martes, 4 de noviembre de 2008

Leyes de la termoquímica

Llegados a este punto se hace necesario enunciar dos leyes que como Ud. verá se relacionan íntimamente con conceptos ya conocidos.

Primera ley de la termoquímica o Ley de Lavoisier-Laplace

“el calor necesario para descomponer una sustancia en sus elementos es igual, pero de sentido contrario, al que se necesita para volver a formarla”.¿No es esto la ley de conservación de la energía?

Sí lo es, aplicado a un hecho concreto.

Y hablando de hechos concretos observemos el siguiente ejemplo:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ∆H °f = -241,60 kJ/mol

De acuerdo a esta primera ley podemos escribir

H2O (g) → H2 (g) + ½ O2(g) ∆H °-1 = +241,60 kJ/mol

Como U d. vio la reacción en el sentido de la formación de agua cursa con un ∆H°f negativo mientras que en el sentido contrario lo hace con un ∆H ° positivo pero con igual valor absoluto (241,60 kJ/mol)

Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess

En 1840 Hess postuló una ley absolutamente empírica: “el calor liberado a presión o volumen constante en una reacción química dada es una constante independientemente del número de etapas en que se realiza el proceso químico.”
Analice el texto y vuelva a pensar si no estamos nuevamente en presencia de otra aplicación de la ley de conservación de la energía que es la primera ley de la termodinámica.

Veamos un ejemplo:

Tratemos de hallar el ∆H de la siguiente reacción:

C (s) (grafito) + ½ O2(g) → CO (g) ∆H°r= ?

Esta es una reacción difícil de lograr en el laboratorio por lo que para hallar el

∆Hr aplicaremos la ley de Hess. Para ello acudamos a tablas en las que hallaremos

calculadas una cantidad muy importante de calores de reacción. Usaremos:

(1) C(s) (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H°1 = -393,75 kJ/mol

(2) CO (g) + ½ O 2(g) → CO2(g) ∆H°2 = -282,98 kJ/mol

¿Qué podemos hacer con estas reacciones?

En primer lugar apliquemos la primera ley a la reacción (2) que quedará:

(-2) CO2 (g) → CO (g) + ½ O2(g) ∆H°-2= 282,98 kJ/mol

Luego de acuerdo a la ley de Hess podemos sumar la reacción (1) y la reacción (-2)

(1) C (s) (grafito) + O 2(g) → CO2 (g)

(-2) CO2 (g) → CO (g) + ½ O2 (g)

C (s) (grafito) + O2 (g) + CO2 (g) → CO2 (g) + CO (g) + ½ O2 (g)

Como se ve, hay especies en cantidades iguales a ambos lados como el CO2 (g) por lo que se pueden simplificar. Por otro lado hay 1 mol de O2 (g) a la izquierda y ½ mol de O2 (g) a la derecha por lo que balanceando queda ½ mol de O2 (g) a la izquierda.

La ecuación final será la que debíamos obtener:

C(s) (grafito) + ½ O2 (g) → CO (g)

¿Y el ∆H°r ?. Para su cálculo se procede de idéntica manera que la realizada arriba con las ecuaciones:

∆H°1 + ∆H°-2 = -393,75 kJ/m ol+282,98 kJ/mol = -463,01 kJ/mol

∆H°r = - 463,01 kJ/mol

Este mismo ejemplo se puede graficar por medio de un ciclo. Observe:



Gráfico número 1

A la letra r le corresponde un ∆H°r

Al número 1 le corresponde un ∆H°1

Al número -2 le corresponde un ∆H°-2

¿Qué otra operación sencilla podemos hacer con los calores de reacción?

Supongamos tener una reacción química teórica como la que sigue:

aA + bB → cC + dD ∆H°1

ahora observe la misma pero con éstas variaciones, que surgen de usar como factor común el número de moles de A (nA= a)

a/a A + b/a B → c/a C + d/a D DH °2= ???

En este caso el ∆H°2 = ∆H°1/a o lo que es lo mismo:

∆H°1 = a ∆H°2

Entalpías de combustión:
Son los calores generados cuando se queman hidrocarburos (que contienen C e H) en presencia de O2 (g) para dar CO2 (g) y H2O (l), y la combustión es completa.

Ejemplo :

C3H8 (g) + 5O2 (g) → 3CO2 (g) + 4H2O (l)

El calor que se produce es de 2217,90 kJ/mol y como se mide a 25ºC y 1 atm estando todas las sustancias en esas condiciones, ese valor es la entalpía estándar de combustión: ∆H°c= -2217,90 kJ/mol

Los calores de combustión estándar de los hidrocarburos se pueden hallar en tablas.

También podemos hallar valores de entalpías de combustión para sustancias como por ejemplo la glucosa que contiene carbono, oxígeno e hidrógeno.

C6H12O6 (s) + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (l)

Las entalpías de formación son en general difícil de medir pero no las de combustión que se las mide en un calorímetro, aunque la restricción es que evidentemente deben manejarse sustancias que contengan carbono, hidrógeno y oxígeno.

Entalpías (energías) de enlace:
Hemos dicho que las energías de las uniones químicas representan una contribución muy importante a la energía interna de un sistema. Por ello si a las sustancias que componen el sistema (o a la sustancia) se le “rompen” varias (o todas) las uniones habrá un ∆E significativo y por ende un ∆H también significativo.

