Introduction to Physical Chemistry 0206014.docx

Introduction to Physical Chemistryby Patrick J O'Malley, D.Sc, Michael W. Anderson, FRSC, Jonathan Agger, MRSC

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Announcements

Course Guide (selected) WEEKLY CONTENT

Week 1: Thermodynamics 1


Week 3: Kinetics 1

Week 4: Kinetics 2

Week 5: Quantum 1

Week 6: Quantum 2 CONTENT BY TYPE

All Video Lectures

Quizzes VIRTUAL LABS

Lab 1: Thermodynamics Experiment

Lab 2: Kinetics Experiment

Lab 3: Quantum Experiment ABOUT THE COURSE

About Us

Syllabus

Grading Policy

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001

Surveys COMMUNITY

Discussion Forums

Course Wiki opens in new browser tab

Join a Meetup opens in new browser tab

Help Articles

Course Materials Errors

Technical Issues

Announcements

Hello! and Welcome to this introduction to Physical Chemistry

We are delighted to welcome you to this MOOC. It would be great if you could

introduce yourself in the discussion forum for this week, perhaps say who you are,

where you come from and what you would like to get out of the course. Introduce

yourself here.

If this is the first time you have visited this page then we suggest you spend a few

minutes exploring the different components on the course, which you will find listed on

the left-hand side of the page. You may find the Course Guide particularly useful, and

if you would like to obtain a Statement of Accomplishment it is really important that you

read the Grading Policy page. We would also like you to complete our

anonymous pre-course survey to help us understand your expectations and improve

future courses.

Chemical reactions underpin the production of pretty much everything in our modern

world. But, what is the driving force behind reactions? Why do some reactions occur

over geological time scales whilst others are so fast that we need femtosecond-pulsed

lasers to study them? Ultimately, what is going on at the atomic level? Discover the

answers to such fundamental questions and more on this course in introductory

physical chemistry.

The course covers the key concepts of three of the principal topics in first-year

undergraduate physical chemistry: thermodynamics, kinetics and quantum mechanics.

These three topics cover whether or not reactions occur, how fast they go and what is

actually going on at the sub-atomic scale.

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/quiz/attempt?quiz_id=7

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/forum/list?forum_id=10011

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/forum/list?forum_id=10011

Almost all of the teaching material for this course is available from the start to allow you

as much flexibility as possible, though discussion forums will only become available in

the relevant week. Our teaching staff will participate in all of the discussion forums - but

only during the week to which they apply. For reference, the dates for the start of each

week are listed here:

Week 1: 2nd June

Week 2: 9th June

Week 3: 16th June

Week 4: 23rd June

Week 5: 30th June

Week 6: 7th July

All quizzes - both assessed and self-test versions - will be available from the start of

the course. Self-tests will remain open throughout but assessed quizzes and lab

assignments have due dates. Full details of these can be found on the Grading

Policy page.

As we progress through the course, instructors will use this Announcements area to

post messages and updates. If you have any questions, please post them in the

discussion forums. If a number of participants have the same question then we may

post a response here.

Fri 20 Dec 2013 6:33 AM PST

Traduccion

Hola ! y bienvenidos a esta introducción a la Química Física

Estamos encantados de darle la bienvenida a este MOOC . Sería estupendo si pudiera

presentarse en el foro de discusión de esta semana , tal vez dices quién eres, de

dónde vienes y lo que le gustaría salir del curso. Preséntate aquí .

Si esta es la primera vez que visita esta página, entonces le sugerimos que dedique

unos minutos a explorar los diferentes componentes en el curso , que se encuentra

listado en la parte izquierda de la página. Usted puede encontrar la Guía de Curso

particularmente útil , y si usted desea obtener una Declaración de Cumplimiento que

es realmente importante que usted lea la página de la política de calificaciones .

También nos gustaría que lo complete nuestra encuesta anónima pre - supuesto para

ayudarnos a entender sus expectativas y mejorar los cursos futuros .Las reacciones

químicas se basa la producción de casi todo en nuestro mundo moderno. Pero , ¿cuál

es la fuerza impulsora detrás de las reacciones ? ¿Por qué ocurren algunas

reacciones en escalas de tiempo geológicas , mientras que otros son tan rápidos que

necesitamos láseres de femtosegundos pulsos para estudiarlos ? En última instancia,

lo que está pasando a nivel atómico ? Descubre las respuestas a estas preguntas

fundamentales, y más en este curso en química física introductoria .El curso cubre los

conceptos clave de tres de los principales temas en el primer año de química física de

pregrado : la termodinámica , cinética y mecánica cuántica. Estos tres temas cubren o

no se producen reacciones , qué tan rápido van y qué sucede realmente en la escala

subatómica Casi todo el material didáctico para este curso está disponible desde el

principio para que permita la mayor flexibilidad posible, aunque los foros de discusión

sólo estarán disponibles en la semana en cuestión . Nuestro personal docente

participará en todos los foros de discusión - pero sólo durante la semana al que se

aplican . Como referencia, las fechas para el inicio de cada semana se enumeran aquí:

Semana 1 : 02 de junio

Semana 2: 09 de junio




Semana 6: 07 de julio

Todas las pruebas - tanto las cuotas y las versiones de autodiagnóstico - estarán

disponibles a partir del inicio del curso. Autopruebas permanecerán abiertas durante

todo pero cuestionarios evaluados y trabajos de laboratorio tienen fechas de

vencimiento. Los detalles completos de estos se pueden encontrar en la página de la

política de calificaciones .A medida que avanzamos a través del curso , los instructores

utilizar esta área de anuncios para exponer mensajes y actualizaciones . Si usted tiene

alguna pregunta , por favor publicarlos en los foros de discusión. Si un número de

participantes tienen la misma pregunta, entonces podemos publicar una respuesta

aquí .

Vie 20 de diciembre 2013 06:33 AM PST

Course GuideHelp

Welcome to this course from the University of Manchester. We hope you learn a lot

about your chosen subject and enjoy the experience. In order to help you do both,

we’ve prepared a few notes to help you to understand what to expect and help you to

get the most out of your MOOC.

Suggested Background

In order to get the most out of the course a good knowledge of general chemistry and

familiarity with algebra and basic calculus (simple differentiation and integration) is

recommended.

Navigation

Embedded within the text on each page of the course you will find several additional

materials indicated by the following icons...

Video Lecture

Further reading in the form of a downloadable PDF file

Further reading through a link to another website

A quiz or similar activity

A discussion activity or link to a forum

Clicking on one of these links may take you to a new page or a different part of the

course, but you can always return to where you were by selecting the appropriate week

from the left-hand menu.

Videos and Readings

Most of the teaching content of this course is in the form of video lectures and

additional reading material. In general these are all considered essential to achieving

the learning objectives, but you will find some additional materials in case you wish to

dig deeper into a particular topic. These optional, additional materials are clearly

marked throughout the course.

The course has been built on the assumption that you will proceed through the

materials in the order they have been presented, but you are free to skip around if

something catches your eye.

Discussion Forums

Learning online can sometimes be a solitary experience but one of the great features of

massive, open courses like this one is the ability to collaborate with your classmates

and learn from each other. We strongly recommend that you to read and participate in

the forums to get the most from the course, and you will encounter some discussion

activities that rely on you doing so. Even if not taking part in an activity, you are free to

post and respond to posts whenever you wish, but please always keep in mind the

guidelines on forum usage – we want this to be a pleasant and positive experience for

everyone...

Coursera Forums Code of Conduct

If you are new to this type of discussion forum, you might also find the following guides

helpful...

How should I use the discussion forums?

How can I use the forums effectively?

The course teaching staff will be monitoring the forums and regularly participating in

your discussions. When teaching staff make contributions, they will be clearly marked

as: INSTRUCTOR or STAFF.

Assessment

The requirements for achieving a Statement of Accomplishment for this course are set

out in detail in theGrading Policy page. Throughout the course you will encounter

some activities, quizzes etc. that contribute to your final grade and others that are just

for you to test your level of understanding of the material. In every case the type of

activity and the contribution to your grade, where appropriate, will be clearly marked.

Top Tips...

Finally, a few tips to help you get the most out of the course. At The University of

Manchester we teach around 7,000 distance learning students every year through

online courses, and these tips have been gathered from our successful graduates...

Know your goals. Are you here for a

certificate? Just to learn more? Or maybe to

meet others who share your interest?

Whatever your goals are, you are far more

likely to achieve them if you have them clear in

your mind.

Share your thoughts. One of the greatest

opportunities offered by an online course like

this is the ability to tap into a huge community

of people all interested in and learning about

the same subject. But in order to get

something out of this you have to give

something too – so make the effort to

participate. Share your thoughts and

experiences, ask questions and offer

assistance. Join in the conversations that

interest you, or if no-one happens to be

discussing your issue or question at the

moment – start a new thread. You must always

be respectful and try to be concise, but most of

all – be present!

Schedule your time. You have a busy life with

many demands on your time and it is easy for

everyday life to get in the way of your studies.

By far the most effective way to make sure

your keep up with and complete the course is

to set aside some time for it in your diary.

Enjoy the course!

TRaduccion

Introducción a la Química Física

por Patrick J O'Malley, D.Sc , Michael W. Anderson, FRSC , Jonathan Agger, MRSC

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Noticias

Guía de golf ( seleccionado )

CONTENIDO SEMANAL

Semana 1 : Termodinámica 1

Semana 2: Termodinámica 2

Semana 3: Cinética 1

Semana 4: Cinética 2

Semana 5: Quantum 1

Semana 6: Quantum 2

CONTENIDO POR TIPO

Todas las conferencias de vídeo

Cuestionarios

VIRTUAL LABS

Práctica 1 : Experimento Termodinámica

Práctica 2 : Cinética Experimento

Práctica 3 : Quantum Experimento

ACERCA DEL CURSO

¿Quiénes somos?

programa de estudios

La clasificación Política

Encuestas

COMUNIDAD

Foros de discusión

Wikiopens Curso en nueva pestaña del navegador

Únase a un Meetupopens en una nueva pestaña del navegador

artículos de la ayuda

Errores Materiales del Curso

Cuestiones técnicas

Guía Docente Ayuda

Bienvenido a este curso de la Universidad de Manchester. Esperamos que se aprende mucho sobre su tema elegido y disfrutar de la experiencia . Con el fin de ayudarle a hacer las dos cosas , hemos preparado algunas notas para ayudar a entender qué esperar y le ayudarán a sacar el máximo provecho de su MOOC .

Antecedentes sugerido

Con el fin de obtener el máximo provecho del curso se recomienda un buen conocimiento de la química general y la familiaridad con el álgebra y el cálculo básico ( simple diferenciación e integración ) .

navegación

Incrustado en el texto en cada página del curso se encuentran varios materiales adicionales que se indican mediante los iconos siguientes ...

Imagen : https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/images/cam.jpg Lecture Vídeo

Imagen : https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/images/pdf.jpg Lectura adicional en forma de un archivo PDF descargable

Imagen : https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/images/read.jpg Lectura adicional a través de un enlace a otro sitio web

Un concurso o actividad similar

Imagen : https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/images/discuss.jpg Una actividad de discusión o un enlace a un foro

Al hacer clic en uno de estos enlaces puede llevarle a una nueva página o una parte diferente del curso, pero siempre se puede volver a donde estabas seleccionando la semana correspondiente en el menú de la izquierda .

Videos y Lecturas

La mayor parte del contenido de la enseñanza de este curso es en forma de conferencias de vídeo y material de lectura adicional. En general, estos son considerados esenciales para el logro de los objetivos de aprendizaje , pero se puede encontrar material adicional en caso de que desee profundizar en un tema en particular . Estos materiales opcionales, adicionales están claramente marcadas a lo largo del curso.

El curso se ha basado en el supuesto de que se procederá a través de los materiales en el orden en que han sido presentados , pero usted es libre de saltar de un lado si algo te llame la atención .

Foros de discusión

El aprendizaje en línea a veces puede ser una experiencia solitaria , pero una de las grandes características de , cursos abiertos masivos como este es la capacidad de colaborar con sus compañeros de clase y aprender unos de otros . Le recomendamos encarecidamente que lea y participe en los foros para obtener el máximo rendimiento del curso , y se encontrará con algunas actividades de discusión que dependen de usted lo hace. Incluso si no participan en una actividad, usted es libre de publicar y responder a los mensajes cuando lo desee , pero por favor siempre tenga en cuenta las directrices sobre el uso del foro - queremos que esta sea una experiencia agradable y positiva para todos ...

Coursera Foros Código de Conducta

Si eres nuevo en este tipo de foro de discusión , también puede encontrar las siguientes guías útiles ...

¿Cómo debo usar los foros de discusión ?

¿Cómo puedo utilizar con eficacia los foros ?

El personal docente de la asignatura estará monitoreando los foros y participar con regularidad en sus discusiones . Cuando el personal docente que hagan contribuciones , serán claramente marcadas como : INSTRUCTOR o personal.

valoración

Los requisitos para lograr una Declaración de Cumplimiento de este curso se exponen en detalle en la página de la política de calificaciones . A través del curso se encontrará con algunas actividades , concursos , etc que contribuyen a la calificación final y otros que son sólo para poner a prueba su nivel de comprensión de la materia . En todos los casos el tipo de actividad y la contribución a su grado, en su caso, estarán claramente marcadas.

Los mejores consejos ...

Por último , algunos consejos para ayudarle a sacar el máximo provecho del curso. En la Universidad de Manchester que enseñamos alrededor de 7.000 estudiantes a distancia que cada año a través de cursos en línea , y estos consejos presentadas proceden de nuestros exitosos egresados ...

Conozca sus metas . ¿Estás aquí por un certificado? Sólo para obtener más información? O tal vez a conocer a otras personas que comparten su interés ? Sean cuales sean sus metas, usted es mucho más probable que alcanzarlos si los tiene claro en su mente .

Comparte tus pensamientos. Una de las grandes oportunidades que ofrece un curso en línea como esta es la capacidad de acceder a una gran comunidad de personas interesadas en todo y que aprenden sobre el mismo tema. Pero para poder sacar algo de esto tienes que dar algo también - así que hacer el esfuerzo de participar. Comparte tus pensamientos y experiencias , hacer preguntas y ofrecer asistencia. Ingreso en las conversaciones que le interesan, o si nadie

pasa a discutir su problema o pregunta en el momento - comenzar una nueva conversación . Siempre hay que ser respetuoso y tratar de ser conciso , pero sobre todo - estar presente !

Programe su tiempo. Usted tiene una vida muy ocupada con muchas demandas en su tiempo y es fácil para la vida cotidiana que se interponga en el camino de tus estudios. Con mucho, la forma más efectiva de asegurarse de que su mantenerse al día con y completar el curso es que se tome un tiempo para ello en su diario. Disfrute el curso!

Week 1: Thermodynamics 1Help

Presented by Dr. Jonathan Agger

Welcome everyone to our course in Basic Physical Chemistry. My name is Jonathan

Agger and for the next two weeks I am going to be teaching you thermodynamics.

Each week, I would like you to watch five video lectures, ranging in length from 5 to 15

minutes, and perform a formative 10 question multiple choice test to gain some

feedback on your progress. Your assessment for this section of the course will

comprise a final 10 question multiple choice test and the virtual practical. Teaching

assistants can help with queries on the forum and I shall visit the forum regularly. It just

remains for me to wish you good luck with the course and I hope you enjoy it.

If you experience any technical problems with the Coursera interface at any point,

please post a message in the Technical Issues forum. If you experience any problems

with the content materials, please post a message in the Content Materials forum.

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/lecture/73

Week 1 Video Lectures

Video 1.1: Thermodynamic Definitions (09:00)

Video 1.2: The Zeroth Law of Thermodynamics and Temperature (05:28)

Video 1.3: The First Law of Thermodynamics and Enthalpy (11:03)

Video 1.4: Reversible Expansion (11:32)

Video 1.5: Heat Capacity (08:39)

Once you have completed all of the video lectures, you should be in a position to

complete the first quiz of the course. This is a self-test only and will not count towards

your final grade but should help you to test your understanding of the concepts we've

discussed.

Week 1 Self Test Quiz

Wrap up

Week 1 Recap (01:18)

QuizzesHelp


(expanded, click to collapse)

QuizzesHelp

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/help/quizzes?url=https%3A%2F%2Fclass.coursera.org%2Fphysicalchemistry-001%2Fquiz



Week 1 Self Test QuizHelp

Attempt Quiz

Hard

Deadline

Mon 14 Jul 2014 3:59 PM PDT

If you submit any time after the hard deadline, you will not receive credit.

Effective

Score

N/A

Each time that you attempt it, we'll record a score based on your performance and any penalties due to late submissions. Your effective score will be the highest score of all the allowed attempts made before the hard deadline.

# of

Attempts

0 / 99

.




Attempt Quiz

Hard

Deadline



Effective

Score

N/AEach time that you attempt it, we'll record a score based on your performance and any penalties due to late submissions. Your effective score will be the highest

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/quiz/start?quiz_id=103

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/help/quizzes?url=https%3A%2F%2Fclass.coursera.org%2Fphysicalchemistry-001%2Fquiz

score of all the allowed attempts made before the hard deadline.

# of

Attempts

0 / 99

Assignment 1: Thermodynamics QuizHelp Attempt Quiz

Due Date Mon 16 Jun 2014 3:59 PM PDT Apply late daysIf you submit after the due date (but before the hard deadline), your submission score will be penalized 50%.

Hard Deadline Wed 18 Jun 2014 3:59 PM PDTIf you submit any time after the hard deadline, you will not receive credit.

Effective Score N/AEach time that you attempt it, we'll record a score based on your performance and any penalties due to late submissions. Your effective score will be the highest score of all the allowed attempts made before the hard deadline.

# of Attempts 0 / 3

Assignment 2: Thermodynamics Virtual LabHelp

...........+++++++++++++++++++++++++Attempt Quiz


Hard Deadline Wed 18 Jun 2014 3:59 PM PDTIf you submit any time after the hard deadline, you will not receive credit.


# of Attempts 0 / 3

Week 3: Chemical Kinetics 1



Attempt Quiz

Hard

Deadline



Effective

Score

N/AEach time that you attempt it, we'll record a score based on your performance and any penalties due to late submissions. Your effective score will be the highest score of all the allowed attempts made before the hard deadline.

# of

Attempts

0 / 99



Week 4 Self Test QuizHelp Attempt Quiz

Hard

Deadline



Effective

Score


# of

Attempts

0 / 99

Assignment 3: Chemical Kinetics QuizHelp Attempt Quiz


Hard Deadline Wed 2 Jul 2014 3:59 PM PDTIf you submit any time after the hard deadline, you will not receive credit.


# of Attempts 0 / 3

Assignment 4: Kinetics Virtual LabHelp Attempt Quiz




# of Attempts 0 / 3

Week 5: Quantum Chemistry 1


Week 5 Self Test QuizHelp............................................................................................................

