AÑO DE LA CONSOLIDACION SOCIAL DEL PERU

UNIVERSIDAD NACIONAL SAN LUIS GONZAGA DE ICA

FACULTAD DE INGIENERIA QUIMICA

ALUMNA: YATACO GUERRA LUISA YULIANA

DOCENTE: ING. CUSI PALOMINO ROSALIO

CURSO : TERMODINAMICA

CICLO : VI

SECCION: A

2010

INTRODUCCION

La termodinámica es una rama fundamental de la Química, que se centra en el estudio macroscópico de la naturaleza en equilibrio, sin embargo resulta en la mayoría de los casos muy poco popular entre los estudiantes. Esto puede ser debido a que el estudio termodinámico de un proceso químico físico se suele abordar mediante un planteamiento matemático muy riguroso, donde la derivación de todas las ecuaciones tiene un peso importante con lo que el estudiante pierde la visión macroscópica del fenómeno estudiado. La idea de esta página y de su contenido es acercar al estudiante a los procesos en sí, y mediante ejemplos sencillos facilitarle el aprendizaje de la materia. No se ha tratado de escribir unos apuntes que sustituyan a los muchos y buenos textos de Termodinámica Química existentes, sino de complementarlos, y hacerlo de forma esquemática. Ciertamente, se requerirán unos conocimientos matemáticos básicos, pero la termodinámica es una ciencia macroscópica y nosotros, no hay que olvidarlo, hablaremos de propiedades medibles. La Termodinámica se ocupa de estudiar procesos y propiedades macroscópicas de la materia y no contiene ninguna teoría de la materia. Por lo tanto no nos dice nada acerca de la estructura de la materia. Como las variables con la cuales se trabaja son siempre macroscópicas, no es posible obtener de la Termodinámica la información de escala microscópica acerca del sistema, ya sea en lo referente a su estructura como a sus procesos internos. Si bien ésta es una limitación, en compensación significa que la Termodinámica tiene gran generalidad.El hecho de evitar deliberadamente toda referencia a la estructura de la materia confiere a laTermodinámica clásica una austeridad que a primera vista puede parecer poco agradable. Pero este enfoque tiene la virtud de poner en evidencia precisamente aquellas partes de una teoría física que no dependen de teorías particulares de la materia. Por esto la Termodinámica tiene un aspecto muy práctico, puesto que se la puede aplicar con toda confianza a sistema que son demasiado complicados para ser analizados mediante otras teorías.

TERMODINAMICA

MARCO TEORICO

La termodinámica (del griego θερμo-, termo, que significa "calor"1 y δύναμις, dinámico, que significa "fuerza")2 es una rama de la física que estudia los efectos de los cambios de magnitudes de los sistemas a un nivel macroscópico. Generalmente los cambios estudiados son los de temperatura, presión y volumen, aunque también estudia cambios en otras magnitudes, tales como la masa, la densidad, o la resistencia. También podemos decir que la termodinámica nace para explicar los procesos de intercambio de masa y energía térmica entre sistemas térmicos diferentes. Para tener un mayor manejo especificaremos que calor significa "energía en tránsito" y dinámica se refiere al "movimiento", por lo que, en esencia, la termodinámica estudia la circulación de la energía y cómo la energía infunde movimiento. Históricamente, la termodinámica se desarrolló a partir de la necesidad de aumentar la eficiencia de las primeras máquinas de vapor. El punto de partida para la mayor parte de las consideraciones termodinámicas son las leyes de la termodinámica, que postulan que la energía puede ser intercambiada entre sistemas en forma de calor o trabajo. También se postula la existencia de una magnitud llamada entropía, que puede ser definida para cualquier sistema. En la termodinámica se estudian y clasifican las interacciones entre diversos sistemas, lo que lleva a definir conceptos como sistema termodinámico y su contorno. Un sistema termodinámico se caracteriza por sus propiedades, relacionadas entre sí mediante las ecuaciones de estado. Éstas se pueden combinar para expresar la energía interna y los potenciales termodinámicos, útiles para determinar las condiciones de equilibrio entre sistemas y los procesos espontáneos. Con estas herramientas, la termodinámica describe cómo los sistemas responden a los cambios en su entorno. Esto se puede aplicar a una amplia variedad de temas de ciencia e ingeniería, tales como motores, transiciones de fase, reacciones químicas, fenómenos de transporte, e incluso agujeros negros. Los resultados de la termodinámica son esenciales para la química, la física, la ingeniería química, etc.,

