ENTALPIA Y ENTROLPIA, LA FÍSICA DE LA VIDA.

ENTALPIA Y ENTROLPIA, LA FÍSICA DE LA VIDA.

Las reacciones químicas de la célula, y  las variables termodinámicas de estado, entalpía y entropía, son esenciales para comprender este tipo de reacciones. 

LA VIDA Y LA ENERGÍA:

La vida es un complejo proceso físico-químico en el que están implicadas miles de reacciones diferentes que se llevan a cabo de un modo organizado. Estas reacciones se llaman reacciones metabólicas y al conjunto de ellas metabolismo.

ENTALPÍA H(*):

Un sistema químico comprende una gran cantidad de moléculas diferentes que contienen una cierta cantidad de energía en función de su estructura. Esta energía puede ser descrita como el contenido en calor o entalpía (H) de la molécula. Cuando una molécula se transforma en una estructura diferente mediante una reacción química, su contenido energético puede cambiar. Su variación de entalpía puede ser negativa, cuando se pierde calor de la molécula, y éste se libera elevando la temperatura exterior, o positiva, cuando se capta calor del exterior.

A primera vista, parece sorprendente que puedan producirse reacciones con una variación de entalpía positiva.

ENTROPÍA(S):

Se define como el grado de desorden de un sistema. En una reacción bioquímica, este desorden puede adoptar tres formas:

- Las moléculas no suelen ser rígidas ni permanecer fijas, por lo que pueden vibrar, girar o rotar. Cuanto mayor es la libertad para consentir estos movimientos moleculares, mayor es el desorden o la entropía.
- En un sistema bioquímico están implicadas un gran número de moléculas individuales que pueden encontrarse distribuidas de modo disperso y desordenado o adoptar algún tipo de disposición ordenada como ocurre en gran medida en las células vivas.
- El número de moléculas individuales o iones pueden cambiar como resultado de la transformación química. Cuanto mayor es su número, mayor es el desorden y por tanto la entropía.

ENERGÍA LIBRE (G):

Al hablar de energía libre nos referimos a energía disponible para realizar un trabajo útil. Representa la máxima cantidad de energía procedente de una reacción química disponible para realizar trabajo útil. Este incluye la contracción muscular, la síntesis química en la célula y los trabajos osmóticos y eléctrico, sus valores se expresan en unidades de calorías o julios (1 caloría = 4,19 julios) p/u. masa molecular.

EL TÉRMINO DE MAYOR IMPORTANCIA:

La variación de energía libre es el término de mayor importancia termodinámica en una reacción, hasta tal punto que sólo puede ocurrir si dicha variación de energía libre es negativa.

ENTALPÍA TERMODINÁMICA:

Se define como la suma de la energía interna de un sistema termodinámico y el producto de su volumen y su presión.

En los Jardines donde nadie va Laura Pausini

TERMODINÁMICA

TRABAJO DE LA PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

1) Un gas ideal sufre una expansión isotérmica reversible desde un volumen  inicial V₁ a un volumen final de 10 V₁ haciendo un trabajo de 5000 cal. La presión inicial fue de 50 atm.

RESPUESTAS: T= 546 K y V= 1.79 L

Calcular:

a)      El valor del volumen inicial V₁

b)      Temperatura del proceso si se trató de 2 moles de gas.

Nota: para a) utilizar: PV = nRT

DATOS

Expansión isotérmica

Vi=?

T = ?

Vf= 10 V1

W= 5000 cal.

P = 50 atm.

Solución

Hallar el Vi

PV = nRT   =  V/2 = nRT/P

Vi= 2 M * 0.082 atm. L/ M. K * 273K / 50 atm * 2

Vi= 1.79 L

B) Hallar la  temperatura del proceso si se trató de 2 moles de gas.

W= nRT Ln(V2/V1)

 Entonces  convertimos

  5000 cal * 1 Joule/0.24cal = 20833 Joule

W= nRT Ln(V2/V1)

W/ nR ln (V2/V1) = T

20 833 Joule/   2M * 0.082  atm. L/ M. K  *   Ln ( 17.9/1.79) = T

T = 20 833 / 0.38

T= 548 k

2)  Calcular el trabajo efectuado en la expansión reversible e isotérmica de 10 moles de gas nitrógeno (N₂) de 10 a 1 atm  y a 27°C.