Attempt Quiz

Hard

Deadline



Effective

Score


# of

Attempts

0 / 99



Week 6 Self Test QuizHelp Attempt Quiz

Hard

Deadline



Effective

Score


# of

Attempts

0 / 99

Assignment 5: Quantum Chemistry QuizHelp Attempt Quiz

Due Date Mon 14 Jul 2014 3:59 PM PDT Apply late daysIf you submit after the due date (but before the hard deadline), your submission score will be penalized 50%.



# of Attempts 0 / 3

Assignment 6: Quantum Chemistry Virtual LabHelp ...

Traduccion

Cuestionarios Ayuda

Semana 1 : Termodinámica 1

(ampliado , haga clic para colapsar )

Semana 1 Auto prueba Quiz Ayuda

intente Cuestionario

Fecha límite duro lun 14 de julio 2014 15:59 PDT

Si presenta cualquier momento después de la fecha límite duro, usted no recibirá

crédito.

Puntuación Efectiva N / A

Cada vez que lo intenta , vamos a grabar una puntuación basada en su rendimiento y

las sanciones por presentación fuera de plazo . Su puntuación eficaz será la

puntuación más alta de todos los intentos permitidos realizadas antes de la fecha

límite duro.

Número de intentos 0 / 99







crédito.





límite duro.


Tarea 1 : Termodinámica Cuestionario Ayuda


Fecha de vencimiento lun 16 de junio 2014 15:59 PDT Aplicar días de retraso

Si usted presenta después de la fecha de vencimiento ( pero antes de la fecha límite

duro) , su puntuación de presentación será penalizado 50 %.

Fecha límite duro Mié 18 de junio 2014 15:59 PDT


crédito.





límite duro.


Tarea 2 : Termodinámica Virtual Lab Ayuda





Fecha límite duro Mié 18 de junio 2014 15:59 PDT


crédito.





límite duro.


Semana 3: Cinética Química 1






crédito.





límite duro.








crédito.





límite duro.


Tarea 3 : Cinética Química Cuestionario Ayuda




duro) , su puntuación de presentación será penalizado 50 %

Fecha límite duro Mié 02 de julio 2014 15:59 PDT


crédito





límite duro.


Tarea 4 : Cinética Virtual Lab Ayuda







crédito.





límite duro.


Semana 5: Química Cuántica 1






crédito.





límite duro.








crédito.





límite duro.


Ejercicio 5 : Química Cuántica Test Ayuda


Fecha de vencimiento lun 14 de julio 2014 15:59 PDT Aplicar días de retraso





crédito.





límite duro.


Asignación 6 : Quantum Chemistry Lab Virtual Ayuda


ResourcesHelp

WEEK 8

Lecture notes:Week 8 Lecture Notes

Since your book does not talk much about semiconductor gas sensors, here is some quick reading for you. This may be useful also for the case study:

1SemiconductorGasSensors.pdf A quick one page description

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week8/1SemiconductorGasSensors.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week8/Week8AllTotal.pdf

https://class.coursera.org/analyticalchem-001/help/pages?url=https%3A%2F%2Fclass.coursera.org%2Fanalyticalchem-001%2Fwiki%2FResources

2SemiconductorGasSensors.pdf;An on-line textbook on hazardous gas sensors that goes a bit more in depth

WEEK 7

Lecture notes: Week 7 all

Required reading for week 7 will be from the on-line textbook, Chapter 24 (except

section D) and all of Chapter 25 and Chapter 26.

WEEK 6

8JWAgilentColumnSelection.pdf This reading material has been added later and it provides an excellent discussion of how to use column material to affect selectivity.

Lecture slides:

Lectures 1-4 Lectures 5-7

Reading material for the problem set and quizzes:

1HPLCColumnSelectionShort.pdf This is a brief two page discussion of column selection in HPLC 2agilentcolumnselectioncase2.pdf This is a longer 9 page discussion of columns for HPLC 3AgilentColumnSelectivitycase1.pdf A brief one pager illustrating the value of column type 6agilentHPLCexample1.pdf This six page method describes the separation of carbamates in fruit juices using a poroshell column.

Now, I have offered an extra credit quiz which involves the use of a simulator which can run on open source excel. Or you can do about half the questions without the simulator.

4extracreditdescription.pdf This gives some background on the simulator and an example of what my Rice students had to accomplish. 5HPLCSimulatorExtraCredit.xlsx Here is the excel sheet which is critical for the extra credit questions.

WEEK 5: Gas Chromatography

I split the lecture slides again into two parts. You can find them at Lectures 1-

4and Lectures 5-8

Also, as is typical during instrumentation weeks I will provide you with materials to

supplement lectures. These are required reading materials:

1: CourseraVanDeemterNotes.pdf This pdf is just a summary of my notes.

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week5/1CourseraVanDeemterNotes.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week5/CourseraWeek55to8.pdf



https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/5HPLCSimulatorExtraCredit.xlsx

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/4ExtraCreditDescription.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/6agilentHPLCexample1.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/3agilentcolumnselectivityCase1.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/2agilentcolumnselectioncase2.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/1HPLCColumnSelectionShort.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/Week65to7.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/Week61to4.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week6/8JWAgilentColumnSelection.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week7/Week7ALL.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week8/2SemiconductorGasSensors.pdf

2: Restekheadspaceanalysis15pg.pdf; This document is really only 8 pages, and is a

great overview of headspace analysis for GC.

3: ThermaldecompositionGC2pg.pdf A quick summary of the kinds of problems seen

with thermal decomposition.

4: Peakshapeshorter.pdf A good overview of peak shape issues, and the definition of

'assymetry'

5: RestekColumnSection.pdf A great not too long discussion of column selection.

6: AgilentColumnSection.pdf Only three pages on column selection.

7: SupelcoGCColumnSection.pdf Just in case you wanted one more opinion (less

critical than 5 and 6).

And as promised here is the Van Deemter for those who want to mess around with it.

WEEK 4: Chromatography Basics

I split the lecture slides again into two parts. Lectures 1-4 are Link text and lectures 5-8

are here Link text\

WEEK 3: Calibration

I split the lecture slides up into two pieces this week. Lectures 1-4 are here Link

text and lectures 5-8 are here.Link text

For those interested in extra credit, the excel sheet that has all of the data types in can

be found here.Link text

Also, I posted the excel sheet I was using for lecture 8 if you want to follow along.Link

text

Finally, you will be calculating the Sxo statistic and the Sxe statistic alot this week. You

can find Sxo hereLink textand Sxe here.Link text

OLD RESOURCES

Hello! Welcome to week 1 and week 2 resources. I will use this page to provide handy

links to the powerpoints used for all lectures, as well as other links you may find useful.

1. You can find a link to the powerpoints for the WEEK 1 lectures here (note - this is

version 2): Link text

2. You can read more about the 'q-test' and when to throw out a datapoint here:Link

text

3. If you need to work more on getting the idea of a confidence limit, I have my own

notes and a t-table here: Link text

WEEK 2

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week1/CourseraIAStatisticNotes.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week1/QTestCoursera.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week1/QTestCoursera.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/lecture_slides/CourseraWeek1ToPostv2.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week3/SxeFormula.jpg

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week3/Sxoformula.jpg

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week3/Week3ExcelExamples.xlsx

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week3/Week3ExcelExamples.xlsx

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week3/Week3ExcelExtraCreditF.xlsx

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week3/CourseraWeek3Lectures5-8.pdf



https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week4/CourseraWeek45-8.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week4/CourseraWeek4_1-4.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week5/10VanDeemter.xlsx

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week5/7SupelcoGCColumnSection.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week5/6AgilentColumnSelection.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week5/5RestekColumnSection.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week5/4PeakShapeShorter.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week%205/3thermaldecompositionGC2pg.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week%205/2Restekheadspaceanalysis15pg.pdf

I split the lecture slides up into two pieces this week. You can find lectures 1 and 2

here Link text and lectures 3-8 here. Link text

The reading material listed below I consider mandatory. It is essential to read the

starred material, and the not starred it would be good. Additionally, I recommend you

spend some time searching the web for your own resources related to atomic

absorption spectroscopy, ICP-MS, and ICP-AES (or ICP-OES). Note that optional

reading materials are also available.

12SamplePreparationTOME link here. Link text This is a bit overkill, but you should at

least skim the chapter. I really like the discussion of the errors that are introduced by

sample preparation choices.

**13ComparisonElementalPerkinElmer link here. Link text A great overview of all of the

techniques this week, pay close attention to radial versus axial detection in atomic

emission, graphite furnace versus flam atomic absorption, and interferences in ICP-

MS.

**14ComparisonElementalThermo link here. Link text Also a good overview, and I think

they do the best job on instrument comparisons.

**15ICPMS link here. Link text A very nice discussion of ICP-MS from Perkin Elmer

that has a bit more detail that the summary material above.

Optional reading material for those who want to know more. These are neat resources

that I found that I think are useful additions to the reading material above. They go

more into depth about some of the lecture ideas.

11ExoticSamplePrepFluxesOPTIONAL. Link textThis resource talks about flux fusion

as a way to dissolve materials in molten salts.

16ICPTorchOptional. Link text A great specific discussion about the inductively coupled

plasma torch.

17AffectICPConditionsKnowMore. Link text This is a bit in the weeds, but thought it

was interesting.

18ICPMassSpecOptional. Link text For those mass spectrometry junkies out there,

here is another treatment complementary to the one from Perkin Elmer. It is from the

United States Geological Society - geologists are huge users of ICP-MS for stable

isotope analysis.

Also, a student found a good treatment of detection limit that looks good to me:

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/18ICPMassSpecOptional.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/17AffectICPConditionsKnowMore.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/16ICPTorchOptional.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/11ExoticSamplePrepFluxesOPTIONAL.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/15ICPMS.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/14ComparisonElementalThermo.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/13ComparisonElementalPerkinElmer.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/12SamplePreparationOPTIONAL.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/CourseraWeek2Lecture3thru8.pdf

https://spark-public.s3.amazonaws.com/analyticalchem/week2/CourseraWeek2Lecture1thru2.pdf

http://www.spectroscopyonline.com/spectroscopy/data/articlecolumn//spectroscopy/

512003/79733/article.pdf

Introduction Week 1

Welcome to Basic Physical Chemistry.

My name is Jonathan Agar, and for the next two weeks, I'm going to be teaching you

Thermodynamics. The science of thermodynamics was born of the

Industrial Revolution in the late 1700s and early 1800s. You have to imagine that up to

that

point, all heavy duty work was performed by horses.Indeed to this day, we still use

horsepower as a measure of the rate at which work is performed.

The industrial revolution was all about the development and exploitation of a fantastic

new invention, the heat engine.Heat engines use fuel to heat a working substance,

usually a liquid or a gas, to high temperature. The working substance then generates

mechanical work in the body of the engine, while transferring heat to a cold sink.

Thermodynamics was developed to gain the maximum efficiency from such heat

engines, and the science was so

successful, that in a very short space of time, steam engines completely transformed

the world, from transportation, to manufacturing, to agriculture.Out of the science of

terrmodynamics arose four fundamental laws that govern the interrelation and

interconversion of heat energy and mechanical energy.We're going to study those four

laws in detail.And in doing so, we're going to learn about concepts such as

temperature, internal energy,

enthalpy, entropy, and gives energy.

Despite thermodynamics clearly being of

immense

practical importance, it is often

perceived

http://www.spectroscopyonline.com/spectroscopy/data/articlecolumn/spectroscopy/512003/79733/article.pdf

http://www.spectroscopyonline.com/spectroscopy/data/articlecolumn/spectroscopy/512003/79733/article.pdf

by undergraduates as quite abstract, with

concepts that are difficult to grasp.

My aim in these lectures is to clearly

explain such concepts, and hopefully

give you a feel for the useful nature of

this highly important science.

Modern day heat engines, such as the one

found in the world's fastest production

car, the

Bugatti Veyron, are testament to the

progress we've

made since the early days of the steam

engine.

In 1829, Stevenson's famous rocket set the

world

land speed record at 35 miles an hour.

Today, the Veyron produces 883 kilowatts,

a 1,184 brake horsepower,

and has a top speed of 268 miles per hour.

With regard to the structure of the costs,

there are a series of video

lectures to watch each week, ranging from

around 5 to 15 minutes in length.

There is a formative, ten question,

multiple choice test to

complete each week, in order to gain

feedback on your progress.

At the end of the course, there

is an assessed, ten question multiple

choice test.

There is also a virtual practical view to

try,

in which you will use a chemical reaction

to

calibrate a calorimeter, and then use the

calorimeter to

determine the heat released in the second

chemical reaction.

The practical will also be assessed.

If you have questions, then feel free to

discuss them on the forum.

Teaching assistants will be there to help

you, and I shall visit the forums

regularly.

It just reminds me to wish you good luck

with

the course, and I

hope you enjoy it.

Traduccion

Bienvenido a base de Química Física.

Mi nombre es Jonathan Agar, y para el próximo

de dos semanas, voy a estar enseñando que

Termodinámica.

La ciencia de la termodinámica nació de

la

Revolución Industrial a finales de 1700

y principios de 1800.

Hay que imaginar que hasta ese

punto, se llevó a cabo todo el trabajo pesado

por los caballos.

De hecho hasta la fecha, todavía usamos

caballos de fuerza como

una medida de la velocidad a la que el trabajo es

realizado.

La revolución industrial fue todo sobre

el desarrollo y la

explotación de una fantástica nueva invención,

el motor térmico.

Los motores de calor utilizan combustible para calentar un trabajo

sustancia,

generalmente un líquido o un gas, a alta

temperatura.

La sustancia de trabajo a continuación, genera

trabajo mecánico en el cuerpo

del motor, mientras que la transferencia de calor a

un fregadero frío.

Termodinámica fue desarrollado para ganar la

máxima eficiencia de

estos motores de calor, y la ciencia era tan

exitosa, que

en un muy corto espacio de tiempo, el vapor

motores

transformado por completo el mundo, desde

el transporte, la fabricación, a

la agricultura.

Fuera de la ciencia de la termodinámica surgió

cuatro leyes fundamentales que

regir la interrelación y

interconversión

de la energía térmica y la energía mecánica.

Vamos a estudiar esas cuatro leyes en

detalle.

Y al hacerlo, vamos a aprender

acerca de conceptos

tales como la temperatura, energía interna,

entalpía, entropía, y da energía.

A pesar de la termodinámica es claramente de

inmenso

importancia práctica, es a menudo

percibido

por los estudiantes de pregrado como bastante abstracto, con

conceptos que son difíciles de comprender.

Mi objetivo en estas conferencias es claramente

explicar tales conceptos, y es de esperar

le dará una idea de la naturaleza de utilidad de

esta importante ciencia.

Motores térmicos día moderno, como el que se

que se encuentra en producción más rápido del mundo

coche, el

Bugatti Veyron, es testimonio de la

progreso que hemos

hecho desde los primeros días del vapor

motor.

En 1829, estableció famoso cohete de Stevenson el

mundo

récord de velocidad a 35 kilómetros por hora.

Hoy en día, el Veyron produce 883 kilovatios,

una potencia de frenado 1184,

y tiene una velocidad máxima de 268 millas por hora.

Con respecto a la estructura de los costes,

hay una serie de vídeo

conferencias para ver cada semana, que van desde

alrededor de 5 a 15 minutos de duración.

Hay un formativa, de diez preguntas,

prueba de opción múltiple a

completar cada semana, con el fin de ganar

retroalimentación sobre su progreso.

Al final del curso, hay

es una evaluación, de diez preguntas múltiple

prueba de elección.

También hay un punto de vista práctico virtual para

tratar,

en el que se va a utilizar una reacción química

a

calibrar un calorímetro y, a continuación, utilizar el

calorímetro de

determinar el calor liberado en la segunda

reacción química.

La práctica también se evaluarán.

Si tiene alguna pregunta, entonces no dude en

discutirlos en el foro.

La enseñanza de los asistentes estará allí para ayudar a

usted, y voy a visitar los foros

regularmente.

Simplemente me recuerda a desearle buena suerte

con

el curso, y yo

Espero que lo disfrutes.

Video 1.1

In this video, I shall present you with a

series

of definitions and accepted conventions

used in defining thermodynamic problems.

This will equip you with the language and

basic concepts that underpin this course.

Probably the most common term you'll

encounter

is thermodynamic system, or just system

for short.

A thermodynamic system is simply any part

of the universe that we wish to study.

It could be something as simple as a

beaker of hot water sitting on a

laboratory bench.

It could be a chemical reaction taking

place in a test tube.

It could be an oil refinery, or it could

even be something as complicated as an

entire galaxy.

It purely depends on exactly what we

wish to understand the thermodynamic

behavior of.

Once a system has been defined, then

everything else in the entire

universe is known as the thermodynamic

surroundings, or just surroundings for

short.

So, together, the system and the

surroundings make up the entire universe.

One important property of the universe

is that it is immensely, mind-bogglingly

large.

The region visible from earth, known as

the observable

universe, is a sphere of radius 46.6

billion light years.

One light year is the distance traveled by

light

in one year and is equal to 9.46

quadrillion meters.

Thus, the observable universe is 880

septillion meters or 880 yotta meters

across.

This number is so massively large, that I

had

to actually look up how to quote it

properly.

And you may well never have even have

heard of terms that I have just used.

Just look at the number of zeros on the

slide, as this gives

the best visualization of the sense of

vastness that I'm trying to communicate.

In order to understand why this is

important from the point of

view of thermodynamics, we need to

consider a process that releases energy

violently.

Imagine we'd perform the thermite

reaction.

This involves igniting a mixture of iron

oxide

and powdered aluminium to produce iron and

aluminium oxide.

The reaction is so intensely exothermic,

i.e.,

gives out heat, the white hot molten iron

is produced.

Indeed it's used to this day to

weld railway lines together in remote

locations.

Even though a large amount of energy has

been released, mainly in the form

of heat and light, the impact on someone

in the next town would be negligible.

[BLANK_AUDIO].

Even if we consider the most violently

energetic

processes in the universe such as

supernovae, i.e.,.

when dying stars explode, the impact on

distant galaxies is negligible.

Think how many times in your life you've

ever

noticed the occurrence of a supernova in

the sky above?

So, effectively, the universe is so vast

that the energy released

by any thermodynamic system has virtually

no effect on the surroundings.

We're thus able to make the assumption

that the temperature

and pressure of the surroundings of any

thermodynamic system remain constant.

The boundary between the system and it's

surroundings may be actual or notional.

Where the system is a reaction occurring

in a test tube,

the walls of the test tube clearly form an

actual physical boundary.

Where the system is an entire galaxy,

there is

no physical boundary and we imagine a

notional one.

The nature of the boundary will determine

whether energy and matter

can pass from the system to the

surroundings and vice versa.

And this leads to various different system

definitions.

An open system, by definition, may

exchange

both energy and matter with its

surroundings.

Changes of composition are therefore

possible.

An example of an open system might be a

reaction occurring in a test tube.

A closed system may exchange energy, but

not matter with its surroundings.

Pressure buildup is a distinct

possibility.

An example of a closed system might be a

reaction occurring in a corked test tube.

An isolated system may exchange neither

energy nor matter with its surroundings.

Again, pressure buildup is a possibility.