DEFINICIONES:

Antes de entrar en el estudio termodinámico de procesos sencillos es necesario establecer una serie de conceptos y la nomenclatura para el mejor entendimiento de la asignatura.En primer lugar tendremos que delimitar de forma precisa la parte del Universo objeto de nuestro estudio, distinguiéndose entre:

Sistema: parte del Universo objeto de estudio. Alrededores: porción del Universo que no se va a estudiar, pero que puede

interaccionar con el sistema.

Pared: separación real o imaginaria entre el sistema y los alrededores.

El tipo de pared determina que tipo de interacción se puede producir entre el sistema y los alrededores. Así las paredes pueden ser:

Móvil o rígida, lo que permitirá o no un cambio de volumen del sistema, Permeable, impermeable o semipermeable, lo que permitirá o no el intercambio

de materia entre el sistema y los alrededores.

Adiabática o Diatérmica, que permite o impide, respectivamente, mantener una diferencia de temperatura entre el sistema y los alrededores.

 Así, los sistemas termodinámicos que podemos estudiar, se pueden clasificar en: Cerrados: son aquellos que pueden intercambiar energía, aunque no materia, con

los alrededores. Abiertos: aquellos que pueden intercambiar materia y energía.

Aislados: que no pueden intercambiar ni materia ni energía.

 

Para describir un sistema termodinámico debemos conocer los valores de una serie de propiedades observables macroscópicamente, llamadas variables, propiedades o funciones termodinámicas, por ejemplo, presión (P), temperatura (T), densidad (ρ), volumen (V), etc. No todas las variables termodinámicas son independientes, ya que una vez definidas algunas de ellas las otras pueden obtenerse en función de estas, mediante una ecuación de estado.

Las variables termodinámicas pueden clasificarse en: Extensivas: que dependen de la cantidad de materia, ej. el volumen. Intensivas: que son independientes de la cantidad de materia, ej. P, T, densidad.

Así surge otra clasificación para un sistema termodinámico, los sistemas pueden ser a su vez:

Homogéneos: las propiedades termodinámicas tiene los mismos valores en todos los puntos del sistema.  El sistema está constituido por una sola fase.

Heterogéneos: las propiedades termodinámicas no son las mismas en todos los puntos del sistema. El sistema está constituidos por varias fases, separadas entre sí por una "frontera" llamada interface.

Cuando el sistema se presenta en fase gaseosa, el sistema es homogéneo, con independencia de el número de compuestos químicos que lo constituyan (ej. el aire). Una sustancia pura, sólo puede presentar una fase líquida, sin embargo pude exhibir varias fases sólidas (ej. carbono como diamante, grafito o fureleno). En el caso sistemas compuestos por más de una sustancia química, la situación es más compleja, ya que los líquidos podrán ser o no mixcibles totalmente en determinadas circunstancias de presión y temperatura, dando por tanto lugar a la distinción de una o de varias fases. Y lo mismo se puede decir de los sólidos, en general una aleación constituirá una fase, pero la mezcla de sólidos estará formada por tantas fases como sólidos estén presentes.

 

El estado de un sistema queda definido cuando todas las variables termodinámicas tienen valores fijos. Por lo tanto, las variables termodinámicas son funciones de estado y mientras su valor no cambie el estado del sistema tampoco, ahora bien cuando una variable cambia el estado del sistema también cambia. El cambio sufrido por el sistema debido a un proceso termodinámico queda definido sólo cuando se indica;

El estado inicial del sistema. El estado final del sistema.

La trayectoria o camino seguido en el proceso.

Muy importante es indicar que las variables termodinámicas solo están definidas cuando el sistema está en equilibrio termodinámico. ¿Qué significa equilibrio termodinámico? significa que se den simultáneamente tres situaciones:

Equilibrio térmico (que la temperatura no cambie). Equilibrio químico (que su composición no cambie).

Equilibrio mecánico (que no se produzcan movimientos en el sistema).