R: W= 57339 joul  y Q= - 57339 joul

Datos 

W=?

n= 10 M

P1= 10 atm

P2 1 atm

 T= 27 + 273 = 300k

SOLUCIÓN

W= nRT Ln (v2/v1)

w= 10 M * 0.082 atm. L/m.K * 300k * Ln ( 10/1)

W= 566. 43 atm - L

 Entonces lo  convertimos a Joule

 1 atm . L --------------101.3 Joule

 566.43 atm -L ------------X

X = 566.43 atm L*101.3 joule / 1 atm . L

W =  -57379.36 Joule

3)      Se comprime un gas a P constante de 0.8 atm de un volumen de 9 L a un volumen de 2 L. En el proceso se escapan del gas 400 joul de energía calorífica.

a)      ¿Cuál es el trabajo realizado por el gas?

b)      ¿Cuál es el cambio de energía interna del gas?

R: W= - 567,28 joul; ∆U= - 967,28 joul.

PROCESO ISOBARICO  P= CTE

 Nota: la A reemplazará a Delta correcto.

Datos

W= ?

energía interna Delta U= ?

P= 0.8 atm 

Vi= 9 L

Vf= 2 L

Q= -400 Joule

solución

a)      ¿Cuál es el trabajo realizado por el gas?

W= P* AU

w= 0.8 atm * (2l-9l)

w = -5.6 atm L

Convertimos a Joule

 W = 5.6 atm. L * 101.3 Joule / 1 atm L

 W = - 567.28 Joule

b)      ¿Cuál es el cambio de energía interna del gas?

      AU= Q + W

     AU = - 400 Joule + (- 567.28 joule)

     AU = - 967.28 Joule 

4)  Un Sistema termodinámico sigue un proceso en el cual sus energía interna disminuye 500 joul, si al mismo tiempo se hacen 220 joul de trabajo sobre el sistema encuentre el calor transferido por o hacia el sistema. (Nota: esto significa que puede ser + si sale del sistema o negativo si entra al sistema.

R:  Q= 720 j (Ud. Determine si es +  o negativo )

Datos

AU= -500 Joul

W = 202 Joul 

Q= ?

Primera Ley de la termodinámica

AU= Q + W

Entonces 

AU - W = Q

Q = AU - W

Q = - 500 Joul - 220 Joul 

Q = - 720 Joul 

INFORME DE LABORATORIO VIRTUAL

LEYES DE LOS GASES

I.-LEY DE CHARLES 

1.1.-  FUNDAMENTACIÓN



Lo que Charles descubrió es que a presión constante, el cociente entre el volumen y la temperatura de una cantidad fija de gas, es igual a una constante.

Matemáticamente podemos expresarlo así:

DONDE

v= volumen

T= temperatura

K= Constante de presión

1.2.- Práctica: Procesos Isobáricos.

Nos dice que para un gas contenido en un recipiente y al aumentar su temperatura aumenta su volumen y si disminuye su temperatura disminuye su volumen pero con una presión constante el cual es un proceso isobárico.

1.3.- Procedimiento

Sumergir en baño maría  un balón de vidrio que contiene aire atmosférico se realiza una conección con el cilindro de vidrio que tiene un embolo  lo cual permitir medir el volumen de la temperatura.

Medición inicial    .-  T= 21.3

                               V= 250 ml

Y se fue registrando cada dato 

 1.4 CONCLUSIÓN 

Cuando ya tenemos todos los datos unimos para la gráfica experimental y el resultado es lineal lo cual cumple que el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura

I .-LEY DE GAY - LUSSAC

1.1.- FUNDAMENTACIÓN

La presión y la temperatura absoluta de un gas a volumen constante, guardan una relación proporcional.La expresión matemática de esta ley es:

P/T=K``

P1/T1= P2/T2

1.2.- PRÁCTICA: PROCESO ISOCÓRICO.

La práctica consiste en observar el comportamiento de un gas contenido en un recipiente herméticamente cerrado cuando se le somete a cambios de  temperatura es decir que presión se produce en su interior esto es lo que se conoce como un proceso isocórico y se estudia  a través de la ley de gay - lussac.

1.3.- MATERIALES UTILIZADOS.

*.-Una porcion de aire atmosferico 200 cm3

*.- cocinilla

*.- balón de aire

*.- Termometro digital.

*.- Beaker de 1 L para el baño maría

*.- Manómetro de Bordeon.

1.4.-DESARROLLO

Primeramente colocamos el balón de aire en el vaso de precipitación que se usa para el baño maría porque la técnica que usamos para el calentamiento es de forma indirecta, y cuando prendemos la cocinilla tenemos una temperatura inicial 35.9 ºc , También anexamos el manómetro de Bordeon en el tapón del balón.