En ocasiones se desea obtener una estimación de la entalpía para una reacción en la que el valor de ∆H°f para un reactivo o producto no se conoce ni puede hallarse. ¿Cómo se soluciona el problema? Se acude a las energías de enlace. En éste método la energía de la molécula se atribuye esencialmente a la energía de los enlaces que ella posee y cuando reacciona lo hace debido a la ruptura o disolución de uno o más de estos enlaces. Luego el conocimiento relativo a la fuerza de los enlaces es útil para cuantificar los requerimientos energéticos de las reacciones. Pero en una reacción hay ruptura como hemos dicho y también (desde luego) formación de nuevos enlaces. ¿Cuál será el balance energético de estos procesos? Veamos un ejemplo sencillo como es la disociación de la molécula de H2 (g)

H2(g) → 2H (g) ∆H° = 434,72 kJ/mol

Esta será la energía de enlace de la molécula de H 2(g). Pero si intentamos formar nuevamente la molécula ¿cuánto calor (energía) necesitaremos?. Recuerde la primera ley de la termoquímica y dirá DH °= 434,72 kJ/mol. Por lo tanto generalizando cuando “formamos” uniones el sistema cede calor al entorno.

Podemos entonces hacer un balance entre las energías necesarias para “romper” uniones y las energías requeridas para “formar” uniones

Un ejemplo ayudará a entender mejor la pregunta:

CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2H2O (g) ∆H °= ???

Vamos a plantear la cuestión desde el punto de vista de los enlaces rotos y los formados. Luego efectuaremos el balance correspondiente:

Enlaces rotos Enlaces formados
4 enlaces C–H c/u con 409,64 kJ/mol 2 enlaces C=O c/u con –710,60 kJ/mol
2 enlaces O=O c/u con 494,49 kJ/mol 4 enlaces O–H c/u con –463,98 kJ/mol

El cambio de entalpía total lo podemos calcular de la siguiente ∆H ° = 4 enlaces (C–H ) + 2 enlaces (O =O ) + 4 enlaces (O–H ) + 2 enlaces (O =O ) = -649,57 kJ/mol.

El valor experimentales –800,26 kJ/mol (lo que habla de que la anterior es un cálculo muy aproximado).

Revisa esta pagina para entender las Leyes de la Termodinamica

http://joule.qfa.uam.es/beta-2.0/temario/tema1/tema1.php

Introducción a la termodinámica

Termodinámica

En casi toda la bibliografía disponible se define la Energía como la capacidad de producir trabajo. Más ajustadamente debemos decir que la energía se relaciona con la capacidad de producir trabajo, lo cual prefigura un concepto más amplio y adecuado.

Con este concepto presente podemos decir que la Termodinámica es el estudio de las transformaciones e intercambios de la energía.

Todas las formas de energía tienden en última instancia a pasar a calor. Ejemplos:

Energía química a calor, en una reacción química (más adelante veremos que esto no es tan general).

Energía eléctrica a Calor, cuando actúa a través de una resistencia, etc. De todos modos ya usted conoce un hecho general que vale la pena recalcarlo y que en termodinámica toma la forma de una ley: la energía se conserva.

Precisamente la Ley de conservación de la Energía es la primera ley de la termodinámica que la podemos enunciar de la siguiente manera: “si bien la energía se puede convertir de una forma en otra no puede ser creada ni destruida” o también “siempre que se produce una cantidad de una forma de energía debe desaparecer una cantidad exactamente equivalente de otras especies de energía”. Para la resolución de ejercicios debe recordar el Equivalente Mecánico del Calor:

1 caloría (energía calórica) = 4,183 Joules (E. mecánica)

Sistemas termodinámicos
Sistema es la porción delimitada y especificada del mundo físico, que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio o constituyen nuestro interés.

Necesitamos además definir entorno o medio ambiente el cual es la zona del universo que interactúa con el sistema. Esta última definición tiene su importancia ya que determina con una mayor rigurosidad lo que se debe entender por Entorno o Medio ambiente.

Saber cuál es la “zona (y sus límites) que interactúa” con el Sistema no siempre se pueden conocer en forma precisa, por ello en los esquemas que se observan más abajo, el Entorno se dibuja con líneas discontinuas.+



Gráfico número 1

El entorno es la zona del universo que interactúa con el sistema.

SISTEMA + ENTORNO (O MEDIO AMBIENTE) = UNIVERSO

Tipos de sistema
Aislado: no hay transferencia de masa o energía con el entorno.

Ej. : Un termo ideal (aislado y de paredes rígidas).

Cerrado: no transfiere masa pero sí energía en forma de calor, trabajo o radiación.

Ej. : Cualquier recipiente cerrado no ideal.

Abierto: transfiere masa y energía con su entorno.

Ej. : El cuerpo humano.

La mayoría de los sistemas en la vida real son abiertos, mientras que en el laboratorio la mayoría de los sistemas químicos son cerrados.