En función de cómo se realice el cambio de estado se habla de:

Proceso reversible: los cambios en las funciones de estado son infinitesimales. El sistema está prácticamente en equilibrio durante todo el proceso, lo que implica un tiempo, para su realización, infinito. Se conoce el valor de las propiedades termodinámicas en cada punto de la trayectoria.

Proceso irreversible: el sistema sólo está en equilibrio en el estado inicial y en el final. No se puede conocer el valor de las funciones de estado en los puntos intermedios de la trayectoria.

 Algunos nombres para procesos específicos en los que el sistema cambia de estado son: Proceso isotérmico: la T permanece constante. Proceso isobárico: la P permanece constante.

Proceso isocórico: el V permanece constante.

ECUACIÓN DE ESTADO

Es la ecuación matemática que liga las funciones termodinámicas y que por tanto permite definir el sistema termodinámico. Hay que determinarla experimentalmente. Como ejemplo:

para sólidos o líquidos a temperatura ambiente, resulta ser del tipo ; V = aT + bT2 + cT3+ ... + jP + kP2 + mP3 + ...

para un gas ideal, es PV=nRT

TEMPERATURA

La  Temperatura  es una propiedad de estado intensiva relacionada con la energía del sistema debida al movimiento desordenado de las moléculas que lo constituyen. Su cambio supone el cambio repetitivo y predecible en otras propiedades del sistema, lo que permite asignarle un valor numérico.

LEYES DE LA TERMODINAMICA

PRIMERA LEY DE LA TERMODINAMICA

También conocida como principio de conservación de la energía para la termodinámica, establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará. Visto de otra forma, esta ley permite definir el calor como la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. Fue propuesta por Nicolás Leonard Sadi Carnot en 1824, en su obra Reflexiones sobre la potencia motriz del fuego y sobre las máquinas adecuadas para desarrollar esta potencia, en la que expuso los dos primeros principios de la termodinámica. Esta obra fue incomprendida por los científicos de su época, y más tarde fue utilizada por Rudolf Clausius y Lord Kelvin para formular, de una manera matemática, las bases de la termodinámica.La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:

Eentra − Esale = ΔEsistemaQue aplicada a la termodinámica teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico, queda de la forma:

U= Q – W

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINAMICA

Esta ley regula la dirección en la que deben llevarse a cabo los procesos termodinámicos y, por lo tanto, la imposibilidad de que ocurran en el sentido contrario (por ejemplo, que una mancha de tinta dispersada en el agua pueda volver a concentrarse en un pequeño volumen). También establece, en algunos casos, la imposibilidad de convertir completamente toda la energía de un tipo en otro sin pérdidas. De esta forma, La Segunda ley impone restricciones para las transferencias de energía que hipotéticamente pudieran llevarse a cabo teniendo en cuenta sólo el Primer Principio. Esta ley apoya todo su contenido aceptando la existencia de una magnitud física llamada entropía, de tal manera que, para un sistema aislado (que no intercambia materia ni energía con su entorno), la variación de la entropía siempre debe ser mayor que cero. Debido a esta ley también se tiene que el flujo espontáneo de calor siempre es unidireccional, desde los cuerpos de mayor temperatura hacia los de menor temperatura, hasta lograr un equilibrio térmico. Existen numerosos enunciados equivalentes para definir este principio, destacándose el de Clausius y el de Kelvin.

ENUNCIADO DE CLAUSIUS

En palabras de Sears es: "No es posible ningún proceso cuyo único resultado sea la extracción de calor de un recipiente a una cierta temperatura y la absorción de una cantidad igual de calor por un recipiente a temperatura más elevada".

ENUNCIADO DE KELVIN

No existe ningún dispositivo que, operando por ciclos, absorba calor de una única fuente (E. Absorbida) y lo convierta íntegramente en trabajo (E. Útil).Enunciado de Kelvin-Planck

. OTRAS INTERPRETACIONES

Aumentar la energía termodinámica del ambiente. Debido a esto podemos concluir que el rendimiento energético de una máquina Es imposible construir una máquina térmica cíclica que transforme calor en trabajo sin térmica cíclica que convierte calor en trabajo siempre será menor a la unidad y ésta estará más próxima a la unidad cuanto mayor sea el rendimiento energético de la misma. Es decir, cuanto mayor sea el rendimiento energético de una máquina térmica, menor será el impacto en el ambiente, y viceversa.