An example of an isolated system might be

hot coffee in a thermos flask.

Simply considering heat transfer across

the

boundary, leads to two further

definitions.

A diathermic system allows heat flow into

and out of the system.

And adiabatic system prevents heat flow

into or out of the system.

This slides show two attempts of

different sophistication to create an

adiabatic system.

There are three basic modes of

heat transfer, conduction, convection and

radiation.

The thermos flask limits all three by

means of vacuum sealed

walls, a close fitting lid, and a silver

mirrored internal surface.

The plastic coated cardboard cup limits

all

three, by means of the insulating

properties of

cardboard, an optional plastic lid, not

shown in

this model and a shiny white internal

surface.

The cardboard cup will keep your coffee

warm for the thick end of 20 minutes.

The thermos flask will keep it warm for

hours.

The state of a thermodynamic system is

defined by a series of state functions.

These will be discussed in detail on the

next slide.

Generally, a change of state of a system

is accompanied by a change in it's state

functions.

It is however possible for a system to

change state

whilst on or more of it's states functions

remains unchanged.

This leads to three more definitions.

And isothermal process implies constant

temperature.

An Isobaric process implies constant

pressure,

and an isochoric process implies constant

volume.

As I just mentioned, a state function is

one which describes the state of a

thermodynamic system.

There are a variety of state functions,

some of

which are listed here with their

associated symbols shown.

Functions such as pressure, volume,

temperature, mass, and

quantity, will probably already be

familiar to you.

Functions such as internal energy,

enthalpy,

entropy, and Gibbs Energy, may or may

not be familiar to you depending on your

background in chemistry and of physics.

If you don't recognize these terms at the

moment, don't worry, as we're

going to consider each one of them in

detail as the course progresses.

So, one very important thing to bear in

mind with

state functions, is that whilst they

describe the current state of

a system, how the system actually came to

be in

that particular state, is of no

consequence whatsoever to their value.

Different functions govern how a system

changes from one state to another.

They are aptly named path functions, and

there are only two of them.

Heat and Work.

By convention, heat is given a symbol q

and work is given a symbol w.

Heat and work are both forms of energy.

So clearly, the state of a thermodynamic

system

is changed by the supply or removal of

energy.

The difference between the two is that

heat

energy transfer achieves or utilizes

random molecular motion.

Whereas work energy transfer achieves

or utilizes uniform, concerted molecular

motion.

One final convention in thermodynamics is

energy supplied

to a system is always considered to be

positive.

And conversely, the energy removed from a

system is always considered to be

negative.

To this end, heat and work are often

defined as the heat

supplied to the system, qin, and the work

done on the system, won.

Okay, so you should now have an

understanding of

the various different commonly used

definitions and conventions of

thermodynamics.

In the next lecture we will begin

to cover the four fundamental laws of

thermodynamics.

Starting with the ironically named zeroth

law given it

was actually the last of the four to be

discovered.

Arising from a confidence crisis as to the

true meaning of temperature.

[BLANK_AUDIO]

Traduccion

En este video, voy a presentar con una serie

de las definiciones y convenciones aceptados

utilizado en la definición de problemas termodinámicos.

Esto le dota de la lengua y la

conceptos básicos que sustentan este curso.

Probablemente, el término más común que

encuentro

es sistema termodinámico, o sistema sólo

para abreviar.

Un sistema termodinámico es simplemente cualquier parte

del universo que se quiere estudiar.

Podría ser algo tan simple como un

vaso de agua caliente que se sienta en un

mesa de laboratorio.

Podría ser una toma de reacción química

colocar en un tubo de ensayo.

Podría ser una refinería de petróleo, o podría

incluso ser algo tan complicado como una

galaxia entera.

Es puramente depende de exactamente lo que

desee entender la termodinámica

comportamiento de.

Una vez que un sistema ha sido definido, a continuación,

todo lo demás en la totalidad

universo se conoce como la termodinámica

entorno, o simplemente un entorno de

corto.

Por lo tanto, juntos, el sistema y el

entorno constituyen el universo entero.

Una propiedad importante del universo

es que es muchísimo, alucinantemente

grande.

La región visible desde la Tierra, conocido como

lo observable

universo, es una esfera de radio 46.6

miles de millones de años luz.

Un año luz es la distancia recorrida por

luz

en un año y es igual a 9,46

billones de metros.

Por lo tanto, el universo observable es de 880

septillón metros o 880 metros yotta

de diámetro.

Este número es tan enormemente grande, que yo

tenido

mirar realmente para arriba como citar que

adecuadamente.

Y así no puede tener siquiera tiene

oído hablar de términos que sólo he utilizado.

Basta con mirar el número de ceros en el

deslice, ya que esto da

la mejor visualización del sentido de

inmensidad que estoy tratando de comunicar.

Para entender por qué esto es

importante desde el punto de

vista de la termodinámica, tenemos que

considerar un proceso que libera energía

violentamente.

Imaginemos que nos gustaría realizar la termita

reacción.

Esto implica encender una mezcla de hierro

óxido

y aluminio en polvo para producir hierro y

óxido de aluminio.

La reacción es exotérmica tan intensamente,

es decir,

da hacia fuera el calor, el hierro fundido al rojo vivo

se produce.

De hecho se utiliza a este día para

líneas ferroviarias de soldadura juntos en remoto

lugares.

A pesar de que una gran cantidad de energía tiene

sido puesto en libertad, sobre todo en forma

del calor y la luz, el impacto en alguien

en la siguiente ciudad sería insignificante.

[BLANK_AUDIO].

Incluso si tenemos en cuenta la más violenta

energético

procesos en el universo como

supernovas, es decir,.

cuando las estrellas moribundas exploten, el impacto en

galaxias distantes es insignificante.

Piense cuántas veces en tu vida has

nunca

notado la aparición de una supernova en

el cielo?

Así que, efectivamente, el universo es tan vasto

que la energía liberada

por cualquier sistema termodinámico tiene prácticamente

ningún efecto sobre el entorno.

Por lo tanto estamos en condiciones de hacer la suposición

que la temperatura

y la presión de los alrededores de cualquier

sistema termodinámico permanece constante.

El límite entre el sistema y es

entorno puede ser real o ficticia.

Cuando el sistema es una reacción que se produce

en un tubo de ensayo,

las paredes del tubo de ensayo forman claramente un

límite físico real.

Cuando el sistema tenga una galaxia entera,

hay

hay un límite físico y nos imaginamos un

uno teórico.

La naturaleza de la frontera determinará

si la energía y la materia

puede pasar desde el sistema a la

entorno y viceversa.

Y esto conduce a diversos sistema diferente

definiciones.

Un sistema abierto, por definición, puede

intercambio

tanto de la energía y la materia, con su

entorno.

Cambios de composición son por lo tanto

posible.

Un ejemplo de un sistema abierto puede ser un

reacción que se produce en un tubo de ensayo.

Un sistema cerrado puede intercambiar energía, pero

No importa con su entorno.

La acumulación de presión es una clara

posibilidad.

Un ejemplo de un sistema cerrado puede ser un

reacción que se produce en un tubo de ensayo con corcho.

Un sistema aislado puede intercambiar ni

energía ni materia con su entorno.

Una vez más, la acumulación de presión es una posibilidad.

Un ejemplo de un sistema aislado podría ser

café caliente en un termo.

Basta con considerar la transferencia de calor a través de

la

frontera, lleva dos más

definiciones.

Un sistema de diatérmico permite flujo de calor hacia

y fuera del sistema.

Y sistema adiabático evita el flujo de calor

dentro o fuera del sistema.

Este diapositivas muestran dos intentos de

diferente sofisticación para crear una

sistema adiabático.

Hay tres modos básicos de

transferencia de calor, conducción, convección y

la radiación.

El termo limita a los tres por

medios de sellado al vacío

paredes, una tapa ajustada al cuerpo, y una de plata

reflejado superficie interna.

Los límites de plástico recubierto de taza de cartón

todo

tres, por medio del aislante

propiedades de

cartón, una tapa de plástico opcional, no

se muestra en la

este modelo y una brillante interior blanco

superficie.

La copa de cartón mantendrá su café

calentar el extremo grueso de 20 minutos.

El termo lo mantendrá caliente durante

horas.

El estado de un sistema termodinámico es

definida por una serie de funciones de estado.

Estos se discuten en detalle en la

siguiente diapositiva.

Generalmente, un cambio de estado de un sistema

se acompaña de un cambio en su estado

funciones.

Sin embargo, es posible que un sistema de

cambiar de estado

mientras que en o más de que es establece funciones

se mantiene sin cambios.

Esto lleva a tres más definiciones.

Y proceso isotérmico implica constante

temperatura.

Un proceso isobárico implica constante

presión,

y un proceso de isócoro implica constante

volumen.

Como acabo de mencionar, una función de estado es

uno que describe el estado de un

sistema termodinámico.

Hay una variedad de funciones de estado,

algunos de

que se enumeran aquí con su

símbolos asociados muestran.

Funciones tales como la presión, el volumen,

temperatura, masa, y

cantidad, probablemente ya tenga

familiar para usted.

Funciones como la energía interna,

entalpía,

entropía y energía de Gibbs, puede o

no ser familiar para usted dependiendo de su

experiencia en la química y de la física.

Si usted no reconoce estos términos en el

momento, no te preocupes, ya que estamos

va a considerar cada uno de ellos en

detalle que el curso avanza.

Así, una cosa muy importante a tener en

mente con

las funciones del Estado, es que mientras que

describir el estado actual de

un sistema, como el sistema en realidad vino a

estar en

ese estado en particular, no es de

consecuencia alguna a su valor.

Diferentes funciones rigen la forma de un sistema de

cambia de un estado a otro.

Están bien llamada funciones de trayectoria, y

sólo hay dos de ellos.

Calor y Trabajo.

Por convención, el calor se da un símbolo q

y el trabajo se le asigna un símbolo w.

El calor y el trabajo son las dos formas de energía.

Así que, claramente, el estado termodinámico de un

sistema

se cambia por la oferta o la eliminación de

energía.

La diferencia entre los dos es que

calor

Logra de transferencia de energía o utiliza

movimiento molecular aleatorio.

Mientras que se consiga el trabajo de transferencia de energía

o utiliza uniforme, concertada molecular

movimiento.

Una convención de final en la termodinámica es

energía suministrada

a un sistema siempre se considera

positivo.

Y a la inversa, la energía elimina de un

sistema siempre se considera

negativa.

Para este fin, el calor y el trabajo son a menudo

se define como el calor

suministrada al sistema, Qin, y el trabajo

hecho en el sistema, ganado.

Bueno, por lo que ahora debe tener un

comprensión de

los diversos diferente comúnmente utilizado

definiciones y convenciones de la

la termodinámica.

En el siguiente estudio empezaremos

para cubrir las cuatro leyes fundamentales de la

la termodinámica.

A partir de la cero irónicamente llamado

ley dado

fue en realidad el último de los cuatro ser

descubierto.

Originados en una crisis de confianza en cuanto a la

verdadero significado de la temperatura.

[BLANK_AUDIO]

1.3 Video 1.2

BLANK_AUDIO].

In this video I shall present the context

for the creation of the 0th Law of

Thermodynamics.

And describe how it renewed confidence in

our ability to measure temperature.

This context will involve a very brief

description of the first three laws

of thermodynamics, but we shall study each

one in far greater detail later on.

The story begins around 1850, when a

German scientist

names Rudolf Clausius took the law of

conservation of energy.

Which states that energy can neither be

created nor destroyed, merely changed from

one form into another, and applied it to

the idea of a thermodynamic system.

This resulted in the first law of

thermodynamics, which defines

change in the state function internal

energy of a system.

Based on energy flow into or out of the

system.

It subsequently then led to the definition

of a further state function called

enthalpy.

Following on from initial work by Sadi

Carnot on heat engines in 1824,

Clausius again around 1850 began to

consider

the direction in which processes occur

spontaneously.

For example, hot objects always lose heat

to their surroundings.

A cold cup of coffee will never suck

heat in from its surroundings to become

hot again.

These considerations led to the definition

of a further state function called entropy

under second law of thermodynamics, which

defines it and governs its behavior.

In 1912, another German chemist named

Walter Nernst, was considering the

behavior

of matter, as temperature approaches

absolute

0, or minus 273.15 degrees centigrade.

The coldest temperature possible.

Consideration of the entropy of a perfect

crystal led

to formulation of the 3rd law of

thermodynamics, which

led to the definition of zero on the

entropy

scale and thus, it became possible to

measure absolute entropy.

It wasn't until around 1935 that concerns

about

the nature of temperature measurement

began to surface.

Clearly, temperature and measurement of

temperature underpinned every

single facet of this new theory of

thermodynamics.

And yet, there was a fundamental issue

with the way in which temperature was

measured.

Consider how a thermometer works.

Imagine having your own temperature taken

by a nurse in a hospital.

The thermometer is placed under your

tongue,

heat flows from you through a thin wall

of glass into a reservoir of liquid, which

is usually either mercury or red dyed

alcohol.

Thermal expansion causes the liquid to be

pushed

up a capillary tube with a graduated

scale.

It is the temperature of the liquid, and

its ensuing thermal

expansion that is used to measure the

temperature under your tongue.

But at no point, does the liquid actually

come into contact with your mouth.

This Condray worked to the formal

statement of a new law of thermodynamics.

When two objects are separately in

thermodynamic equilibrium with a

third object, then they are in

thermodynamic equilibrium with each other.

Whenever two objects are in contact with

one another energy will

flow between them until they reach a state

of thermodynamic equilibrium.

Upon reaching this state we say that the

two objects are at the same temperature.

So in other words, this new law of

thermodynamics states that when two

objects are separately

at the same temperature as a third object

they are at the same temperature as each

other.

In terms of the thermometer, the two

objects are your mouth

and the mercury or alcohol, and the third

object is the glass.

Put another way, once the mercury or

alcohol level

stops moving the liquid, the glass and

your mouth

are all in thermodynamic equilibrium with

each other, and

are all considered to be at the same

temperature.

Now this might seem kind of obvious to

you, and indeed this is

probably why no one had really thought to

state this law formally any earlier.

However, because temperature's such an

important concept,

central to the entirety of thermodynamics,

this new

law was deemed so important that it

required

a name that would precede the first three.

Consequently, it was coined the zeroth law

of thermodynamics.

Okay, so now we have a solid basis for the

measurement of temperature.

In the next lecture we shall consider the

first law

of thermodynamics, and the concepts of

internal energy and enthalpy.

[BLANK_AUDIO]

Traduccion

Video 1.2

En este video voy a presentar el contexto

para la creación de la Ley de 0 ª

Termodinámica.

Y describir cómo se renueva la confianza en

nuestra capacidad para medir la temperatura.

Este contexto implica una muy breve

Descripción de las tres primeras leyes

de la termodinámica, pero vamos a estudiar cada una

una en el extremo mayor detalle más adelante.

La historia comienza en 1850, cuando un

Científico alemán

Rudolf Clausius nombres tomó la ley de

conservación de la energía.

Que establece que la energía no puede ser

crea ni se destruye, simplemente ha cambiado de

una forma a otra, y se aplica a

la idea de un sistema termodinámico.

Esto dio lugar a la primera ley de

la termodinámica, que define

cambio en la función de estado interno

la energía de un sistema.

Basado en el flujo de energía dentro o fuera de la

sistema.

Posteriormente, luego llevó a la definición

de una función de estado mayor llamado

entalpía.

Siguiendo con el trabajo inicial por Sadi

Carnot en los motores de calor en 1824,

Clausius nuevo alrededor de 1850 comenzó a

considerar

la dirección en la que se producen procesos

espontáneamente.

Por ejemplo, los objetos calientes siempre pierden calor

a sus alrededores.

Una taza de café frío nunca se chupan

calentar en de su entorno para convertirse

caliente de nuevo.

Estas consideraciones llevaron a la definición

de una función de estado mayor llamada entropía

en virtud de la segunda ley de la termodinámica, que

define y rige su comportamiento.

En 1912, otro químico alemán llamado

Walter Nernst, estaba considerando la

comportamiento

de la materia, como los enfoques de temperatura

absoluto

0 o menos 273.15 grados centígrados.

La temperatura más fría posible.

Consideración de la entropía de un perfecto

cristal LED

a la formulación de la tercera ley de la

la termodinámica, la cual

conducido a la definición de cero en la

entropía

escala y por lo tanto, se hizo posible

medir la entropía absoluta.

No fue sino hasta alrededor de 1935 que las preocupaciones

acerca de

la naturaleza de la medición de la temperatura

comenzaron a aparecer.

Claramente, la temperatura y la medición de los

temperatura sustenta cada

sola faceta de esta nueva teoría de la

la termodinámica.

Y, sin embargo, había un problema fundamental

con la forma en que la temperatura era

medido.

Considere cómo funciona un termómetro.

Imagine tener su propia temperatura tomar

por una enfermera en un hospital.

El termómetro se coloca debajo de la

lengua,

el calor fluye de ti a través de una pared delgada

de vidrio en un depósito de líquido, el cual

es por lo general ya sea de mercurio o teñido de rojo

de alcohol.

La expansión térmica hace que el líquido sea

empujado

un tubo capilar con un graduado

escala.

Es la temperatura del líquido, y

su posterior térmica

expansión que se utiliza para medir la

temperatura debajo de la lengua.

Pero en ningún momento, que hace que el líquido realidad

entrar en contacto con la boca.

Esta Condray trabajó a lo formal

declaración de una nueva ley de la termodinámica.

Cuando dos objetos son por separado en

equilibrio termodinámico con un

tercer objeto, entonces ellos están en

equilibrio termodinámico entre sí.

Siempre que dos objetos están en contacto con

entre sí voluntad de energía

fluir entre ellos hasta que alcanzan un estado

de equilibrio termodinámico.

Al llegar a este estado se dice que el

dos objetos se encuentran a la misma temperatura.

En otras palabras, esta nueva ley de

la termodinámica establece que cuando dos

los objetos son por separado

a la misma temperatura que un tercer objeto

están a la misma temperatura, ya que cada

otra.

En términos de la termómetro, los dos

los objetos son la boca

y el mercurio o alcohol, y la tercera

objeto es el vidrio.

Dicho de otra manera, una vez que el mercurio o

nivel de alcohol

dejará de mover el líquido, el vidrio y

la boca

están todos en equilibrio termodinámico con

entre sí, y

se consideraron siempre al mismo

temperatura.

Ahora bien, esto puede parecer un poco obvio para

que, de hecho, esto es

Probablemente por eso nadie se le había ocurrido

declarar esta ley formalmente más temprano.

Sin embargo, debido a tal de temperatura

concepto importante,

central para la totalidad de la termodinámica,

esta nueva

ley fue considerada tan importante que

necesario

un nombre que precedería a los tres primeros.

En consecuencia, se acuñó el principio cero

de la termodinámica.

Está bien, así que ahora tenemos una base sólida para el

medición de la temperatura.

En la próxima lección vamos a considerar la

primera ley

de la termodinámica y los conceptos de

la energía y la entalpía interna.