Primera ley o primer principio de la termodinámica
La Ley de Conservación de la Energía -que es una de las formas de expresión de la Primera Ley (o Primer Principio) de la Termodinámica-, se puede visualizar en una forma muy sencilla con los conceptos de energía acumulada y energía intercambiada o en proceso de intercambio o también energía en tránsito. ¿Qué significan cada una de estas expresiones? Veamos lo siguiente:

Se tiene un Sistema y su Entorno donde cada uno tendrá una cierta cantidad de energía (que no podemos conocer). A nosotros nos interesan sólo los cambios de energía que se produzcan en el sistema (no en el entorno o medio ambiente aun cuando este juega un papel fundamental para ello).

Obviamente Es (Energía del Sistema) puede ser mayor, menor o igual que Ema (Energía del Medio Ambiente) dependiendo ello de cada situación en particular, pero en determinado m om ento se producirá un “intercambio de energía, ∆EI” el cual se realizará por medio de calor y trabajo o por uno de ellos.

Graficamos esta situación de la siguiente forma:



Gráfico número 2

Luego de acuerdo al proceso que hemos visto el sistema puede haber ganado o perdido Energía, con lo cual el balance final sería:

Es final – Es inicial = ∑EI

o lo que es lo mismo

∆Es = ∑EI

Esta sencilla ecuación nos indica que la variación de Energía del Sistema (nuestro objetivo al analizar la primera ley) es igual a la suma algebraica de las energías intercambiadas o en proceso de intercambio, siendo la energía acumulada aquella que no participa en estos procesos.

Por otra parte si bien hay un intercambio de Energía entre Sistema-Medio Ambiente siempre se cumple la ley de conservación de la energía ya que:

1.- antes del intercambio: Esi + Emai = Euniverso

siendo i= inicial

2.- luego del intercambio: Esf + Emaf = Euniverso

siendo f= final

Donde: Esf - Esi = ∆Es = ∑Eintercambiadas

En am bos casos la energía del universo se mantiene constante.

Energía interna
La Energía Interna (E) se define en la bibliografía como todas las formas de energía de un sistema, distintas de las que resulten de su posición en el espacio (Energía potencial, que se supone constante).

Nosotros además agregamos que también se debe descartar la energía cinética global del sistema.

Entendemos como “Energía cinética Global” a la Energía que surge de la velocidad de traslación del sistema en su conjunto.

El cálculo absoluto de la Energía Interna (E) es hoy por hoy imposible; por eso a la Termodinámica clásica sólo le interesan los cambios de Energía. No obstante lo cual, es importante que el estudiante sepa que todas estas Energías tienen nombre y teóricamente podría llegar a ser posible su cálculo (aunque todavía algunas no se conocen lo suficiente).

Veamos los cuadros siguientes donde se indican los tipos de Energía en (por ej.)

1 mol de sustancia pura en ciertas condiciones de P y T.

Energías intramoleculares

1. Nuclear
2. Electrónica
3. Traslacional
4. Vibracional
5. Rotacional
(3, 4, y 5 son las Energías Térmicas)

Energías intermoleculares

1. Fuerzas de atracción interiónicas (sales)
2. Fuerzas de atracción Ion-dipolo
3. Unión por puente de hidrógeno
4. Fuerzas de atracción dipolo-dipolo
5. Fuerzas de atracción entre iones o dipolos-moléculas polarizables
6. Fuerzas entre dipolos instantáneos-dipolos inducidos (London)
7. Fuerzas hidrofóbicas
8. Fuerzas de repulsión

También encontrará en alguna bibliografía, como sinónimo de uniones intermoleculares a los términos “fuerzas de Van der Waals”. Debe entenderse que esto se refiere a todas las fuerzas de atracción intermoleculares, excluyendo la unión por puente de hidrógeno (enlace de hidrógeno) y, obviamente, el enlace Ion-Ion que debe clasificarse como enlace de tipo iónico.

Cada sistema poseerá un cierto número de las mismas (no necesariamente todas), y para el cálculo final de la Energía Interna (E) se necesita saber el comportamiento de cada una de ellas. Ello, como es evidente resulta muy complicado, pero no lo es calcular una variación de energía interna (∆E) que no es otra cosa que la suma algebraica de las energías intercambiadas o en transito tratadas en la primera parte.

En un Sistema hay un cambio mensurable de Energía Interna (∆E) siem re que haya un intercambio de Energía, que va a estar dado por la cantidad de calor tomado del medio o cedido hacia él y el trabajo realizado por el sistema hacia el entorno o sobre el sistema por el entorno.

Para aplicar en los cálculos las variaciones de calor y trabajo se utiliza una convención, que tiene su lógica:

Calor Trabajo
Proceso Signo Proceso Signo
Endotérmico Positivo (+) Sobre el Sistema Positivo (+)
Exotérmico Negativo (-) Por el Sistema Negativo (-)

Con respecto al calor no habrá problemas de interpretación en cuanto a la convención. Para el trabajo, es evidente que si el entorno realiza un trabajo sobre el sistema éste verá aumentada su energía interna, de allí su signo positivo. Por el contrario si el sistema realiza un trabajo sobre el entorno, verá disminuida su energía interna, por ello su signo negativo.

Orígenes de la termodinámica


Introduccion:

Como muchas disciplinas, la termodinámica surge de los procedimientos empíricos que llevaron a la construcción de elementos que terminaron siendo muy útiles para el desarrollo de la vida del hombre.