TERCERA LEY DE LA TERMODINAMICA

La Tercera de las leyes de la termodinámica, propuesta por Walther Nernst, afirma que es imposible alcanzar una temperatura igual al cero absoluto mediante un número finito de procesos físicos. Puede formularse también como que a medida que un sistema dado se aproxima al cero absoluto, su entropía tiende a un valor constante específico. La entropía de los sólidos cristalinos puros puede considerarse cero bajo temperaturas iguales al cero absoluto. No es una noción exigida por la Termodinámica clásica, así que es probablemente inapropiado tratarlo de “ley”. Es importante recordar que los principios o leyes de la Termodinámica son sólo generalizaciones estadísticas, válidas siempre para los sistemas macroscópicos, pero inaplicables a nivel cuántico. El demonio de Maxwell ejemplifica cómo puede concebirse un sistema cuántico que rompa las leyes de la Termodinámica. Asimismo, cabe destacar que el primer principio, el de conservación de la energía, es la más sólida y universal de las leyes de la naturaleza descubiertas hasta ahora por las ciencias.

LEY CERO DE LA TERMODINÁMICA

El equilibrio termodinámico de un sistema se define como la condición del mismo en el cual las variables empíricas usadas para definir o dar a conocer un estado del sistema (presión, volumen, campo eléctrico, polarización, magnetización, tensión lineal, tensión superficial, coordenadas en el plano x , y) no son dependientes del

tiempo. A dichas variables empíricas (experimentales) de un sistema se les conoce como coordenadas térmicas y dinámicas del sistema.

ENTALPIA

Entalpía es una magnitud termodinámica simbolizada con la letra H, cuya variación expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o sea, la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno. En la historia de la termodinámica se han utilizado distintos términos para denotar lo que hoy conocemos como entalpía de un sistema. Originalmente se pensó que la palabra "entalpía" fue creada por Émile Clapeyron y Rudolfo Clausius a través de la publicación de la relación de Clausius-Clapeyron de 1827, pero el primero que definió y utilizó término "entalpía" fue el holandés Heike Kamerlingh Onnes, a principios del siglo XX. En palabras más concretas, es una función de estado de la termodinámica donde la variación permite expresar la cantidad de calor puesto en juego durante una transformación isobárica (es decir, a presión constante) en un sistema termodinámico (teniendo en cuenta que todo objeto conocido puede ser entendido como un sistema termodinámico), transformación en el curso de la cual se puede recibir o aportar energía (por ejemplo la utilizada para un trabajo mecánico). En este sentido la entalpía es numéricamente igual al calor inter

Entalpía termodinámica

La entalpía (simbolizada generalmente como "H", también llamada contenido de calor, y calculada en julios en el sistema internacional de unidades o también en kcal o, si no, dentro del sistema anglo: "BTU"), es una variable de estado, (lo que quiere decir que, sólo depende de los estados inicial y final) que se define como la suma de la energía interna de un sistema termodinámico y el producto de su volumen y su presión. La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente, al igual que la energía interna, en cambio, la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida experimentalmente. El cambio de la entalpía del sistema causado por un proceso llevado a cabo a presión constante, es igual al calor absorbido por el sistema durante dicho proceso.

La entalpía (H) es la suma de la energía interna (U), energía que posee una sustancia debida al movimiento y posición de sus partículas a nivel atómico, y la energía mecánica asociada a la presión (p).

Donde:

H es la entalpía (en julios). U es la energía interna (en julios).

p es la presión del sistema (en pascales).

V es el volumen del sistema (en metros cúbicos).

Entalpía química

Para una reacción exotérmica a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía liberada en la reacción, incluyendo la energía conservada por el sistema y la que se pierde a través de la expansión contra el entorno.(Es decir que cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del sistema es negativa). Análogamente, para una reacción endotérmica, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida durante la reacción, incluyendo la energía perdida por el sistema y la ganada a través de la expansión contra el entorno.(En las reacciones endotérmicas el cambio de entalpía es positivo para el sistema, porque gana calor)

La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente; la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida en cambio.

