El documento trata sobre la termodinámica, la cual estudia la energía y sus transformaciones en sistemas desde un punto de vista macroscópico. Explica conceptos como sistema, entorno, variables de estado, transformaciones, tipos de procesos, reversibilidad, calor de reacción, leyes de la termodinámica y su aplicación en química y biología.

1. TERMODINAMICA

2. La termodinámica es la rama de la física que estudia la energía , la transformación entre sus distintas manifestaciones, como el calor , y su capacidad para producir un trabajo . La termodinámica se ocupa de la energía y sus transformaciones en los sistemas desde un punto de vista macroscópico Un sistema puede ser cualquier objeto, cualquier cantidad de materia, cualquier región del espacio, etc., seleccionado para estudiarlo y aislarlo (mentalmente) de todo lo demás, lo cual se convierte entonces en el entorno del sistema. sistema + entorno = universo .

6. Isotérmico Isobárico Isocórico o isométrico

7. Se dice que ocurre una transformación en un sistema si, como mínimo, cambia de valor una variable de estado dentro del mismo a lo largo del tiempo . Tipos: abierta . cerrada . infinitesimal . El interés de la termodinámica se centra en los estados inicial y final de las transformaciones, independientemente del camino seguido. Eso es posible gracias a las funciones de estado.

9. Reversibilidad e irreversibilidad

10. ENERGÍA PROCESO IRREVERSIBLE PROCESO REVERSIBLE 100% Q Q W

11. ∑ : Q(+) o absorbido Q(-) o liberado W(-) realizado sobre el sistema W(+) realizado sobre el entorno

12. Reacciones exotérmicas y endotérmicas Desde el punto de vista del flujo de calor , se pueden distinguir dos tipos de reacciones o procesos. Reacciones exotérmicas : en las que una reacción desprende calor al ambiente. CH 4 (g) + 2O 2 (g)  CO 2 (g) + 2H 2 O (ℓ) + energía Reacciones endotérmicas : en las que el sistema reacciónate absorbe calor del ambiente. H 2 O (s) + Energía  H 2 O (ℓ) .

13. 1 RA LEY DE LA TERMODINÁMICA 1 J = 0,24 cal 1 cal = 4,184 J

14. Transformación: ALB Retorno: BMA Q L + Q M = W L + W M “ La cantidad total de calor absorbido por un sistema en una transformación cíclica, es igual al trabajo realizado por el mismo” Q L + Q M – (W L + W M ) = 0 Q – W = ∆E = E B - E A (+) Q ˃ W (-) W ˃ Q A B L M P V P A P B V A V B

15. TRABAJO DE EXPANSIÓN Y TRABAJOP UTIL W exp = P - ∆V W util = W - W exp Expansión Isotérmica Expansión Adiabática W exp = R.T.ln (V 2 / V 1 ) ∆ E = 0 W exp = Q Q = 0 W exp = - ∆E “ Para que un gas ideal realice una expansión isotérmica, debe de absorber una cantidad de calor igual al trabajo que realiza” “ El trabajo realizado por un sistema en una expansión adiabática se efectúa a expensas de la energía interna y por ende no puede ser isotérmica”

16. Entalpía H=E+P.V La entalpía es la fracción de la energía que se puede utilizar para realizar trabajo en condiciones de presión y volumen constante Su variación en un proceso solo depende de los estados inicial y final ∆ H = ∆E + ∆(P . V) ∆ H<0 proceso exotérmico ∆ H>0 proceso endotérmico P 2 . V 2 – P 1 .V 1

17. “ En una transformación a presión constante, el sistema no realiza trabajo y la variación de entalpía es igual al calor absorbido por el sistema” ∆ (P.V) = P . ∆V ∆ H= ∆E + P . ∆V Trabajo de expansión a P constante ∆ H= Q – W + P . ∆V ∆ H= Q – W util ∆ H= Q W util =W –p.∆v

18. CAMBIOS DE ESTADO Y CALOR CALOR DE FUSIÓN CALOR DE VAPORIZACIÓN Cantidad de calor que se le debe de suministrar a 1g o a 1 mol de sustancia para producir el pasaje de sólido a líquido a T constante Cantidad de calor que se le debe de suministrar a 1g o a 1 mol de sustancia para producir el pasaje de líquido al gaseosos a T constante Del hielo a 0°C = 79,71 cal/g Del agua= 539,55 cal/g