[BLANK_AUDIO]

1.4 Video 1.3

[BLANK_AUDIO].

In this video, I shall present the first

law of thermodynamics,

and show how it governs the state function

internal energy, and

how considerations of the first law for

isochoric and isobaric processes

leads to the definition of the further

state function called enthalpy.

Around 1850 the German scientist, Rudolph

Clausius, took the law

of conservation of energy, which states

that energy can neither

be created nor destroyed, merely changed

from one form into

another, and applied it to the idea of a


All matter possesses internal energy,

symbol U

and thus, so do all thermodynamics

systems.

We as human beings have a very intimate

relationship with our own internal energy.

As we live our everyday lives, we

constantly

release energy into our surroundings by a

radiation

of body heat, performing mechanical work

going to

movement, and even through sound waves

when we speak.

As a result, our internal energy is

constantly decreasing.

We boost our internal energy by keeping

ourselves

warm through heating systems and by

consuming food.

If our internal energy begins to fall to

dangerously low values, our body responds

by sending signals to the brain, causing

for example, shivering, stomach ache, and

headaches.

Measuring absolute internal energy is

virtually

impossible, owing to the complexity of

matter.

And so it's more normal for us to consider

changes in internal energy, delta U.

What Clausius realized, was given energy

can neither

be created nor destroyed, any energy that

enters

or leaves a thermodynamic system must

result in

a change in the internal energy of that

system.

This is expressed in mathematical form

using the conventions

laid out in the second lecture as equation

one.

Delta U equals q in plus w on.

The heat supplied to, plus the work done,

on a thermodynamic

system, must result in a change in the

internal energy of that system.

Q in, and w on, are positive for energy

entering

the system and result in an increase in

internal energy.

Whereas q in and w on are negative for

energy leaving

the system and result in a decrease in the

internal energy.

As a side note, all the really important

equations in this course

will be boxed and highlighted in a similar

fashion to equation one.

So thinking in terms of chemistry, it is

usually obvious when a reaction releases

heat energy.

But how might a chemical reaction perform

mechanical work?

The answer is when a gas is released.

The reaction between zinc metal and

hydrochloric acid produces

hydrogen gas, as shown in the equation on

the slide.

The gas is released into the solution in

the form

of bubbles, which then rise to the surface

and burst.

Hydrogen molecules are thus released into

the atmosphere whereby they

collide with nitrogen and oxygen

molecules, effectively pushing the

atmosphere back.

This process is clearly invisible, however

the emerging gas

does perform mechanical work in pushing

the atmosphere away.

To quantify the work done, imagine a gas

stored in a

cylinder with a frictionless, massless

piston of cross sectional area A.

Now imagine the gas expands pushing the

piston

through a distance d, against an external

pressure p.

The work done by the gas is the force

exerted on

the piston multiplied by the distance

through which the piston moves.

The pressure on the piston is defined as

the

force exerted on the piston, divided by

its cross-sectional area.

And thus, the force exerted on the piston

is equal

to the pressure on the piston, multiplied

by its cross-sectional area.

If we now substitute this expression for

the force exerted on the piston

into the expression for the work done by

the gas, we find that the

work done by the gas is equal to the

pressure, multiplied by the cross

section area of the piston, multiplied by

the distance through which the piston

moves.

But the cross-sectional area of the

piston,

multiplied by the distance through which

the

piston moves, is equal to the change in

volume of the gas delta V.

So, the work done by the expanding gas is

equal to

the pressure multiplied by the change in

volume of the gas.

Hopefully this intuitively makes sense.

The greater the volume of gas released,

the more

work needs to be done to push the

atmosphere away.

And the greater the pressure, the more

work needs to

be done as it is harder to push the

atmosphere away.

Finally when a gas is released by a

chemical

reaction, work is being done by the


And so by convention, the work done on the

system is negative.

And thus w on equals minus p delta V.

This is a very important result, and we

shall denote it equation two.

If we now revisit the first law of

thermodynamics, delta U equals q in plus

w on, as we have just shown, w on is equal

to minus p delta V.

Thus, the first law becomes delta U equals

q in minus p delta V.

Expansion work therefore depends on

pressure and change in volume.

There are thus two ways to make the

expansion work zero.

The first way to make expansion more equal

to zero

is to perform the reaction under

conditions of zero pressure.

When p equals zero, minus p delta V equals

zero.

No expansion work is done, because the

gases expanding into a vacuum.

And thus the first law of thermodynamics

becomes simply delta u equals q in.

The change in the internal energy of a

system

is equal simply to the heat supplied to

the system.

This is called free expansion.

However, given the number of human beings

that have ever been

into space, relatively very few

experiments

are carried out under such conditions.

The second way to make expansion work

equal to

zero is to perform the reaction at

constant volume.

On the isochoric conditions, delta V must

be

zero and this minus p delta V equals zero.

No expansion work can be done, because any

gas produced simply cannot expand.

Under these conditions, the first law of

thermodynamics simply becomes delta U

equals qv.

The subscript v denotes the heat supplied

q in at constant volume.

This equation is important and is given as

equation three.

The major consequence of performing

reactions at constant

volume is the risk of serious pressure

change.

Consequently, constant volume reactors are

invariably made of thick

stainless steel and have lids secured with

massive metal bolts.

Such engineering is extremely expensive.

And consequently isochoric processes are

most often the

domain of the heavy chemical industry and

chemical engineering.

Most chemists on the other hand perform

chemical reactions in glassware under

isobaric conditions.

In this case, the first law of

thermodynamics does not simplify.

It was therefore necessary to create a new

state function called enthalpy, symbol H.

Enthalpy is defined as H equals U plus pV.

And therefore the change in enthalpy,

delta h, equals delta u plus delta pv.

Since pV is a product, we must use the

product rule to differentiate it.

Thus, delta H equals delta u plus p delta

V, plus V delta p.

But, for an isobaric process, pressure

remains

constant, and therefore, delta p equals

zero.

Thus, the V delta p term disappears to

give

delta H equals delta u, plus p delta V.

Now it should hopefully be apparent why

enthalpy was defined in this specific way.

Because delta u plus p delta V is the

left hand side of the second equation on

the slide.

We can therefore substitute delta H for

delta u plus p delta V.

And the first law of thermodynamics at

constant pressure becomes delta H equals

qp.

The subscript p denotes the heat supplied

q in at constant pressure.

This equation is very important and is

given as equation four.

So in summary, the first law of

thermodynamics arises from the

application of the law of conservation of

energy to thermodynamic systems.

The expansion work done by a gas is p

delta V, but this is the system performing

work, and so in the context of work

performed

on the system, this becomes minus p delta

V.

The heat supplied to a thermodynamic

system at constant volume is

equal to the internal energy change of the

system, delta U.

Well, so heat supplied to a thermodynamic

system at constant pressure

is equal to the enthalpy change of the

system, delta H.

The former is very much the domain of

heavy industry

and chemical engineers, whilst the latter

is the domain of chemists.

In the next lecture, we shall examine

the important concepts of reversible

expansion work.

[BLANK_AUDIO]

Traduccion

1.4 Video 1.3

BLANK_AUDIO].

En este video, voy a presentar el primer

ley de la termodinámica,

y mostrar cómo se regula la función de estado

energía interna, y

cómo las consideraciones de la primera ley de

procesos isocóricas y isobáricas

conduce a la definición de la más

función de estado llamada entalpía.

Alrededor de 1850 el científico alemán, Rudolph

Clausius, tomó la ley

de conservación de la energía, que establece

que la energía no puede ni

se crea ni se destruye, simplemente cambiado

de una forma a

otro, y lo aplicó a la idea de un


Toda la materia posee energía interna,

símbolo U

y por lo tanto, también lo hacen todos termodinámica

sistemas.

Nosotros, los seres humanos tenemos un muy íntimo

relación con nuestra propia energía interna.

A medida que vivimos nuestras vidas diarias, nos

constantemente

la liberación de energía en nuestro entorno por una

radiación

del calor corporal, realización de trabajos mecánicos

va a

movimiento, e incluso a través de ondas de sonido

cuando hablamos.

Como resultado, nuestra energía interna es

constantemente decreciente.

Potenciamos nuestra energía interna manteniendo

nosotros mismos

caliente a través de los sistemas de calefacción y por

consumir alimentos.

Si nuestra energía interna comienza a caer a

valores peligrosamente bajos, nuestro cuerpo responde

mediante el envío de señales al cerebro, causando

por ejemplo, escalofríos, dolor de estómago, y

dolores de cabeza.

Medición de energía interna es absoluta

prácticamente

imposible, debido a la complejidad de

materia.

Y lo que es más normal para nosotros considerar

cambios en la energía interna, delta U.

Lo que se dio cuenta de Clausius, se le dio la energía

no puede ni

se crea ni se destruye, cualquier energía que

entra

o las hojas de un sistema termodinámico debe

resultar en

un cambio en la energía interna de ese

sistema.

Esto se expresa en forma matemática

utilizando las convenciones

se establece en la segunda conferencia como la ecuación

uno.

Delta U es igual q en más de w.

El calor suministrado a, más el trabajo realizado,

en una termodinámico

sistema, debe resultar en un cambio en la

energía interna de dicho sistema.

Q adentro, y w en adelante, son positivas para la energía

entrar

el sistema y resultado en un aumento en

energía interna.

Mientras q y w son negativos para el

el abandono de la energía

el sistema y resultado en una disminución en la

energía interna.

Como nota al margen, todo el realmente importante

ecuaciones en este curso

serán en caja y destacó en una situación similar

la moda a la ecuación una.

Así que pensar en términos de la química, es

suele ser evidente cuando una reacción libera

energía térmica.

Pero, ¿cómo podría llevar a cabo una reacción química

trabajo mecánico?

La respuesta es cuando se libera un gas.

La reacción entre el metal de zinc y

ácido clorhídrico produce

gas de hidrógeno, como se muestra en la ecuación en

la diapositiva.

El gas se libera en la solución en

la forma

de burbujas, que luego subir a la superficie

y estalló.

Las moléculas de hidrógeno son así liberados en

la atmósfera mediante el cual

colisionar con nitrógeno y oxígeno

moléculas, empujando efectivamente la

atmósfera espalda.

Este proceso es claramente visible, sin embargo

el gas que sale

no realizar trabajo mecánico en el impulso

la atmósfera de distancia.

Para cuantificar el trabajo realizado, imagina un gas

almacenado en una

cilindro con una fricción, sin masa

pistón de área transversal A.

Ahora imagine los gases se expande empujando el

pistón

a través de una distancia d, en contra de un externa

presión p.

El trabajo realizado por el gas es la fuerza

ejercida sobre

el pistón multiplicada por la distancia

a través del cual el pistón se mueve.

La presión en el pistón se define como

la

fuerza ejercida sobre el pistón, dividido por

su área de sección transversal.

Y por lo tanto, la fuerza ejercida sobre el pistón

es igual

a la presión sobre el pistón, multiplicado

por su área de sección transversal.

Si ahora sustituimos esta expresión para

la fuerza ejercida sobre el pistón

en la expresión para el trabajo realizado por

el gas, nos encontramos con que el

el trabajo realizado por el gas es igual a la

presión, multiplicada por la cruz

área de la sección del pistón, multiplicado por

la distancia a través del cual el pistón

mueve.

Sin embargo, el área de sección transversal de la

de pistón,

multiplicado por la distancia a través del cual

la

pistón se mueve, es igual al cambio en

volumen de la V. delta gas

Por lo tanto, el trabajo realizado por el gas en expansión es

igual a

la presión multiplicada por el cambio en

volumen del gas.

Esperemos que esto intuitivamente tiene sentido.

Cuanto mayor sea el volumen de gas liberado,

el más

el trabajo que hay que hacer para empujar el

atmósfera de distancia.

Y cuanto mayor es la presión, más

trabajo debe

por hacer, ya que es más duro para empujar el

atmósfera de distancia.

Finalmente, cuando un gas es liberado por un

químico

reacción, se está trabajando por el


Y así, por convención, el trabajo realizado en el

sistema es negativo.

Y así w en iguales minus p delta V.

Este es un resultado muy importante, y nos

denotará que la ecuación dos.

Si ahora vamos a retomar la primera ley de

termodinámica, delta U es igual q en más

w en, como acabamos de mostrar, w es igual en

al menos p delta V.

Así, la primera ley se convierte en Delta U iguales

q en menos p delta V.

Por lo tanto, el trabajo de expansión depende de

la presión y el cambio en el volumen.

Así pues, hay dos maneras de hacer la

obras de ampliación cero.

La primera manera de hacer la expansión más iguales

a cero

es llevar a cabo la reacción bajo

condiciones de presión cero.

Cuando p es igual a es igual a cero, menos p delta V

cero.

Sin obras de ampliación se hace, debido a que el

gases de expansión en el vacío.

Y así, la primera ley de la termodinámica

se convierte simplemente delta u es igual q pulg

El cambio en la energía interna de un

sistema

es igual simplemente para el calor suministrado a

el sistema.

Esto se conoce como expansión libre.

Sin embargo, dado el número de seres humanos

que alguna vez han sido

en el espacio, relativamente muy pocos

experimentos

se llevan a cabo bajo tales condiciones.

La segunda manera de hacer las obras de ampliación

igual a

cero es para llevar a cabo la reacción a

volumen constante.

Por condiciones isocóricas, delta V imprescindible

ser

cero y esta menos p Delta V es igual a cero.

Sin obras de ampliación se puede hacer, porque cualquier

gas producido, simplemente no se puede expandir.

En estas condiciones, la primera ley de

termodinámica, simplemente se convierte en delta U

es igual a qv.

El subíndice v denota el calor suministrado

q en a volumen constante.

Esta ecuación es importante y se da como

ecuación de tres.

La principal consecuencia de la realización

reacciones en constante

volumen es el riesgo de hipertensión grave

cambiar.

En consecuencia, los reactores de volumen constante son

invariablemente hecha de gruesa

acero inoxidable y cuentan con una tapa sujeta con

pernos enormes de metal.

Tal ingeniería es extremadamente caro.

Y en consecuencia, los procesos son isocóricas

más a menudo el

dominio de la industria pesada y química

ingeniería química.

La mayoría de los químicos en el otro lado realizan

las reacciones químicas en la cristalería bajo

condiciones isobáricas.

En este caso, la primera ley de

la termodinámica no simplifica.

Por lo tanto, era necesario crear un nuevo

función de estado llamada entalpía, símbolo H.

La entalpía se define como H es igual a U plus pV.

Y por lo tanto el cambio de entalpía,

delta h, equivale delta u plus pv delta.

Desde pV es un producto, debemos usar el

regla del producto para diferenciarlo.

Por lo tanto, delta H es igual u delta plus p delta

V, más V Delta p.

Pero, para un proceso de isobárica, la presión

restos

constante, y por lo tanto, Delta p es igual

cero.

Por lo tanto, el término p V Delta desaparece a

dar

delta H es igual u delta, además de p delta V.

Ahora debería ser evidente por qué es de esperar

entalpía se define de esta manera específica.

Debido u delta plus p delta V es el

lado izquierdo de la segunda ecuación en

la diapositiva.

Por tanto, podemos sustituir delta H para

delta u plus p delta V.

Y la primera ley de la termodinámica en

presión constante se convierte en iguales H delta

qp.

El subíndice p indica el calor suministrado

q en a presión constante.

Esta ecuación es muy importante y es

dado que la ecuación de cuatro.

Así que en resumen, la primera ley de

la termodinámica surge de la

aplicación de la ley de conservación de

energía para sistemas termodinámicos.

El trabajo de expansión realizado por un gas es p

Delta V, pero este es el rendimiento del sistema

trabajo, y así, en el contexto del trabajo

realizado

en el sistema, esto se convierte en menos p delta

V.

El calor suministrado a un termodinámica

sistema a volumen constante es

igual al cambio de energía interna de la

sistema, U. delta

Bueno, para que el calor suministrado a un termodinámica

sistema a presión constante

es igual a la variación de entalpía de la

sistema, Delta H.

El primero es en gran medida el dominio de

industria pesada

y los ingenieros químicos, mientras que el segundo

es el dominio de los químicos.

En el siguiente estudio, examinaremos

los conceptos importantes de reversible

obras de ampliación.

[BLANK_AUDIO]

1,5 Video 1.4

[BLANK_AUDIO].

In this video I shall present the concept

of Reversible Isothermal Expansion of an

Ideal Gas,

and show how it leads to the maximum

amount of work being performed by the gas.

We start with the ideal gas equation.

pV equals nRT.

Where p is the pressure of the gas, V is

the

volume of the gas, n is the quantity of

gas measured in

mols, R is the ideal gas constant equal to

8.314 joules per

kelvin per mol and T is the absolute

temperature measured in Kelvin.

We can rearrange the ideal gas equation to

calculate the pressure of a gas.

p equals nRT over V.

Now let's consider 1 mol of an ideal gas

at 298 kelvin.

Substituting these values into our

equation for pressure gives

p equals 2477.572 joules divided by the

volume.

Using this equation.

Pause the video and calculate the pressure

for one mol of an ideal

gas at 298k at the following volumes.

1, 3, 5, 7, 9, and 11 meters cubed.

Make a list of the volumes and their

associated pressures.

Once you have done this, unpause the

video.

[BLANK_AUDIO].

Okay, so welcome back.

You should have calculated 2,478, 826,

496, 354, 275, and 225 pascals

respectively, for the 6 volumes mentioned.

If you didn't get these answers, don't

worry overly much now.

Just write them down.

Keep this list handy as you're going to

need it.

[BLANK_AUDIO].

Now imagine this 1 mole of gas at 298

kelvin

is stored in a cylinder with a

frictionless, massless piston.

Exactly the same as we used to determine

expansion work in the last lecture.

If the external pressure is 2,478 pascals,

then the gas will occupy a

volume of 1 meter cubed, as per the

calculations you have just performed.

What we now need to consider is what

happens if the external pressure

is suddenly dropped from 2,478 down to 826

pascals.

How will the gas react to the pressure

drop?

The answer is that the gas will expand by

two

meters cubed to occupy a new volume of

three meters cubed.

Again, as shown by your calculations.

The graph shows the pressure of the gas

against its volume.

As described, the gas occupies 1 meter

cubed at

2,478 pascals of pressure, shown by the

red dot.

When the pressure suddenly drops to 826

pascals, as shown, the

gas will quickly expand to a volume of 3

meters cubed.

As the gas expands, it is working against

the external pressure

of 826 pascals, so the expansion work

done, is p delta V,

or the area of the orange rectangle, i.e,

826 pascals

multiplied by 2 meters cube, which equals

1,652 joules.

Now suppose external pressure is further

dropped to 496 pascals.

Your calculations should show that the gas

will quickly expand

by a further two meters cubed to occupy

five meters cubed.

As the gas expands, it is now

working against the external pressure of

496 pascals.

So the expansion work done is the area of

the second orange rectangle, i.e.,

496 pascals multiplied by 2 meters cubed,

which equals 982 Joules.