La variación de entalpía se define mediante la siguiente ecuación:

ΔH es la variación de entalpía. Hfinal es la entalpía final del sistema. En una reacción química, Hfinal es la entalpía de los

productos.

Hinicial es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, Hinicial es la entalpía de los reactivos.

La mayor utilidad de la entalpía se obtiene para analizar reacciones que incrementan el volumen del sistema cuando la presión se mantiene constante por contacto con el entorno, provocando que se realice un trabajo mecánico sobre el entorno y una pérdida de energía. E inversamente en reacciones que causan una reducción en el volumen debido a que el entorno realiza un trabajo sobre el sistema y se produce un incremento en la energía interna del sistema.

Entalpía estándar o normal

La variación de la entalpía estándar (denotada como H0 o HO) es la variación de entalpía que ocurre en un sistema cuando una unidad equivalente de materia se transforma mediante una reacción química bajo condiciones normales. Sus unidades son los kJ/mol en el sistema internacional. Una variación de la entalpía estándar de una reacción común es la variación de la entalpía estándar de formación, que ha sido determinada para una gran cantidad de sustancias. La variación de entalpía de cualquier reacción bajo cualesquiera condiciones se puede computar, obteniéndose la variación de entalpía de formación de todos los reactivos y productos. Otras reacciones con variaciones de entalpía estándar son la combustión

(variación de la entalpía estándar de combustión) y la neutralización (variación de la entalpía estándar de neutralización).

ENTROPIA

La entropía describe lo irreversible de los sistemas termodinámicos. En termodinámica, la entropía (simbolizada como S) es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural. La función termodinámica entropía es central para la segunda Ley de la Termodinámica. La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema. Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía. Puesto que un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), esta reorganización resultará en un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, alcanzándose la configuración de mayor probabilidad .La entropía, coloquialmente, puede considerarse como el desorden de un sistema, es decir, cuán homogéneo está el sistema. Un ejemplo doméstico, sería el de lanzar un vaso de cristal al suelo, este tenderá a romperse y esparcirse mientras que jamás conseguiremos que lanzando trozos de cristal se forme un vaso. Otro ejemplo domestico: Tenemos dos envases de un litro de capacidad que contienen, respectivamente, pintura blanca y pintura negra. Con una cucharita, tomamos pintura blanca, la vertemos en el recipiente de pintura negra y mezclamos. Luego tomamos con la misma cucharita pintura negra, la vertemos en el recipiente de pintura blanca y mezclamos. Repetimos el proceso hasta que tenemos dos litros de pintura gris, que no podremos reconvertir en un litro de pintura blanca y otro de pintura negra. La entropía del conjunto ha ido en aumento hasta llegar a un máximo cuando los colores de ambos recipientes son sensiblemente iguales (sistema homogéneo).La variación de entropía nos muestra la variación del orden molecular ocurrido en una reacción química. Si el incremento de entropía es positivo, los productos presentan un mayor desorden molecular (mayor entropía) que los reactivos. En cambio, cuando el incremento es negativo, los productos son más ordenados. Hay una relación entre la entropía y la espontaneidad de una reacción química, que viene dada por la energía de Gibbs.

La entropía física, en su forma clásica, está definida por la ecuación

Entropía y reversibilidad

La entropía global del sistema es la entropía del sistema considerado más la entropía de los alrededores. También se puede decir que la variación de entropía del universo, para

un proceso dado, es igual a su variación en el sistema más la de los alrededores:

Si se trata de un proceso reversible, ΔS (universo) es cero pues el calor que el sistema absorbe o desprende es igual al trabajo realizado. Pero esto es una situación ideal, ya que para que esto ocurra los procesos han de ser extraordinariamente lentos y esta circunstancia no se da en la naturaleza. Por ejemplo, en la expansión isotérmica (proceso isotérmico) de un gas, considerando el proceso como reversible, todo el calor absorbido del medio se transforma en trabajo y Q=W. Pero en la práctica real el trabajo es menor ya que hay pérdidas por rozamientos, por lo tanto, los procesos son irreversibles. Para llevar al sistema, de nuevo, a su estado original hay que aplicarle un trabajo mayor que el producido por el gas, dando como resultado una transferencia de calor hacia el entorno, con un aumento de la entropía global.

