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• Gerardo Cipriano

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INTRODUCCIÓN. En la mayoría de las reacciones químicas se libera o absorbe calor, una forma de energía. La termodinámica es la ciencia que estudia la energía y sus transformaciones. La parte de la termodinámica que estudia la variación de energía calorífica que acompaña a un proceso químico es la termoquímica. La energía es una propiedad de la materia y se puede definir como la capacidad para efectuar trabajo o transferir calor. La energía se manifiesta de varias maneras que se pueden inter convertir unas en otras. Así cuando se quema un combustible, la energía química de sus enlaces se convierte en calor, que a su vez puede transformarse en energía mecánica o energía eléctrica; de esta forma la energía se puede manifestar en forma de calor, trabajo, luz etc. La ley de conservación de la energía constituye el primer principio de la termodinámica: la energía no se crea ni se destruye, solo se transforma, por lo que la cantidad total de energía permanece constante. Además también abordaremos el tema de termoquímica y termo física ya que nos serán de gran ayuda para poder entender bien sobre y sobre todo aplicarlo en un futuro como ingeniero bioquímico.

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TERMOFISICA “Estudia el calor que es afectado con los cambios físicos, sobre todo por los cambios de temperatura o fase. La termoquímica también se aplica a los conceptos como capacidad calorífica; calor específicos en las diferentes condiciones de presión y temperatura.”

LEY DE DUOLONG- PETIT Se anuncia como el producto del calor de un elemento por su peso atómico siendo este valor una constante que realmente es igual para todos los elementos. El calor atómico de todos los elementos en estado sólido presenta valores próximos a 25 J/mol K. El calor específico de los sólidos es una función creciente de la temperatura, tendiendo a cero cuando la temperatura se aproxima a 0 K. El crecimiento de esta magnitud a partir de 0 K es inicialmente muy rápido, haciéndose después más lento hasta que se alcanza una temperatura que puede corresponder a la de fusión, a la de descomposición o a un cambio de estructura

Dependencia del calor específico atómico de elementos sólidos con la temperatura.

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CAMBIOS DE ESTADO –CALORES LATENTES Uno de los efectos más comunes del aporte de energía calorífica es el cambio de estado de los cuerpos. Es bien conocido que el hielo, al calentarse, se convierte en agua líquida, y que ésta se transforma en vapor por encima de cierta temperatura. Esta sucesión de fases se reproduce, en distintas formas y con rasgos diferentes, en todas las sustancias de la naturaleza.

CAMBIOS DE ESTADO Durante los procesos de cambio de estado o de fase de un cuerpo no se produce un incremento de temperatura cuando se aporta calor. En la mayoría de las sustancias, cabe distinguir los siguientes tipos de cambios de estado:

Esquema gráfico de los cambios de estado.

CALOR LATENTE DE FUSIÓN El calor latente de fusión es el calor absorbido en la fusión de 1 g de sustancia a temperatura constante. Los calores de fusión de las sustancias son muy inferiores a sus calores de vaporización. Para el hielo es igual a 79,7 calorías por gramo. La temperatura de fusión varia, aunque muy poco, con la presión aplicada a la sustancia; en general, en los sólidos más densos que el líquido la temperatura de fusión aumenta al elevar la presión, mientras que el caso contrario tal como el hielo, la temperatura de fusión disminuye al elevar la presión. CALOR DE SUBLIMACIÓN El calor de sublimación es la cantidad de calor necesario para sublimar a temperatura constante 1 g de sustancia en estado sólido. El calor de sublimación de una sustancia es igual a la suma del calor de fusión más el calor de vaporización, ya que el paso directo de sólido-vapor puede realizarse en las dos etapas equivalentes sólido-líquido y liquido-vapor. pág. 3