19. Termoquímica. Es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior. Ecuaciones termoquímicas C 2 H 5 OH (l) + 3O 2 (g) ↔ 2CO 2 (g) + 3H 2 O (l) ∆ H 25°C =-236,7 Kcal Al reaccionar el alcohol líquido con oxígeno gaseoso con producción de dióxido de carbono gaseoso y de agua líquida, a 25°C se desprenden 326,7 kcal por cada mol de alcohol

20. 6.3 ¿Es  H negativo o positivo? El sistema emite calor Exotérmico  H < 0 La combustión de 1 mol de metano a 25°C y 1 atm provoca una disminución en la entalpía del sistema de 890.4 kJ. Entalpía El sistema absorbe calor Endotérmico  H > 0 Cada fusión de 1 mol de hielo a 0 0 C y 1 atm absorbe 6.01 kJ.

21. Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustancia Ecuaciones termoquímicas Si invierte una reacción, el signo de  H cambia Si multiplica ambos lados de la ecuación por un factor n , entonces  H debe cambiar por el mismo factor n . H 2 O ( s ) H 2 O ( l )  H = 6.01 kJ H 2 O ( l ) H 2 O ( s )  H = - 6.01 kJ 2H 2 O ( s ) 2H 2 O ( l )  H = 2 x 6.01 = 12.0 kJ

22. Los estados físicos de todos los reactivos y productos se deben especificar en las ecuaciones termoquímicas. Ecuaciones termoquímicas 266 g P 4 = 6470 kJ H 2 O ( s ) H 2 O ( l )  H = 6.01 kJ H 2 O ( l ) H 2 O ( g )  H = 44.0 kJ ¿Cuánto calor se libera cuando 266 g de fósforo blanco (P 4 ) se quema n en el aire? P 4 ( s ) + 5O 2 ( g ) P 4 O 10 ( s )  H = -3013 kJ 1 mol P 4 123.9 g P 4 x 3013 kJ 1 mol P 4 x

23. CALOR DE REACCIÓN. a A + b B + …. c C + d D + …. El calor de reacción se mide en un calorímetro Estado Inicial Estado Final Reacciones químicas Exotérmicas (Q < 0) Endotérmicas (Q > 0)

24. Ley de Hess La energía intercambiada en forma de calor en una reacción química es la misma tanto si la reacción ocurre en una etapa como si ocurre en varias. Consecuencia del 1º Principio de la Termodinámica  H = -393.5 kJ  H = +283 kJ  H = -110.5 kJ H: función de estado  H = -110.5 kJ

25. CALOR DE COMBUSTIÓN (ΔH° C ) CALOR DE FORMACIÓN (ΔH o f ) Variación de entalpía que se produce cuando se forma un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su estado más estable a una presión de 1atm y 25°C. El “ O ” representa el estado normal, el subíndice “ f ” significa formación. Ag (s) + ½ Cl 2 (g)  AgCl (s) ΔH = -127 kJ Variación de entalpía, que acompaña a la combustión completa de 1 mol de compuesto orgánico para dar CO 2 (g) y H 2 O (l). También se lo define como: El calor de combustión es la cantidad de energía liberada por cada mol de hidrocarburo quemado . Metano CH 4 (g) + 2 O 2 (g)  CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ∆Hº C = -890 kJ EL CALOR DE UNA REACCIÓN ES IGUAL A LA SUMA DE LOS CALORES DE FORMACIÓN DE LAS SUSTANCIAS RESULTANTES, MENOS LOS CALORES DE FORMACIÓN DE LAS SUSTANCIAS REACTANTES

27. Aplicaciones de la Primera Ley METABOLISMO ENERGÉTICO: conjunto de transformaciones que implican intercambios de energía con producción de Q y W mecánico VALOR CALÓRICO Calor desprendido por la combustión de 1 g de alimento determinado VALOR CALÓRICO FISIOLÓGICO Vc g = 4,2 Kcal/g = 16,8 KJ Vc p = 5,4 Kcal/g in vitro = 16,8 Kj 4,4 Kcal/g in vivo Vc l = 9,4 Kcal/g = 37,8 JK El valor calórico de 1g de sustancia es la diferencia de energía interna entre el sistema inicial y el final