ENERGÍA LIBRE DE GIBBS

En termodinámica, la energía libre de Gibbs (o energía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).La segunda ley de la termodinámica postula que una reacción química espontánea. Por esta razón fue necesario otra función termodinámica, la energía libre de Gibbs, que sirva para calcular si una reacción ocurre de forma espontánea tomando en cuenta solo las variables del sistema.

CAMBIOS DE ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR

La energía libre de reacción, se denota, , es el cambio de energía en una reacción a condiciones estándares. En esta reacción los reactivos en su estado estándar se convierten en productos en su estado estándar.

Dada la siguiente ecuación química:

La energía libre se calcula como

Donde A y B son los reactivos en estado estándar y; C y D son los productos en su estado estándar. Además a, b, c y d son sus respectivos coeficientes estequiométricos.

En general:

Donde m y n son los coeficientes estequiométricos.

Así como en en el cálculo de la entalpía, en la energía libre estándar de formación para cualquier elemento en su forma estable (1 atm y 25ºC) es 0

La variación de energía libre de Gibbs para un proceso a temperatura constante viene dada por:

La temperatura puede ser un factor determinante a la hora de hacer que un proceso sea espontáneo.

OXIDO DE BORO

El boro es un elemento químico de la tabla periódica que tiene el símbolo B y número atómico 5. Es un elemento metaloide, semiconductor, trivalente que existe abundantemente en el mineral bórax. Hay dos alótropos del boro; el boro amorfo es un polvo marrón, pero el boro metálico es negro. La forma metálica es dura (9,3 en la escala de Mohs) y es un mal conductor a temperatura ambiente. No se ha encontrado libre en la naturaleza.

Obtención :

El boro en su forma circular no se encuentra en la naturaleza. La mayor fuente de boro son los boratos de depósitos evaporíticos, como el bórax y, con menos importancia, la colemanita. El boro también precipita como ácido orto bórico H3BO3 alrededor de algunas fuentes y humos volcánicos, dando saso litas. También se forman menas de boro naturales en el proceso de solidificación de magmas silicatados; estos depósitos son las pegmatitas. Los yacimientos más importantes de estas menas son los siguientes: yacimientos del bórax se encuentran en Saso litas en lugares geológicamente activos de la región de Lardarello (Italia). Se expende en el comercio como Na2B4O7·10 H2O o pentahidratado, se le conoce como Bórax. El boro puro es difícil de preparar; los primeros métodos usados requerían la reducción del óxido con metales como el magnesio o aluminio, pero el producto resultante casi siempre se contaminaba. Puede obtenerse por reducción de halogenuros de boro volátiles con hidrógeno a alta temperatura.

Características principales

El boro es un elemento con vacantes electrónicas en el orbital; por ello presenta una acusada apetencia de electrones, de modo que sus compuestos se comportan a menudo como ácidos de Lewis, reaccionando con rapidez con sustancias ricas en electrones. Entre las características ópticas de este elemento, se incluye la transmisión de radiación infrarroja. A temperatura ambiente, su conductividad eléctrica es pequeña, pero es buen conductor de la electricidad a alta temperatura.

Aplicaciones

El compuesto de boro de mayor importancia económica es el bórax que se emplea en grandes cantidades en la fabricación de fibra de vidrio aislante y perborato de sodio. Otros usos incluyen:

Las fibras de boro usadas en aplicaciones mecánicas especiales, en el ámbito aeroespacial, alcanzan resistencias mecánicas de hasta 3600 MPa.

El boro amorfo se usa en fuegos artificiales por su color verde.

El ácido bórico se emplea en productos textiles.

El boro es usado como semiconductor

Los compuestos de boro tienen muchas aplicaciones en la síntesis orgánica y en la fabricación de cristales de boro silicato.

Algunos compuestos se emplean como conservantes de la madera, siendo de gran interés su uso por su baja toxicidad.

El B-10 se usa en el control de los reactores nucleares, como escudo frente a las radiaciones y en la detección de neutrones.

Los hidruros de boro se oxidan con facilidad liberando gran cantidad de energía por lo que se ha estudiado su uso como combustible.