Creemos que la termodinámica es un caso muy especial debido a que sus inicios se pierden en la noche de los tiempos mientras que en la actualidad los estudios sobre el perfeccionamiento de las máquinas térmicas siguen siendo de especial importancia, mas aun si tomamos en cuenta la importancia que revisten temas de tanta actualidad como la contaminación.

El origen fué sin lugar a dudas la curiosidad que despertara el movimiento producido por la energía del vapor de agua.

Su desarrollo fué tomando como objetivo principal el perfeccionamiento de las tecnologias aplicadas con el fin de hacer mas facil la vida del hombre, reemplazando el trabajo manual por la máquina que facilitaba su realización y lograba mayor rapidez, estos avances que gravitaban directamente en la economía, por ello el inicio se encuentra en el bombeo de aguas del interior de las minas y el transporte.

Mas tarde se intensificaron los esfuerzos por lograr el máximo de rendimiento lo que llevó a la necesidad de lograr un conocimiento profundo y acabado de las leyes y principios que regian las operaciones realizadas con el vapor.

El campo de la termodinámica y su fuente primitiva de recursos se amplía en la medida en que se incorporan nuevas áreas como las referentes a los motores de combustión interna y ultimamente los cohetes. La construcción de grandes calderaspara producir enormes cantidades de trabajo marca tambien la actualidad de la importancia del binomio máquinas térmicas-termodinámica.

En resumen: en el comienzo se partió del uso de las propiedades del vapor para succionar agua de las minas, con rendimientos insignificantes, hoy se trata de lograr las máximas potencias con un mínimo de contaminación y un máximo de economía.

Para realizar una somera descripción del avance de la termodinámica a través de los tiempos la comenzamos identificando con las primitivas máquinas térmicas y dividimos su descripción en tres etapas, primero la que dimos en llamar empírica, la seguna la tecnológica y la tercera la científica.

I.- La etapa empírica

Los orígenes de la termodinámica nacen de la pura experiencia y de hallazgos casuales que fueron perfeccionándose con el paso del tiempo.

Algunas de las máquinas térmicas que se construyeron en la antigüedad fueron tomadas como mera curiosidad de laboratorio, otros se diseñaron con el fin de trabajar en propósitos eminentemente prácticos. En tiempos del del nacimiento de Cristo existian algunos modelos de máquinas térmicas, entendidas en esa época como instrumentos para la creación de movimientos autónomos, sin la participación de la tracción a sangre.

El ingenio más conocidos por las crónicas de la época es la eolipila de Herón que usaba la reacción producida por el vapor al salir por un orificio para lograr un movimiento. Esta máquina es la primera aplicacióndel principio que usan actualmente las llamadas turbinas de reacción.

La historia cuenta que en 1629 Giovanni Branca diseñó una máquina capaz de realizar un movimiento en base al impulso que producía sobre una rueda el vapor que salía por un caño. No se sabe a ciencia cierta si la máquina de Branca se construyó, pero, es claro que es el primer intento de construcción de las que hoy se llaman turbinas de acción.

La mayor aplicación de las posibilidades de la máquina como reemplazante de la tracción a sangre consistía en la elevación de agua desde el fondo de las minas. Por ello la primera aplicación del trabajo mediante la fuerza del vapor cristaliza en la llamada máquina de fuego de Savery.

La máquina de Savery consistía en un cilindro conectado mediante una cañería a la fuente de agua que se deseaba bombear, el cilindro se llenaba de vapor de agua, se cerraba la llave de ingreso y luego se enfriaba, cuando el vapor se condensaba se producía un vacío que permitía el ascenso del agua.

II.- La etapa tecnológica.

Según lo dicho la bomba de Savery no contenía elementos móviles, excepto las válvulas de accionamiento manual, funcionaba haciendo el vacío, de la misma manera en que ahora lo hacen las bombasaspirantes, por ello la altura de elevación del agua era muy poca ya que con un vacío perfecto se llegaría a lograr una columna de agua de 10.33 metros, pero, la tecnología de esa época no era adecuada para el logro de vacios elevados.

El primer aparato elemento que podriamos considerar como una máquina propiamente dicha, por poseer partes móviles, es la conocida como máquina de vapor de Thomas Newcomen construída en 1712. La innovación consistió en la utilización del vacío del cilindro para mover un pistón que a su vez proveía movimiento a un brazo de palanca que actuaba sobre una bomba convencional de las llamadas aspirante-impelente.

Podemos afirmar que es la primera máquna alternativa de mla que se tiene conocimiento y que con ella comienza la historia de las máquinas térmicas.

Las dimensiones del cilindro, órgano principal para la creación del movimien-to, eran: 53,3 cm de diámetro y 2,4 metros de altura, producía 12 carreras por minuto y elevaba 189 litros de agua desde una profundidad de 47,5 metros.

El principal progreso que se incorpora con la máquina de Newcomen consis-te en que la producción de un movimiento oscilatorio habilita el uso de la máquina para otros servicios que requieran movimiento alternativo, es decir, de vaivén.

En esa época no existian métodos que permitieran medir la potencia desarrollada por las máquinas ni unidades que permitieran la comparación de su rendi-miento, no obstante, los datos siguientes dan una idea del trabajo realizado por una máquina que funcionó en una mina en Francia, contaba con un cilindro de 76 cm de diámetro y 2,7 metros de altura, con ella se pudo completar en 48 horas una labor de desagote que previamente había requerido una semana con el traba-jo de 50 hombres y 20 caballos operando en turnos durante las 24 horas del día.