CALOR DE VAPORIZACIÓN Cuando un líquido se encuentra a la temperatura de ebullición, para pasarlo a estado de vapor hay necesidad de aplicarle una cantidad de calor adicional, para romper las fuerzas atractivas intermoleculares, a este calor necesario para evaporar cierta cantidad de sustancia se le conoce con el nombre de calor de vaporización. ENERGIA LIBRE DE GIBBS La energía libre de Gibbs (ΔG), se define como aquella parte de la energía total de un sistema que puede convertirse en trabajo en condiciones isotérmicas. En sistemas abiertos se requiere una nueva función de estado que incluya tanto energía como entropía. La variación de energía libre de Gibbs (ΔG) es la función de estado que mejor describe la segunda ley en estos sistemas. ΔG= ΔH–T. ΔS ΔG: diferencia de energía libre ΔH: diferencia de entalpía ΔS: diferencia de entropía T: temperatura absoluta (en K) Conceptualmente podemos definir ΔG como la fracción de variación total de energía que es capaz de efectuar trabajo a medida que el sistema tiende al equilibrio, a P y T constantes. ΔG=-w (trabajo máximo) Cuanto más alejado esté el sistema del equilibrio, más trabajo podrá realizar (Los sistemas vivientes se encuentran alejados del equilibrio para poder realizar trabajo). (ΔG = ΔH –TΔS) La energía libre de Gibbs representa la cantidad máxima de energía que puede entregar un mol de substrato cuando se oxida en condiciones isotérmicas. Por ejemplo, considere la reacción: C6H12O6+ 6 O2→6 CO2+ 6 H20 ΔGº= -2867 kJ/mol ΔHº= -2813 kJ/mol ΔSº= +0,18 kJ/(mol.ºK) T.ΔS = +54 kJ/mol) ΔGº y ΔHº tienen valores negativos dado que son perdidos por el sistema, mientras que ΔS tiene un valor positivo ya que la entropía del estado final el más grande que la del estado inicial: CO2y H2O son dos moléculas más simples que la glucosa.

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TERMOQUÍMICA La Termoquímica se encarga de estudiar las características de una reacción química, con respecto al requerimiento o liberación energética implicada en la realización de los cambios estructurales correspondientes. Si la energía química de los reaccionantes es mayor que la de los productos se produce una liberación de calor durante el desarrollo de la reacción, en caso contrario se necesita una adición de calor. Esto hace que las reacciones se clasifiquen en exotérmicas o endotérmicas según que liberen o requieran calor. La reacción entre hidróxido de sodio y ácido clorhídrico es altamente exotérmica, mientras que la reacción de formación de óxido de magnesio a partir de oxígeno y magnesio es endotérmica. ECUACIONES TERMOQUÍMICAS. En termoquímica las reacciones químicas se escriben como ecuaciones donde además de las fórmulas de los componentes se especifica la cantidad de calor implicada a la temperatura de la reacción, y el estado físico de los reactivos y productos mediante símbolos "s" para sólidos, "g" para gases, "l" para líquidos y "ac" para fases acuosas. El calor de una reacción, QR, usualmente se expresa para la reacción en sentido derecho y su signo indica si la reacción es exotérmica o endotérmica, de acuerdo a que si:

CALOR DE REACCIÓN. Es el calor liberado o absorbido en una reacción a condiciones determinadas. Es una propiedad termodinámica de estado cuyo valor, depende principalmente, de la temperatura de la reacción y se calcula por la diferencia entre las energías químicas de los productos, Ep, y los reaccionantes, Er, es decir: QR = Ep – Er LEY DE HESS La Ley de Hess expresa que: "El calor de una reacción es independiente del número de etapas que constituyen su mecanismo y, por lo tanto, depende sólo de los productos (estado final) y reaccionantes (estado inicial)"

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La ley de Hess aplicada a la reacción global resultante de la suma del conjunto de etapas que explican su mecanismo, permite calcular el calor de reacción estimando la diferencia entre la suma de los calores totales de formación de los productos y la suma de los calores totales de formación de los reaccionantes, es decir:

Siendo np, y nr, los coeficientes estequiométricos y los calores de formación de cada uno de los productos y reaccionantes, respectivamente

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CONCLUSIÓN. Como conclusión puedo decir que analizar bien este tema me fue de gran ayuda ya que de esta forma pude entenderle y sobre todo poder aplicarlos en los problemas que como futuro ingeniero bioquímico me serán de gran ayuda y así poder resolverlo y algún día ser una persona con buenas aptitudes en mi campo laboral.

BIBLIOGRAFÍA. 1. G. W. Castellan, Fisicoquímica, Addison-Wesley Iberoamericana 2. Himmel blau M.David.Principios Básicos y Cálculo en Ingeniería Química 3. Howell, John R. Principios de Termodinámica para Ingeniería 4. J.M. Smith – Van Ness. Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Química. Mc. Graw Hill. 1993.

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