28. CALORIMETRÍA C. DIRECTA C. INDIRECTA Balance energético Cociente respiratorio Vc del oxígeno CR Cc ingeridos - Cc excretados

29. Determinación del Vc del oxígeno C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 6 CO 2 + 6 H 2 O ∆ H 18°C = -637 kcal Glúcidos : 5,05 kcal/L Lípidos : 4,69 kcal/L Prótidos : 4,58 kcal /L 0,829 LO 2 /g 2,013 LO 2 /g 0,957 LO 2 /g Determinación del Cociente respiratorio Glúcidos : 1,0 Lípidos : 0,711 Prótidos : 0,809

30. Cociente respiratorio no proteico 1g N 2 6,25g proteína V O2 = 5,98L V CO2 =4,84L Q = 27,39 Kcal V O2 proteínas = g N 2 x 5,98 V CO2 proteínas= g N 2 x 4,84 V O2 glucidos y lipidos = V O2 total - V O2 proteínas V CO2 glucidos y lipidos = V CO2 total - V CO2 proteínas

31. Establecer el Metabolismo Energético Q T = Kcal/h ECUACIÓN DE BROUWER

32. METABOLISMO BASAL Energía necesaria para el desarrollo de las funciones vitales y el mantenimiento de la temperatura corporal. Condiciones para determinación  Funciones reducidas al mínimo  reposo muscular (posición acostada)  ayuno previo de 12 h  despierto y en reposo mental  condiciones ambientales que constituyan un microclima térmicamente neutro (20-24  C para un individuo ligeramente vestido)

33. Producción de calor basal Depende de la superficie corporal Metabolismo basal/día = S x 24 h x 167 kJ/m 2 h Depende del peso corporal elefante caballo ratón paloma rata conejo ganso perro hombre

34. Producción calórica total de un hombre de 70 kg en diversas condiciones de actividad Condición Producción calórica (J/h) Durmiendo Acostado De pie Caminando lento Caminando ligero Corriendo Escribiendo a máquina Trabajando en carpintería 272 322 439 837 1255 2385 586 1004

35. Segunda Ley de la Termodinámica Todo proceso ocurre desde un estado de baja probabilidad (ordenado) a otro de mayor probabilidad (desordenado) “ En todo sistema aislado, la entropía siempre aumenta hasta alcanzar el estado de equilibrio” ENTROPÍA (S): Medida del desorden o azar del sistema. Cada proceso se acompaña de un incremento de la entropía del universo

36. Entropía S = K Ln(W) La entropía es la medida del grado de desorden de un sistema molecular S 1 > S 2

37. ∆ S = La variación de entropía para pasar de un estado A al B solo depende de los estados y es independiente del camino seguido por la transformación. En consecuencia es una variable de estado TRANSFORMACIÓN ADIABÁTICA La entropía permite establecer el sentido posible de una transformación ∆ S = 0 -> proceso reversible en equilibrio ∆ S> 0 -> proceso espontáneo ∆ S < 0 -> proceso imposible

38. RENDIMIENTO Es el cociente entre la cantidad de calor aprovechado (trabajo producido) y la cantidad de calor no aprovechado SISTEMA REVERSIBLE SISTEMA IRREVERSIBLE W rev > W irrev

39. Energía Libre de Gibbs G=H-TS La energía libre es la fracción de la energía que se puede utilizar para realizar trabajo en condiciones de presion, volumen y temperatura constante

40. Lo importante es la variación de la energía libre… ∆G<0 proceso exergónico (espontáneo) ∆G>0 proceso endergónico ∆G<0  perder capacidad de hacer trabajo == perder energía potencial == aumentar el desorden ∆ G= ∆H - T ∆S ∆ G + (endergónico) ∆H +(endotérmico) ∆ G – (exergónico) ∆H - (exotérmico) ∆ S +(sube entropía) ∆S – (baja entropía) ∆ G= ∆E + P.∆V - T ∆S