La máquina de Newcomen fué perfeccionada por un ingeniero inglés llamado Johon Smeaton (1742-1792). Un detalle de la potencia lograda lo podemos ver en el trabajo encargado por Catalina II de Rusia quien solicitó bombear agua a los di-ques secos del fuerte de Kronstadt. Esta tarea demoraba un año usando molinos de viento de 100 metros de altura, la máquina de Smeaton demoró solamente dos semanas. Se debe destacar que el perfeccionamiento consistió en la optimización de los mecanismos, cierres de válvulas, etc.

El análisis de las magnitudes que entran en juego en el funcionamiento de la máquina de vapor y su cuantificación fué introducido por James Watt (1736-1819).

Watt se propuso estudiar la magnitud del calor puesto en juego en el funcio-namiento de la máquina, esto permitiría estudiar su rendimiento.


El mayor obstáculo que encontró Watt fué el desconocimiento de los valores de las constantes físicas involucradas en el proceso, a raiz de ello debió realizar un proceso de mediciones para contar con datos confiables.

Sus mediciones experimentales le permitieron verificar que la máquina de Newcomen solo usaba un 33% del vapor consumido para realizar el trabajo útil.

Los aportes de Watt son muchos, todos ellos apuntaron al logro de un mayor rendimiento, inventó el prensaestopa que actua manteniendo la presión mientras se mueve el bástago del pistón, introdujo la bomba de vacío para incrementar el rendimiento en el escape, ensayó un mecanismo que convirtiera el movimiento alternativo en rotacional, en 1782 patentó la máquina de doble efecto (el vapor empuja en ambas carreras del pistón), ideó válvulas de movimiento vertical que permitian mantener la presión de la caldera mediante la fuerza de un resorte com-primido. Creó el manómetro para medir la presión del vapor y un indicador que po-día dibujar la evolución presión-volumen del vapor en el cilindro a lo largo de un ciclo.

Con el objetivo de establecer una unidad adecuada para la medición de la potencia, realizó experiencias para definir el llamado caballo de fuerza. Determinó que un caballo podía desarrollar una potencia equivalente a levantar 76 kg hasta una altura de 1 metro en un segundo, siguiendo con este ritmo durante cierto tiempo, este valor se usa actualmente y se lo llama caballo de fuerza inglés.

Un detalle importante de las calderas de Watt es que trabajaban a muy baja presión, 0,3 a 0,4 kg/cm2.

Los progresos tecnológicos aportados por Watt llevaron la tecnología de la máquina de vapor a un refinamiento considerable. Se había avanzado en seguri-dad merced a la incorporación de válvulas, ya se contaba con unidades que daban cuenta de la potencia y el rendimiento, los mecanismos fueron elaborados con los mas recientes avances de la tecnología mecánica. Lo único que no entró en la consideración de Watt fué la posibilidad de usar calderas de mayor presión, su objetivo principal era la seguridad, y desde el punto de vista económico no reque-ría perfeccionamiento, sus máquinas eran muy apreciadas y se vendian bien.

Después de Watt se consiguieron considerables avances en la utilización de calderas de muy alta presión, esta incorporación incrementó el rendimiento y, lo mas importante, favoreció el uso de calderas de menor tamaño que realizaban mayor trabajo que las grandes, además de mejorar el rendimiento del vapor las preparó para adaptarlas para su instalación en medios de transporte.

En agosto de 1807 Robert Fulton puso en funcionamiento el primer barco de vapor de éxito comercial, el Clermont, el mérito de Fulton consiste en la instalación y puesta en marcha de una máquina de vapor a bordo, no realizó innovaciones sobre la máquina en sí. Este barco cumplió un servicio fluvial navegando en el río Hudson.

En el año 1819 el buque de vapor Savannah, de bandera norteamericana realiza el primer viaje transatlántico, ayudado por un velamen. El Britania fué el primer barco de vapor inglés, entró en servicio en 1840, desplazaba 1150 toneladas y contaba con una máquina de 740 caballos de fuerza, alimentada por cuatro calderas de 0.6 kg/cm cuadrado, desarrollando una velocidad de 14 km/h.

George Stephenson (1781-1848) fué el primero que logró instalar una máquina de vapor sobre un vehículo terrestre dando inicio a la era del ferrocarril.

En el año 1814 Stephenson logró arrastrar una carga de treinta toneladas por una pendiente de 1 en 450 a sis km por hora.

En 1829 la locomotora llamada Rocket recorrió 19 km en 53 minutos lo que fué un record para la época.

III.- Etapa científica.
Sadi Carnot (1796-1832) es el fundador de la termodinámica como disciplina teórica, escribió su trabajo cumbre a los 23 años. Este escrito estuvo desconocido durante 25 años hasta que el físico Lord Kelvin redescubriera la importancia de las propuestas contenidas en él.

Llamó la atención de Carnot el hecho de que no existieran teorias que ava-laran la propuestas utilizadas en el diseño de las máquinas de vapor y que todo ello dependira de procedimientos enteramente empíricos. Para resolver la cuestión propuso que se estudiara todo el procedimiento desde el punto de vista mas gene-ral, sin hacer referencia a un motor, máquina o fluido en especial.