Further drops of the external pressure to

354,

275, and ultimately 225 pascals will

result in 3 further 2 meter cubed

expansions of

the gas to 7, 9 and finally 11 meters

cubed.

The work performed during these expansions

in each case is equal to the

area of the orange rectangles swept out by

the expansion, i.e.,


or 708 joules.


or 550 joules,

and 225 pascals multiplied by 2 meters

cubed, or 450 joules, respectively.

The total work done by the gas in it's

expansion from 1 to 11

meters cubed is the sum of the 5 bursts of

expansion work i.e.,

4,342 joules.

All six points during the expansion are

now shown on the graph.

You can see that they all fit the idea gas

equation

as they lie perfectly on the curve p

equals nRT over V.

Given the gas's performing work as it

expands, the system

is performing work rather than work being

done on the system.

And so the work done on the system, w

on is negative, and equal to minus 4,342

joules.

Okay, so hopefully, the quantification of

the work

performed during this expansion now all

makes sense.

But how could we change the expansion in

order to make the gas perform more work?

The answer is to drop the pressure more

gradually from 2,478 pascals down to 225

pascals.

If the pressure is dropped, so as to allow

the gas to

expand from 1 to 11 meters cubed in jumps

of only 1 meter

cubed each time, instead of 2 meters

cubed, then in the Tan

expansion bursts, the gas will perform a

total of 5,004 joules of work.

And the work done on the system, w on, is

minus 5,004 joules.

If we persist with this idea and allow the

gas to expand in 20 0.5

meter cubed bursts, then it will perform

5,428 joules of work.

And w on equals minus 5,428 joules.

Notice how the total area of the 20 orange

rectangles is becoming a better

and better approximation to the area under

the curve of p equals nRT over V.

40 expansions of 0.25 meters cubed leads

to W on being minus 5,672 joules.

80 expansions of 0.125 meters cubed leads

to w on being minus 5,803

joules and yes, I did work out the

expansion work of each one individually.

If we allow the gas to expand by

infinitesimally small amounts then this

is called reversible expansion and w on is

minus 5,941 joules.

This is the maximum possible work that the

gas can perform and the work

done is represented by the area under the

p equals nRT over V curve.

Obviously, a process of infinitesimally

slow expansion

would take an infinitely long period of

time.

And thus, reversible expansion work is

only a theoretical, if extremely useful

construct.

W on for reversible expansion is

calculated as follows.

W on is minus p delta V.

But, pV equals nRT.

Which can be rearranged to give p equals

nRT over V.

So, w on equals minus nRT over V dV.

If we know consider expansion from an

initial volume, Vi, to a final volume, Vf,

at constant temperature then w on equals

minus nRT times the

integral between Vi and Vf of 1 over V dV.

The integral of one over x dx is a

standard integral quoted as log x plus c.

So, the integral of one over v dv is log

v.

Substitution of the limits into the

equation.

And grouping of the logarithmic terms

using

the logarithmic identity shown, yield

equation five, for

the work done on the system during

the reversible isothermal expansion of an

ideal gas.

w on equals minus nRT log Vf over Vi.

Substitution of the values 1 mol, 8.314

joules per Kelvin per

mol, 298 Kelvin and expansion from 1 to 11

meters cubed leads

to the aforementioned value of minus 5,941

joules for w on.

In summary, reversible expansion is an

infinitely slow theoretical construct.

But it is extremely useful as it enables

determination of the

maximum possible work that can be done by

an expanding gas.

You can imagine trying to optimize steam

engines.

This was an incredibly important property.

In the next lecture, we shall look at heat

capacities of materials.

[BLANK_AUDIO]

Traduccion

1.5 Video 1.4

[BLANK_AUDIO].

En este video voy a presentar el concepto

La expansión isotérmica reversible de de un

Gas Ideal,

y mostrar cómo se lleva a la máxima

cantidad de trabajo realizado por el gas.

Comenzamos con la ecuación del gas ideal.

pV es igual a nRT.

Donde p es la presión del gas, V es

la

volumen del gas, n es la cantidad de

gas medido en

moles, R es la constante de los gases ideales igual a

8.314 julios por

kelvin por mol y T es la absoluta

temperatura medida en grados Kelvin.

Podemos reordenar la ecuación del gas ideal para

calcular la presión de un gas.

p es igual a nRT sobre V.

Ahora vamos a considerar 1 mol de un gas ideal

a 298 grados Kelvin.

Sustituyendo estos valores en nuestra

ecuación para la presión da

p es igual a 2477.572 julios dividido por el

volumen.

Usando esta ecuación.

Pausa el video y calcular la presión

para un mol de un ideal

gas a 298k en los siguientes volúmenes.

1, 3, 5, 7, 9, y 11 de metros cúbicos.

Haga una lista de los volúmenes y de su

presiones asociadas.

Una vez hecho esto, el unpause

de vídeo.

[BLANK_AUDIO].

Bien, así que bienvenida.

Usted debería haber calculado 2.478, 826,

496, 354, 275, y 225 pascales

respectivamente, para los 6 volúmenes mencionado.

Si usted no recibió las respuestas, no se

preocuparse demasiado mucho ahora.

Sólo tienes que escribir.

Mantenga esta lista a mano para que usted va a

necesitarlo.

[BLANK_AUDIO].

Ahora imagine esta 1 mol de gas a 298

kelvin

se almacena en un cilindro con una

sin fricción, el pistón sin masa.

Exactamente el mismo que se utilizó para determinar

obras de ampliación en la última conferencia.

Si la presión externa es 2.478 pascales,

a continuación, el gas va a ocupar una

volumen de cubos 1 metro, como por la

cálculos que acaba de realizar.

Lo que ahora tenemos que tener en cuenta es lo que

sucede si la presión externa

de repente se redujo de 2.478 a 826

pascales.

¿Cómo va a reaccionar el gas a la presión

de la gota?

La respuesta es que el gas se expandirá

dos

metros cúbicos de ocupar un nuevo volumen de

tres de metros cúbicos.

Una vez más, como lo demuestra sus cálculos.

El gráfico muestra la presión del gas

en contra de su volumen.

Como se ha descrito, el gas ocupa 1 metro

cubos en

2.478 pascales de presión, que se muestran por el

punto rojo.

Cuando la presión cae repentinamente a 826

pascales, como se muestra, la

de gas se expandirá rápidamente a un volumen de 3

de metros cúbicos.

Como el gas se expande, se está trabajando en contra de

la presión externa

de 826 pascales, por lo que las obras de ampliación

hecho, es p delta V,

o el área del rectángulo de color naranja, es decir,

826 pascales

multiplicado por 2 metros cubo, que es igual a

1652 julios.

Ahora supongamos que la presión externa es más

caído a 496 pascales.

Sus cálculos deben demostrar que el gas

se expandirá rápidamente

por otros dos metros cúbicos de ocupar

cinco metros en cubos.

Como el gas se expande, lo que es ahora

trabajando contra la presión externa de

496 pascales.

Así que el trabajo de expansión realizado es el área de

el segundo rectángulo naranja, es decir,

496 pascales multiplicado por 2 metros cúbicos,

que es igual a 982 julios.

Otras gotas de la presión externa a

354,

275, y en última instancia 225 pascales se

resultar en 3 más en cubos 2 metros

expansiones de

el gas a 7, 9 y, finalmente, 11 metros

cubos.

El trabajo realizado durante estas expansiones

en cada caso es igual a la

área de los rectángulos de color naranja barrido por

la expansión, es decir,


o 708 julios.


o 550 julios,

y 225 pascales multiplican por 2 metros

cubos, o 450 julios, respectivamente.

El trabajo total realizado por el gas en es

expansión de 1 a 11

metros cúbicos es la suma de las 5 estallidos de

obras de ampliación, es decir,

4342 julios.

Todos los seis puntos durante la expansión son

ahora se muestra en el gráfico.

Se puede ver que todos ellos encajan en la idea de gas

ecuación

ya que se encuentran perfectamente en la curva p

es igual a nRT sobre V.

Dado que realice trabajos del gas, ya que

expande, el sistema

está llevando a cabo el trabajo en lugar de ser el trabajo

realizado sobre el sistema.

Y así, el trabajo realizado en el sistema, w

en es negativo, e igual al menos 4342

julios.

Está bien, así que espero, la cuantificación de

el trabajo

realizado durante esta expansión ahora todos

tiene sentido.

Pero ¿cómo podemos cambiar la expansión en

Para que el gas realiza más trabajo?

La respuesta es a bajar la presión más

gradualmente desde 2478 pascales hasta 225

pascales.

Si se cae la presión, a fin de permitir

el gas a

ampliar de 1 a 11 metros cúbicos en saltos

de sólo 1 metro

cubos cada vez, en lugar de 2 metros

cubos, luego en el Tan

ráfagas de expansión, el gas llevará a cabo un

total de 5.004 joules de trabajo.

Y el trabajo realizado sobre el sistema, en w, es

menos 5.004 julios.

Si persistimos con esta idea y permitimos que el

gas se expanda en 20 0,5

explosiones metro cúbico, entonces se llevará a cabo

5428 julios de trabajo.

Y w en iguales menos 5.428 julios.

Observe cómo la superficie total del 20 naranja

rectángulos se está convirtiendo en una mejor

y mejor aproximación al área bajo

la curva de p es igual a nRT sobre V.

40 ampliaciones de 0,25 metros cúbicos derivaciones

a W en ser menos 5.672 julios.

80 ampliaciones de 0.125 metros en cubos cables

a w en ser menos 5803

julios y sí, yo resuelvo la

obras de ampliación de cada uno de ellos individualmente.

Si permitimos que el gas se expanda

infinitesimalmente pequeñas cantidades entonces este

se llama expansión reversible y W es en

menos 5.941 julios.

Este es el máximo trabajo posible que el

gas puede llevar a cabo y el trabajo

hecho está representado por el área bajo la

p es igual a nRT sobre la curva de V.

Obviamente, un proceso de infinitesimalmente

expansión lenta

tomaría un tiempo infinitamente largo período de

tiempo.

Y así, el trabajo de expansión reversible es

sólo un teórico, si extremadamente útil

construir.

W en la expansión reversible es

calculado de la siguiente manera.

W es el menos p delta V.

Pero, PV es igual a nRT.

Cuál puede ser reorganizado para dar p es igual

nRT sobre V.

Por lo tanto, w en iguales menos nRT más V dV.

Si sabemos que considere de ampliación de una

volumen inicial, VI, a un volumen final, Vf,

a temperatura constante, entonces w en iguales menos veces nRT la integral entre Vi

y Vf de 1 sobre V dV.La integral de uno sobre x dx es una integral estándar citó como

log x más c. Por lo tanto, la integral de una sobre v dv es log v

La sustitución de los límites en la ecuación.Y la agrupación de los términos

logarítmicos

Uso la identidad logarítmica se muestra, rendimiento ecuación de cinco, para

el trabajo realizado sobre el sistema durante la expansión isotérmica reversible de un

gas ideal.w es igual a menos nRT log Vf sobre Vi.la sustitución de los valores de 1

mol, 8,314 julios por Kelvin, por mol, 298 Kelvin y expansión de 1 a 11 de metros

cúbicos cables el valor mencionado de menos 5941 julios para w sucesivamente.

En resumen, la expansión reversible es una construcción teórica infinitamente lento.

Pero es muy útil, ya que permite determinación de lamáximo trabajo posible que se

puede hacer por un gas en expansión.

Usted puede imaginar el tratar de optimizar vapor

motores.

Esta fue una característica muy importante.

En el siguiente estudio, vamos a examinar el calor

capacidades de los materiales.

[BLANK_AUDIO]

1.6 Video 1.5[BLANK_AUDIO].

In this video, I shall present the concept

of heat capacity.

I shall review the various definitions of

heat capacity, and consider

the ramifications of carrying out

processes

at constant volume and constant pressure.

When a substance is heated, its

temperature rises.

The magnitude of the temperature change

depends on the object's heat capacity.

When an object is heated, its temperature

may rise

rapidly, in which case it has a low heat

capacity.

Or it may rise slowly, in which case it

has a high heat capacity.

Professional chefs invariably have a side

towel, tucked

into the waist bound of their apron, to

enable

them to pick up metal handled pans full

of boiling water, as metals get hot very

quickly.

Observe these two objects being heated at

similar rates.

[BLANK_AUDIO].

The object on the left heats up quickly,

and therefore has low heat capacity.

The object on the right heats up more

slowly, and has high heat capacity.

Heat capacity is defined as the energy

required to raise the temperature, of an

object,

by one degree centigrade or one kelvin,

and it is measured in joules per kelvin.

Heat capacity, C, is equal to the heat

energy supplied to

an object, q, divided by it's

corresponding change in temperature delta

T.

This important equation is given as

equation six.

Heat capacity is an extensive property.

That is to say, its value is

dependent on the amount of substance under

consideration.

For example, it will take significantly

less heat

to raise the temperature of one drop of

water

by one degree, than it will to raise the

temperature of an entire swimming pool by

one degree.

The swimming pool will therefore have a

far higher heat capacity value, than

the droplets of water, even though both

are made of the same substance.

There are two ways to make heat capacity

values intensive, ie independent of amount

of substance.

Heat capacity divided by mass of substance

is termed specific heat

capacity, symbol Cs, units joules per

kelvin per kilogram.

Alternatively, heat capacity divided by

amount of substance, is

termed molar heat capacity, symbol c m

units joules per kelvin per mol.

Both specific heat capacity, and molar

heat capacity, are intensive quantities.

The following slide will showcase a range

of different materials and

show their specific heat capacities in

joules per kelvin per kilogram.

From lowest through to highest, the

materials

are gold, mercury, copper, bone,

diamond, graphite and sulphur, sugar,

paper, plastic, wood, and rubber.

Notice how the metallic substances have

low heat capacity.

This is in part due to their density, but

also because metals absorb heat rapidly

and heat up rapidly.

Materials that we would consider

insulators, such as paper,

plastic, wood, and rubber, have far higher

heat capacities.

Isochoric heat capacity, Cv, is heat

capacity recorded at

constant volume, and is defined as the

heat supplied at constant

volume, qv, divided by the change in

temperature, delta T.

However, in lecture four, covering the

first law of thermodynamics, we proved

that qv is equal to the change in internal

energy, delta U.

And thus, the isochoric heat capacity is

the change

in internal energy divided by the change

in temperature.

This result is quoted as equation seven.

Isobaric heat capacity, Cp, is heat

capacity

recorded at constant pressure, and is

defined as

the heat supplied at constant pressure,

qp,

divided by the change in temperature,

delta T.

However, again, in lecture four covering

the first law of thermodynamics,

we proved that qp is equal to the change

in enthalpy, delta H.

And thus the isobaric heat capacity is the

change in enthalpy divided by the change

in temperature.

This result is quoted as equation eight.

Thus, the isochoric and isobaric heat

capacities represent the slopes of the

graphs of internal energy U and enthalpy H

against temperature respectively.

Now let's consider the relationship

between the molar

isobaric and isochoric heat capacities for

an ideal gas.

By definition, H enthalpy is equal to U

plus pV.

Thus, for one mol of substance, molar

enthalpy is equal to molar

internal energy, plus pressure multiplied

by the molar volume.

For an ideal gas, pV equals nRT.

And thus for one mol of gas, pV molar

equals RT.

If we now replace pV molar with RT in the

second equation on the slide, we

get that the molar enthalpy is equal to

the molar internal energy plus RT.

At 298 kelvin, RT is approximately 2.5

kilajoules per

mol, and this is not negligible for a gas.

If we now assume a change of temperature,

delta T, then the

molar enthalpy, our molar internal energy,

will change

according to delta H molar equals delta U

molar plus R delta T.

Dividing through by the change of

temperature, delta T, yields

delta H molar over delta T equals delta U

molar over delta T plus R.

But from equation seven and eight, this

gives Cp molar equals Cv molar plus R,

where

r is 8.314 joules per kelvin per mol.

This equation is given as equation 9.

Thus, the isobaric molar heat capacity of

an ideal gas is greater than its

isochoric molar heat capacity by 8.314

joules per kelvin per mole.

In practice, values may differ from this

owing

to the deviation from ideality of real

world gases.

In the next lecture, we will begin to look

at

the second law of thermodynamics and

introduce the concept of entropy.

[BLANK_AUDIO]

Traduccion

1.6 Video 1.5

[BLANK_AUDIO].

En este video, voy a presentar el concepto

de la capacidad de calor.

Voy a revisar las diversas definiciones de

capacidad calorífica, y considerar

las consecuencias de la realización de

procesos

a volumen constante y presión constante.

Cuando se calienta una sustancia, su

la temperatura se eleva.

La magnitud del cambio de temperatura

depende de la capacidad de calor del objeto.

Cuando se calienta un objeto, su temperatura

puede aumentar

rápidamente, en cuyo caso tiene un calor de baja

capacidad.

O puede subir lentamente, en cuyo caso se

tiene una alta capacidad calorífica.

Los cocineros profesionales siempre tienen un lado

toalla, escondido

en la cintura unida de su delantal, a

permitir

que recogen metales sartenes manejados completos

de agua hirviendo, como los metales se calientan muy

rápidamente.

Observe estos dos objetos se calientan a

tasas similares.

[BLANK_AUDIO].

El objeto de la izquierda se calienta rápidamente,

y por lo tanto tiene una baja capacidad calorífica.

El objeto de la derecha se calienta más

lentamente, y tiene una alta capacidad de calor.

La capacidad calorífica se define como la energía

requerida para elevar la temperatura, de un

oponerse,

en un grado centígrado o un kelvin,

y se mide en julios por kelvin.

Capacidad calorífica, C, es igual al calor

energía suministrada a

un objeto, q, dividido por que es

correspondiente cambio en el delta de temperatura

T.

Esta ecuación importante se da como

ecuación de seis.

La capacidad calorífica es una propiedad extensiva.

Es decir, su valor es

depende de la cantidad de sustancia bajo

consideración.

Por ejemplo, se tardará significativamente

menos calor

para elevar la temperatura de una gota de

agua

en un grado, de lo que será para elevar la

temperatura de toda una piscina por

un grado.

Por ello, la piscina tendrá una

mucho más alto valor de capacidad calorífica, que

las gotas de agua, a pesar de que tanto

están hechos de la misma sustancia.

Hay dos maneras de hacer que la capacidad de calor

valores intensivos, es decir, independiente de la cantidad

de la sustancia.

La capacidad calorífica dividida por la masa de la sustancia

que se denomina calor específico

capacidad, símbolo Cs, unidades de julios por

kelvin por kilogramo.

Alternativamente, la capacidad de calor dividido por

cantidad de sustancia, es

denomina capacidad calorífica molar, símbolo c m

unidades de julios por kelvin por mol.

Tanto calor específico, y molar

capacidad de calor, son cantidades intensivas.

La siguiente diapositiva mostrará una gama

de diferentes materiales y

mostrar sus capacidades caloríficas específicas en

julios por kelvin por kilogramo.

Desde través de menor a mayor, el

materiales

son de oro, mercurio, cobre, hueso,

diamante, grafito y azufre, azúcar,

papel, plástico, madera, y caucho.

