Cap 1 y 2 termodinamica para dummies

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CONCEPTOS BASICOS DE TERMODINAMICA
Objetivos
1. Definir términos que se utilizan normalmente en el lenguaje 
de la Termodinámica. 
2. Escribir la ley de un gas Ideal y de una mezcla de gases 
ideales. 
3. Describir la diferencia entre gases ideales y gases reales, 
escribiendo la ecuación de estado de Van der Waals.
4. Usar las ecuaciones anteriores para resolver problemas. 
Termodinámica
La Termodinámica estudia los intercambios energéticos 
que acompañan a los fenómenos físico-químicos.
Al estudiar el intercambio de energía entre un sistema
y su entorno, se puede predecir en qué sentido puede 
ocurrir el cambio químico o físico.
En ese aspecto, la Termodinámica predice: 
➢ si los reactivos se transforman en productos, o
sea, si la reacción es espontánea o no.
➢ en qué medida ocurre el cambio, o sea, las cantidades
de productos que se obtienen y la cantidad de
reactivos que quedan sin reaccionar una vez
terminada la reacción, o sea, cuando se alcanza el
estado de equilibrio.
Termodinámica
A la Termodinámica:
➢ sólo le interesa el estado inicial y el estado final 
(no le importa cómo ocurre la reacción).
➢ no le interesa el tiempo que demora en ocurrir el
proceso.
➢ para estudiar el proceso mide propiedades
macroscópicas, tales como: 
temperatura, presión, volumen.
Termodinámica
Sistema: parte del universo que va a ser estudiado y 
para lo cual se le ponen límites físicos o imaginarios. 
Puede ser:
➢ sistema abierto: intercambia materia y
energía con el medio . Ej: la célula.
➢ sistema cerrado: sólo intercambia energía
con el medio. Ej: una estufa.
➢ sistema aislado: no intercambia materia ni
energía. Ej: café caliente en el interior de
un termo aislado.
Termodinámica: conceptos básicos
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Entorno: porción del universo que está fuera de los 
límites del sistema. En él hacemos observaciones sobre 
la energía transferida al interior o al exterior del 
sistema.
Por ejemplo, un vaso de precipitado con una mezcla de 
reacción puede ser el sistema y el baño de agua donde 
se sumerge el vaso constituye el medio ambiente.
Termodinámica: conceptos básicos
Para definir un proceso termodinámico basta 
establecer la diferencia entre el estado final y el 
estado inicial de sus propiedades macroscópicas, las 
cuales se llaman funciones de estado, como
➢ temperatura 
➢ presión
➢ volumen
Termodinámica: conceptos básicos
Estado termodinámico: es la condición en la que se
encuentra el sistema. 
Cada estado termodinámico se define por un conjunto
de sus propiedades macroscópicas llamadas funciones
de estado.
Las funciones de estado sólo dependen del estado
inicial y del estado final y no dependen de cómo ocurrió
el proceso. 
Las funciones de estado son: 
T = temperatura P = presión V = volumen
E = energía interna H = entalpía S = entropía
G = energía libre 
Funciones de estado
Las funciones de estado se escriben con mayúsculas.
Otras funciones que dependen de cómo se realice el 
proceso no son termodinámicas y se escriben con 
minúsculas. 
Estas son: q = calor w = trabajo
Energía interna y temperatura
Energía interna: es la capacidad de un sistema para 
realizar un trabajo. Tiene que ver con la estructura del 
sistema. Se debe a la energía cinética de las moléculas, 
la energía de vibración de los átomos y a la energía de 
los enlaces. No se puede conocer su valor absoluto, sólo 
la diferencia al ocurrir un cambio en el sistema: DE.
Es una función de estado.
Temperatura (T): es una función de estado 
y corresponde al promedio de la energía cinético 
molecular de un sistema gaseoso.
Calor y trabajo
Calor (q): es la energía transferida entre el sistema 
y su ambiente debido a que existe entre ambos una 
diferencia de temperatura. No es una función de estado.
Calor y trabajo
Trabajo (w): es la energía transferida entre el sistema 
y su ambiente a través de un proceso equivalente a 
elevar un peso. No es una función de estado.
Tipos de trabajo: expansión, extensión, elevación de un 
peso, eléctrico, etc.