Las bases de las propuestas de Carnot se pueden resumir haciendo notar que fué quien desarrolló el concepto de proceso cíclico y que el trabajo se produ-cía enteramente "dejando caer" calor desde una fuente de alta temperatura hasta un depósito a baja temperatura. También introdujo el concepto de máquina reversible.

El principio de Carnot establece que la máxima cantidad de trabajo que puede ser producido por una máquina térmica que trabaja entre una fuente a alta temperatura y un depósito a temperatura menor, es el trabajo producido por una máquina reversible que opere entre esas dos temperaturas. Por ello demostró que ninguna máquina podía ser mas eficiente que una máquina reversible.

A pesar que estas ideas fueron expresadas tomando como base la teoríadel calórico, resultaron válidas. Posteriormente Clausius y Kelvin, fundadores de la termodinámica teórica, ubicaron el principio de Carnot dentro de una rigurosa teoría científica estableciendo un nuevo concepto, el segundo principio de la termodinámica.

Carnot también establece que el rendimiento de cualquier máquina térmica depende de la diferencia entre temperatura de la fuente mas caliente y la fría. Las altas temperaturas del vapor presuponen muy altas presiones y la expansión del vapor a bajas temperaturas producen grandes volúmenes de expansión. Esto producía una cota en el rendimiento y la posibilidad de construcción de máquinas de vapor.

En esta época todavía tenía vigencia la teoría del calórico, no obstante ya estaba germinando la idea de que esa hipótesis no era la adecuada, en el marco de las sociedades científicas las discusiones eran acaloradas.

James Prescot Joule (1818-1889) se convenció rapidamente de que el trabajo y el calor eran diferentes manifestaciones de una misma cosa. Su experiencia mas recordada es aquella en que logra medir la equivalencia entre el trabajo mecánico y la cantidad de calor. Joule se valió para esta experiencia de un sistema de hélices que agitaban el agua por un movimiento producido por una serie de contrapesos que permitian medir la energía mecánica puesta en juego.

A partir de las investigaciones de Joule se comenzó a debilitar la teoría del calórico, en especial en base a los trabajos de Lord Kelvin quien junto a Clausius terminaron de establecer las bases teóricas de la termodinámica como disciplina independiente. En el año 1850 Clausius dscubrió la existencia de la entropía y enunció el segundo principio:

Es imposible que una máquina térmica que actúa por sí sola sin recibir ayuda de ningún agente externo, transporte calor de un cuerpo a otro que está a mayor temperatura.

En 1851 Lord Kelvin publicó un trabajo en el que compatibilizaba los estudios de Carnot, basados en el calórico, con las conclusiones de Joule, el calor es una forma de energía, compartió las investigaciones de Clausius y reclamó para sí el postulado del primer principio que enunciaba así:

Es imposible obtener, por medio de agentes materiales inanimados, efectos mecánicos de cualquier porción de materia enfriándola a una temperatura inferior a la de los objetos que la rodean.

Lord Kelvin también estableció un principio que actualmente se conoce como el primer principio de la termodinámica. Y junto a Clausius derrotaron la teoría del calórico.

Situación actual:

Hoy se ha llegado a uninteresante perfeccionamiento de las máquinas térmicas, sobre una teoría basada en las investigaciones de Clausius, Kelvin y Carnot, cuyos principios están todavía en vigencia, la variedad de máquinas térmicas va desde las grandes calderas de las centrales nucleares hasta los motores cohete que impulsan los satélites artificiales, pasando por el motor de explosión, las turbinas de gas, las turbinas de vapor y los motores de retropropulsión. Por otra parte la termodinámica como ciencia actua dentro de otras disciplinas como la química, la biología, etc.

Conclusión:

El desarrollo de la termodinámica tiene un origen empírico como muchas de las partes de la tecnología.

Una de las curiosidades en la aplicación temprana de efectos del vapor en la etapa que dimos en llamar empírica y que a lo largo de su desarrollo cambiara su origen en varias hipótesis, flogisto, calórico y finalmente energía.

Con Watt se logra el perfeccionamiento en la tecnología, se comprenden los principios básicos de la misma y se aislan las variablesque intervienen en el fun-cionamiento de la máquina, la introducción de la unidad para medir la potencia conduce al manejo de criterios de comparación.

Despues de Watt comienza el desarrollo de las máquinas móviles con las realizaciones de Robert Fulton y George Stephenson.

Tambien es importante marcar como las teorias de Carnot tienen aún validez en su forma original apesar de haber estado fundamentadas en una hipótesis erro-nea, la del calórico. Carnot introduce tres conceptos fundamentales:

El concepto de ciclo o máquina cíclica.

La relación entre la "caida del calor de una fuente caliente a otra mas fría y su relación con el trabajo.

El concepto de máquina reversible de rendimiento máximo.

Gracias a Clausius y Kelvin se convierte a la termodinámica en una ciencia independiente de alto contenido teórico y matemático, lo que logra entender los fenómenos que se desarrollaban y fundamentar progresos tecnológicos.

lunes, 27 de octubre de 2008

Principio de Lechatelier

El principio del equilibrio químico Le Châtelier es muy famoso por la ley del equilibrio químico emitida bajo el principio que lleva su nombre y que se resume así:


"Si un sistema químico en equilibrio reversible experimenta un cambio en concentración, temperatura o presión, el equilibrio del sistema se modificara en orden de minimizar dicho cambio"

Esta ley cualitativa hace posible el predecir el desplazamiento del equilibrio de una reacción química.