41. Relaciones entre los parámetros termodinámicos

43. Considerando esta transformación: La energía libre puede calcularse a partir de su constante de equilibrio Y su relación con la energía libre ENERGÍA LIBRE DE UNA TRANSFORMACIÓN QUÍMICA A + B C + D Es la Energía libre estandar de la reacción

44. Con concentraciones de reactantes y productos en equilibrio: La reacción puede darse en cualquier dirección Luego … Reestructurando

45. SÍ ENTONCES Y La reacción es K eq < 1 log k eq < 0 ∆G < 0 Favorable K eq ˃ 1 log k eq ˃0 ∆G ˃0 Desfavorable K eq = 1 log k eq = 0 ∆G = 0 Equilibrio

46. Aplicación de la 2 da Ley

47. REACCIONES ACOPLADAS REACCIONES EXERGÓNICAS (Liberan energía libre) REACCIONES ENDERGÓNICAS (Requieren energía libre) ATP TRANSPORTADOR DE ENERGíA DESDE LOS PROCESOS CELULARES PRODUCTORES DE ENERGíA A LOS PROCESOS QUE REQUIEREN ENERGÍA

48. EJEMPLO Fosforilación de la glucosa acoplada a la hidrólisis del ATP ATP + H 2 O ADP + fosfato Glucosa + fosfato Glucosa-6-P + H 2 O Elementos Una reacción que libere energía (  G<O) Una reacción que requiera energía (  G>O) Un intermediario común REACCION 1 REACCION 1 REACCION 2  Gº´(kJ mol -1 ) -30,9 +16,7 ATP + glucosa -14,2 REACCION 2 fosfato

50. La molécula de ATP Los seres vivos utilizan la molécula de ATP como medio principal para almacenar energía potencial proveniente de la degradación de los alimentos

51. La manera de utilizarse la energía en la molécula de ATP es mediante la separación de un grupo fosfato el cual está unido mediante un enlace covalente de alta energía

52. El ATP participa en una serie de reacciones acopladas

53. REACCIONES ACOPLADAS DENTRO DE LAS CELULAS VIVAS

55. ENERGIA LIBRE ESTANDAR DE HIDRÓLISIS DE ALGUNOS COMPUESTOS FOSFORILADOS Fosfoenolpiruvico - 61.2 1,3-Fosfoglicerol fosfato - 49.3 Fosfocreatina - 43.1 ATP(AMP+PPi) - 45,5 ATP (ADP+Pi) - 30.5 Glucosa 1-fosfato - 20.9 Fructosa 6-fosfato - 15.6 Glicerol-1-P - 9.1 (kJ/mol) ´  G 

58. NO TODA LA ENERGIA LIBERADA EN UNA REACCION EXERGONICA PUEDE SER UTILIZADA PARA REALIZAR UNA REACCION ENDERGONICA EF ICIENCIA

59. Eficiencia: Metabolismo aeróbico y anaeróbico Metabolismo anaeróbico: el oxígeno inhalado no participa. Fuente de energía: glicólisis. Glucosa ______ 2 lactato - T°sangre = 310 K  Gº’ = - 218 kJ/mol

60. La glicólisis está acoplada a la generación de ATP.  Gº’(kJ/mol) Glucosa ____  2 lactato - - 218 2 Pi - + 2 ADP ___  2 ATP + 2H 2 O 2 (30) + 60 _______________________________________ Glucosa+2Pi - +2ADP __  2 lactato - +2ATP+2H 2 O  Gº’ = - 158 kJ/mol La reacción es exergónica y espontánea: el metabolismo ha ‘recargado’ el ATP. Eficiencia = energía producida x 100 rendimiento máximo Eficiencia = ( 60 kJ/mol) x 100 = 27% - 218| kJ/mol

61. Metabolismo aeróbico : el oxígeno inhalado tiene un papel importante. Se oxida en forma completa la glucosa  Gº’ = - 2880 kJ/mol.

62. C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 + 38 ADP + 38 Pi 6 CO 2 + 6 H 2 O + 38 ATP  G°´ = -2868 kJ mol -1 38 ADP + 38 Pi 38 ATP  G°´ = +1140 kJ mol -1 +1140 kJ mol -1 x 100 -2868 kJ mol -1 = ~ 40% Eficiencia C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 6 CO 2 + 6 H 2 O Eficiencia: energía producida x 100 rendimiento máximo