Todas las formas de energía, por lo tanto también el 
calor y el trabajo,se expresan en las mismas unidades:
Caloría: es la energía necesaria para elevar en 1ºC 
la temperatura de un gramo de agua.
Erg: es el trabajo necesario para mover un cuerpo 
en 1 centímetro cuando éste resiste con la fuerza de 
1 dina.
Joule: es el trabajo necesario para mover un 
cuerpo en 1 metro cuando éste resiste con la fuerza 
de 1 newton.
Litro-atmósfera: es el trabajo que realiza un sistema 
gaseoso al cambiar su volumen en 1 litro contra una 
presión de 1 atmósfera.
Unidades de energía
1 cal = 4,18 Joule
1 Joule = 1 x 107 erg
La constante de los gases R:
R = 1,987 cal/ °K x mol 
R = 0,082 L x atm/ mol x °K
R = 8,315 J / mol x ºK
Unidades de energía
ECUACION DE ESTADO: EL GAS IDEAL
La ecuación de estado de un gas ideal se establece a partir de una 
serie de experimentos realizados entre 1600 y 1800, destacándose: 
1. Experimento de Robert Boyle
2. Experimento de Jacques Charles
3. La hipótesis de Amadeo Avogadro
Experimento de Robert Boyle
Bajo condiciones de temperatura y composición constantes, el 
volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión: 
donde V es el volumen, p es la presión, T es la 
temperatura absoluta, n es el número de moles de gas y 
k es una constante de proporcionalidad.
Experimento de Jacques Charles
Bajo condiciones de Presión y composición fijas, el volumen de un 
gas es directamente proporcional a su temperatura : 
La hipótesis de Amadeo Avogadro 
Volúmenes iguales de gases a la misma teperatura y Presión 
contienen el mismo número de partículas
Gases Ideales
Si se combinan las observaciones experimentales anteriores, se 
obtiene la ecuación de estado de los gases ideales: 
Mezcla de Gases
Los resultados anteriores son válidos para el caso del estudio de 
gases puros. En el caso de mezcla de gases es necesario recurrir a 
la ley de John Dalton : 
La presión ejercida por una mezcla de gases que se comportan 
idealmente es la suma de las presiones ejercidas por cada uno de ellos 
cuando ocupan individualmente el mismo volumen
Si en la mezcla participan los 
gases A y B entonces: 
donde p es la presión total del sistema gaseoso, pi es la presión 
parcial de cada gas en la mezcla.
Mezcla de Gases
Otra forma de escribir la ecuación anterior es :
donde xi es la fracción molar de 
la sustancia i.
Tabla de Unidades y Factores de Conversión de Presión
Gases Reales
Han sido propuestas varias ecuaciones de estado para 
representar gases bajo condiciones no ideales. Una de 
las más conocidas es la ecuación de estado de Van der 
Waals. Esta ecuación se construye tomando en cuenta 
dos hechos:
1. El volumen no nulo de las 
partículas gaseosas V − nb donde 
nb es el volumen ocupado por las 
partículas y b es una constante.
2. La presión depende tanto de la 
frecuencia de las colisiones 
moleculares con las paredes como 
del impulso de cada colisión. donde a es una constante.
Ecuación de van der Waals
De modo que la ecuación de estado de un gas ideal 
toma la forma:
Constantes de Van der Waals
Constantes de Van der Waals
Problemas
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Problemas
Problemas
Problemas
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De modo que la ecuación de 
estado de un gas ideal toma la 
forma:
CALOR, TRABAJO Y PRIMERA LEY DE 
TERMODINAMICA
Objetivos
1. Definir los conceptos de Trabajo, Calor, 
Capacidad Calórica y Energía Interna. 
2. Formular la Primera Ley de la 
Termodinámica. 
3. Definir el concepto de Entalpía.
4. Utilizar los conceptos anteriores para 
resolver problemas.
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Procesos
Trabajo
• Trabajo en Termodinámica se define como una cantidad de 
energía que fluye a través de los límites entre el sistema y el 
medio y que puede usarse para cambiar la altura de una masa 
en un medio.
• Trabajo es la energía que se transfiere entre un sistema y el 
medio que lo rodea cuando entre ambos se ejerce una fuerza. 
a. Cuando el gas se comprime,la altura de la masa en el 
medio baja y los volúmenes inicial y final se definen por 
las paradas mecánicas indicadas en la figura.