Ejemplo: influencia de la concentración.

Sea la reacción en equilibrio

SO2 (gas) + 1/2 O2 = SO3 (gas).


Si se aumenta la presión parcial de Dióxido de azufre (SO2) el equilibrio tenderá a desplazarse a la derecha para disminuir la presión parcial del dioxido de azufre (Ley experimental de Le Châtelier)

http://thales.cica.es/cadiz2/ecoweb/ed0765/capitulo6.html

miércoles, 8 de octubre de 2008

Expoferia

estas son las direcciones para desarrollar la investigacion chicos de quimicos:


http://www.imcyc.com/cyt/febrero04/calidad.htm

http://images.google.com/images?um=1&hl=en&q=pruebas+fisico+quimicas+para+la+construccion+de+puentes&btnG=Search+Images

martes, 7 de octubre de 2008

Equilibrio Químico

El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando a y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio.
Ejemplo de equilibrio:

La reacción entre H2 y N2 para formar NH3
3H2 (g) + N2 (g) --> 2NH3 (g)

Este es uno delos equilibrios mas importantes que se conocen debido a que se utiliza para capturar nitrógeno de la atmósfera en una forma que se pueda utilizar para fabricar fertilizantes y muchos otros productos químicos.
La reacción entre SO2 y O2 para formar SO3
2SO2 (g) + O2 (g) --> 2SO3 (g)

Entra en estas paginas, así podras tener mayor infromacion sobre equilibrio químico y principio de Le Chátelier

http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm

http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf


Velocidad de reacción: Concentración de los reactivos

La mayoría de las reacciones son más rápidas cuanto más concentrados se encuentren los reactivos. Cuanta mayor concentración, mayor frecuencia de colisión...

La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de velocidad. De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la velocidad de reacción "r" puede expresarse como:

Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por que estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.
Hay casos en que la velocidad de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.


martes, 30 de septiembre de 2008

Factores que afectan la velocidad de reacción

Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador.

Temperatura

Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de velocidad o coeficiente cinético frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación linealizada es muy útil a puede ser descrito a través de la Ecuación de Arrhenius K = Aexp( − EA / RT) donde K es la constante de la velocidad, A es el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de velocidad es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple despeje se obtiene facilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número de reacciones químicas la velocidad se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados.

Estado Físico de los Reactivos
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad es mayor.
Al encontrarse los reactantes en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir hay que estudiar las velocidades de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la velocidad intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.
No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactante en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactante, y viene determinada por el equilibrio entre las fases.

Presencia de un catalizador
Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción sin transformarla, además mejoran la selectividad del proceso, reduciendo la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con menor energía de activación.

Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación).

Los catalizadores también pueden llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como inhibidores.

Concentración de los reactivos

La mayoría de las reacciones son más rápidas cuanto más concentrados se encuentren los reactivos. Cuanta mayor concentración, mayor frecuencia de colisión...

La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de velocidad. De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la velocidad de reacción "r" puede expresarse como Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por que estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.
Hay casos en que la velocidad de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.
Presión
En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moleculas. Entonces, si exite una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a disminuir y la reacción se va a volver más lenta. Excepto en los gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la velocidad de reacción.

Energía de Activación
En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones, pero si las moléculas se mueven muy lento, las moléculas solo rebotarán al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Para que reaccionen las moléculas, éstas deben tener una energía cinética total que sea igual o mayor que cierto valor mínimo de energía llamado energía de activación (Ea). Una colisión con energía Ea o mayor, consigue que los átomos de las moléculas alcancen el estado de transición. Pero para que se lleve a cabo la reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente. La constante de la velocidad de una reacción (k) depende también de la temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:

Donde A es el factor de frecuencia de la materia prima con la presión..

Velocidad de reacción


Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción.La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo.La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir moles/(l·s).

La velocidad media de aparición del producto en una reacción está dada por la variación de la concentración de una especie química con el tiempo: La velocidad de aparición del producto es igual a la velocidad de desaparición del reactivo. De este modo, para una reacción química hipotética:

la velocidad de reacción se define como: Vr = k [A]a [B]b

(las concentraciones de reactivos están elevados a su correspondiente coeficiente cinético sólo en el caso en el que la reacción sea elemental). Donde los corchetes denotan la concentración de cada una de las especies; "r" denota la velocidad de reacción y "k" es la constante de velocidad. La velocidad de las reacciones químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas; la corrosión puede tomar años y la formación de petróleo puede tardar millones de años.

Cinetica Quimica


La química, por su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas convierten sustancias con propiedades bien definidas en otros materiales con propiedades diferentes.Gran parte del estudio de las reacciones químicas se ocupa de la formación de nuevas sustancias a partir de un conjunto dado de reactivos. Por lo tanto, es necesario entender la rapidez con que pueden ocurrir las reacciones químicas.La experiencia nos dice que hay reacciones más rápidas que otras, debido a este fenómeno, debemos comprender los factores que controlan o influyen en la velocidad.Por ejemplo: Que determina la rapidez con que se oxida el acero?,. Que determina la rapidez con que se quema el combustible de un motor de un automóvil?.


