de agua.
a) Se comporta como gas ideal
b) Ocupa el volumen de 2500cm3/g

53. 2. Tres moles de un gas diatómico se encuentra a la
Presión en 1 atm, a la T= 80ºC, se expande hasta la
temperatura constante duplique su volumen.
Calcular el Q y E
E=Cv(T2-T1) para un gas diatomico Cv=5/2 x(R) y Cp=
7/2x ( R). Sabiendo que R= 1,98Cal/mol x K

55. 3. Se tiene 2 moles de una gas monoatómico que se encuentra a
P=10atm.y V= 6litros. Se enfría a volumen constante hasta que la
presión sea 4atm. Calcular el Q y W