Observe cómo las sustancias metálicas tienen

baja capacidad calorífica.

Esto es en parte debido a su densidad, pero

también porque los metales absorben el calor rápidamente

y calentar rápidamente.

Materiales que íbamos a tener en cuenta

aislantes, tales como papel,

plástico, madera y caucho, ahora tienen una mayor

capacidades caloríficas.

Capacidad calorífica isócoro, Cv, es el calor

capacidad de grabado en

volumen constante, y se define como la

calor suministrado a precios constantes

volumen, qv, dividido por el cambio en

temperatura, T. delta

Sin embargo, en la conferencia de cuatro, que abarca el

La primera ley de la termodinámica, hemos demostrado

QV que es igual al cambio en interno

energía, U. delta

Y por lo tanto, la capacidad calorífica es isócoro

cambio

en la energía interna dividida por la variación

de la temperatura.

Este resultado es citado ecuación siete.

Capacidad calorífica isobárica, Cp, es el calor

capacidad

registrada a presión constante, y es

se define como

el calor suministrado a presión constante,

qp,

dividido por el cambio en la temperatura,

delta T.

Sin embargo, una vez más, en la conferencia de cuatro cubriendo

la primera ley de la termodinámica,

hemos podido comprobar que qp es igual al cambio

de entalpía, delta H.

Y por lo tanto la capacidad calorífica isobárica es la

cambio en entalpía dividido por el cambio

de la temperatura.

Este resultado es citado ecuación ocho.

Por lo tanto, el calor y isócoro isobárica

capacidades representan las laderas de la

gráficos de energía interna U y entalpía H

frente a la temperatura, respectivamente.

Ahora vamos a considerar la relación

entre el molar

capacidades caloríficas isobáricas y isocóricas para

un gas ideal.

Por definición, H entalpía es igual a U

además pV.

Por lo tanto, para un mol de sustancia, molar

entalpía es igual a molar

interior de la energía, además de la presión multiplicada

por el volumen molar.

Para un gas ideal, PV es igual a nRT.

Y por tanto, para un mol de gas, molar pV

es igual a RT.

Si ahora sustituimos molar pV con RT en el

segunda ecuación en la diapositiva, que

conseguir que la entalpía molar es igual a

la energía interna molar más RT.

A 298 kelvin, RT es de aproximadamente 2.5

kilajoules por

mol, y esto no es insignificante para un gas.

Si ahora suponemos un cambio de temperatura,

delta T, entonces el

entalpía molar, nuestra energía interna molar,

cambiará

de acuerdo con Delta H molar es igual a Delta U

molar más R Delta T.

Dividiendo por el cambio de

temperatura, delta T, los rendimientos

delta H molar sobre delta T es igual delta U

molar sobre Delta T más R.

Pero a partir de la ecuación de siete y ocho años, este

da Cp molar es igual molar Cv más R,

donde

r es 8.314 julios por kelvin por mol.

Esta ecuación viene dada como ecuación 9.

Por lo tanto, la capacidad calorífica molar isobárica de

un gas ideal es mayor que su

isócoro capacidad calorífica molar por 8.314

julios por kelvin por mol.

En la práctica, los valores pueden diferir de este

owing

a la desviación de la idealidad de bienes

invernadero mundiales.

En el siguiente estudio, vamos a empezar a mirar

en

la segunda ley de la termodinámica y

introducir el concepto de entropía.

[BLANK_AUDIO]

1..7 Recapit

[BLANK_AUDIO].

Hi everyone.

So we've now reached the end of week one.

So far, we've covered the zeroth and first

laws of thermodynamics,

which has given us a solid interpretation

of the concept of temperature,

and develop the concepts of internal

energy and enthalpy, which are

vital for considering energy transfer

processes

on the isocoric and isobaric conditions.

We've also covered the idea of reversible

expansion, and you should hopefully

understand the importance

of this in maximizing the mechanical work

that can be achieved in a heat engine.

Finally, we've looked to how matter

responds to heat

energy transfer, and define various forms

of heat capacity.

The ten question, multiple choice test

hopefully gave you useful

feedback to check understanding and help

you to improve where necessary.

Hopefully you're making good use of the

forum, where there are teaching

assistants,

and often myself, available to help with

any

queries or discussion points you may have.

TRaduccion

1.7 Recpitul

BLANK_AUDIO].

Hola a todos.

Así que ahora hemos llegado al final de la primera semana.

Hasta ahora, hemos cubierto el cero y el primero

leyes de la termodinámica,

lo que nos ha dado una interpretación sólida

del concepto de la temperatura,

y desarrollar los conceptos de interior

energía y entalpía, que son

de vital importancia para la consideración de la transferencia de energía

procesos

en las condiciones isocoric y isobáricas.

También hemos cubierto la idea de los sistemas reversibles

expansión, y usted debe de esperar

comprender la importancia

de este en la maximización del trabajo mecánico

que se puede lograr en un motor térmico.

Por último, hemos mirado a cómo la materia

responde al calor

transferencia de energía, y definir las diversas formas

de la capacidad de calor.

Los diez pregunta, prueba de opción múltiple

esperamos que dio útil

retroalimentación para comprobar la comprensión y ayuda

a mejorar, cuando sea necesario.

Esperemos que usted está haciendo un buen uso de la

foro, donde no están enseñando

asistentes,

y muchas veces a mí mismo, disponible para ayudar con

cualquier

consultas o puntos de discusión que pueda tener.


The due date for this quiz is Mon 14 Jul 2014 3:59 PM PDT.

In accordance with the Coursera Honor Code, I (Oscar Hugo Rojas Condori) certify that the answers here are my own work.

Question 1

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/help/quizzes?url=https%3A%2F%2Fclass.coursera.org%2Fphysicalchemistry-001%2Fquiz%2Fattempt%3Fquiz_id%3D103

How much work is done if 240 L of argon gas irreversibly double in volume

against 1 bar of pressure?

2.4 kJ

240 J

24 kJ

240 kJ

Question 2

An exothermic reaction releases 146 kJ of heat energy and 3 mol of gas

at 298 K and 1 barpressure. Which of the following statements is correct?

ΔU=−153.43 kJ and ΔH=−146.00 kJ

ΔU=−138.57 kJ and ΔH=−138.57 kJ

ΔU=−153.43 kJ and ΔH=−153.43 kJ

ΔU=−138.57 kJ and ΔH=−146.00 kJ

Question 3

4.4 kg of carbon dioxide gas, CO2, undergo isothermal expansion

at 298 K from a volume of 2 to 5 m3 in three steps of 1 m3. Assuming ideal

gas behaviour, what is the total work performed by the gas?

194 kJ

387 kJ

245 kJ

461 kJ

Question 4

4.4 kg of carbon dioxide gas, CO2, undergo reversible isothermal expansion

at 298 K from a volume of 2 to 5 m3. Assuming ideal gas behaviour, what is

the total work performed by the gas?

227 kJ

138 kJ

362 kJ

294 kJ

Question 5

How much expansion work is done on the system when exactly 1 mol of

solid ammonium chloride, NH4Cl, decomposes completely to yield gaseous

ammonia, NH3, and hydrogen chloride, HCl, at a temperature of 1280 K.

Treat the expansion as irreversible and the gases formed as perfect.

−52.8 kJ

−39.1 kJ

−21.3 kJ

−47.3 kJ

Question 6

The molar heat capacity of solid aluminium is 24.4 J K−1 mol−1 at 25∘C.

What is the change in internal energy when 1 mol of solid aluminium is

heated from a temperature of 20∘C to 30∘C?

102 J

244 J

128 J

153 J

Question 7

In the calibration step of a thermochemistry experiment, a current

of 124 mA, from a 24.0 Vsource was allowed to flow through the electrical

heater for 219 s and was found to result in an increase in the temperature of

the calorimeter and its contents of +1.39 K. Given that the energy supplied

by an electrical circuit is the voltage multiplied by the current, multiplied by

the time, what is the heat capacity of the calorimeter and its contents?

322 J K−1

194 J K−1

469 J K−1

731 J K−1

Question 8

The constant pressure molar heat capacity, Cp,m, of methane gas, CH4,

is 35.31 J K−1 mol−1at temperatures close to 298 K. Calculate the enthalpy

change when 1.6 kg of methane gas is heated from a temperature

of 280 K to 320 K.

103 kJ

119 kJ

141 kJ

132 kJ

Question 9

The constant pressure molar heat capacity of argon, Cp,m, is 20.79 J

K−1 mol−1 at 298 K. What will be the value of the constant volume molar

heat capacity of argon, CV,m, at this temperature?

16.53 J K−1 mol−1

29.10 J K−1 mol−1

12.48 J K−1 mol−1

21.79 J K−1 mol−1

Question 10

The constant pressure molar heat capacity, Cp,m, of nitrogen gas, N2,

is 29.125 J K−1 mol−1at 298 K. Calculate the change in the internal energy

when 20 mol of nitrogen gas at 298 K is heated so that its temperature

increases by 15.0∘C. You may assume constant heat capacity over the

temperature range.

6.24 kJ

2.05 kJ

8.93 kJ

4.17 kJ


You cannot submit your work until you agree to the Honor Code. Thanks!

Traduccion


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La fecha límite para esta prueba es de lunes 14 de julio 2014 15:59 PDT.

De conformidad con el Código de Honor Coursera, I (Oscar Hugo Rojas Condori)

certifico que las respuestas aquí son de mi propio trabajo.

Pregunta 1

¿Cuánto trabajo se realiza si 240 litros de gas argón duplicar irreversible en volumen

frente a 1 bar de presión?

2.4 kJ

240 J

24 kJ

240 kJ

Pregunta 2

Una reacción exotérmica libera 146 kJ de energía térmica y 3 moles de gas a 298 K y

1 bar de presión. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

? U = -153,43 kJ y? H = -146,00 kJ

? U = -138,57 kJ y? H = -138,57 kJ

? U = -153,43 kJ y? H = -153,43 kJ

? U = -138,57 kJ y? H = -146,00 kJ

Pregunta 3

4,4 kg de gas de dióxido de carbono, CO2, se someten a expansión isotérmica a 298

K a partir de un volumen de 2 a 5 m3 en tres pasos de 1 m3. Suponiendo que el

comportamiento del gas ideal, ¿cuál es el trabajo total realizado por el gas?

194 kJ

387 kJ

245 kJ

461 kJ

Pregunta 4

4,4 kg de gas de dióxido de carbono, CO2, se someten a expansión isotérmica

reversible a 298 K a partir de un volumen de 2 a 5 m3. Suponiendo que el

comportamiento del gas ideal, ¿cuál es el trabajo total realizado por el gas?

227 kJ

138 kJ

362 kJ

294 kJ

Pregunta 5

¿Cuánto trabajo de expansión se realiza en el sistema cuando exactamente 1 mol de

cloruro de amonio sólido, de NH4Cl, se descompone completamente para producir

amoniaco gaseoso, NH3, y cloruro de hidrógeno, HCl, a una temperatura de 1280 K.

tratar la expansión como irreversible y los gases formado como perfecto.

-52.8 KJ

-39.1 KJ

-21.3 KJ

-47.3 KJ

Pregunta 6

La capacidad calorífica molar de aluminio sólido es 24,4 JK-1 mol-1 a 25 ∘ C. ¿Cuál es

el cambio de energía interna cuando 1 mol de aluminio sólido se calienta desde una

temperatura de 20 ∘ C a 30 ∘ C?

102 J

244 J

128 J

153 J

Pregunta 7

En la etapa de calibración de un experimento de la termoquímica, una corriente de 124

mA, a partir de una fuente de 24,0 V se dejó fluir a través del calentador eléctrico de

219 s y se encontró que resultar en un aumento en la temperatura del calorímetro y su

contenido de + 1,39 K. Dado que la energía suministrada por un circuito eléctrico es el

voltaje multiplicado por la corriente, multiplicada por el tiempo, lo que es la capacidad

calorífica del calorímetro y su contenido?

322 J K-1

194 J K-1

469 J K-1

731 J K-1

Pregunta 8

La capacidad calorífica molar de presión constante, Cp, m, de gas metano, CH4, es

35.31 JK-1 mol-1 a temperaturas cercanas a 298 K. Calcular la variación de entalpía

cuando 1,6 kg de gas metano se calienta desde una temperatura de 280 K a 320 K.

103 kJ

119 kJ

141 kJ

132 kJ

Pregunta 9

La presión de la capacidad calorífica molar constante de argón, Cp, m, es 20,79 JK-1

mol-1 a 298 K. ¿Cuál será el valor del volumen de la capacidad calorífica molar

constante de argón, CV, m, a esta temperatura?

16,53 J K-1 mol-1

29,10 J K-1 mol-1

12,48 J K-1 mol-1

21.79 J K-1 mol-1

Pregunta 10

La capacidad calorífica molar de presión constante, Cp, m, de gas nitrógeno, N2, es

29.125 JK-1 mol-1 a 298 K. Calcular el cambio en la energía interna cuando se

calienta 20 moles de gas nitrógeno a 298 K de modo que su aumento de la

temperatura de 15,0 C. ∘ Usted puede asumir la capacidad de calor constante en el

rango de temperatura.

6.24 kJ

2.05 kJ

8.93 kJ

4.17 kJ



Lab 1: Thermodynamics ExperimentHelp

The Enthalpy of H2O2 Decomposition in Aqueous Solution

Presented by Dr. Jonathan Agger

The first step in this lab is to download the documentation for the experiment. This gives you step-by-step guidance and you should keep it close by when watching the videos and when working out your solutions.

Lab 1: Experiment Guide

Once you have downloaded the document you should then watch this introductory video which outlines the experiment...

https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/docs/Thermodynamics%20Lab%20Guide.pdf

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/help/pages?url=https%3A%2F%2Fclass.coursera.org%2Fphysicalchemistry-001%2Fwiki%2FLab_1%3A_

Now watch this next video to carry out the lab exercise. You can use the pause button when you need to take a reading.

Calorimeter Experiment (28:03)

Finally, use the following tool to post your solutions to the laboratory exercise...

Lab 1 Assessment

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/quiz/start?quiz_id=183



TraduccionPráctica 1: Termodinámica Experimento Ayuda

La entalpía de descomposición de H2O2 en solución acuosa

Presentado por el Dr. Jonathan Agger

El primer paso en esta práctica de laboratorio es para descargar la documentación

para el experimento. Esto le da paso a paso guía y usted debe mantenerlo cerca

cuando viendo los videos y cuando la elaboración de sus soluciones.

Imagen: https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/images/pdf.jpg

Práctica 1: Guía Experimento

Una vez que haya descargado el documento a continuación, debe ver este video de

introducción que describe el experimento ...

lab1Img.png

Ahora observa el siguiente video para realizar la práctica de laboratorio. Usted puede

utilizar el botón de pausa cuando se necesita para tomar una lectura.

Imagen: https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/images/cam.jpg

Experimento calorímetro (28:03)

Por último, utilice la siguiente herramienta para publicar sus soluciones para el

ejercicio de laboratorio ...

Imagen: https://d396qusza40orc.cloudfront.net/physicalchemistry/images/quiz.jpg

Lab 1 evaluación

Assignment 1: Thermodynamics QuizHelp

The due date for this quiz is Mon 16 Jun 2014 3:59 PM PDT.


Question 1

Which of the following lists of quantities contains ONLY state functions?

entropy, heat, temperature and work


pressure, work, volume and temperature

pressure, number of moles, temperature and Gibbs energy

number of moles, volume, heat and enthalpy

Question 2

The Sun delivers roughly 1 kW m−2 of power to the Earth's surface. A

parabolic mirror with a 1 mradius is used to focus this energy onto a beaker

containing 1 L of water. Estimate the time taken by the mirror to raise the

temperature of the water by 50∘C, assuming the specific heat capacity of

water to be 4200 J K−1 kg−1 and ignoring energy losses to the

surroundings.

89 s

67 s

107 s

32 s

Question 3

A principal constituent of petrol (gasoline) is iso-octane, C8H18. From the

following thermodynamic data at 298 K what is the standard molar enthalpy

of combustion of iso-octane in excess oxygen at 298 K?

C8H18(l)+1212O2(g)→8CO2(g)+9H2O(l)

SubstanceΔfH⊖m/ kJ

mol−1

C8H18(l)

−258.07

O2(g) 0

CO2(g) −393.51

SubstanceΔfH⊖m/ kJ

mol−1

H2O(l) −285.83

−5462 kJ mol−1

−3219 kJ mol−1

−7553 kJ mol−1

−9210 kJ mol−1

Question 4

A gas is contained in a horizontal cylinder with a moveable piston of cross-

sectional area 0.33 m2. The region outside the cylinder is at standard

ambient temperature and pressure, 298 K and 1 bar. When 2040 J of heat

flow into the gas, the internal energy of the gas increases by 1380 J.

Calculate the distance through which the piston moves. You may assume

friction is negligible.

6 cm

10 cm

14 cm

2 cm

Question 5

Which of the following is the constant volume heat capacity CV?

The slope of a graph of enthalpy versus temperature.

The slope of a graph of internal energy versus temperature.

The slope of a graph of Gibbs energy temperature.

The slope of a graph of entropy versus temperature.

Question 6

A reaction has an enthalpy change of −71 kJ mol−1 and an entropy change

of −58 J K−1 mol−1. At what temperature does this exothermic reaction

cease to be spontaneous?

422∘C

673∘C

951∘C

826∘C

Question 7

What is the molar reaction enthalpy for the reaction below:

N2H4(l)+CH4O(l)→CH2O(g)+N2(g)+3H2(g)

given the following thermodynamic data?

2NH3(g)→N2H4(l)+H2(g)

ΔrHm=22.5 kJ mol−1

2NH3(g)→N2(g)+3H2(g)ΔrHm=57.5 kJ mol−1

$CH2 O (g) + H2 (g) → CH4 O (l)ΔrHm=81.2 kJ mol−1

−32.8 kJ mol−1

−59.7 kJ mol−1

−11.5 kJ mol−1

−46.2 kJ mol−1

Question 8

640 g of oxygen gas, O2, ondergo reversible isothermal expansion

at 35∘C from a volume of 2.4 to 17.3 m3. Assuming ideal gas behaviour,

what is the total work performed by the gas?

101 kJ

63 kJ

87 kJ

94 kJ

Question 9

The constant pressure molar heat capacity of zinc metal is 25.40 J

K−1 mol−1 at 298 K. What is the constant pressure specific heat capacity of

zinc metal at this temperature?

521.6 J K−1 kg−1

123.7 J K−1 kg−1

494.4 J K−1 kg−1

388.6 J K−1 kg−1

Question 10

A particular reaction has a standard molar reaction enthalpy of −4362 kJ

mol−1 and a standard molar reaction entropy of +21.6 J K−1 mol−1 both

at 298 K. What is the thermodynamic equilibrium constant for the reaction

at 298 K? (Note, rounding errors will have a profound effect of the value

calculated.)

8.432×10432

2.775×1083

5.557×10765

9.651×10239



TRADUCCION

Tarea 1: Termodinámica Cuestionario Ayuda

La fecha límite para esta prueba es de lunes 16 de junio 2014 15:59 PDT.