El boro en la hidrosfera

El boro se encuentra en el agua marina en concentraciones estimadas en 4,6 ppm y en una masa de 5,4 × 1015 kg. Se encuentra como componente de dos moléculas hidratadas; el B(OH)3 trigonal y el B(OH)4- tetraédrico. La proporción de las dos formas depende del pH del agua de mar y el equilibrio entre las concentraciones de las dos formas se encuentra en pH de 8,7-8,8, en medios más básicos predomina la forma tetraédrica y en medios más

ácidos la trigonal. Debido al gran tiempo de residencia del boro en el agua de mar (25 millones de años), las concentraciones de B(OH)3 y B(OH)4- no varían significativamente en los distintos océanos. El boro llega a la hidrosfera desde los continentes mediante el ciclo del agua y por procesos de erosión de rocas, y desde la corteza oceánica por circulación hidrotermal, además también procede de la precipitación atmosférica.

El boro en la atmósfera

La atmósfera contiene unos 2,7 × 108 kg de boro. Éste se encuentra en la troposfera en estado gaseoso en un 97%, el 3% restante se encuentra en estado sólido en forma de partículas. Los tiempos de residencia que se consideran para el boro troposférico en su forma gaseosa son de 19 a 36 días, para el boro puro son de 2 a 6 días. Debido a estos tiempos de residencia tan bajos las concentraciones de boro son variables en distintos puntos de la atmósfera. El boro llega a la atmósfera a través de la evaporación del agua marina, entonces puede volver a los océanos o a los continentes por precipitación.

El boro en las plantas

Para las plantas el boro es un nutriente esencial. Parece tener un papel fundamental en el mantenimiento de la estructura de la pared celular (mediante formación de grupos cis-diol) y de las membranas. Es un elemento poco móvil en el floema, por ello los síntomas de deficiencia suelen aparecer en las hojas jóvenes y los de toxicidad en las hojas maduras. Un exceso de boro es perjudicial para algunas plantas poco tolerantes al boro, pudiendo actuar en sus nervaduras debilitándolas. En los manzanos y perales la deficiencia de boro, se manifiesta en los frutos, con una malformación interna denominada.

Precauciones

Ni el boro ni los boratos son tóxicos; sin embargo algunos de los más exóticos compuestos de boro e hidrógenos son tóxicos y han de manipularse con cuidado.

ACIDO BORICO

El ácido bórico o borato de hidrógeno u orto bórico (estos dos últimos muy poco usados) es un compuesto químico, ligeramente ácido. Es usado como antiséptico, insecticida, retardante de la llama y precursor de otros compuestos químicos. Es usado también como agente tampón para regulación del pH. Es además usado como ingrediente en muchos abonos foliares y conservación de alimentos como el marisco aunque es ilegal su uso en la actualidad. Existe en forma cristalina (polvo de cristales blancos) que se disuelve fácilmente en agua. Su fórmula química es H3B O 3. La forma mineral de este compuesto se denomina sassolita. Comúnmente se utiliza para realizar baños pédicos.Peligrosa sustancia utilizada para fabricar armas de destrucción masiva. Aparentemente se trata de un conocido mata cucarachas y desinfectante para gente que declina el contacto con agua.

Características

El ácido bórico es un polvo blanco venenoso, y al contrario de lo que los científicos afirman, sólo es soluble en agua fría. Olerlo y/o comérselo puede provocar algunas

molestias leves como diarrea , vómitos e incluso la muerte. Por esta razón, además de su uso en la fabricación de dinamita, es especialmente requerido por bandas terroristas. No es recomendable dejarlo al alcance de un drogadicto , pues puede confundir esta sustancia con la cocaína y consumirla.

Utilización

Uso en la medicina

El ácido bórico es un conocido antiséptico y mata bacterias, pero su uso puede provocar ciertos efectos secundarios. Se puede usar para curar el acné y desinfectar quemaduras leves, pero al aplicarlo en exceso puede dejar una cicatriz que nunca, sí, nunca desaparecerá. También sirve contra el pie de atleta y el pie hediondo, aunque un sobre uso de este ácido sólo contribuirá a la reaparición de los hongos. Después de esto, olvídese de poder deshacerse de ellos.