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Trabajo
La convención de signo para el trabajo es la siguiente: si 
disminuye la elevación de la masa en el medio, w es positiva; 
si aumenta, w es negativa. 
Es habitual decir que si w es positivo, el medio efectúa 
trabajo sobre el sistema. Si w es negativo el sistema efectúa 
trabajo sobre el medio
Usando la definición de la Física, se efectúa trabajo cuando 
un objeto sujeto a una fuerza, F, se mueve a través de una 
distancia, dl, de acuerdo con la integral de camino: 
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Usando la definición de presión como fuerza 
por unidad de área, el trabajo efectuado para 
mover la masa viene dado por:
Cálculo del trabajo de expansión en sistemas Gaseosos
Cálculo del trabajo de expansión en sistemas Gaseosos
Cálculo del trabajo de expansión en sistemas Gaseosos
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A 0.5 mole of gas at temperature 300 K expands isothermally from an initial volume of 2 L to 6 L
What is the work done by the gas?
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3.00 moles de un gas ideal a 27.0°C se expanden 
isotérmicamente desde un volumen inicial de 20.0 dm3 hasta un 
volumen final de 60.0 dm3 . Calcule w para este proceso (a) 
para una expansión frente a una presión externa constante de 
1.00 ×105 Pa y (b) para una expansión reversible.
Primera Ley Termodinámica
La primera ley de la Termodinámica se basa en la experiencia de que la energía no
se puede crear ni destruir, si se tienen en cuenta tanto el sistema como el medio ambiente.
Cuando ocurre un cambio de U (ΔUtotal) 
en un sistema en contacto con el medio que le rodea, viene dado por:
Todos los cambios en un sistema cerrado que no implican 
reacciones químicas o cambios de fase, se pueden
clasificar como calor, trabajo o combinación de ambos.
Primera Ley Termodinámica
La energía interna de tal sistema solamente puede cambiar por el 
flujo de calor o trabajo a través de los límites entre el sistema y el 
medio.
Este importante reconocimiento da lugar
a la segunda y más útil formulación de la 
primera ley:
ΔU = q + w
Calor
Calor es la energía que se transfiere entre un sistema y su medio 
exterior debido a una diferencia de temperatura entre el 
sistema y alguna parte del medio exterior.
Capacidad Calorífica
La respuesta del sistema al flujo de calor se describe mediante una 
importante propiedad termodinámica denominada capacidad 
calorífica. La capacidad calorífica es una propiedad dependiente 
del material, definida mediante la relación:
C se mide en el sistema de unidades SI, J/K
A menudo, en cálculos, se usa la capacidad
calorífica molar, Cm, que es una cantidad intensiva, cuyas 
unidades son J/mol K
Cv vs. Cp
El valor de la capacidad calorífica depende de las 
condiciones experimentales bajo las
cuales se determina. 
Las condiciones más comunes son volumen 
constante o presión constante, para las cuales la 
capacidad calorífica se denota mediante CV y CP, 
respectivamente
¿Cómo están relacionados CP y CV 
en un gas?
Capacidad Calorífica P constante
Una vez que se ha determinado la capacidad calorífica 
de una serie de sustancias diferentes, disponemos de una 
vía adecuada para cuantificar el flujo calorífico. 
Por ejemplo, a presión constante, el flujo de calor entre 
el sistema y el medio se puede escribir como:
Problema
Energía Interna
Cualquier función de estado, por ejemplo U, debe 
satisfacer la ecuación
Como ΔU es la misma en todos los caminos, y w es 
diferente para cada camino, concluimos que q es también 
diferente para cada camino.
Por tanto, ni q ni w son funciones de estado y se 
denominan funciones
de camino.
Primera Ley Termodinámica V Constante
La primera ley establece que: 
Imaginemos que el proceso se lleva a cabo en 
condiciones de volumen constante, entonces:
ΔU = q + w
Entalpía
Como P, V y U son todas funciones de estado, U + PV 
es una función de estado. Esta nueva función de estado 
se denomina entalpía y su símbolo es H.
Al igual que U, H tiene unidades de energía y es una propiedad 
extensiva.
Para un proceso que solamente implica trabajo P–V se puede 
determinar ΔH midiendo el flujo de calor entre el sistema y el 
medio a presión constante:
Primera Ley Termodinámica
Para un intervalo de temperatura 
en el que Cv es constante:
ΔH es función sólo de T para un gas ideal:
Problema