Pregunta 1

¿Cuál de las siguientes listas de cantidades sólo contiene las funciones del Estado?

entropía, el calor, la temperatura y el trabajo

la presión, el trabajo, el volumen y la temperatura

presión, número de moles, la temperatura y la energía de Gibbs

número de moles, volumen, calor y entalpía

Pregunta 2

El Sol proporciona aproximadamente 1 kW m-2 de la energía a la superficie de la

Tierra. Un espejo parabólico con un radio de 1 m se utiliza para enfocar esta energía

en un vaso de precipitados que contiene 1 l de agua. Estimar el tiempo empleado por

el espejo para elevar la temperatura del agua por 50 ∘ C, suponiendo que la capacidad

de calor específico del agua a ser 4200 JK-1 kg-1 e ignorando las pérdidas de energía

a los alrededores.

89 s

67 s


107 s

32 s

Pregunta 3

Un componente principal de la gasolina (gasolina) es iso-octano, C8H18. A partir de

los siguientes datos termodinámicos a 298 K ¿cuál es la entalpía molar estándar de

combustión de iso-octano en exceso de oxígeno a 298 K?

C8H18 (l) 1212 O2 (g) → 8CO2 (g) 9 H2O (l)

Sustancia ΔfH ⊖ m / kJ mol-1

C8H18 (l) -258.07

O2 (g) 0

CO2 (g) -393.51

H2O (l) -285,83

-5462 KJ mol-1

-3219 KJ mol-1

-7553 KJ mol-1

-9210 KJ mol-1

Pregunta 4

Un gas está contenido en un cilindro horizontal con un pistón móvil de área de sección

transversal 0,33 m2. La región fuera del cilindro está a temperatura ambiente y presión

estándar, 298 K y 1 bar. Cuando 2040 J de flujo de calor en el gas, la energía interna

del gas se incrementa en 1380 J. calcular la distancia a través de la cual el pistón se

mueve. Usted puede asumir la fricción es despreciable.

6 cm

10 cm

14 cm

2 cm

Pregunta 5

¿Cuál de los siguientes es el CV Capacidad de calor a volumen constante?

La pendiente de una gráfica de entalpía frente a la temperatura.

La pendiente de un gráfico de la energía interna frente a la temperatura.

La pendiente de una gráfica de temperatura de la energía de Gibbs.

La pendiente de una gráfica de entropía frente a la temperatura.

Pregunta 6

Una reacción tiene un cambio de entalpía de -71 kJ mol-1 y un cambio de entropía de -

58 JK-1 mol-1. A qué temperatura se deja esta reacción exotérmica que ser

espontáneo?

422 ∘ C

673 ∘ C

951 ∘ C

826 ∘ C

Pregunta 7

¿Cuál es la entalpía de reacción molar para la reacción a continuación:

N2H4 (l) + CH4O (l) → CH2O (g) + N2 (g) 3 H2 (g)

teniendo en cuenta los siguientes datos termodinámicos?

2NH3 (g) → N2H4 (l) + H2 (g) ΔrHm = 22.5 kJ mol-1

2NH3 (g) → N2 (g) 3 H2 (g) ΔrHm = 57.5 kJ mol-1

$ CH2 O (g) + H2 (g) → CH4 O (l) ΔrHm = 81.2 kJ mol-1

-32.8 KJ mol-1

-59.7 KJ mol-1

-11.5 KJ mol-1

-46.2 KJ mol-1

Pregunta 8

640 g de gas oxígeno, O2, ondergo expansión isotérmica reversible a 35 ∘ C de un

volumen de 2,4 a 17,3 m3. Suponiendo que el comportamiento del gas ideal, ¿cuál es

el trabajo total realizado por el gas?

101 kJ

63 kJ

87 kJ

94 kJ

Pregunta 9

La presión de la capacidad calorífica molar constante de metal de zinc es 25,40 JK-1

mol-1 a 298 K. ¿Cuál es la capacidad calorífica constante presión específica de metal

de zinc a esta temperatura?

521,6 J K-1 kg-1

123,7 J K-1 kg-1

494,4 J K-1 kg-1

388,6 J K-1 kg-1

Pregunta 10

Una reacción particular tiene una entalpía de reacción molar estándar de -4.362 kJ

mol-1 y una entropía reacción molar estándar de 21,6 JK-1 mol-1 tanto a 298 K. ¿Cuál

es la constante de equilibrio termodinámico de la reacción a 298 K? (Nota, los errores

de redondeo tendrán un profundo efecto sobre el valor calculado.)

8.432 × 10432

2.775 × 1.083

5.557 × 10.765

9.651 × 10239



Usted no puede enviar su trabajo hasta que usted está de acuerdo con el Código de

Honor. Gracias!

SyllabusHelp

The course is divided into three sections: thermodynamics; kinetics and quantum mechanics. In addition to an introduction and video lecture segments lasting no more than 30 minutes at a time, each section will provide an interactive laboratory activity, designed to elucidate the material covered, and finally a short multiple choice assessment all supported by an online forum.


Thermodynamic Definitions The Zeroth Law of Thermodynamics and Temperature The First Law of Thermodynamics and Enthalpy Reversible Expansion Heat Capacity


The Second Law of Thermodynamics and Entropy (part I) The Second Law of Thermodynamics and Spontaneity (part II) The Second Law of Thermodynamics and Equilibrium (part III) The Third Law of Thermodynamics and Absolute Entropy Hess' Law


Rate of reaction Stoichiometry and order Zero order reactions

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/help/pages?url=https%3A%2F%2Fclass.coursera.org%2Fphysicalchemistry-001%2Fwiki%2FSyllabus

First order reactions Second order reactions Determination of reaction order Experimental determination of reaction order Examples of measurements 1 Examples of measurements 2 Effect of temperature on reaction rate


Complex reactions: equilibria Complex reactions: consecutive reactions (rate-determining step) Steady-state approximation Using the steady state approximation (Lindemann mechanism) Using the steady state approximation (Chain reactions) Catalysis


Planck's Quantum of Energy Particle Nature of Light Particle Nature of Light - Example Wave Nature of Matter Heissenberg's Uncertainty Principle The Schrödinger Equation Free Particle & the Particle in a Box Born's Interpretation of the Wavefunction Normalisation of the Wavefunction Particle in a Box Application to Polyene Electronic Spectra


Introduction to Hydrogen Atoms Hydrogen Atom Quantum Numbers Radial Solutions for Hydrogenic Atoms Angular Solutions for Hydrogenic Atoms Interpretation of Hydrogenic Atom Solutions Energy levels for Hydrogenic Atoms

Traduccion

Syllabus Ayuda

El curso está dividido en tres secciones: la termodinámica; cinética y mecánica

cuántica. Además de una introducción y de video conferencia segmentos que duran no

más de 30 minutos a la vez, cada sección será una actividad de laboratorio interactivo,

diseñado para aclarar el material de cubierta, y, finalmente, de una breve evaluación

de opción múltiple de todo el apoyo de un foro en línea.


Definiciones termodinámicos

La Ley Cero de la Termodinámica y temperatura

La Primera Ley de la Termodinámica y la entalpía

Expansión Reversible

Capacidad de calor


La segunda ley de la termodinámica y la entropía (parte I)

La Segunda Ley de la Termodinámica y la espontaneidad (parte II)

La Segunda Ley de la Termodinámica y Equilibrio (parte III)

La tercera ley de la termodinámica y la entropía absoluta

Ley de Hess


Velocidad de reacción

Estequiometría y el orden

Cero reacciones de orden

Reacciones de primer orden

Reacciones de segundo orden

Determinación del orden de reacción

Determinación experimental del orden de reacción

Ejemplos de mediciones 1

Ejemplos de mediciones 2

Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción


Reacciones complejas: equilibrios

Reacciones complejas: reacciones consecutivas (paso determinante de la velocidad)

Aproximación del estado estable

Usando la aproximación de estado estacionario (mecanismo de Lindemann)

Utilizando la aproximación de estado estacionario (reacciones en cadena)

Catálisis


Quantum of Energy de Planck

Naturaleza corpuscular de la luz

Naturaleza corpuscular de la luz - Ejemplo

Wave Naturaleza de la Materia

Principio de Incertidumbre de Heissenberg

La Ecuación de Schrödinger

Libre de partículas y la partícula en una caja

Interpretación de Born de la función de onda

La normalización de la función de onda

Partícula en una aplicación de caja de Polyene Electronic Spectra


Introducción a los átomos de hidrógeno

Números Hidrógeno Atom Quantum

Soluciones radiales para hidrogénicas Atoms

Soluciones angulares para hidrogénicas Atoms

Interpretación de hidrogénicas Atom Soluciones

Los niveles de energía para hidrogénicas Atoms

Grading PolicyHelp

The assessment for this course consists of three quizzes and three virtual laboratory assessments, one at the end of each 2-week section.

In order to attain a Statement of Accomplishment, you will need to achieve a score of 40% overall, where each assessment counts as follows:

3 quizzes - each worth one sixth of the final mark. 3 virtual lab assessments - each worth one sixth of the final mark.

You will be awarded a Distinction grade for this course by achieving an overall score of 70% or higher.

You may attempt each quiz and submit the answer to each lab assessment up to 3 times. Your highest score will be taken as the contribution to your final grade. You will be able to see your score for each attempt but no other feedback. Full answers will then be published in the following week after the quiz is closed.

You have a total of 12 late days to be taken across all of the quizzes and labs if you need an extension. These allow you to submit late without having a negative effect on your score. You can use up to two late days on each quiz or lab but no more than that as you cannot push the due date past the "hard deadline", which is when the correct responses become available.

Self-test quizzes

In addition to the assessed quizzes, you will also find practice, self-test quizzes included in each week of the course. These will allow you to practice what you have learned and test your understanding but will not count towards your final grade.

All self-test quizzes will be available throughout the life of the course to allow you to test your understanding whenever you wish. Feedback is provided immediately on submission of the quiz and you can reattempt these self-tests as often as you wish (up to 99 times). Hard deadlines, due

https://class.coursera.org/physicalchemistry-001/help/pages?url=https%3A%2F%2Fclass.coursera.org%2Fphysicalchemistry-001%2Fwiki%2FGrading_Policy

dates and effective scores do not apply to these self tests, so please disregard any reference to them in the quiz descriptions.

Due dates

All quizzes - assessed and self-tests - are available from day 1 of the course. Self-tests will remain available throughout, but all assessed quizzes and labs will have due dates so that the correct answers and feedback can be posted. The due dates for each quiz are listed below and the hard deadline will always be two days after this date.. Please note that late days cannot be used past the hard deadline date.

Assignment 1 - Quiz: 16th June Assignment 2 - Lab: 16th June Assignment 3 - Quiz: 30th June Assignment 4 - Lab: 30th June Assignment 5 - Quiz: 14th July Assignment 6 - Lab: 14th July

Traduccion

Clasificación Política Ayuda

La evaluación de este curso consiste en tres pruebas y tres evaluaciones de laboratorio virtuales, uno al final de cada sección de 2 semanas.Con el fin de alcanzar una Declaración de Cumplimiento, tendrá que obtener una puntuación de 40% en general, donde cada evaluación cuenta de la siguiente manera:

3 pruebas - cada valor de una sexta parte de la nota final.3 evaluaciones de laboratorio virtuales - cada uno por valor de una sexta parte de la nota final.Se le otorgó una calificación de Distinción para este curso, logrando una puntuación global de 70% o superior.

Usted puede intentar cada prueba y enviar la respuesta a cada evaluación de laboratorio de hasta 3 veces. Su puntuación más alta será tomado como la contribución a la calificación final. Usted será capaz de ver su puntuación por cada intento, pero no otro tipo de comentarios. Respuestas completas serán luego publicados en la semana siguiente después de que el cuestionario está cerrado.Tiene un total de 12 días de retraso que se deben tomar en todas las pruebas y laboratorios de si necesita una extensión. Estos le permiten presentar tarde sin tener un efecto negativo en su puntaje. Puede utilizar un máximo de dos días de retraso en cada prueba o de laboratorio, pero no más que eso, ya que no puede empujar la fecha de vencimiento más allá de la "fecha límite duro", que es cuando las respuestas correctas estén disponibles.

Cuestionarios de autocomprobación

Además de las pruebas señaladas, también se encuentra la práctica, cuestionarios de autocomprobación incluidos en cada semana del curso. Esto permitirá que usted practique lo que ha aprendido y poner a prueba su comprensión, pero no contará para la nota final.

Todos los cuestionarios de auto-prueba estarán disponibles a lo largo de la vida del curso para permitir poner a prueba su comprensión cuando lo desee. Feedback se ofrece inmediatamente a la presentación de la prueba y se puede volver a intentar estos auto-pruebas con la frecuencia que desee (hasta 99 veces). Plazos duros, fechas de vencimiento y los resultados efectivos no son aplicables a estas pruebas de auto, por lo que puede hacer caso omiso de cualquier referencia a ellos en las descripciones de preguntas.

Las fechas de vencimiento

Todos los concursos - evaluados y auto-pruebas - están disponibles desde el día 1 del curso. Autopruebas seguirán estando disponibles en todas partes, pero todas las pruebas y laboratorios evaluados tendrán fechas de vencimiento para que las respuestas correctas y los comentarios pueden ser publicados. Las fechas de vencimiento de cada prueba se enumeran a continuación y la fecha límite duro siempre será de dos días después de esta fecha .. Por favor, tenga en cuenta que los días finales no pueden ser utilizados más allá de la fecha límite duro.

Tarea 1 - Cuestionario: 16 de junioTarea 2 - Práctica de laboratorio: 16 de junioTarea 3 - Cuestionario: 30 de junioTarea 4 - Práctica de laboratorio: 30 de junioEjercicio 5 - Cuestionario: 14 de julioAsignación 6 - Práctica de laboratorio: 14 de julio

Assignment 2: Thermodynamics Virtual LabHelp

The due date for this quiz is Mon 16 Jun 2014 3:59 PM PDT.

Answer these questions based on your calculations from the Thermodynamics Virtual Lab exercise.


Question 1

What is the Enthalpy of Decomposition of liquid Hydrogen peroxide (in

kJ/mol)?


Answer for Question 1

Question 2

What is the D(HO-OH) bond dissociation energy (in kJ/mol)?

Answer for Question 2



Traduccion

Tarea 2: Termodinámica Virtual Lab Ayuda

La fecha límite para esta prueba es de lunes 16 de junio 2014 15:59 PDT.

Responda a estas preguntas basadas en sus cálculos del ejercicio Virtual Lab Termodinámica. De conformidad con el Código de Honor Coursera, I (Oscar Hugo Rojas Condori) certifico que las respuestas aquí son de mi propio trabajo. pregunta 1 ¿Cuál es la entalpía de descomposición del peróxido de hidrógeno líquido (en kJ / mol)? Respuesta a la pregunta 1

pregunta 2 ¿Cuál es la energía de disociación D (HO-OH) de bonos (en kJ / mol)? Respuesta a la pregunta 2

De conformidad con el Código de Honor Coursera, I (Oscar Hugo Rojas Condori) certifico que las respuestas aquí son de mi propio trabajo. Usted no puede enviar su trabajo hasta que usted está de acuerdo con el Código de Honor. Gracias!Textbook Chapter also availableHi Kinetics Learners


I should also mention that we have been lucky enough to get the publishers Oxford University Press to release exclusively to yourselves, for the duration of this course, chapter 9 from Chemistry Cubed by Burrows et al. This is an excellent textbook chapter on kinetics so should be really helpful to read alongside the lectures over the next two weeks. You can download this from the Week 3: Kinetics 1 section under Additional Material.

Enjoy!

Professor Michael AndersonMon 16 Jun 2014 12:57 AM PDT

Welcome to Kinetics

Hi Everyone

Here we are in week 3 already. Thermodynamics in the bag and on with kinetics.

You'll find a very different flavour to this part of the course. We're interested in establishing how fast (or slow) a chemical process goes. How quickly reactants are turned into products and then how does this "rate of reaction" depend upon what is actually reacting. In order to treat this problem rigorously it requires us to establish some equations which needs a small amount of integration. Don't be put off by this. The integrations are some of the most basic and can be found in any high-school mathematics text-book or on the internet. The reason we need to use integration is that the rate of a reaction the change in concentration divided by the change in time. In other words if we plot concentration against time then the rate is the slope of the plot at any given point. Whenever we need to look at slopes it is likely that integration and differentiation are involved. So good luck with this and we have our trusted Assistants here to help you if you get stuck.

This week we are going to cover the basics and the second week will look at more complex processes. There is also a kinetics laboratory for you to try.

Best of luck!

Professor Michael AndersonMon 16 Jun 2014 12:36 AM PDT

TraduccionLibro de texto Capítulo también disponible

Hola Estudiantes Kinetics

También debo mencionar que hemos tenido la suerte de conseguir la editorial Oxford University Press para liberar exclusivamente por vosotros

mismos, para la duración de este curso, en el capítulo 9 de Química Cubed por Burrows et al. Este es un capítulo excelente libro de texto sobre la

cinética de lo que debe ser realmente útil para leer junto a las conferencias en las próximas dos semanas. Puede descargarlo desde la semana 3:

Cinética 1 sección en Material Adicional.

Disfrute!

El profesor Michael AndersonLun 16 de junio 2014 12:57a.m. PDT

Bienvenido a KineticsHola a todos

Aquí estamos en la semana 3 ya. Termodinámica en la bolsa y en con la cinética.

Usted encontrará un sabor muy diferente a esta parte del curso. Estamos interesados en establecer qué tan rápido (o lento) va un proceso químico. ¿Con qué rapidez

reactivos se convierten en productos y luego, ¿cómo esta "velocidad de reacción" depende de lo que realmente está reaccionando. Para tratar este problema con rigor

nos obliga a establecer algunas ecuaciones que necesita una pequeña cantidad de la integración. No se deje intimidar por esto. Las integraciones

son algunos de los más básicos y se pueden encontrar en cualquier escuela secundaria de matemáticas libro de texto o en Internet. La razón por la que

tenemos que utilizar la integración es que la velocidad de una reacción al cambio en la concentración dividido por el cambio en el tiempo. En otras

palabras, si graficamos la concentración contra el tiempo entonces la tasa es la pendiente de la parcela en un momento dado. Cada vez que tenemos que mirar a cuestas es probable que la integración y la diferenciación son

los involucrados. Así que buena suerte con esto y tenemos nuestros Asistentes de confianza aquí para ayudarte si te quedas atascado.

Esta semana vamos a cubrir lo básico y la segunda semana a ver los procesos más complejos. También hay un laboratorio de la cinética para que

usted intente.

¡Mucha suerte!