Uso industrial

Un uso importante de este ácido es disminuir la posibilidad de que ocurran accidentes nucleares. Posiblemente se preguntarán, ¿cómo un polvo blanco venenoso puede hacer eso?. Simplemente se disuelve el polvo en agua, se deposita en el reactor nuclear y, ¡listo! , el uranio se fisionará lentamente y el riesgo de un accidente a lo Chernobyl será mucho menor. Aparte de esto, si se está quemando tu casa u oficina, por ejemplo por tirar una colilla de cigarrillo o un(a) fósforo/cerilla encendido(a) al suelo, y los bomberos no llegan aunque los llames cada 3 minutos, puedes usar este ácido para apagar el incendio. Eso puede salvarte de un mal rato, incluso evitar que termines carbonizado.

Uso como insecticida

Gracias a su toxicidad, el ácido bórico es un mata bichos excelente. Aparte de deshacerse de insectos molestos como las cucarachas, termitas, hormigas y moscas. Eso sí, evitar su uso en cualquier lugar que no sea una ciudad, ya que al deshacerse de los insectos otros animales no tendrán fuente alguna de alimento, lo cual ocasionaría un desequilibrio en la cadena alimentaria.

HIDRÓXIDO DE CALCIO

El hidróxido de calcio, también conocido como cal muerta y/o cal apagada, es un hidróxido cáustico con la fórmula Ca(OH)2. Es un cristal incoloro o polvo blanco, obtenido al reaccionar óxido de calcio con agua. Puede también precipitarse mezclando una solución de cloruro de calcio con una de hidróxido de sodio. Si se calienta a 512ºC,1 el hidróxido de calcio se descompone en óxido de calcio y agua. La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona violentamente con ácidos y ataca varios metales. Se enturbia en presencia de dióxido de carbono por la precipitación de carbonato de calcio.

Usos

Por su carácter de base poderosa, tiene, usos variados, como:

Floculante, para el tratamiento de aguas residuales y mejoramiento de tierras ácidas Ingrediente para hacer mortero y yeso

Reactivo químico

o En el proceso para la neutralización de ácido sobrante

o En la re mineralización de agua desalada

o En la industria petrolera para la manufactura de aditivos para el petróleo crudo .

CONCLUSIONES

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 aíslan las variables que intervienen en el funcionamiento de la máquina, la introducción de la unidad para medir la potencia conduce al manejo de criterios de comparación. 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.

REACCIONES QUIMICA ESPONTANEA

OXIDO DE BORO DATOS: B3 + O-2 → B2O3

ENTALPIA

HT = 97,2 + 0 → -302,5

HT = -399,7

ENTROPIA

ST= 36,649 + 49,003 → 12,91

ST= -72,742

HALLANDO SU ENERGIA GIBBSS

FORMULA:

G= ΔH-TΔS

T= 0

G= -326,958

HALLANDO LA TEMPERATURA

FORMULA:

ΔG= 0

T= ΔH/ΔS

T= 5,49476231

X Y

T= 5,49476231 0

G 0 -326,958

DATOS

ACIDO BORICO B2O3 + H2O → HBO3

ENTALPIA

HT = -302,5 + -68,3714 →

HT = 110,6714

ENTROPIA

ST= 12,91 + 16,716 →

ST= 25,216

HALLANDO SU ENERGIA LIBRE GIBBSS

FORMULA

G= ΔH-TΔS

T= 0

G= 110,6714

HALLANDO LA TEMPERATURA

FORMULA

ΔG= O

T= ΔH/ΔS

T= 4,388935596

X Y

T 4,3889356 0

ΔG= 0 110,6714

REACCIONES QUIMICA NO ESPONTANEO

DATOS:

CaO + H2O → Ca(OH)2

ENTALPIA

HT= -151,9 -68,3174 → -235,8

HT= -15,5826

ENTROPIA

ST= 9,5 16,716 → 18,2

ST= -8,016

HALLANDO LA ENERGIA LIBRE DE GIBBSS

G= ΔH-TΔS

T= O

G= -15,5826

HALLANDO LA TEMPERATURA

ΔG= 0

T= ΔH/ΔS

T= 1,94393713

X Y

0 1,94393713

-15,5826 0