¡Bienvenidos a nuestra presentación sobre termodinámica y termoquímica! En esta sesión, exploraremos los fundamentos esenciales de la termodinámica y la termoquímica, dos ramas de la ciencia que estudian la energía y sus interacciones en los sistemas físicos y químicos. Comenzaremos nuestro viaje entendiendo los conceptos básicos de la termodinámica, como la energía, el calor, el trabajo y las leyes fundamentales que rigen los procesos energéticos. Analizaremos cómo estos principios se aplican en la vida cotidiana y en la industria, desde la eficiencia de los motores hasta la producción de energía en centrales eléctricas. Luego nos sumergiremos en el fascinante mundo de la termoquímica, donde exploraremos cómo se intercambia y transforma la energía durante las reacciones químicas. Discutiremos conceptos clave como entalpía, entropía y energía libre, y veremos cómo estas magnitudes nos ayudan a entender la dirección y la espontaneidad de las reacciones químicas. A lo largo de la presentación, ilustraremos estos conceptos con ejemplos prácticos y aplicaciones en diversas áreas, desde la industria química hasta la biología y la medicina. Además, destacaremos la importancia de la termodinámica y la termoquímica en el diseño y la optimización de procesos, así como en la búsqueda de soluciones sostenibles y energéticamente eficientes. ¡Prepárense para un viaje emocionante a través de la termodinámica y la termoquímica, donde descubriremos cómo la energía impulsa el mundo que nos rodea y cómo podemos aprovecharla de manera inteligente y responsable!

1. TERMODINÁMICAY
TERMOQUÍMICA

2. TERMODINÁMICA
• Contabilidad de la energía asociada con los cambios físicos y químicos

3. TERMOQUÍMICA
• Estudio de la medida o cálculo del calor o absorbido o liberado en las
reacciones químicas, así como los datos con los que se pueden calcular las
energías relativas o entalpías contenidas en las sustancias químicas
• CALOR: energía electromagnética que está en función de la energía cinética
de las partículas

4. LEYES DE LATERMODINÁMICA
•PRIMERA LEY: la energía total en un sistema aislado es constante, es
decir “La suma de las energías cinética y potencial permanece constante, aun
cuando una de las dos puede aumentar o disminuir a expensas de la otra”
• SEGUNDA LEY: Relacionada con el concepto de entropía. “Cuando se
verifica un cambio espontáneo en cierto sistema, se produce un aumento de la
entropía del Universo”
• TERCERA LEY: “Un cristal perfecto al cero absoluto de temperatura tiene un
orden perfecto, por tanto su entropía vale cero”

5. ENTALPÍA
• Es una propiedad termodinámica utilizad para especificar o medir la
cantidad de calor involucrado en una reacción química a presión constante
• La entlpíaa como una función de estado solo depende de los valores final e
inicial
∆H = Hf - Hi
∆H = Calor absorbido o cedido por el sistema durante una reacción a
presión constante (cal/mol).
* Esto indica que en una reacción química la variación de entalpía depende de
las entalpías de reactivos y productos

6. Calor de reacción
• Es el calor absorbido o desprendido al efectuarse una reacción química.
∆HR = ∑ H f productos - ∑ H f reactivos

7. Calor de formación (H f)
• Es la variación de entalpía (calor) que acompaña a la formación de 1 mol de
un compuesto en su estado normal (1 atm y 273 K), a partir de sus elementos
en sus estados normales
• NOTA: El calor de formación de cualquier elemento en condiciones
normales vale CERO
• Ejemplo:

8. LEY DE HESS
• “El calor de una reacción (∆H) es independiente del número de etapas o de
la naturaleza del camino a través del cual se realiza”
• “Si una reacción se lleva a cabo en etapas, la suma algebraica de la cantidad
de calor desprendido en cada una de las etapas, por separado, es igual al
desprendimiento total de calor cuando la reacción tiene lugar directamente”

9. ∆HR = ∆H f productos - ∆H f reactivos
∆HR = ∆H final - ∆H inicial = calor de reacción
• Cuando el calor de reacción o entalpía (∆HR ) es negativo, indica que la
reacción libera calor, por lo tanto es exotérmica
• Cuando el calor de reacción o entalpía (∆HR ) es positivo, indica que la
reacción absorbe calor, por lo tanto es endotérmica
• EJEMPLO:

10. ENERGÍA LIBRE (de Gibbs)
• Combinación de los conceptos de entropía y energía
• Para que un proceso se verifique a temperatura y presión constantes, el
cambo total de energía, ∆H, puede dividirse en dos partes:
• Una parte es la energía disponible para efectuar un trabajo útil (energía e Gibbs)
• Otra parte, energía no disponible para efectuar un trabajo útil, pues está asociado con
la variación del desorden, es decir, el cambio de entropía ∆S

11. • A temperatura y presión constantes, la variación de entalpía, energía libre y
entropía de cualquier proceso, ya sea físico o químico, están correlacionadas
por medio de la ecuación:
∆G = ∆H - T∆S
∆G = Variación de energía libre o variación de energía disponible
∆H = Variación de entalpía o cambio total de energía
∆S = Variación de entropía oVariación de energía no disponible
NOTA:
Proceso espontáneo, cuando el signo de ∆G sea negativo
Proceso no espontáneo, cuando el signo de ∆G sea positivo
Proceso en equilibrio, cuando ∆G sea igual a cero

12. CINÉTICA QUÍMICA

13. VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de reacción se entiende como el número de moles de una
substancia producida o consumida por unidad de tiempo y unidad de volumen
de la mezcla reaccionante
Se basa en las teoría de las colisinoes
V = velocidad de reacción = moles
litro x seg

14. FACTORES QUE AFECTAN LAVELOCIDAD DE
REACCIÓN
• 1. Concentración de los reactivos
• 2.Temperatura
• 3. Naturaleza de los reactivos
• 4. Catalizadores

15. • Ley de acción de las masas: “A temperatura constante la velocidad de una
reacción química es proporcional al producto de las concentraciones
molares de los reaccionantes
a A + b B c C + d D
• La expresión de su velocidad es:
v = K [A]ⁿ [B]ⁿ dónde K = constante de velocidad de la reacción

16. EQUILIBRIO QUÍMICO

17. EQUILIBRIO QUÍMICO
• Es un estado en el cual dos reacciones opuestas se verifican con la misma
velocidad
• En los sistemas en equilibrio, las propiedades macroscópicas permanecen
constantes

18. Constante de equilibrio químico
• Es la relación de la constante de velocidad de reacción a la derecha y la
constante de la velocidad de reacción a la izquierda, para un sistema en
equilibrio.
aA + bB cC + dD
Aplicando la ley de la conservación de las masas:
v1 = K1[A]ⁿ [B]ⁿ
v2 = K2[C]ⁿ [D]ⁿ DONDE [ ] concentración mol/lt
En equilibrio v1 = v2

19. • En equilibrio v1 = v2, por tanto
K1[A]ⁿ [B]ⁿ = K2[C]ⁿ [D]ⁿ
Despejando:
K1 = K1[A]ⁿ [B]ⁿ
K2 K2[C]ⁿ [D]ⁿ
K = constante de equilibrio
K = “el product de las concentraciones molars de los productos, dividido entre
el producto de las concentraciones molares de los reactivos; cada uno elevado
al número de moles correspondientes”

20. Factores que afectan el equilibrio químico
• La concentración
• La temperatura
• La presión