La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las mismas.


Es muy importante resaltar que la cinetica quimica es hoy por hoy un estudio puramente empirico y experimental, pues a pesar de la gran cantidad de conocimientos sobre química cuántica que se conocen, siguen siendo insuficientes para predecir ni siquiera por aproximación la velocidad de una reacción quimica. Por lo que la velocidad de cada reacción se determina experimentalmente.


Checa esta pagina, lee lo inicial ya que no entraremos a profundidad por las caracteristicas de nuestro curso

lunes, 1 de septiembre de 2008

Estados de la materia

Aqui http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/estados/estados1.htm

encontraras informacion de los tres estados de la materia, además de la proporcionada por tu profesor en este espacio. Lee todas y en clase platicamos.

El Alquimista

Estado líquido de la materia

Un líquido asume la forma de su contenedor.



Si se incrementa la temperatura el sólido va "descomponiéndose" hasta desaparecer la estructura cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe cierta ligazón entre los átomos del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos. El estado líquido presenta las siguientes características:
Cohesión menor (regular)
Movimiento energía cinética.
No poseen forma definida.
Toma la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene.
En el frío se comprime, excepto el agua.
Posee fluidez a través de pequeños orificios.
Puede presentar difusión.
ejem: el agua

Propiedades específicas de los sólidos

Los sólidos presentan propiedades específicas:
Elasticidad: Un sólido recupera su forma original cuando es deformado. Un resorte es un objeto en que podemos observar esta propiedad.
Fragilidad: Un sólido puede romperse en muchos pedazos (quebradizo).
Dureza: Un sólido es duro cuando no puede ser rayado por otro más blando. El diamante es un sólido con dureza elevada.
Forma definida: Tienen forma definida, son relativamente rígidos y no fluyen como lo hacen los gases y los líquidos, excepto a bajas presiones extremas.
Volumen definido: Debido a que tienen una forma definida, su volumen también es constante.
Alta densidad: Los sólidos tienen densidades relativamente altas debido a la cercanía de sus moléculas por eso se dice que son más “pesados”
Flotación: Algunos sólidos cumplen con esta propiedad, solo si su densidad es menor a la del liquido en el cual se coloca.
Inercia: es la dificultad o resistencia que opone un sistema físico o un sistema social a posibles cambios, en el caso de los sólidos pone resistencia a cambiar su estado de reposo.
Tenacidad: En ciencia de los Materiales la tenacidad es la resistencia que opone un material a que se propaguen fisuras o grietas.
Maleabilidad: Es la propiedad de la materia, que presentan los cuerpos a ser labrados por deformación. La maleabilidad permite la obtención de delgadas láminas de material sin que éste se rompa, teniendo en común que no existe ningún método para cuantificarlas.
Ductilidad La ductilidad se refiere a la propiedad de los sólidos de poder obtener hilos de ellos
El sólido más ligero conocido es un material artificial, el aerogel, que tiene una densidad de 1,9 mg/cm³, mientras que el más denso es un metal, el osmio (Os), que tiene una densidad de 22,6 g/cm³. Las moléculas de un sólido tienen una gran cohesión y adoptan formas bien definidas.

Estado Sólido de la materia

Manteniendo constante la presión, a baja temperatura, los cuerpos se presentan en forma sólida y los átomos se encuentran entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas, lo que confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados generalmente como duros y resistentes. En el sólido hay que destacar que las Fuerzas de Atracción son mayores que las Fuerzas de Repulsión y que la presencia de pequeños espacios intermoleculares caracterizan a los sólidos dando paso a la intervención de las fuerzas de enlace que ubican a las celdillas en una forma geométrica. El estado sólido presenta las siguientes características:
Forma y volumen definidos
Cohesión (atracción)
Vibración
Tienen forma definida o rígida
No pueden comprimirse
Resistentes a fragmentarse
Poseen volumen definido
No fluyen
Algunos de ellos se subliman (yodo)

Cuerpos sólidos

Cubo de hielo (agua en estado sólido)


Un cuerpo sólido, uno de los tres estados de agregación de la materia, se caracteriza porque opone resistencia a cambios de forma y de volumen. Existen varias disciplinas que estudian los sólidos:
La física del estado sólido estudia cómo emergen las propiedades físicas de los sólidos a partir de su estructura de la materia condensada.
La mecánica de sólidos deformables estudia propiedades macroscópicas desde la perspectiva de la mecánica de medios continuos (tensión, deformación, magnitudes termodinámicas, &c.) e ignora la estructura atómica interna porque para cierto tipo de problemas esta no es relevante.
La ciencia de los materiales se ocupa principalmente de propiedades de los sólidos como estructura y transformaciones de fase.
La química del estado sólido se especializa en la síntesis de nuevos materiales.
Manteniendo constante la presión a baja temperatura los cuerpos se presentan en forma sólida y encontrándose entrelazados formando generalmente estructuras cristalinas. Esto confiere al cuerpo la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son, por tanto, agregados generalmente rígidos, incompresibles (que no pueden ser comprimidos), duros y resistentes. Poseen volumen constante y no se difunden, ya que no pueden desplazarse.

martes, 26 de agosto de 2008