Datos iniciales: Presión 43 mm hg

                        Temperatura 35.6 ºc

Tenemos que resaltar que la constante es el volumen y las variables serán la presiona y la temperatura.

Segunda Medición:    P = 61 mm hg

                                   T= 37.2 ºc

Tercera medición:      P= 90 mm hg

                                   T= 43.5 ºC

Cuarta Medición.     P= 110

                                  T= 48.3 ºC

Después de haber hallado la presión y la temperatura se pasa  ha desarrollar la gráfica experimental con los puntos especifico como (43;35.6) (61;37.2) (90;43.5) (110,48.5) en la cual la gráfica es lineal.

1.6.- CONCLUSIÓN

La linea nos indica que se ha cumplido la ley de gay lussac. La presión de un gas contenido en un recipiente es directamente proporcional a la temperatura manteniendo su volumen constante que es el proceso isocórico y esta demostrado en la práctica porque la presión y la temperatura van ascendiendo paulatinamente.

2.-BIBLIOGRAFIA

http://www.cneq.unam.mx/cursos_diplomados/diplomados/medio_superior/ens_3/portafolios/quimica/equipo3/leydegaylussac.htm

https://www.youtube.com/watch?v=FW7-2MzHMWg

INFORME DE LABORATORIO VIRTUAL

LEYES DE LOS GASES

I.-LEY DE BOYLE DE LOS GASES

1.1.-  FUNDAMENTACIÓN

La ley de Boyle establece que: el volumen de una determinada cantidad de gas, que se mantiene a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión que ejerce, lo que se resume en la siguiente expresión:

P.V =  constante                         o P = 1 / V

1.2.-PRÁCTICA:  PROCESO ISOTÉRMICO

Se realizo un montaje con un cilindro de vidrio que tiene un embolo con un volumen de 10 ml y un manómetro de bourdeon el cual sera útil para medir la presión

 Es necesario rescatar que en la practica de proceso Isotérmico solo se consideran las variables de presión y volumen porque la temperatura es constante.

Como primer paso se toma una primera medición y suministramos una presión sobre el embolo de 50 mm hg tenemos que en el cilindro el volumen ha reducido de 10 a 9 ml 

Segunda medición; Se presiona el cilindro con una presión de 140 mm hg y se observa 2 ml menos de volumen  y esto nos da un resultado de 8 ml en el volumen como observamos este se redujo. :

Tercera Medición: Se midio 240 mm hg  de presión y observamos que el se ubica en 7 ml y esto nos da 990 como presión total.

Cuarta medición: se presiona 300 mm hg y vemos en el volumen que se reduce a 6.5 ml y  estos son los  datos obtenidos 

Con nuestros datos obtenidos lo trasladamos a un gráfico funcional  de experiencia como un plano cartesiano donde colocamos en la parte inferior la concentración del volumen y la presión total en la linea de las ordenadas, seguidamente unimos los puntos relacionados de presión y volumen como por ejemplo (750;10)(800;9)(890;8) ( 990;7) (1050;6.5) y luego trazamos nuestro gráfico.

1.3.- CONCLUSIÓN

El resultado de nuestra muestra es una recta, lo cual nos demuestra que a medida que se iba aumentando la presión el volumen se iba reduciendo por ende se cumple la ley de boyle que nos indica que el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión manteniéndose la temperatura constante lo que corresponde al proceso isotérmico.

BIBLIOGRAFIA

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/521-leyes-de-los-gases-ideales

http://www.youtube.com/watch?v=jiDZsY-GTA0

PROBLEMAS DE GASES IDEALES

1.- 258.5 ml
2.- 625 ml
3.- 2.5 atm
4.- a) 6,45 L  b) 3,73L
5.- 2.5 atm
6.- 595.5 K
7.- 10L
8.- No se resolvió
9.- 54.6 ºC
10.- 19.52 L
11.- 0.85 atm
12.- 4.6 L
13.- 1.61 mol
14.- No se resolvió
15.-3L
16.- 2.37 L
17.- 233.5 K
18.- 7,450 K
19.- 0.53L
20.- No se resolvió
21.- 5.21L
22.- No se resolvió
23.-241.33K
24.- No se resolvió
25.-28.151 K
26.-1.83 atm
27.- 5387.73 ml
28.- 0.322 mol