El profesor Michael AndersonLun 16 de junio 2014 12:36a.m. PDT

Prueba Lab. Termodinam

Thermodynamics Experiment The Enthalpy of H2O2 Decomposition in Aqueous Solution OBJECTIVES 1. To illustrate the use of calorimetry in the experimental measurement of thermodynamic data. 2. To illustrate the use of thermodynamics and specifically Hess’ Law calculation of enthalpies of reaction, using H2O2 decomposition as a model system. INTRODUCTION This experiment uses a calorimeter comprising a dewar vessel fitted with an electrically driven stirrer and a mercury thermometer. The calorimeter is well insulated from the surroundings. When an exothermic reaction is carried out inside the calorimeter, the temperature rises. Provided the reaction and associated temperature rise are rapid then correction for heat exchange between the calorimeter and the surroundings is unnecessary. In a typical experiment the temperature inside the calorimeter is monitored for a period of five minutes. The reaction is then initiated, causing a temperature rise. The temperature inside the calorimeter is then monitored for a further five minutes. A schematic temperature vs time graph is shown below. The readings are divided into two periods: pre-reaction and post-reaction. Ideally, during the pre-reaction and post-reaction periods the temperature should remain constant, but in practice there is often a slight drift owing to heat generated by the stirring and temperature equilibration between the calorimeter and its contents. The pre- and post-reaction period readings should be linearly extrapolated to five and a half minutes. The difference Tf – Ti then gives the correct temperature rise. Figure 1: A schematic temperature vs time graph.In this experiment a reaction of known molar enthalpy change is carried out inside the calorimeter. Measurement of the temperature rise enables determination of the heat capacity of the calorimeter. Then, A reaction of unknown molar enthalpy change is carried out inside the calorimeter. From the measured temperature rise and the known heat capacity of the calorimeter the unknown molar enthalpy may be calculated. When an exothermic reaction is carried out in the calorimeter, the heat liberated by the reaction is not transferred from the calorimeter to the surroundings, but instead is used to heat up the calorimeter and its contents. If the temperature increase is T = Tf – Ti, then the heat, q, required to heat the system by T is: q = Cp T [1] where Cp is the isobaric heat capacity of the whole system. This heat comes from the enthalpy change of the reaction: q = –rH

(Note: remember the reaction is exothermic i.e. H is negative) We therefore have: –rH = Cp T [2] We use a reaction of known rH to calibrate the calorimeter (i.e. determine Cp). We use the equation: Cp = –rH / T [3] N.B. In this experiment, rH is negative because the reaction is exothermic, and so Cp is positive. The calorimeter is then used to measure the molar enthalpy change for the unknown reaction, we reapply the equation: –rH = Cp T [2] where T is the rise in temperature for the unknown reaction. EXPERIMENTAL PROCEDURE Equipment: Isobaric calorimeter with stirrer and precision thermometer 100 mL volumetric flask 250 mL measuring cylinder 10 mL pipette Chronometer Pipette filler Wash bottle Spatula Weighing boats Chemicals: Sodium nitrite NaNO2 Sulphamic acid NH2SO3H 100 volume hydrogen peroxide solution H2O2 Manganese dioxide MnO2 Calibration: Measurement of the Heat Capacity of the Calorimeter The reaction between sulphamic acid and sodium nitrite in aqueous solution is used: NH2SO3H (aq) + NaNO2 (aq) N2 (g) + H2O (l) + NaHSO4 (aq) For this reaction at 25 °C, rHm = –420.5 kJ mol–1. Accurately weigh out 11.30 g of NaNO2, dissolve in distilled water and make up to 100 mL in a 100 mL volumetric flask. Mix thoroughly. Transfer 600 mL of distilled water to the calorimeter, add approximately 5 g of sulphamic acid, and put the lid on. Attach the stirrer cable. Switch on the stirrer and allow ten minutes for the sulphamic acid to dissolve completely and for an equilibrium rate of temperature rise to be established. Start the chronometer and take temperature readings at one minute intervals for five minutes to define the slope of the pre-reaction period. On five minutes, pipette 10 mL of the NaNO2 solution into the calorimeter through the open glass tube in the lid. The temperature rises rapidly. By six minutes the actual reaction should be complete. Continue taking readings at one minute intervals from six minutes to ten minutes to establish the slope of the post-reaction period. Empty, clean and dry the calorimeter. Measurement of the Enthalpy of Decomposition of Hydrogen Peroxide The decomposition of hydrogen peroxide is: H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g)

Transfer 600 mL of distilled water to the calorimeter and put the lid on. Attach the stirrer cable. Pipette 10 mL of the hydrogen peroxide solution into the calorimeter. Switch on the stirrer and allow ten minutes for an equilibrium rate of temperature rise to be established. Weigh out roughly 6 g of manganese dioxide. Start the chronometer and take temperature readings at one minute intervals for five minutes to define the slope of the pre-reaction period. On five minutes, add the manganese dioxide through the open glass tube in the lid to catalyse the decomposition. The temperature rises rapidly. By six minutes the actual reaction should be complete. Continue taking readings at one minute intervals from six minutes to ten minutes to establish the slope of the post-reaction period. Empty, clean and dry the calorimeter.

Data TreatmentFor each reaccion in turn type your values in Microsoft excel

Drag a box around the complete set of data and insert or draw a scatter graph (do not connect the points). Add a linear trendline to each of the two data sets, for the pre-reaction temperatures forecast the line forwards and for the post-reaction temperatures forecast the line backwards. Draw a vertical line at five and a half minutes and where this line intersects your extrapolations will give you Ti and Tf. Your graph should resemble figure 1. T is simply then Tf – Ti. Calorimeter calibration (i) The sulphamic acid was used in excess, hence the number of moles of reaction is equal to the number of moles of NaNO2 reacting. Calculate the quantity of NaNO2 added to the calorimeter in moles. (ii) Given that rHm for the calibration reaction is –420.5 kJ mol–1, calculate rH using your quantity of sodium nitrate and hence determine Cp using equation [3]. Hint: bear in mind the units, 1 kJ = 1000 J. Enthalpy of decomposition of H2O2 (i) The calorimeter contains the same volume of solution in both calibration and decomposition experiments so we can assume the same heat capacity. From the observed temperature rise and Cp, calculate rH for the H2O2 decomposed in the calorimeter using equation [2]. (ii) The hydrogen peroxide used was 100 volume, meaning it releases 100 times its own volume of oxygen gas upon decomposition. Its concentration was determined, by titration against

standard potassium permanganate solution, as 8.920 mol dm–3. Given this concentration, calculate the quantity of H2O2 added to the calorimeter in moles. (iii) From the number of moles of H2O2 added to the calorimeter, calculate rHm, in units of kJ mol–1, for the decomposition

(iv) The experiment measures the enthalpy of decomposition of H2O2 in aqueous solution, i.e. rH for the reaction: H2O2 (aq) → H2O (l) + ½ O2 (g) For the dissolution of pure liquid H2O2 in a large excess of water: H2O2 (l) + water H2O2 (aq) rH = –2.1 kJ mol–1 Use Hess’ Law to calculate the enthalpy for the decomposition of liquid H2O2. H2O2 (l) H2O (l) + ½ O2 (g) Calculation of the O–O bond dissociation energy in H2O2 (i) Write out the equation for the decomposition of pure H2O2 (l). Above the arrow, write in the value you obtained for the reaction enthalpy in the previous part. Leave a little space and then underneath the equation write elements in their standard states. Draw an arrow from there up to each substance. The arrows represent the enthalpies of formation of the species. Bearing in mind the enthalpy of formation of O2 (g) is zero and given the enthalpy of formation of liquid water is –285.8 kJ mol–1 it is now possible to determine the enthalpy of formation of liquid hydrogen peroxide using a Hess’ Law cycle. (ii) The enthalpy of vaporisation of H2O2, vapH, is rH for the process: H2O2 (l) → H2O2 (g) Given the value of vapH is +48.5 kJ mol–1, once again write elements in their standard states under this equation, draw arrows and using Hess’ Law calculate the enthalpy of formation of gaseous hydrogen peroxide. (iii) The dissociation energy of the (O–O) bond in hydrogen peroxide, written D(HO–OH), is rH for the process H2O2 (g) = 2HO· (g) Given the value of fH for OH· (g) is +33.9 kJ mol–1, once more, write elements in the standard states under this equation, draw arrows and using Hess’ Law calculate D(HO–OH) Finally, the dissociation energy of the O–O bond in the oxygen molecule, D(O2), is 498.3 kJ mol–1. This should be significantly higher than the value you have just calculated for the dissociation energy of the O–O bond in H2O2, D(HO–OH). Whilst there is no extra credit for doing so, can you think of a reason why this might be? You will be assessed on your calculated values for the enthalpy of decomposition of liquid hydrogen peroxide and, D(HO–OH), the bond dissociation energy of hydrogen peroxide

Traduccion

Prueba de Laboratorio. Termodinam

Termodinámica ExperimentoLa entalpía de descomposición de H2O2 en solución acuosaOBJETIVOS1. Para ilustrar el uso de la calorimetría en la medida experimental de los datos termodinámicos.

2. Para ilustrar el uso de la termodinámica y específicamente cálculo Ley de Hess de entalpías dede reacción, usando la descomposición de H2O2 como un sistema modelo.INTRODUCCIÓNEste experimento utiliza un calorímetro que comprende un recipiente Dewar equipado con un agitador accionado eléctricamentey un termómetro de mercurio. El calorímetro está bien aislado del entorno. Cuando unla reacción exotérmica se lleva a cabo en el interior del calorímetro, la temperatura se eleva. Siempre que la reaccióny aumento de la temperatura asociado son rápida corrección a continuación, para el intercambio de calor entre el calorímetroy el entorno es innecesario.En un experimento típico, la temperatura en el interior del calorímetro es monitoreado por un período de cincominutos. A continuación, se inicia la reacción, causando un aumento de la temperatura. La temperatura dentro de lacalorímetro se controla entonces por otros cinco minutos.Una temperatura esquemática vs gráfico de tiempo se muestra a continuación. Las lecturas se dividen en dos períodos:de pre-reacción y de post-reacción. Lo ideal es que durante los períodos pre-y post-reacción de reacción della temperatura debe permanecer constante, pero en la práctica a menudo hay una ligera deriva debido al calorgenerada por la agitación y el equilibrio de la temperatura entre el calorímetro y su contenido.Los pre-y post-reacción lecturas período debe ser linealmente extrapolarse a cinco minutos y medio.La diferencia Tf - Ti entonces da el aumento de la temperatura correcta. Figura 1: Una temperatura esquemática vs gráfico de tiempo.En este experimento se lleva a cabo una reacción del conocido cambio de entalpía molar dentro del calorímetro.Medición del aumento de la temperatura permite la determinación de la capacidad calorífica del calorímetro.Luego, una reacción de cambio de entalpía molar desconocido se lleva a cabo en el interior del calorímetro. Desdemedido aumento de la temperatura y la capacidad de calor conocido del calorímetro molar desconocidaentalpía puede calcularse.Cuando se lleva a cabo una reacción exotérmica en el calorímetro, el calor liberado por la reacción no estransferido desde el calorímetro a los alrededores, pero en su lugar se usa para calentar el calorímetroy su contenido. Si el aumento de la temperatura es T = Tf - Ti, a continuación, el calor, Q, requiere para calentar elsistema por T es: q = Cp T [1]donde Cp es la capacidad calorífica isobárica de todo el sistema.Este calor proviene de la variación de entalpía de la reacción: q = - rH(Nota: recuerde que la reacción es exotérmica, es decir H es negativo)Por tanto, tenemos: - rH = Cp T [2]Utilizamos una reacción conocida rH para calibrar el calorímetro (es decir, determinar Cp). Utilizamos la ecuación: Cp = - rH / T [3]

Nótese bien En este experimento, Rh es negativo ya que la reacción es exotérmica, y así Cp es positivo.El calorímetro se utiliza entonces para medir el cambio de entalpía molar para la reacción desconocida, nosvolver a aplicar la ecuación: - rH = Cp T [2]donde T es el aumento de la temperatura para la reacción desconocida.PROCEDIMIENTO EXPERIMENTALEquipos:Calorímetro isobárico con agitador y termómetro de precisión100 ml matraz aforado250 probeta ml10 ml pipetaCronómetroPera de gomaLave la botellaEspátulaPesaje de barcosProductos químicos:El nitrito de sodio NaNO2El ácido sulfámico NH2SO3HPeróxido de hidrógeno 100 volumen de solución de H2O2MnO2 de dióxido de manganesoCalibración: Medición de la capacidad calorífica del calorímetroLa reacción entre el ácido sulfámico y el nitrito de sodio en solución acuosa se utiliza:NH2SO3H (ac) + NaNO2 (ac) N2 (g) + H2O (l) + NaHSO4 (ac.)Para esta reacción a 25 ° C, RHM = -420,5 kJ mol-1. Se pesan exactamente a 11,30 g de NaNO2, se disuelven en agua destilada y completar hasta 100 ml en un100 ml matraz aforado. Mezclar bien. transferencia de 600 ml de agua destilada al calorímetro, añadir aproximadamente 5 g de ácido sulfámico,y poner la tapa. Conecte el cable de agitador. Poner el agitador y espere diez minutos para que el ácido sulfámico se disuelvan completamente y parauna tasa de equilibrio de aumento de la temperatura a ser establecida. Iniciar el cronómetro y tomar lecturas de temperatura en intervalos de un minuto durante cinco minutos adefinir la pendiente del período de pre-reacción. En cinco minutos, la pipeta 10 ml de la solución de NaNO2 en el calorímetro a través del vidrio abiertotubo en la tapa. La temperatura se eleva rápidamente. A los seis minutos, la reacción real debe sercompleto. Siga tomando lecturas a intervalos de una hora de seis minutos en diez minutosestablecer la pendiente del período posterior a la reacción. Vacíe, limpie y seque el calorímetro.Medida de la entalpía de descomposición del peróxido de hidrógenoLa descomposición de peróxido de hidrógeno es:H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2 (g) Transferir 600 ml de agua destilada para el calorímetro y poner la tapa. Conecte el cable de agitador.Pipetear 10 ml de la solución de peróxido de hidrógeno en el calorímetro. Poner el agitador y espere diez minutos para una tasa de equilibrio del aumento de temperatura seanestablecida.

Se pesa aproximadamente 6 g de dióxido de manganeso. Iniciar el cronómetro y tomar lecturas de temperatura en intervalos de un minuto durante cinco minutos adefinir la pendiente del período de pre-reacción. En cinco minutos, añadir el dióxido de manganeso a través del tubo de vidrio abierto en la tapa para catalizarla descomposición. La temperatura se eleva rápidamente. A los seis minutos, la reacción real debe sercompleto. Siga tomando lecturas a intervalos de una hora de seis minutos en diez minutosestablecer la pendiente del período posterior a la reacción. Vacíe, limpie y seque el calorímetro.Tratamiento de datosPara cada una reaccion a su vez escribir sus valores en Microsoft Excel

Arrastre un cuadro alrededor de la serie completa de datos e insertar o dibujar un gráfico de dispersión (no conecte elpuntos). Añadir una línea de tendencia lineal para cada uno de los dos conjuntos de datos, para el pronóstico temperaturas de pre-reacciónlos delanteros de línea y para las temperaturas de post-reacción pronostican la línea hacia atrás. Dibuje una línea verticallínea en cinco minutos y medio y donde esta línea corta a sus extrapolaciones le dará Ti y Tf.. Su gráfico debe ser similar a la figura 1 T es simplemente entonces Tf - Ti.Calibración Calorímetro(I) El ácido sulfámico se utiliza en exceso, por lo tanto, el número de moles de reacción es igual a lanúmero de moles de NaNO2 reaccionantes. Calcular la cantidad de NaNO2 añadió al calorímetroen moles.(Ii) Dado que RHM para la reacción de calibración es -420,5 kJ mol-1, calcular rH usando su cantidadde nitrato de sodio y por lo tanto determinar Cp utilizando la ecuación [3]. Sugerencia: tener en cuenta las unidades, 1 kJ= 1000 J.La entalpía de descomposición de H2O2(I) El calorímetro contiene el mismo volumen de solución en tanto la calibración y la descomposiciónexperimentos por lo que podemos asumir la misma capacidad calorífica. Desde el aumento de la temperatura observadoy Cp, calcular rH para el H2O2 descompuesto en el calorímetro mediante la ecuación [2].(Ii) El peróxido de hidrógeno usada fue 100 volumen, lo que significa que libera 100 veces su propio volumen de

gas oxígeno al descomponerse. Su concentración se determinó, mediante titulación contrasolución de permanganato de potasio estándar, como 8,920 mol dm-3. Dada esta concentración,Calcular la cantidad de H2O2 añadió al calorímetro en moles.(Iii) A partir del número de moles de H2O2 añadido al calorímetro, calcular RHM, en unidades de kJ mol-1,para la descomposición

(Iv) El experimento mide la entalpía de descomposición de H2O2 en solución acuosa, es decir, rHpara la reacción:H2O2 (aq) → H2O (l) + ½ O2 (g)Para la disolución de H2O2 líquido puro en un gran exceso de agua:H2O2 (l) + agua H2O2 (aq) rH = -2,1 kJ mol-1Utilice 'Ley Hess para calcular la entalpía para la descomposición de H2O2 líquido.H2O2 (l) H2O (l) + ½ O2 (g)Cálculo de la O-O la energía de disociación de enlace en H2O2(I) Escribe la ecuación para la descomposición de H2O2 puro (L). Por encima de la flecha, escribir en el valorque obtuvo para la entalpía de reacción en la parte anterior. Deja un poco de espacio y luegodebajo de la ecuación escribir elementos en sus estados estándar. Dibuje una flecha desde allí hastacada sustancia. Las flechas representan las entalpías de formación de la especie. Teniendo enimporta la entalpía de formación de O2 (g) es cero y, dada la entalpía de formación de agua líquidaes -285,8 kJ mol-1, ahora es posible para determinar la entalpía de formación de hidrógeno líquidoperóxido usando el ciclo Derecho a Hess.(Ii) La entalpía de vaporización de H2O2, vapH, es rH para el proceso:H2O2 (L) → H2O2 (g)Dado el valor de vapH es 48.5 kJ mol-1, una vez más, escribir elementos en sus estados estándarbajo esta ecuación, dibujar flechas y usando la ley de Hess calcular la entalpía de formación deperóxido de hidrógeno gaseoso.(Iii) La energía de disociación del enlace (O-O) en peróxido de hidrógeno, por escrito D (HO-OH), es rH parael proceso H2O2 (g) = 2HO • (g)Dado el valor de fH para OH • (g) es 33,9 kJ mol-1, una vez más, escribir los elementos de la normaEstados en virtud de esta ecuación, dibujar flechas y el uso de Hess 'Ley calcular D (HO-OH)Por último, la energía de disociación del enlace O-O en la molécula de oxígeno, D (O2), es 498,3 kJ mol-1.Esto debe ser significativamente mayor que el valor que acaba calculado para la energía de disociacióndel enlace O-O en H2O2, D (HO-OH). Si bien no existe un reembolso extra por hacerlo, ¿puedes pensar en unpor lo que este podría ser?Usted será evaluado en sus valores calculados para la entalpía de descomposición de hidrógeno líquidoperóxido y, D (HO-OH), la energía de disociación de enlace de peróxido de hidrógeno

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